Apostila Quimica Geral

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Química- Apostila
Ementa: Átomo. Tabela Periódica. Ligação química. Estequiometria. Soluções. Cinética química. Equilíbrios. Introdução à termodinâmica. Introdução à Eletroquímica. Compostos de coordenação. Normas de segurança. Técnicas básicas de laboratório.
	Objetivo geral da disciplina
Proporcionar conhecimentos teóricos e práticos sobre os tópicos apontados na ementa para construir conhecimentos básicos e gerais necessários ao estudo das disciplinas de Química Orgânica, Físico-Química, Química Analítica e Bioquímica
	Objetivos específicos da disciplina
Compreender os conceitos e princípios básicos da disciplina;
Compreender a estrutura atômica;
Saber interpretar as diferentes unidades de concentrações e coeficiente de solubilidade;
Interpretar as equações químicas para efetuar cálculos estequiométricos;
Saber determinar o número de oxidação dos elementos de acordo com as funções inorgânicas; 
Saber calcular pH, concentração hidrogeniônica, Ka e pKa.
Compreender o mecanismo de formação de quelatos e sua importância em sistemas biológicos
Utilizar adequadamente equipamentos de laboratório para a realização de experiências
 2º semestre – 2015, Caçador- SC
Elementos químicos
Hidrogênio= Hidrogênio deve ser o elemento químico mais abundante no universo. Esse elemento junto com o oxigênio compõe a água. Combinado com o elemento carbono, o hidrogênio forma inúmeros compostos naturais e sintéticos. O gás hidrogênio é utilizado na síntese da amônia, na hidrogenação catalítica de óleos para a obtenção de margarinas, etc. 
Lítio= O cátion lítio que é encontrado no leite, no sangue, etc; tem sido utilizado como carbonato de lítio para o tratamento de pacientes maníaco-depressivos. Cloreto de lítio é utilizado em espetáculos pirotécnicos, sendo a cor lilás (roxa) relacionada a transições eletrônicas nos íons lítio.
Sódio= Cloreto de sódio é indispensável a humanos, pois atua como gerador de ácido clorídrico do estômago para a digestão dos alimentos e também mantém o equilíbrio osmótico das células (bomba sódio/potássio). Hipoclorito de sódio em solução aquosa 0,5 % pode ser utilizado como germicida. Hidróxido de sódio é utilizado na fabricação de sabão comum.. Estearina, um dos componentes da gordura de bovinos é um triéster utilizado na fabricação do sabão comum de sódio. Hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) é muito utilizado como antiácido e como aditivo à massa para a confecção de pães, biscoitos, etc.
Potássio= O íon potássio é facilmente absorvido pelo solo e assim ao contrário do íon sódio está pouco presente na água do mar. Cloreto é potássio é indicado para substituir cloreto de sódio para pessoas hipertensas. O potássio também pode ser utilizado para auxiliar no combate à câimbra (banana é mais indicado para adultos). As plantas extraem o íon potássio do solo, para a floração, que precisa ser reposto através de adubação adequada. O hidróxido de potássio é utilizado, a partir de cinzas de vegetais, para a obtenção do sabão mole. A presença de íon cálcio e também de íons magnésio, ferroso e férrico torna a água “dura”, pois forma precipitados (compostos pouco solúveis) como o sabão comum, mas não com detergentes (biodegradáveis – alguns sais de potássio, ou não biodegradáveis – sulfonatos ou sulfatos de sódio
Magnésio = Magnésio e cálcio auxiliam no tratamento de anemia. Magnésio é essencial a todos os organismos e está presente na clorofila para a realização da fotossíntese (síntese de glicose e oxigênio, a partir do gás carbônico e água, utilizado a parte visível da luz solar) em plantas verdes e algas. As plantas contêm dois tipos de clorofila e várias algas apresentam outros tipos. A fotossíntese é um sistema complicado, que envolve o fotossistema I (complexo de Mg2+) e o fotossistema II (complexo de manganês, em vários estados de oxidação, com massa molar em torno de 365.000 que executa a fotodecomposição da água). Na reação global da fotossíntese a água reage com dióxido de carbono para formar glicose e gás oxigênio. O sal de Epson (sal amargo) é extraído de minas e utilizado em solução aquosa como laxante. Óxido de magnésio quando misturado a água forma o “leite de magnésia”.
Cálcio= Cálcio e magnésio auxiliam no tratamento de anemia. Cálcio na forma de cátion bivalente é essencial para todos os organismos, pois participa da composição dos ossos e é um componente importante na plaqueta do sangue, como fator coagulante. Ca5(PO4)3X ( X = OH- , hidroxiapatita; X = F-, flúorapatita), é o componente em maior quantidade dos ossos e do esmalte dos dentes respectivamente. Hidroxiapatita, sendo uma base, reage com ácidos que são formados na fermentação dos alimentos o que provoca o desgaste dos dentes e a cárie. OH- é uma base mais forte que F- e assim, fluorapatita é menos reativa com ácidos que hidroxiapatita e por isso a aplicação de SnF2 (fluoreto de estanho II), provavelmente transforma a hidroxiapatita em flúorapatita o que evita a cárie. Nas cavernas de calcário verifica-se a formação de estalactite e estalagmite. 
Cromo: é considerado um fator essencial à tolerância da glicose. Está relacionado à insulina, ao metabolismo do açúcar e à diabete. 
Ferro: é elemento essencial a todos os organismos. Uma das classes mais importantes de transportadores de elétrons são os citocromos que estão presentes nos cloroplastos para a realização da fotossíntese e na mitocôndria para o reverso da respiração celular. O centro ativo dos citocromos é o grupo heme. Na hemoglobina (como quatro grupos heme e massa molar de aproximadamente 64500) e mioglobina (com um grupo heme e massa molar de aproximadamente 17000), que exercem a função de transportador e fixador de oxigênio molecular respectivamente, em animais superiores. Sulfato ferroso ou sulfato de ferro II é utilizado para auxiliar o tratamento de anemia. Atualmente o medicamento neutrofer é mais indicado. 
Cobalto: cobalto é essencial para muitos organismos, incluindo mamíferos, e está presente na vitamina B12 (cianocobalamina). Esta vitamina é necessária ao organismo, pois a sua falta acarreta anemia e hemorragias. A vitamina B12 é encontrada em fígado, ovos, carne e no leite. 
Platina: Alguns compostos de platina têm sido utilizados como anticancerígenos. O complexo [Pt(NH3)2Cl2], conhecido como cis-plantina, apresenta atividade farmacológica contra tumores malignos em testículos, ovários, cabeça e garganta, pois exerce influência bioquímica ligando-se à base guanina do DNA. O isômero trans é inativo contra o câncer. 
Cobre: O íon cúprico participa do sítio ativo de várias enzimas, do tipo não heme, que estão envolvidas no transporte de oxigênio molecular, em reações de redução-oxidação, e na síntese de importantes neurotransmissores. Hemocianina, com massa molar de aproximadamente 75000, é uma metaloproteína de cobre que transporta O2 em moluscos e antrópodes. Outra enzima importante de cobre é dopamina ( hidroxilase, com massa molar em torno de 290000, que também está envolvida na síntese de neurotransmissores como norepinefrina e epinefrina, também conhecida como adrenalina. 
Zinco e cádmio: o íon zinco é utilizado por enzimas e é essencial a todos os organismos. Carboxipeptidase A é uma enzima do pâncreas, como massa molar 34600, que contém cátion zinco e participa da hidrólise da ligação peptídica de aminoácidos. Cádmio é tóxico a todos os organismos se acumulando nos rins e está relacionado à hipertensão em humanos. 
Carbono: será estudado em Química Orgânica.
Chumbo: como os outros metais pesados, é tóxico ao organismo podendo afetar o sistema nervoso central.
Nitrogênio e Fósforo: Nitrogênio é essencial e necessário para a síntese de proteínas e de ácidos nucléicos. Na forma de fosfatos, o fósforo é fundamental para a atividade celular, pois participa da composição de moléculas envolvidas com a reserva de energia. AZT (3-azido-3.deoxythymidine) é utilizado no tratamento da AIDS; cafeína encontrada no café, no chá e nicotina encontrada no tabaco são outros exemplos de compostos nitrogenados.
Oxigênio: é essencial à vida aeróbica e à combustão.
Enxofre: enxofre faz parte do aminoácido cisteína e apresenta relevância biológica, entretanto sulfeto de hidrogênio é muito tóxico a animais superiores. Vários organossulfurados, dependendo da composição química, têm aplicações como quimioterápicos, por exemplo, as penicilinas, ou como inseticidas, fungicidas, etc. 
Flúor, cloro e iodo: Denominados halogênios (de grego, formadores de sais), são reativos e formam sais com os metais do 1º e 2º grupo da tabela periódica, metais de transição, etc. A 25ºC, F2 é um gás amarelo-claro, Cl2 é um gás amarelo-esverdeado, Br2 é um líquido castanho-avermelhado e I2 é um sólido violeta. 
Lista de Exercícios em dupla (Vale 3,5 para M1): Entregar dia 03 de setembro de 2015
Nomes: ______________________________ e __________________________ Farmácia 1ª fase.
 Escreva os nomes dos elementos (ou das substâncias ou do alimento) que auxiliam no tratamento de:
a- cãibra	(nome de um alimento)	R.: ___________________________________
b- hipertensão (nome do sal)		R.: __________________________________
c- depressão ( nome da substância)	R.: __________________________________
d- osteoporose (nomes de 2 elementos) R.: ______________ e ___________________
Represente os íons férrico e ferroso e identifique a forma iônica que auxilia no tratamento de anemia. 
R.: Férrico = _____, ferroso = _____ e o íon que auxilia no tratamento de anemia é: ______
Baseando-se no texto das páginas anteriores, identifique os elementos:
(			) Alguns de seus compostos têm sido utilizados como anticancerígenos. O complexo [Pt(NH3)2Cl2], conhecido como cis-plantina, apresenta atividade farmacológica contra tumores malignos em testículos, ovários, cabeça e garganta, pois exerce influência bioquímica ligando-se à base guanina do DNA. O isômero trans é inativo contra o câncer. 
(			) Participa do sítio ativo de várias enzimas, do tipo não heme, que estão envolvidas no transporte de oxigênio molecular, em reações de redução-oxidação, e na síntese de importantes neurotransmissores. Também é encontrado nas enzimas como norepinefrina e epinefrina, também conhecida como adrenalina. 
( 			) É o elemento químico mais abundante no universo. 
(			) Sua forma de cátion bivalente é essencial para todos os organismos, pois participa da composição dos ossos e é um componente importante na plaqueta do sangue, como fator coagulante. 
(			) É considerado um fator essencial à tolerância da glicose. Está relacionado à insulina, ao metabolismo do açúcar e à diabete. 
(			)A cor lilás (roxa) relacionada a transições eletrônicas nos íons lítio.
(			) É indispensável a humanos, pois atua como gerador de ácido clorídrico do estômago para a digestão dos alimentos e também mantém o equilíbrio osmótico das células (bomba sódio/potássio). 
(			) É essencial à vida aeróbica e à combustão.
(			) Seu sal de cloreto é indicado para substituir cloreto de sódio para pessoas hipertensas. 
 (			) Está presente na vitamina B12 (cianocobalamina). Esta vitamina é necessária ao organismo, pois a sua falta acarreta anemia, hemorragias e “falta de memória”. A vitamina B12 é encontrada em fígado, ovos, carne e no leite. 
 (			) Participa da hidrólise da ligação peptídica de aminoácidos e está presente na enzima Carboxipeptidase A
(			) É tóxico a todos os organismos se acumulando nos rins e está relacionado à hipertensão em humanos. 
(			) É tóxico ao organismo podendo afetar o sistema nervoso central.
(			) É fundamental para a atividade celular, pois participa da composição de moléculas envolvidas com a reserva de energia. AZT (3-azido-3. deoxythymidine) é utilizado no tratamento da AIDS.
 (			) Têm aplicações como quimioterápicos, por exemplo, as penicilinas, ou como inseticidas, fungicidas, etc. 
(			) É essencial a todos os organismos e está presente na clorofila para a realização da fotossíntese (síntese de glicose e oxigênio, a partir do gás carbônico e água, utilizado a parte visível da luz solar) em plantas verdes e algas. 
 (			) Está presente nos citocromos que exercem a função de transportador e fixador de oxigênio molecular em animais superiores. 
Representação de substâncias compostas
Borato de ferro II hidróxido de alumínio carbonato de sódio carbonato de alumínio 
Fosfato de sódio fosfato de cálcio sulfato de alumínio nitrato de alumínio 
Calcule a massa molar de:
Cu(NO3)2 Fe3(SO4)2 MgSO4 . 10 H2O (sal hidratado)
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO
1. INTRODUÇÃO:
Laboratórios de química não precisam ser lugares perigosos de trabalho (apesar dos muitos riscos em potencial que neles existem), desde que certas precauções elementares sejam tomadas e que cada operador se conduza com bom senso e atenção. Acidentes no laboratório ocorrem muito frequentemente em virtude da pressa excessiva na obtenção de resultados. Cada um que trabalha deve ter responsabilidade no seu trabalho e evitar atitudes impensadas de desinformação ou pressa que possam acarretar um acidente e possíveis danos para si e para os demais. Deve-se prestar atenção a sua volta e prevenir-se contra perigos que possam surgir do trabalho de outros, assim como do seu próprio.
	
