RELATÓRIOS DE EXPERIMENTAL

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
PROFESSORA: Bianca Viana de Sousa
ALUNOS: Anderson dos Santos Formiga - 21011948
 Cícero Thércio Rodrigues de Assis - 21011951
Maria Tais Claudino de Almeida - 21011764
Raíla Araújo Duarte do Rêgo - 21015009
Tairine Ellen da Silva Freitas - 21011776
RELATÓRIOS DE
QUÍMICA EXPERIMENTAL
CAMPINA GRANDE – PB
18/06/2010
EXPERIMENTO I 
DENSIDADE DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS
OBJETIVOS
Determinar a densidade de um líquido;
Determinar a densidade de um sólido;
Estudar o método pelo qual se calcula a densidade de um sólido e de um líquido.
REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
Sabe-se que existem inúmeras substâncias diferentes. Elas são reconhecidas pelas suas propriedades, que podem ser:
extensivas - dependem do tamanho da amostra
intensivas - não dependem do tamanho da amostra
Devido a isso, as propriedades intensivas são as mais utilizadas pra analisar e reconhecer substâncias, pois apresentam as mesmas características quaisquer que sejam as quantidades das amostras.
Nesse relatório, focaremo-nos em apenas uma das propriedades: densidade. Essa propriedade é definida como a razão entre a massa de amostra e seu volume. Temos:
 = massa / volume
As unidades utilizadas geralmente são g/cm³, g/mL, g/L.
Alguns fatores influenciam na densidade como composição química, estado físico da amostra e, principalmente, a temperatura. Quando uma substância é aquecida ou resfriada, seu volume aumenta ou diminui, ou seja, a densidade também muda. Outro fator que influencia a densidade de uma substância é a pressão, porém, como esta influência é muito menor que a da temperatura, ela não é considerada.
Partindo da densidade, pode-se obter resultados nos fenômenos da flutuação e da pressão hidrostática, pois sabe-se que materiais menos densos tendem a ficar na superfície de materiais mais densos. Além de processos como esses, a densidade é importante para definir as aplicações de produtos que usamos. Como exemplos têm-se a utilização dessa propriedade nas indústrias náutica, aeronáutica, alimentícia, entre outras. 
Uma propriedade semelhante à densidade é o peso específico ou densidade relativa. Ela é definida como a razão entre a densidade de uma substância e a densidade de uma substância de referência tal como a água ou pela relação que existe entre a massa da amostra e a massa de um igual volume de uma substância tomada como padrão, água para líquidos e hidrogênio para gases. Temos:
Densidade relativa = densidade da substância / densidade da água
Ou
Densidade relativa = massa / massa de um igual volume da substância padrão
No experimento relatado, foram utilizadas duas técnicas para determinar a densidade das amostras: picnometria e densimetria.
A técnica da picnometria é usada para determinar a densidade relativa de um líquido. Pra isso é utilizado o picnômetro, um pequeno frasco de vidro usado para determinar a densidade relativa. Ele possui uma abertura larga e uma tampa perfurada na forma de um fino tubo longitudinal, de modo que sua capacidade sempre será a mesma. Ao se encher um picnômetro, deve-se ter cuidado pra evitar a formação de bolhas, pois estas são fontes de erros experimentais.
Já a densimetria ou aerometria é o processo que faz uso de um instrumento chamado densímetro, o qual é utilizado para medir a densidade dos líquidos. Trata-se de um instrumento dividido em duas regiões: o tubo e o bulbo. A escala usada para determinar o valor da densidade fica no tubo; já no bulbo fica uma determinada quantidade de chumbo. Ao mergulharmos o densímetro no líquido, ele flutua até se equilibrar nos líquidos cujas densidades queremos medir. Ele não pode ser pesado demais nem leve demais. O ponto indicado pela superfície do líquido deslocado pelo densímetro na escala será o valor da densidade. 
O densímetro utiliza o principio do empuxo. Descoberto por Arquimedes, empuxo é a força que provoca a flutuação dos corpos nos líquidos. Temos:
I = ρVg , 
onde:
ρ = densidade;
V = volume do corpo;
g = aceleração da gravidade.