2. NORMAS DE LABORATÓRIO:
01. É proibido comer, beber, ou fumar dentro do laboratório.
02. Cada operador deve usar, obrigatoriamente, um JALECO, sendo terminantemente proibida a execução de experimentos e a permanência no laboratório sem o mesmo. O jaleco é um Equipamento de Proteção Individual (EPI), portanto cada aluno deverá adquirir o seu. Além do jaleco (de preferência algodão), cada aluno deve estar com luvas e canetinha “marca vidro” para anotações nas vidrarias.
03. Sempre que possível, usar óculos de segurança, pois constituem proteção indispensável para os olhos contra respingos e explosões.
04. Ao manipular compostos tóxicos ou irritantes a pele, usar luvas de borracha.
05. A manipulação de compostos tóxicos ou irritantes, ou quando houver desprendimento de vapores ou gases, deve ser feita na capela.
06. Leia com atenção cada experimento antes de iniciá-lo. Monte a aparelhagem, faça uma última revisão no sistema e só então comece o experimento.
07. Otimize o seu trabalho no laboratório, dividindo as tarefas entre os componentes de sua equipe.
08. Antecipe cada ação no laboratório, prevendo possíveis riscos para você e seus vizinhos. Certifique-se ao acender uma chama de que não existem solventes próximos e destampados, especialmente aqueles mais voláteis (éter etílico, éter de petróleo, hexano, dissulfeto de carbono, benzeno, acetona, álcool etílico, acetato de etila). Mesmo uma chapa ou manta de aquecimento quente pode ocasionar incêndios, quando em contato com solventes como éter, acetona ou dissulfeto de carbono.
09. Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes e solventes que utilizar.
10. Seja cuidadoso sempre que misturar dois ou mais compostos. Muitas misturas são exotérmicas (ex. H2SO4 (conc.) + H2O), ou inflamáveis (ex. sódio metálico + H2O), ou ainda podem liberar gases tóxicos. Misture os reagentes vagarosamente, com agitação e, se necessário, resfriamento e sob a capela.
11. Em qualquer refluxo ou destilação utilize "pedras de porcelana" a fim de evitar superaquecimento. Ao agitar líquidos voláteis em funis de decantação, equilibre a pressão do sistema, abrindo a torneira do funil ou destampando-o.
12. Caso interrompa alguma experiência pela metade ou tenha que guardar algum produto, rotule-o claramente. O rótulo deve conter: nome do produto, data e nome da equipe.
13. Utilize os recipientes apropriados para o descartede resíduos, que estão dispostos no laboratório. Só derrame compostos orgânicos líquidos na pia, depois de estar seguro de que não são tóxicos e de não haver perigo de reações violentas ou desprendimento de gases. De qualquer modo, faça-o com abundância de água corrente.
14. Cada equipe deve, no final de cada aula, lavar o material de vidro utilizado e limpar a bancada. Enfim, manter o laboratório LIMPO.
Exercícios e orientações para aprofundar seus estudos sobre materiais de laboratório
Como deve ser o jaleco (comprimento, manga e tipo de tecido)?
Que tipo de calçado é ideal para realizar experimentos? Por quê?
Qual é a diferença entre PERIDO e RISCO?
Qual é o cuidado que deve ter para diluir ácido sulfúrico concentrado (diluir significa adicionar água)?
Por que razão NUNCA deve sozinho realizar experiências?
 
Além dos acessórios (jaleco, luvas, caneta para marcar vidros e outras peças), para os alunos a leitura prévia da experiência é fundamental para ter sucesso em suas práticas. Explique com suas palavras por que essa leitura é importante.
Mesmo não tendo risco de reações secundárias que possam liberar gases, por que razão não pode jogar resíduos em pias? (Obs.: em alguns casos, o descarte direto na pia é permitido; nesse caso a professora vai avisar).
Quando se utiliza CAPELA?
Quais são os principais cuidados em utilizar fogo (ou qualquer material de aquecimento como manta elétrica) em laboratório de química?
Qual o cuidado em relação ao cabelo comprido?
Pesquise:
O que é menisco de um líquido observado em pipetas, buretas e balões volumétricos?
O que significa dizer TARA para utilização de balança?
O que significa AFERIR em termos de experiências quantitativas?
Escrever e desenhar 3 vidrarias de precisão volumétrica utilizadas em laboratório de química.
Conhecimentos básicos de Química geral
Ânions
a- (monovalentes)
	Cloreto Brometo Iodeto Fluoreto Clorato Nitrato Hipofosfito 
	Cl - Br - I - F - ClO3 - NO3 - H2PO2 –
	
	Nitrito Permanganato Hidróxido Cianeto Bicarbonato
	NO2 - MnO4 - OH - CN – HCO3 - 
b- (Bivalentes ou divalentes)
	Carbonato Sulfato Sulfito Sulfeto Cromato Dicromato Óxido Peróxido 
	CO3 - - SO4 - - SO3 - - S - - CrO4 - - Cr2O7 - - O - - O2 - - 
	
	Cromato fosfito
	CrO4 - - HPO3- -
 
c- (Trivalentes)
	Borato (orto)fosfato Arseniato Antimoniato Ferricianeto
	BO3 - - - PO4 - - - AsO4 - - - SbO4 - - - Fe(CN)6 - - -
	
	Arsenito Antimonito
	AsO3 - - - SbO3 - - - 
d- (Tetravalentes)
	Silicato Pirofosfato Piroarseniato Piroantimoniato Ferrocianeto
	SiO4 - - - - P2O7 - - - - As2O7 - - - - Sb2O7 - - - - Fe(CN)6 - - - -
Cátions
a- (monovalentes)
	amônio potássio lítio sódio hidrogênio prata
	NH4 + K + Li + Na + H + Ag +
b- (Bivalentes ou divalentes) c- (trivalente) 
	zinco cádmio cálcio magnésio bário alumínio
	Zn ++ Cd ++ Ca ++ Mg ++ Ba + + Al + + + 
 
3- Cátions de números de oxidação (Nox) variável.
	Cobre ( 1+ = cuproso e 2+ = cúprico) Ouro (1+ = auroso e 3+ = áurico)
	Ferro (2+ = ferroso e 3+ = férrico) Chumbo (2+ = plumboso e 4+ = plúmbico)
Obs.: A representação gráfica de qualquer substância é feita por meio desses símbolos. Qualquer substância é eletricamente neutra. 
Uma substância simples é neutra e é representada por átomo ou átomos de um único elemento químico.
Uma substância composta é neutra e é formada por uma parte positiva e outra negativa. Geralmente a positiva fica na frente; e a negativa, atrás.
Representação de substâncias simples.
Diatômicas (di = dois; atômicas = átomos)
Flúor Oxigênio Nitrogênio Cloro Bromo Iodo Hidrogênio
Determinação da massa molar (massa de 1 conjunto MOL; 1 mol = 6,02 x 1023 entidades)
É calculada a massa molar de uma substância ou de um íon somando as massas atômicas dos elementos que compõem a mesma. 
EX.: H2O (massa atômica do H = 1 e a do O = 16)
H2O
1 16
 2 + 16 = 18 => 18 g/mol, isto é, 6,02 x 1023 moléculas de água apresentam uma massa de 18 g
Agora, pense: 
Dada a fórmula do nitrato de cálcio, Ca(NO3)2, e a massa atômica de cada elemento. 
Determine por QUANTAS VEZES essa massa atômica deve ser multiplicada.
Ca => 40 x __________
N => 14 x ___________
O => 16 x ___________
E a massa de um mol de Ca(NO3)2 é: R.: _________________________ g/mol
Obs.: 
Para efeitos de cálculo, aprenda fazer o arredondamento. Só para cloro e cobre considere até uma casa decimal. 
Cl = 35,5		Cu = 63,5
Sais hidratados. Esses sais apresentam água de cristalização na sua estrutura. Portanto, A MASSA dessa água precisa ser SOMADA à massa do sal.
Responda: 
Quanto “pesam” 2 mol de NaOH?		 R.: _____________________________ 
Quanto “pesam” 18,06 x 10 23 moléculas de Cl2 ? R.: ____________________________
Exercícios de fixação - Calcule o número de mol (n = número de mol) de:
Para resolver, você pode efetuar os cálculos de duas maneiras.
Pela fórmula => n = massa dada dividida por massa molar dessa substância ou Regra de três=> 1 mol “pesa” massa molar da substância, então x mol pesa a massa dada.
Agora, resolva aplicando essas duas maneiras. E só depois escolha o melhor método para você.
49 g de H2SO4	
	
 14,6 g de H2
2500 g de CaCO3
3,24 g de Al2(SO4)3
90 g de água
12,6 g de HNO3
Ácidos fortes e Bases fortes
5.1- ácidos							5.2- bases
a- hidrácidos: HI > HBr > HCl				a- grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr)
b- oxiácidos: nº de oxigênio menos nº de H+ = 2 e 3 b- alguns do grupo 2 ( Ca, Sr e Ba)
Compostos inorgânicos importantes:
6.1- Ácidos 	6.2- Bases
ácido clórico HClO3					Hidróxido de amônio NH4OH
ácido nítrico HNO3 					Hidróxido de sódio NaOH
ácido carbônico H2CO3 				Hidróxido de potássio KOH
ácido Sulfúrico H2SO4 					Hidróxido de cálcio Ca(OH)2
ácido fosfórico H3PO4					Hidróxido de alumínio Al(OH)3
Nomenclatura (esquema geral) 
7.1- ácidos 	7.2- sais e ânions
ácido per.............ico per...................ato
ácido .............ico ....................ato
ácido .............oso.....................ito
ácido hipo..........oso hipo.....................ito
ácido .............ídrico .....................eto
Exercícios: 
 Responda.
- Para diminuir acidez no estômago utilizam-se compostos de caráter básico. Nesse caso, o pH do solo aumenta. Então, para aumentar acidez do solo utilizam-se compostos de caráter _______________. Nesse caso, o pH do solo __________________.
- Por que razão não se utilizam ácido sulfúrico, ácido perclórico, nem hidróxido de sódio, hidróxido de potássio para corrigir pH do estômago?
R.: _______________________________________________________________________
Represente os seguintes ácidos e bases e classifique-os em fortes e fracos.
	Nome do composto
	Fórmula
	Classificação (forte ou fraco)
	Ácido perclórico
	
	
	Ácido sulfúrico
	
	
	Ácido fosfórico
	
	
	Ácido nitroso
	
	
	Ácido hipofosforoso
	
	
	Ácido clorídrico
	
	
	Ácido sulfídrico
	
	
	Hidróxido de amônio
	
	
	Hidróxido de cálcio
	
	
	Hidróxido de sódio
	
	
	Hidróxido de potássio
	
	
	Hidróxido de alumínio
	
	
	Hidróxido de zinco
	
	
(03/09/15) Aula prática- Experiência: Medidas e tratamento de dados- Leitura obrigatória
Extraído (e modificado) de: www.qmc.ufsc.br/geral/Exp.Quimica5119/Experiencia1_Medidas_tratamento_dados.pdf
Na leitura do volume de água em uma proveta ou em uma bureta, você notará que a superfície da água não é plana e forma um menisco. Leia sempre o ponto mais baixo do menisco quando se tratar de água ou de solução aquosa. 
 	Considere 2 medidas de dados experimentais: 20,46 mL e 14,60 mL. Observe que o algarismo zero da medida 14,60 deve ser escrito. Se você escrever somente 14,6 mL, você está indicando que o valor da medida está entre 14,5 e 14,7 mL, isto é, o último número é DUVIDOSO. Por outro lado, 14,60 significa um valor entre 14,59 e 14,61 ou entre 14,58 e 14,62, dependendo do desvio médio nas medidas realizadas. Note também, que escrever a unidade de medida é tão importante quanto anotar um número. 
 	O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores medidos. Por exemplo, foram efetuados 5 experimentos para mediar o volume uma certa quantidade de água utilizando pipeta graduada de até duas casas decimais. Os dados foram anotados abaixo.
 
Dados obtidos 
 (1º exp.) 20,46 mL 
 (2º exp.) 20,42 mL 						O desvio de cada medida será: 
 (3º exp. ) 20,45 mL 
 (4º exp.) 20,48 mL 						|20,46 - 20,46| = 0,00 
 (5º exp.) 20,48 ml						|20,42 - 20,46| = 0,04 
 Média 20,46 mL 						|20,45 - 20,46| = 0,01 
|20,48 - 20,46| = 0,02 
 	|20,48 - 20,46| = 0,02 
 								Média dos desvios = 0,02 
 
Portanto, o desvio médio é de 0,02 e o valor da medida é: 20,46 ± 0,02 mL 
Diferença entre precisão e exatidão: Todas as medidas possuem um determinado erro, cuja medida muitas vezes é limitada pelo equipamento que está sendo utilizado. 
 
EXATIDÃO: refere-se à tão próximo uma medida concorda com o valor “correto” (ou mais correto), ou seja, aceito na literatura como valor padrão. 
 PRECISÃO: refere-se à tão próximo diversos valores de uma medida estão entre si, ou seja, quanto menor seja o desvio médio, maior será a precisão na medida. 
 
O ideal seria que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser precisas e não serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. A média de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para uma medida do que uma única determinação. 
Exercício. Um determinado técnico de laboratório determinou a temperatura de ebulição de um determinado solvente, obtendo os seguintes valores: 42,50; 41,10; 40,20; 42,25; 39,85; 40,70 e 40,00 oC. Qual é a média e o desvio dessas medidas. Com quantos algarismos significativos deve ser representada a média da temperatura? Justifique a resposta. 
Resolução: 
Instruções para a aula experimental: Medidas e tratamento de dados.
Experiência A: Determinação do volume de uma gota de água 
Inicialmente, “pese” um béquer pequeno e anote. Em seguida adicione, com um conta-gotas, 30 gotas de água destilada ao béquer e anote a massa do conjunto. Anote seu peso.
Efetue o cálculo para determinar a massa de 30 gotas de água. (Dada a densidade da água = 1,0 g/mL)
 
Obs.: O objetivo deste procedimento é encontrar o número aproximado de gotas em um 
mililitros e o volume de uma gota de água. 
 
 Massa do béquer: ______ g 
 Massa do béquer com 30 gotas de água: ______ g 
 Massa das 30 gotas de água: ______ g 
Obs.: Utilizando este procedimento experimental, qual o volume de cada gota? 
Apresente os cálculos no item resultados e discussão do relatório. 
 
Experiência B: Medidas de volume e a calibrações de três equipamentos volumétricos 
 a) Pese um béquer seco, em uma balança com duas casas decimais. Meça 20 mL de 
água da torneira com uma proveta, coloque-a no béquer e pese-o novamente. Anote.
b) Adicione, ao mesmo béquer, mais 20 mL de água e pese-o novamente. Anote. Repita 
este procedimento, sempre acumulando as frações de 20 mL, mais cinco vezes e 
anote as massas obtidas. 
 
 Massas obtidas
 Béquer seco: _______ g 		 (anote nessa 2ª coluna a massa de 20 mL de água)
 + 20 mL de água _______ g					 _______ g 
 + 20 mL de água _______ g					 _______ g 
 + 20 mL de água _______ g 					_______ g 
 + 20 mL de água _______ g						 _______ g 
 + 20 mL de água _______ g 					_______ g 
 
Com as massas obtidas (cuidado! Apenas as massas da água e não da massa total), calcule o valor médio e Valor do desvio. Obs.: Exige-se a elaboração de uma tabela com desvios para o cálculo da sua média. 
 
 
 
 
c) Seque o béquer previamente utilizado e repita o procedimento anterior, utilizando uma pipeta volumétrica de 20 mL. Anote as massas obtidas. 
 