I = empuxo
Um dos usos mais comuns do densímetro é nas bombas de combustível. Geralmente são utilizados para verificar se a quantidade de água no álcool hidratado está de acordo com o especificado.
 
PARTE EXPERIMENTAL
– MATERIAIS
Balança analítica
Proveta
Amostras metálicas
Densímetro
Picnômetro
Água
Solução aquosa de álcool isopropílico
Soluções aquosas de cloreto de sódio
METODOLOGIA
– DENSIDADE DE SÓLIDOS
Tomou-se uma das amostras e pesou-se na balança analítica;
Colocou-se numa proveta de 100mL, quantidade de água suficiente para cobrir totalmente a amostra recebida;
Leu-se o volume inicial;
Deixou-se a amostra escorregar lentamente na proveta e depois agitou-se a mesma cuidadosamente;
Leu-se o volume final;
Repetiu-se o procedimento com as outras amostras.
Densidade de sólidos de materiais diferentes
	Amostra
	Peso(g)
	Volume Inicial (mL)
	Volume Total (mL)
	1
	3,22
	60
	61
	2
	107,45
	40
	50
	3
	3,87
	40
	41
	4
	4,52
	40
	41
	5
	5,44
	40
	41
– DENSIDADE DE LÍQUIDOS I
Colocou-se numa proveta de 250mL determinado volume da solução de NaCl;
Em seguida, colocou-se o densímetro e fez-se a leitura da densidade;
Repetiu-se o procedimento para outras soluções.
Soluções de NaCl em diferentes concentrações
	Amostra
	Concentração da Solução (g/L)
	Densidade Prática
(g/mL)
	1
	Desconhecida
	1, 020
	2
	20
	1, 010
	3
	40
	1, 025
	4
	60
	1, 035
	5
	80
	1, 050
	6
	100
	1, 060
– DENSIDADE DE LÍQUIDOS II
Tomou-se um picnômetro vazio e pesou-se numa balança analítica;
Colocou-se no picnômetro um volume conhecido da amostra;
Pesou-se o picnômetro com a amostra.
Soluções aquosas
1 – Água
2 – Álcool Isopropílico
3 – Solução Aquosa de Álcool Isopropílico
	Amostra
	Volume (mL)
	Massa Inicial (g)
	Massa Final (g)
	1
	50
	20,28
	82,82
	2
	50
	20,28
	69,35
	3
	25
	20,28
	78,97
CÁLCULOS
 V = Vf – Vi
 V = volume do sólido Vf = volume final da solução deslocado pelo sólido
 Vi = volume inicial da solução
 ρ = m/v 
 ρ = densidade m = massa do sólido 
 m = mf – mi 
 m = massa da amostra mf = massa da amostra mais a do picnômetro
 mi = massa do picnômetro
– DENSIDADE DE SÓLIDOS
 Amostra 1: V = 61 – 60 = 1 mL ρ = 3,22/1 = 3,22 g/mL
 Amostra 2: V = 50 – 40 = 10 mL ρ = 107,45/10 = 10,745 g/mL
 Amostra 3: V = 41 – 40 = 1 mL ρ = 3,87/1 = 10,745 g/mL
 Amostra 4: V = 41 – 40 = 1 mL ρ = 4,52/1 = 4,52 g/mL
 Amostra 5: V = 41 – 40 = 1 mL ρ = 5,44/1 = 5,44 g/mL
– DENSIDADE DE LÍQUIDOS I
 Como as amostras líquidas destes experimentos foram medidas por um densímetro, então temos as densidades práticas da solução de Cloreto de Sódio (NaCl) em diferentes concentrações.