 Massas obtidas
 Béquer seco: _______ g 		 (anote nessa 2ª coluna a massa de 20 mL de água)
 + 20 mL de água _______ g					 _______ g 
 + 20 mL de água _______ g					 _______ g 
 + 20 mL de água _______ g 					_______ g 
 + 20 mL de água _______ g						 _______ g 
 + 20 mL de água _______ g 					_______ g 
 
Com as massas obtidas (cuidado! Apenas as massas da água e não da massa total), calcule o
 Valor médio e Valor do desvio. Obs.: Exige-se a elaboração de uma tabela com desvios para o cálculo da sua média. 
Resolução: 
Pergunta: A partir dos dados experimentais que você obteve nos itens da experiência B e C (medidas de volume), utilizando uma proveta e uma pipeta volumétrica, qual dos dois equipamentos possui maior precisão? Justifique a sua resposta e leve a sua conclusão para o relatório. 
Importante
O relatório completo deverá conter mais itens. Para conhecer todos os itens, estude também a PREPARAÇÃO DO RELATÓRIO http://www.professores.uff.br/pinheiro/cursos/introducao.pdf - abaixo o resumo)
Os relatórios devem ser redigidos de forma legível. As Figuras e gráficos podem ser impressas usando-se programas de computadores apropriados. Cada relatório deve conter de 4 a 8 páginas (nunca mais que 8 páginas) com os seguintes itens:
 Título do experimento e data em que ele foi realizado
1) Objetivo do experimento. Descrição clara e sucinta dos objetivos do experimento.
2) Reagentes e Materiais. Informar os reagentes (inclusive as concentrações) e as quantidades de materiais (por exemplo, 5 tubos de ensaio, 2 pipetas volumétrica de 10 mL...). Informar os reagentes altamente corrosivos e/ou tóxicos. 
3) Fundamentação teórica. Uma breve fundamentação teórica cujo objetivo é o de situar o tema do experimento. Esta fundamentação deve ser de no máximo uma página e meia.A fundamentação não deve ser uma cópia de textos. Para escrevê-la use as referências que foram sugeridas no plano de ensino, ou outras que você encontrar na literatura.
4) Parte experimental / Procedimentos. (empregar o verbo no presente ou no infinitivo) Deve conter uma descrição simplificada do procedimento seguido (incluindo-se modificações que tenham sido feitas), uma lista dos materiais, instrumentos e reagentes utilizados, sempre na forma de texto.
5) Resultados e discussão. (empregar o verbo sempre no passado) Esta é a parte mais importante do relatório. Nela você vai apresentar da forma mais clara e completa possível os resultados obtidos no experimento, acompanhados de uma análise crítica dos mesmos, com base nos conceitos envolvidos. Deve-se incluir todo o tipo de resultado obtido: observações visuais, dados numéricos (como volumes medidos, massas pesadas, tempos decorridos, temperaturas, mudanças de cores, etc) e dados instrumentais. Deve-se incluir também a parte essencial: os cálculos efetuados. Sempre que possível seus dados devem ser organizados na forma de tabelas e gráficos. Os gráficos sempre ilustram muito melhor os resultados do que as tabelas; dê preferência a eles. Tanto tabelas como gráficos devem possuir sempre um título e um número e estes devem ser referenciados no texto. O título deve ser claro e autoexplicativo, isto é, se alguém olhar apenas o gráfico ou tabela de seu relatório, deve ter uma boa ideia do que eles estão mostrando, apenas lendo os seus títulos. Títulos de tabelas são escritos acima da tabela. Títulos de figuras são escritos abaixo das figuras. Nunca apresente uma tabela ou uma figura antes do texto com sua descrição.
6) Conclusão. Apresentação sucinta (10 linhas) dos objetivos e dos resultados seguida de uma análise critica sobre o êxito alcançado. Na conclusão o estudante também é convidado a propor novas formas de análise, novos procedimentos bem como a criticar eventuais problemas verificados durante a elaboração do experimento.
7) Referências. Numere e relacione (em ordem de aparição no texto) todas as referências bibliográficas que você consultou para elaborar o relatório. Estas referências podem ser: livros ou periódicos (revistas e jornais científicos).
Estrutura atômica e Ligações químicas
	1- Os átomos instáveis apresentam a tendência em adquirir a estabilidade química assumindo configuração eletrônica dos gases nobre. Portanto, são reativos e formam compostos através de ligações químicas. 
Tendência dos elementos: 
Metais típicos ................ perder elétrons da camada de valência. 
Não metais..................... ganhar elétrons para completar a camada de valência.
Metais de transição........ perder elétrons da camada de valência, mas pode perder também das duas últimas camadas. Ex.: Ferro com carga 3+.
Essas tendências podem ser justificadas por propriedades periódicas dos elementos químicos que são:
eletronegatividade: é a tendência dos átomos em atrair os elétrons das ligações químicas. Essa propriedade aumenta de baixo para cima, de grupo 1 para grupo 17 da tabela periódica. Os gases nobres (grupo 18) não apresentam essa propriedade. 
Eletropositividade: é a tendência dos átomos em repelir os elétrons das ligações químicas. Essa propriedade aumenta de cima para baixo, de grupo 17 para grupo 1 da tabela periódica. Os gases nobres (grupo 18) não apresentam essa propriedade. 
Potencial ou energia de ionização: é a energia liberada na remoção de 1 elétron da última camada eletrônica por um átomo isolado no estado gasoso. Como consequência, há formação de cátion no estado gasoso. Essa energia aumenta de baixo para cima, de grupo 1 para 18 da tabela periódica. Para um átomo isolado no estado gasoso, a retirada de elétrons da última camada eletrônica é realizada por etapas sendo E1 (1º potencial de ionização) < E2(2º potencial de ionização) <E3(3º potencial de ionização)...
Afinidade eletrônica: é a energia absorvida na adição de 1 elétron à última camada eletrônica de um átomo isolado no estado gasoso. Como consequência, há formação de ânion no estado gasoso. Essa energia aumenta de baixo para cima, de grupo 1 para 17 da tabela periódica. Para um átomo isolado no estado gasoso, a adição de elétrons à última camada eletrônica é realizada por etapas sendo E1 (1ª afinidade eletrônica) < E2(1ª afinidade eletrônica ) <E3(1ª afinidade eletrônica)...
 3- Distribuição e configuração eletrônica.
	
É feita através do Diagrama de Pauling (obs.: consulta tabela periódica)
�
	4- Configuração eletrônica dos gases nobres:
	EX.: 2He = 1s2 	 10 Ne = 1s2 < 2s2 < 2p6 18 Ar = 1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 
	
	Os gases nobres, com a exceção do hélio = 2 elétrons, apresentam na camada de valência, 8 elétrons. 
Estabilidade química dos elementos representativos (famílias 1,2 13... 18 da tabela periódica)
Para camada K = regra de dueto (2 elétrons). Para as demais camadas Regra de Octeto= 8 elétrons. 
Obs.: Os elementos boro, berílio não obedecem a essa regra. Os elementos de transição (famílias 3, 4... 12 da tabela periódica) também não obedecem à Regra de Octeto. Nesse caso, aplica-se a Teoria dos orbitais moleculares. 
5- Configuração eletrônica escrita na forma cerne: 
	EX.: Bromo: 35 Br .................. [Ar] 3d10 4s2 4p5
 Enxofre: 16S .................... [Ne] 3s23p4
	 Telúrio: 52Te ........................[Kr] 4d10 5s2 5p4
6- Exercícios:
Escreva a forma cerne da distribuição eletrônica para os seguintes elementos.
a- alumínio b. cloro c- prata d- enxofre
R.: _______________________ R.: _______________________ R.: _______________________ R.: ______________________
e- hidrogênio f. fósforo g-estrôncio h- mercúrio
R.: _______________________ R.: _______________________ R.: _______________________ R.: ______________________
i- bário j- zinco k-molibdênio l- cobre
R.: _______________________ R.: _______________________ R.: _______________________ R.: ______________________
Escreva a configuração eletrônica na forma cerne para os seguintes íons:
a- sulfeto = b- iodeto =
c- sódio = d- férrico=
Ferroso = 						f- cobre II =
Prata= 						g- cálcio =
7- Para avaliar o caráter covalente ou iônico de ligações químicas, Linus Pauling (1932) sugeriu o critério da diferença de eletronegatividade (( elet.) entre os átomos envolvidos na ligação química, e de acordo com esse critério, quando:
(( elet.) < 1,7................................ predomina o caráter covalente...........fórmula molecular
(( elet.) > 1,7 ............................... predomina o caráter iônico................íon-fórmula
(( elet.) aproximadamente 1,7..... 50 % de probabilidade de caráter covalente e iônico.
8- Fórmula estrutural plana de acordo com a Regra de Octeto. 
	É a representação da estrutura das moléculas e dos compostos iônicos.
 Deverá obedecer a “regra da estabilidade química dos átomos”, isto é, nº de ligações covalentes (nas moléculas) e a transferência de elétrons (nos compostos iônicos). 
9- Exercícios:
Represente a fórmula estrutural dos seguintes elementos com as ligações covalentes:
	Elemento
	C
	H
	O
	N
	
Ligações covalentes
	
	
	
	
Obs.: Os elementos C,H,O e N são chamados de organógenos por que são os elementos essenciais na formação de compostos orgânicos como proteínas, carboidratos, lipídios e hidrocarbonetos. 
Represente a fórmula estrutural dos seguintes compostos moleculares:
a- H2CO3b- HNO3 c- H3PO4 
d- H2SO3 e- H2SO4 f- HNO2 
 g- CH4 h- SO3 i- C2H2
j- H2C2O4 k- H2S2O7 
l- H4P2O7 m- H4B2O5
n- HClO3 o- H3AsO3 p-C2H4 q- CO2 
10- Resumo: Classificação das ligações químicas:
	
	Ligação iônica ou eletrovalente
	Ligação molecular ou covalente
	Ligação metálica
	Ocorrência
	Entre metais e não metais
	Entre não metais e não metais
	Entre metais e metais
	Característica
	Transferência de elétrons
	Compartilhamento de elétrons
	Ausência de orientação geométrica (elétrons livres)
	Consequência
	Formação de íons
	Pode haver formação de polos negativo e positivo
	Formação de mar ou nuvem de elétrons
	Natureza da ligação
	Eletrostática
	Magnética
	Eletrostática
	Tipo de fórmula unitária
	Íon- fórmula
Ex.: NaCl
	Fórmula molecular
EX.: H2O
	Fórmula intermetálica
Ex.: Ag 
Forças intermoleculares
	Classificação 
( Van’ der Waals )
	Ocorrência
	Características
	Intensidade das Forças
	Dipolo induzido ou London
	Entre as moléculas apolares
	Apresentar, de acordo com VSEPR :
(2,0), (3,0), (4,0), (5,0), (6,0) e ligantes iguais
	É a mais fraca.
Ex.: hidrocarbonetos,
 BH3
 BeH2 ...
	 Dipolo-dipolo permanente
	Entre as moléculas polares
	De acordo com VSEPR, apresentar elétrons solitários no átomo central.
	Intermediária.
Ex.: H2S 
 PH3
 CH3Cl, ... 
	Dipolo-dipolo permanente do tipo pontes de Hidrogênio
	Entre as moléculas polares
	De acordo com VSEPR, apresentar elétrons solitários no átomo central, além disso, ter átomos de Hidrogênio ligados diretamente a elementos mais eletronegativos (F, O e N) 
	É a mais forte.
Ex.: HOH
 NH3
 HF
 Aminoácidos
 Álcoois, ...
Obs.: cada molécula de água efetua 4 ligações de hidrogênio.
Geometria molecular
	É determinado pela aplicação do método de VSEPR: Teoria da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência.
	A tabela abaixo foi extraída de http://pt.wikipedia.org/wiki/Geometria_molecular. (Obs.: quem preferir estudar p. 392- RUSSEL volume 1)
	Domínios eletrônicos
	D.E. ligantes
	D.E. não ligantes
	Geometria
	Ângulo das ligações
	Exemplo
	Imagem
	2
	2
	0
	Linear
	180°
	CO2
	
	3
	3
	0
	trigonal plana
	120°
	BF3
	
	3
	2
	1
	Angular
	120° (119°)
	SO2
	
	4
	4
	0
	Tetraédrica
	109.5°
	CH4
	
	4
	3
	1
	Piramidal
	109.5° (107.5°)
	NH3
	
	4
	2
	2
	Angular
	109.5° (104.5°)
	H2O
	
	5
	5
	0
	bipiramidal trigonal
	90°, 120°
	PCl5
	
	5
	4
	1
	Gangorra
	180°, 120° (173.1°, 101.6°)
	SF4
	
	5
	3
	2
	forma de T
	90°, 180° (87.5°, < 180°)
	ClF3
	
	5
	2
	3
	Linear
	180°
	XeF2
	
	6
	6
	0
	Octaédrica
	90°
	SF6
	
	6
	5
	1
	piramidal quadrada
	90° (84.8°)
	BrF5
	
	6
	4
	2
	quadrada plana
	90°
	XeF4
	
	7
	7
	0
	bipiramidal pentagonal
	90°, 72°
	IF7
	
Teoria da repulsão de pares eletrônicos da camada de valência: “Baseia-se na ideia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química. Essa teoria funciona bem para moléculas do tipo ABx, em que A é o átomo central e B é chamado elemento ligante. De acordo com essa teoria, os pares de elétrons da camada de valência do átomo central (A) se repelem, produzindo o formato da molécula.
	Assim, se houver 2 nuvens eletrônicas ao redor de um átomo central, a maior distância angular que elas podem assumir é 180 graus. No caso de três nuvens, 120 graus etc., sendo que é de extrema importância analisar se a ligação é covalente ou iônica.
	A ligação H2O é polar e os átomos separados são muito eletronegativos; a geometria molecular da água é angular, pois existe uma alta repulsão eletrônica entre os dois pares de elétrons livres no oxigênio e a ligação. A fim de conhecimento, a ligação H O é extremamente eletronegativa.” (http://pt.wikipedia.org/wiki/Geometria_molecular)
(Assistir vídeo: http://www.youtube.com/watch?v=i3FCHVlSZc4)
Reações de neutralização total e parcial entre ácidos e compostos de caráter básico (hidróxido, carbonatos e bicarbonatos).
	As reações que ocorrem entre compostos de caráteres opostos são chamadas de neutralização. O exemplo mais típico é a reação entre ácido e base de Arrhenius. 
	Para que ocorram reações de neutralização total é fundamental que o número de íons característicos de ácido seja igual ao número de íons característicos da base. Caso isso não aconteça, a reação é chamada de neutralização parcial. 
	Os produtos da reação de neutralização total são água e sal normal (Observe! Não é neutro; normal); e da parcial, água e sal ácido ou básico. 
	
Analise os exemplos:
H2SO4 + LiOH LiHSO4 + HOH (parcial; sal ácido)
O número de H+ é diferente do número de OH-.
O sal formado é ácido porque possui H+ que deriva do ácido sulfúrico.
H2SO4 + 2 LiOH Li2SO4 + 2 HOH (total; sal normal e neutro)
O número de H+ é igual ao número de OH-
O sal formado é normal porque não possui H+, nem OH-. 
E é neutro porque derivou do ácido forte e da base forte.
H3BO3 + NaOH NaH2BO3 + HOH (parcial; sal ácido; porém caráter básico)
Para 3 H+ só tem 1 OH- . Como sobram 2 H+ , estes íons que sobraram entram para formar sal ácido. O caráter desse sal ácido é básico porque deriva do ácido fraco e da base forte.
H3BO3 + 3 NaOH Na3BO3 + 3 HOH (total; sal normal e caráter básico)
Para 3 H+ tem 3 OH- . Como não há sobra de H+ , nem OH-, o sal formado é normal. O caráter desse sal normal é básico porque deriva do ácido fraco e da base forte.
Exercícios: Reações de neutralização ácido-base de Arrhenius
1- Obtenção de sais através das reações de neutralização total ácido e base 
 (nº de H+ = nº de OH - ). Para isso, acerte os coeficientes das equações químicas.
hidróxido de cálcio + ácido fosfórico
hidróxido de potássio + ácido fosfórico
hidróxido de amônio + ácido nítrico
hidróxido de alumínio + ácido sulfúrico
hidróxido de cálcio + ácido nítrico
hidróxido de ferro III + ácido fosfórico
2- Obtenção de sais através das reações de neutralização parcial ácido e base 
 (o nº de H+ é diferente do nº de OH - ). Nesse caso, conserve os coeficientes indicados nas equações químicas. 
 1 ácido sulfúrico + 1 hidróxido de sódio
 1 hidróxido de cálcio + 1 ácido fosfórico
 2 hidróxido de potássio + 1 ácido fosfórico
1 hidróxido de alumínio + 2 ácido nítrico
2ª lista de Exercícios em Dupla (Vale 1,5 para M2) – Entregar 22/10/15
Nomes: __________________________________________________________ Farmácia 1ª fase
(1,0) Complete a tabela:
	Substância
	 HOH
	 NH3
	 CO2
	BH3
	H2
	Fórmula estrutural de acordo com VSEPR
	
	
	
	
	
	Geometriamolecular
	
	
	
	
	
	Polaridade da molécula
	
	
	
	
	
	Ligação intermolecular presente nos estados sólido e líquido
	
	
	
	
	
(0,3) Representar e completar as seguintes equações de neutralização total.
Ácido sulfúrico + hidróxido de amônio
Ácido bórico + hidróxido de cálcio
Ácido nítrico + hidróxido de magnésio
(0,2) Representar e completar as seguintes equações:
Carbonato de sódio + ácido sulfúrico
Bicarbonato de cálcio + ácido clorídrico
Cálculo estequiométrico
Balanceamento por tentativa
Para quem tem dificuldades, aconselha-se a elaboração de uma lista contendo elementos da equação química. Então:
- lista de elementos com seus índices (índice= número de átomos do elemento) no 1º e no 2º membro. 
- escolha do elemento de maior índice (para sua escolha, o elemento só pode ter 2 índices; caso um elemento tenha 3 ou mais índices, ignore-o).
- inversão dos índices do elemento escolhido de 1º membro para o 2º membro e vice-versa. Nesse caso, os índices passam a serem coeficientes (coeficientes= números que ficam na frente das substâncias).
-acerto demais coeficientes seguindo a listagem dos elementos. O elemento que apresenta 3 ou mais índices deve ser acertado, preferencialmente, por último.
Exemplos:
NaOH + Cl2 NaCl + NaClO3 + H2O
KOH + I2 KI + KIO4 + H2O
Exercícios: Acerte os coeficientes por tentativa.
a) Cr + O2 Cr2O3
b) I2 + KIO3 + HCl KCl + ICl + H2O
c) K2 Cr2O7 + KOH K 2CrO4 + H2O
d) HI + H2SO4 I2 + H2S + H2O
e) H2S + Br2 + H2O HBr + H2SO4
f) H2S + HNO3 S + NO + H2O
g) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + P + CO
h) As + NaClO + H 2O H3AsO4 + NaCl
Introdução à eletroquímica: Balanceamento por óxido-redução ou redox
Conceitos básicos: 
Oxidação = perda de elétrons, portanto o Nox aumenta de 1º para o 2º membro.
Redução = ganho de elétrons, portanto o Nox diminui de 1º para o 2º membro. 
Agente redutor = é o reagente que sofre oxidação.
Agente oxidante = é o reagente que sofre redução.
Obs.: Numa reação de redox, o nº total de elétrons cedidos pelo agente redutor é igual ao nº de elétrons recebidos pelo agente oxidante. As reações de redox podem ocorrer sem o solvente e com o solvente. Normalmente o solvente utilizado é a água. Nas reações de redox (soluções aquosas) Utiliza-se o método do número de oxidação e das semirreações. Esse assunto será explicado mais tarde.
Estequiometria da Equação Química
Para estes cálculos, podem-se seguir alguns passos:
a. Fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);
b. Fazer contagem de mol de cada substância;
c. Ler no problema o que pede;
d. Relacionar as grandezas;
e. Calcular com regra de três (proporção).
É sempre importante relacionar as substâncias que têm dados e a substância que se deseja calcular alguma grandeza.
Massa da substância é relacionada a massa molar dessa substância
Volume, em litros, de um gás nas CNTP (T= 0ºC e P = 1 atm) é relacionado a 22,4 litros
Quantidade de matéria (número de mol) é relacionado a 1 mol
Número de átomos, moléculas, íons é relacionado a 6,02 x 1023
Pense:
Dados 9,0 g de água. Esse dado numérico é a massa, portanto deve-se relacionar à massa molar da água (18 g/mol)
Têm-se 0,25 mol de glicose. Esse dada numérico é a quantidade de matéria, portanto deve-se relacionar a 1 mol.
Da mesma forma: 4,5 g de hidróxido de sódio deve-se relacionar a ______________
Assim também, 3,0 x 1021 moléculas de glicose deve-se relacionar a ____________
Exemplo: Cálculo de Pureza
Este cálculo é muito utilizado nos laboratórios químicos, já que nenhuma substância é 100% pura. Sempre há alguma impureza. Por este motivo, alguns problemas já indicam a quantidade de impureza ou o quanto a substância é pura.
Se uma amostra de 40g de NaCl é 70% pura, quanto de NaCl há na amostra?
40g    - 100%
x (g)   –   70%
x = 28g de NaCl
Este é o primeiro passo para os cálculos estequiométricos que envolvem reações químicas com cálculo de pureza.
Exemplo: Cálculo de Rendimento
Nenhuma reação química tem 100% de aproveitamento. Geralmente a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc. O cálculo de rendimento é feito relacionando o valor esperado e o valor obtido de produto.
- Numa determinada reação química deve-se obter 500g. Porém, a reação só teve 60% de rendimento. Qual o valor da massa obtida de produto?
 100 %    –   500g
60%     –   x (g)
x = 300g
Exercícios com gabarito
Questão 01) O ácido fosfórico, H3PO4, pode ser produzido a partir da reação entre a fluoroapatita, Ca5(PO4)3F, e o ácido sulfúrico, H2SO4, de acordo com a seguinte equação química:
Considere a reação completa entre 50,45 g de fluoroapatita com 98,12 g de ácido sulfúrico.
a)	Qual é o reagente limitante da reação?
b)	Determine a quantidade máxima de ácido fosfórico produzida.
Gab: 
a)	fluoroapatita 
 é o reagente limitante da reação.
b)	29,41gH3PO4
Questão 02) Considerando a reação abaixo, responda as questões a, b e c.
2Na3PO4(aq) + 3Ba(NO3)2(aq) 
Ba3(PO4)2(s) + 6NaNO3(aq) 
a)	Quais os nomes dos reagentes?
b)	Quantos gramas de Ba3(PO4)2(s) são formados quando se mistura uma solução contendo 3,28 g de Na3PO4 com uma solução contendo 7,83 g de Ba(NO3)2?
c)	Se misturarmos quantidades de Na3PO4(aq) e Ba(NO3)2(aq) de modo a não haver sobras, ou seja, em proporção estequiométrica, e forem produzidos 2,04 kg de NaNO3(aq), qual será a quantidade de matéria produzida (em mols) de Ba3(PO4)2(s)?
gab: 
a) Na3PO4 e Ba(NO3)2
b) 6,01g
c) 4 mol
Questão 03) O gás sulfeto de hidrogênio é uma substância que dá aos ovos podres o nauseabundo odor que exalam. Esse gás é formado na reação de um ácido forte, como o ácido clorídrico, HCl(aq), com sulfeto de sódio, Na2S. Considerando que a reação química se processa até consumir todo o reagente limitante, quando são transferidos para um recipiente 195 g de sulfeto de sódio, 584 g de ácido clorídrico a 25% em massa e água destilada, a quantidade produzida de sulfeto de hidrogênio, em gramas, é igual a
a) 	779.
b) 	683.
c) 	234.
d) 	85.
e) 	68.
Gab:E
Questão 04) Estudos recentes indicam que as águas do aqüífero Guarani (um dos maiores reservatórios subterrâneos de água doce conhecidos no planeta) estão sendo contaminadas. O teor de nitrogênio já atinge, em determinados locais, valores acima do nível de tolerância do organismo humano. Em adultos, o nitrogênio, na forma de nitrito, atua na produção de nitrosaminas e nitrosamidas, com elevado poder cancerígeno. Considerando as equações químicas a seguir,
 
(produção do ácido nitroso no estômago)
 (produção da nitrosamina)
Determine a massa da nitrosamina que pode ser produzida a partir de um litro de água cujo teor em nitrito seja igual a 9,2 mg. Apresente seus cálculos. Massas molares, em g.mol–1: 
 e 
Gab: 
0,0148 g de nitrosaminaQuestão 05) O alumínio metálico reage com o óxido de ferro, Fe2O3, segundo a equação:
Essa reação é altamente exotérmica, chegando a fundir o ferro que é formado e, por isso, ela é utilizada para soldas. Partindo-se de 123 g de Fe2O3 e supondo a reação completa, a quantidade (g) de ferro líquido formada é, aproximadamente,
a)	172.
b)	43.
c)	86.
d)	112.
Gab: C
Questão 06) Alguns gases como o gás mostarda, o fosgênio, etc. são utilizados como arma de guerra devido ao alto grau de toxidez e de letalidade. A ação desses gases se deve à produção do ácido clorídrico, que é responsável pela irritação da pele, dos olhos e do sistema respiratório. No caso do fosgênio, a produção do ácido clorídrico é devido à equação não balanceada:
Admitindo que a dose letal gás fosgênio seja de 0,01 mg de HCl por kg de massa corporal, qual seria a quantidade aproximada de gás mostarda suficiente para matar uma pessoa com 70 kg ?
a)	0,76 mg.
b)	1,52 mg.
c)	152 mg.
d)	76 mg.
e)	700 mg.
Gab: B
Questão 07) Considere a reação representada por:
Esse precipitado amarelo, quando aquecido, libera cloro, Cl2 (g), amônia, NH3 (g) e HCl (g) (esses últimos podem produzir NH4Cl (s)), restando Pt(s) como resíduo. Na decomposição total de 1 mol de (NH4)2PtCl6 (s) a quantidade, em mols, de cloro (g), amônia (g) e cloreto de hidrogênio (g) é, respectivamente, igual a
a)	2, 2 e 2.
b)	2, 2 e 1.
c)	2, 1 e 2.
d)	1, 3 e 2.
e)	1, 2 e 3.
Gab: A
Questão 08) O óxido de magnésio é indicado como alternativa para diminuir a liberação de SO2 para a atmosfera. O referido fenômeno pode ser traduzido por meio da equação (não-balanceada) ao lado: MgO(s) + SO2(g) + O2(g) 
 MgSO4(s)
A respeito do fenômeno são feitas a seguintes afirmativas:
I	O produto deve conduzir a corrente elétrica quando dissolvido em água.
II	Para cada mol de SO2 são necessários 2 mols do MgO.
III	O MgO é um óxido básico enquanto o SO2 é um óxido ácido.
IV	Para tratar 1 tonelada de SO2 é necessário 1tonelada de MgO.
V	Ao final do processo, encontraremos uma substância composta de elevado ponto de ebulição.
São verdadeiras:
a)	apenas IV e V.
b)	I, II e V.
c)	II, III e IV.
d)	I, III e V.
e)	II, III e IV.
Gab: D
Questão 09) A geração de lixo é inerente à nossa existência, mas a destinação do lixo deve ser motivo de preocupação de todos. Uma forma de diminuir a grande produção de lixo é aplicar os três R (Reduzir, Reutilizar e Reciclar). Dentro desta premissa, o Brasil lidera a reciclagem do alumínio, permitindo economia de 95% no consumo de energia e redução na extração da bauxita, já que para cada kg de alumínio são necessários 5 kg de bauxita. A porcentagem do óxido de alumínio (Al2O3) extraído da bauxita para produção de alumínio é aproximadamente igual a
a)	20,0%.
b)	25,0%.
c)	37,8%.
d)	42,7%.
e)	52,9%.
Gab: C
Questão 10) 
A pólvora consiste em uma mistura de substâncias que, em condições adequadas, reagem, com rendimento de 100%, segundo a equação química abaixo:
Sob condições normais de temperatura e pressão, e admitindo comportamento ideal para todos os gases, considere a reação de uma amostra de pólvora contendo 1515 g de KNO3 com 80% de pureza. Calcule o volume total de gases produzidos na reação. Em seguida, nomeie os sais formados.
Gab: 
x = 537,6 L; Carbonato de potássio e sulfeto de potássio.	
Questão 11) A reação de combustão do monóxido de carbono é dada pela equação:
CO(g) + ½ O2(g) ( CO2(g)
Considere que esta reação ocorra em um sistema mantido nas CNTP e inicia-se a partir de seis litros de uma mistura estequiométrica de monóxido e oxigênio. Qual o volume total do sistema quando 50% do CO2 tiver sido formado?
a)	2,0 litros
b)	5,0 litros
c)	3,0 litros
d)	4,0 litros
e)	1,5 litro
Gab: B
Questão 12) De acordo com a reação abaixo, qual é o volume aproximado de hidrogênio formado ao se reagirem 50 g de zinco com excesso de ácido clorídrico a uma pressão de 4,3 atm e temperatura de 150 ºC?
Zn + 2 HCl 
 ZnCl2 + H2(g) 
(Dados: R = 0,082 atm 
 mol−1 K−1)
a)	0,769 
b)	2,2 
c)	22 
d)	6,2 
e)	62,1 
Gab: D
Questão 13) Sabe-se que alguns automóveis são equipados com airbags, bolsas de ar que se inflam em caso de acidente. O ar que enche a bolsa é proveniente de uma reação química entre nitreto de sódio e nitrato de potássio de acordo com a equação química
Considerando o N2 um gás ideal e considerando o sistema nas CNTP, a massa aproximada de NaN3(s) necessária para se encher um airbag de 60 litros é
a)	0,16 g.
b)	108 g.
c)	37,5 g.
d)	1,67 g.
e)	358,4 g.
Gab: B
 Questão 14) A aspirina (ácido acetilsalicílico) é utilizada em larga escala como analgésico e sua síntese está representada a seguir:
Considere que um comprimido de 1 grama de determinada marca de analgésico contenha 180 mg do princípio ativo.
A massa de ácido salicílico necessária para produzir um comprimido, considerando o rendimento do processo de 80%, corresponde a:
a)	102,4 mg;
b)	110,4 mg;
c)	138 mg;
d)	144 mg;
e)	172,5 mg.
Gab: E
Cálculo estequiométrico: Tabela do ANTES, DURANTE E DEPOIS.
A equação da reação de neutralização total pode ser escrita considerando uma porcentagem de rendimento. Nesse caso, aplica-se a tabela do ANTES, DURANTE E DEPOIS e determina o reagente limitante. Obs.: Quando o grau de rendimento não é fornecido, considerar 100%
 a) 1 HCl + 1 NaOH 1 HOH + 1 NaCl
	A
	 5,0 mol
	6,2 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 80,0 % RL= ?
 b) 1 H2SO4 + 2 NaOH 2 HOH + Na2SO4
	A
	 4,0 mol
	6,2 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 100,0 % RL= ?
 c) 3 HCl + 1 Al(OH)3 3 HOH + 1 AlCl3
	A
	 10,0 mol
	3,0 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 90,0 % RL= ?
 d) 3 H2CO3 + 2 Al(OH)3 6 HOH + 1 Al2(CO3)2
	A
	 5,0 mol
	6,2 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 80,0 % RL= ?
 e) 1 HCl + 1 NaOH 1 HOH + 1 NaCl
	A
	 8,0 mol
	5,0 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 80,0 % RL= ?
7- Reações de ionização: As reações de ionização também pode ser analisada com a aplicação da tabela do ANTES, DURANTE E DEPOIS com grau de ionização (( ) não tendo necessidade de determinar reagente limitante (RL).
 a) 1 H2SO4 2 H+ + SO4 - -
	A
	 8.,0 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 100,0 % 
 b) 1 H3PO4 3 H+ + PO4 - -
	A
	 5.,0 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 40,0 % 
 c) 1 NaOH Na+ + OH --
	A
	 6,4 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
( = grau de rendimento dado em % = 100,0 % 
 
 d) 1 Ca(OH)2 2 OH- + Ca + +
	A
	 3,2 mol
	
	Zero
	Zero
	D
	
	
	
	
	D
	
	
	
	
pH – potencial hidrogeniônico
- A escala do pH permite determinar o caráter (ácido, básico e neutro)de amostras.
- A medida de pH é também utilizada para avaliar a pureza dessas amostras.
- pH abaixo de 7,0 é caráter ácido
- pH acima de 7,0 é caráter básico
- pH igual a 7,0 é neutro
- Quanto menor pH, mais ácido; quanto maior pH, mais básico (alcalino).
Determinação do pH: Íons característicos
ácidos de Arrhenius: íon característico = H + (cátion hidrogênio ou hidrogênio ionizável) e em meio aquoso = H3O + . Esse íon H3O + recebe o nome de hidrônio ou hidroxônio.
 pH = - log [H + ] ou pH = - log [ H3O + ]
bases de Arrhenius: íon característico = OH - (hidroxila ou oxidrila). pOH = - log [OH - ].
c- A 25ºC ou 298K, pH + pOH = 14 e [H + ] .[OH -] = 1,0 x 10 – 14
A concentração molar ou concentração em quantidade de matéria (M = mol/L) dos íons H+ (cátion hidrogênio) ou dos H3O+ (cátion hidroxônio ou hidrônio) determina o valor do pH. O cálculo do pH é dada pela fórmula: pH = - log [H+] ou pH = - log [H3O+]
Uso da calculadora para a determinação do pH.
Ex.: [H+] = 2,45 x 10 – 6
Procedimentos: Tente verificar qual dos 2 procedimentos é aplicável a sua calculadora
 - log 2,45 exp – 6 enter
 2,45 exp +/- 6 log igual
Agora faça estes exercícios:
a. [H+] = 0,0045 b. [H+] = 1,0 x 10- 3 c. [H+] = 6,9 x 10- 12 d. [H+] = 3,0 x 10- 8 
R.: ____________________ R.: _______________________ R.: _______________________ R.: _______________________
 Fazendo o contrário, isto é, determinar [H+] a partir do pH
Ex.: pH = 9,3
Procedimentos: (verifique qual serve para sua calculadora)
2ª função log - 9,3 enter
9,3 +/- 2ª função log igual
Agora tente determinar [H+] a partir do pH
a. pH = 1,6 b. pH = 4,2 c. pH = 11,5 d. pH = 7,0 
R.: ________________ R.: ________________ R.: _______________________ R.: _______________________
 
Exercícios: Sabendo-se que pH + pOH = 14 (a 25ºC), complete a tabela utilizando a calculadora científica.
	[H+]
	[OH_]
	pH
	pOH
	Caráter
	0,000004 molar
	
	
	
	
	
	0,00000014 molar
	
	
	
	
	
	2,7
	
	
	
	
	
	1,6
	
	
	
	
	7,0
	
	
	
	12,8
	
	
	
	 1,0 x 10 -6 molar
	
	
	
	1,0 x 10 -3 molar
	
	
	
	
	1,0 x 10 -7 molar
	
	
	
	
	1,0 x 10 -12 molar
	
	
	
	
	
	1,0 x 10 -5 molar
	
	
	
	
	1,0 x 10 -7 molar
	
	
	
	
	1,0 x 10 -10 molar
	
	
	
(01/10/2015)- Aula Prática: Experiência - Reações Químicas em Solução Aquosa
(O relatório vale 2,5 pontos para M2 => instruções no final da página 36) 
1. Introdução
Uma das diferenças mais notáveis entre o nosso planeta e os outros do sistema solar é a existência de água líquida na Terra. Vivemos em um mundo de muita água. Três quartos da superfície do planeta estão cobertos por água líquida; além disso, a água no estado sólido e gasoso ocorre naturalmente em grande abundância. Muitos processos químicos na natureza ocorrem em solução aquosa. A existência de vida na Terra depende criticamente da capacidade da água de dissolver uma notável gama de moléculas polares. De fato, a maioria dos organismos vivos, tanto plantas como animais, é constituída predominantemente de água e seus processos bioquímicos dependem largamente dela. Além disto, a água é fator importante no controle do clima e da vida do planeta.
Devido à sua participação em interações íon-dipolo, dipolo-dipolo e ligação de hidrogênio, a água é um excelente solvente para uma enorme variedade de compostos e, por esta razão, tem sido extensivamente usada como meio de reação.
A polaridade e a capacidade de formação de ligações (pontes) de hidrogênio da água fazem dela uma molécula com grande poder de interação. Ela é um excelente solvente para moléculas polares. O motivo é que a água enfraquece muito as ligações eletrostáticas e as ligações de hidrogênio entre as moléculas polares, competindo por suas atrações. A constante dielétrica da água é 80, e assim a água diminui a força das atrações eletrostáticas por um fator de 80, em comparação com as forças estabelecidas no vácuo. A constante dielétrica da água é excepcionalmente grande em consequência de sua polaridade e de sua capacidade de formar camadas orientadas em torno de íons. Estas camadas orientadas de solvente produzem campos elétricos próprios, que se opõem aos produzidos pelos íons. Em consequência, a presença de água enfraquece pronunciadamente as atrações eletrostáticas entre os íons. 
As reações que ocorrem em meio aquoso podem ser classificadas como:
Reações de precipitação: são reações caracterizadas pela formação de um composto insolúvel, ou precipitado (um precipitado é um sólido insolúvel que se separa da solução). Por exemplo, quando a uma solução aquosa de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] é adicionado iodeto de sódio (NaI), forma-se um precipitado amarelo, o iodeto de chumbo (PbI2):
Pb(NO3)2 (aq) + 2 NaI (aq) ( PbI2 (s) + 2 NaNO3 (aq)
Reações ácido-base: também chamadas de reações de neutralização. Estas reações são geralmente caracterizadas pela seguinte equação:
ácido + base ( sal + água
Reações de oxidação-redução: são reações de transferência de elétrons. A reação de combustão de combustíveis fósseis é um exemplo de reação de oxidação-redução (redox). A maior parte dos metais e não metais são obtidos a partir de seus minerais por processos de oxidação ou redução. 
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos estudar os métodos e os princípios da análise qualitativa, utilizando diferentes tipos de reações químicas em meio aquoso.
3. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a execução dos experimentos.
4. Procedimento Experimental
1- Em uma estante de tubos de ensaio, coloque oito tubos e numere-os.
2- No tubo 1, adicione 10 gotas de solução de NaCℓ 0,1mol L-1. Em seguida, adicione 10 gotas de AgNO3 0,1mol L-1. Observe a reação. Leve o tubo ao sol e observe novamente;.
3- No tubo 2, adicione 10 gotas de BaCℓ2 0,1mol L-1. Em seguida, adicione 10 gotas de Na2SO4 0,1mol L-1. Observe a reação.
4- No tubo 3, adicione 5 gotas de CuSO4 0,1mol L-1. Em seguida, adicione 10 gotas de NaOH 0,1mol L-1. Observe.
5- No tubo 4, adicione 20 gotas de solução saturada de Na2CO3. Em seguida, adicione lentamente pelas paredes do tubo de ensaio, algumas gotas de HCℓ 6,0mol L-1. Observe.
6- No tubo 5, adicione 20 gotas de CuSO4 0,1mol L-1. Em seguida coloque um prego limpo elixado e observe.
7- No tubo 6, adicione alguns pedaços de papel alumínio. Em seguida adicione lentamente pelas paredes do tubo de ensaio, algumas gotas de HCℓ 6,0mol L-1. Observe.
8- No tubo 7, adicione 20 gotas de solução de KMnO4 0,1mol L-1. A seguir, adicione 10 gotas de H2SO4 3,0mol L-1 e, logo após, 20 gotas de H2O2 a 20V. Agite e observe.
9- No tubo 8, adicione 20 gotas de FeSO4 0,5mol L-1. A seguir, adicione 10 gotas de H2SO4 3,0 mol L-1 e, logo após, 20 gotas de H2O2 20V. Agite e, após observar, acrescente algumas gotas de KSCN 0,1mol L-1.
5. Elabore um relatório dessa aula em equipe (Vale 2,5 para M2).
Obs.: Apresentar os resultados dessa experiência escrevendo apenas as equações químicas balanceadas com as observações feitas (a cor das substâncias, formação ou não de precipitados e liberação de gases (efervescência)). 
Data da entrega: 08 de outubro (no dia da prova teórica)�
 SOLUÇÃO TAMPÃO
É uma solução que sofre pequena variação de pH quando a ela são adicionados H+ ou OH-
É uma solução que contém um ácido mais a sua base conjugada, em concentrações aproximadamenteiguais.
É uma característica de uma curva de titulação ácido fraco base forte, é um aumento no pH inicial seguido de um intervalo no qual o pH permanece relativamente constante, mesmo que continue sendo adicionada uma base. Uma situação semelhante ocorre em curvas de titulação ácido forte-base fraca. A resposta lenta do pH à adição de ácido ou base indica a ação tampão da solução. 
Tipos de solução tampão:
Ácido fraco + sal derivado de ácido fraco e base forte
Base fraca + sal derivado de base fraca + ácido forte
Dois sais
Adição de ácido forte ou base forte a um sal
ÁCIDOS E BASES CONJUGADOS ESTÃO RELACIONADOS ENTRE SÍ PELO 
GANHO OU PERDA DE UM H+.
Nota:
A maioria dos ácidos carboxílicos são ácidos fracos e a maioria dos ânions carboxilados é base fraca.
CAPACIDADE TAMPONANTE, (
É A MEDIDA DE QUANTO UMA SOLUÇÃO RESISTE A MUDANÇA NO pH quando um ácido ou uma base forte é adicionada.
	A característica mais notável da capacidade tamponante é que ela alcança um máximo quando pH = pKa, ou seja, um tampão é mais eficaz em resistir a mudança de pH quando pH = pKa, isto é, [HÁ] = [A-].
	 
	Na escolha de um tampão para um experimento, deve-se buscar um cujo pKa seja o mais próximo possível do pH desejado. A faixa de pH útil de um tampão geralmente é considerada pKa ( 1unidade de pH. A capacidade tamponante também pode ser aumentada aumentado a concentração do tampão.
Exercícios:
[C2H4O2] = [C2H3O2-] = 1 MOL/l. Adicionou-se 0,1 mol de OH- por litro. A relação ácido acético/íon acetato muda para [C2H4O2] /[C2H3O2-] = 1-0,1 / 1+0,1 = 0,82
Resolução: Como log 0,82 = 0,09 isto significa de acordo coma equação de Equação de Henderson-Hasselbalch que o novo pH será:	
pH = 4,74 - (- 0,09) = 4,83
Compare o efeito do pH na adição de 0,1 mol/L de H+ a 1 L de
a) tampão ácido fórmico – formiato [CH2O2] = [CHO2-] = 1 mol/L
b) água
Resoluções: 
a) tampão ácido fórmico – formiato [CH2O2] = [CHO2-] = 1 mol/L
pH = pKa - log [CH2O2] / [CHO2-] 
pH = 3,74 - log 1/1 = 3,74
com a adição de 0,1 mol de H+:
pH = pKa - log {([CH2O2] + H+:) / ([CHO2-] - H+)}
 
pH = 3,74 - log (1 + 0,1) / (1 – 0,1) = 3,74 - log 1,1/0,9 = 3,65
b) a água não é tamponada
	H2O + H2O ( H3O+(aq) + OH-(aq)
Não está presente o par ácido-base conjugada em concentrações iguais, portanto a variação do pH da água é muito suscetível a ação de ácidos e bases.
Calcule a variação no pH produzido pela adição de 0,2 mol/L do tampão ácido fórmico-formiato. 
Resolução:
pH = 3,74 - log 0,8 / 1,2 = 3,92
Agora é sua vez: Considerando os dados do exercício nº 2 resolva.
Calcule a variação no pH produzido pela adição de 0,5 mol/L do tampão ácido fórmico-formiato. 
Calcule a variação no pH produzido pela adição de 0,3 mol/L do tampão ácido fórmico-formiato
Curiosidade: Tampões em sistemas biológicos:
O sangue humano é tamponado por uma série de sistemas incluindo:
H2PO4-(aq) ( HPO42-(aq) + H+(aq) pKA = 7,20
H2CO3(aq)_ ( 2CO3-(aq) + H+(aq) pKA = 6,38
(08/10/15) - Prova Prática: pH e tampões- (Vale 2,0 para M2) – Farmácia- 1ª fase- Data: ______
Nomes: ___________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
Orientações e distribuição de pontos no final da página 41.
1- Objetivos:
- Determinar o pH de soluções utilizando os métodos colorimétricos (indicadores de pH) e potenciométrico;
- Reconhecer a capacidade teamponante;
- Relacionar os conhecimentos adquiridos ao funcionamento dos trampões de importância biológica.
Procedimentos
Escala padrão
- Preparar uma bateria de 8 tubos de ensaio e colocar em cada tubo 1 mL de solução –tampão de pH 3 a pH 10. É fundamental marcar os tubos com caneta “marca vidro” indicando pH da amostra.
- Adicionar 5 gotas do indicador universal e 9 mL de água destilada cada tubo.
- Comparar os resultados (cores). Anotar suas observações.
Experimento I
- Preparar uma bateria de 4 tubos de ensaio: 
- tubo 1: 5 gotas de indicador universal + 10 ml de água destilada
- tubo 2: 5 gotas de indicador universal + 1 ml do tampão pH = 7,0 + 9 ml de água destilada
-tubo 3: 5 gotas de indicador universal + 10 ml de água destilada
- tubo 4: 5 gotas de indicador universal + 1 ml do tampão pH = 7,0 + 9 ml de água destilada
- Determinar o pH de cada solução e anotar o resultado na tabela.
Experimento II
- tubo 1: adicionar 1 gota de NaOH 0,1 mol/L; determinar o pH e anotar na tabela.
- tubo 2: adicionar 1 gota de NaOH 0,1 mol/L; determinar o pH e anotar na tabela.
- soprar o ar expirado, por 15 segundos no tubo 1 e por 1 minuto no tubo 2. Comparar os resultados. Anotar essas observações na tabela.
- tubo 3- adicionar 2 gotas de HCl 0,1 mol/L; determinar o pH e anotar na tabela.
- tubo 4- adicionar 2 gotas de HCl 0,1 mol/L; determinar o pH e anotar na tabela
	 - Continuar a adição de HCl ao tubo 4, gota a gota, até alcançar a cor do tubo 3. Contar quantas gotas de HCl devem ser adicionadas até que se obtenha a mesma coloração do tubo 3. 
Resultados obtidos em forma de tabela
Tabela para experimento padrão
	Nº do tubo e seu pH
	Cor observada
	1 – 3,0
	
	2 – 4,0
	
	3- 5,0
	
	4- 6,0
	
	5- 7,0
	
	6- 8,0
	
	7- 9,0
	
	8- 10,0
	
Tabela para experimentos I e II.
	Tubos
	Amostra
	pH
	Observações (mudanças)
	1
	Água destilada
	
	
	
	+ 1 gota de NaOH 0,1 mol/L
	
	
	
	+ ar expirado por 15 segundos
	
	
	2
	Tampão pH = 7,0
	
	
	
	+ 1 gota de NaOH 0,1 mol/L
	
	
	
	+ ar expirado por 60 segundos
	
	
	3
	Água destilada
	
	
	
	+ 2 gotas de Hcl 0,1 mol/L
	
	
	4
	Água destilada
	
	
	
	+ 2 gotas de Hcl 0,1 mol/L
	
	
	
	Nº de gotas para ter pH = tubo 3
	
	
Questionários.
Pesquisar o que singinifica PONTO ISOELÉTRICO e calcular esse ponto isoelétrico da glicina sabendo os valores de pKa1 = 2,4 e pKa2 = 9,7.
Calcular o valor de pH de uma solução de 0,001 mol/L de ácido sulfúrico (α = 100%, pois se trata de um ácido forte)
Calcular o valor de pH de uma solução de 0,001 mol/L de hidróxido de sódio (α = 100%, pois se trata de uma base forte)
Calcular o valor de pH de uma solução resultante da mistura de 40 mL de solução de ácido sulfúrico 0,002 mol/L com 60 mL de de hidróxido de sódio 0,001 mol/L.
Dada a tabela de indicadores com cores.
Com as informações dadas na tabela dos indicadores, complete com a cor. 
	Indicador
	Meio básico
	Meio ácido
	
	Indicador
	Meio básico
	Meio ácido
	Fenolftaleína
	
	
	
	
	
	
	Azul de bromotimol
	
	
	
	
	
	
Orientação e distribuição de pontos (Total = 2,5 para M2)
	- Para responder, podem consultar quaisquer materiais;
	- Deverá constar somente o nome dos alunos da equipe que fizeram a experiência;
	- O uso de jaleco e luvas é obrigatório;
	- Na parte prática será observado também a postura dos alunos de forma individual.
	- Quanto à pontuação:
Parte prática e anotações dos resultados nas tabelas = 1,0
Parte teórica (questionário) = 1,5
Estudo das soluções
1- Solução aquosa.
As misturas homogêneas são chamadas de soluções.
As soluções aquosas: Aquosas indicam a água, portanto, o solvente utilizado para dissolver soluto é água.
2- Designações 
A letra minúscula s ou nº 1 indica o soluto.
A letra minúscula sv ou nº 2 indica o solvente.
Grandezas sem devida designação indicam a solução.
3- Unidades de concentrações (Essas fórmulas vão ser utilizadas em Físico-química)
a- concentração