 Amostra 1: ρ = 1,020 g/mL Concentração de NaCl – Desconhecida
 Amostra 2: ρ = 1,010 g/mL Concentração de NaCl – 20g/L
 Amostra 3: ρ = 1,025 g/mL Concentração de NaCl – 40g/L
 Amostra 4: ρ = 1,035 g/mL Concentração de NaCl – 60g/L
 Amostra 5: ρ = 1,050 g/mL Concentração de NaCl – 80g/L
 Amostra 6: ρ = 1,060 g/mL Concentração de NaCl – 100g/L
– DENSIDADE DE LÍQUIDOS II
 Amostra 1: m = 62,54 – 20,28 = 62,54 g ρ = 62,54/50 = 1,2508 g/mL
 Amostra 2: m = 69,35 – 20,28 = 49,07 g ρ =49,07/50 = 0,9814 g/mL
 Amostra 3: m = 78,97 – 20,28 = 58,69 g ρ = 58,69/25 = 2,3476 g/mL
 
QUESTIONÁRIO
– Com base nos dados observados, calcular as densidades das amostras em g/cm³ e o erro percentual:
E(%) = |(Valor Experimental)-(Valor Teórico) x100%
 (Valor Teórico)
 5.1.1 – DENSIDADE DE SÓLIDOS
Amostra 2: E(%) = |10,745 – 10,5| x 100% = 2,33%
	 10,5
 Amostra 4: E(%) = |4,52 –4,55| x 100% = 0,66%
	 4,55 
 
 5.1.2 – DENSIDADE DE LÍQUIDOS I
 5.1.3 – DENSIDADE DE LÍQUIDOS II
 Amostra 1: E(%) = |1,2508 – 1| x 100% = 25,08%
	 1 
 Amostra 2: E(%) = |0,9814 – 0,786| x 100% = 24,86%
	 0,786 
 5.2 – Explicar a influência da temperatura na densidade dos sólidos.
 Pelos conceitos de dilatação, quando inserimos ou retiramos calor de uma dada amostra de sólido, essa por sua vez retrai-se ou dilata. Dilatar nada mais é do que aumentar de volume, e, quando um corpo aumenta de volume (sem acréscimo em sua massa) a sua densidade diminui, dado que ρ = m/v. Então, quanto maior o volume menor será sua densidade. Através daí, podemos concluir que a temperatura influencia na densidade dos sólidos. 
 5.3 – Explicar como a determinação da densidade seria afetada se:
A amostra não ficasse completamente submersa na água da proveta;
O volume deslocado da água da proveta seria menor, e consequentemente a densidade seria maior.
 Ocorresse a formação de bolhas na superfície da amostra.
A presença de bolhas introduz erros experimentais aleatórios, porque é um erro que surge mesmo em situações em que se tem muito cuidado, é causado acidentalmente e pode ser atenuado, mas não eliminado. Se as partículas têm arestas aguçadas, as bolhas de ar, que podem ser encontradas no agente de separação, ficarão depositadas nos cantos e arestas. Forma-se então um efeito de bóia nas partículas em suspensão no agente de separação. Devido à tensão superficial do agente de separação, por um lado, e à pressão das condições locais, por outro, o agente de separação não consegue expelir o ar contido nas cavidades e, como tal, remover as bolhas de ar. Estas bolhas de ar afetam a densidade das partículas (densidade efetiva < densidade material), conduzindo a uma separação não pura. 
 – Explique outras prováveis fontes de erro desta experiência, justificando-as.
 Outras fontes de erro são: a balança não está calibrada; a proveta conter o mesmo líquido em excesso ou outro liquido diferente da amostra; usar o picnômetro sem tampa, pois a tampa auxilia a usar um volume preciso para o experimento; a amostra não ser 100% pura.
 – Por que a água é usualmente empregada como substância padrão nos cálculos de densidades relativas?
 A água como substância padrão é usualmente tomada a 4°C. Nessa temperatura, ela apresenta massa específica máxima. Como ela não varia em mais de meio por cento no intervalo de temperatura de 0°C a 30°C, o valor médio 1,00 g/mL, pode ser empregado para os cálculos de densidades relativas à água, nas temperaturas usuais de laboratório, das diversas substâncias. 
 – Calcule a densidade dos seguintes casos:
Uma esfera metálica que tem um diâmetro de 0,715cm e por massa 1,755g;
D = 2r => D =0,715 => r = 0,3575
V = 4πr³/3 => V = 4.3,14*(0,3575)³/3 => V = 12,56*0,04569/3
 V = 0,5738664/3 => V = 0,1912888cm³
 = m/v => =1,755/0,1912888 => = 9,17246g/cm³
De uma liga metálica na forma de um disco chato com 3,15cm de diâmetro e 0,45 de espessura, com um orifício de 0,70cm de diâmetro, localizado no centro. A massa do disco é de 22g.
V = Vt - Vo
Vt = πr²h = 3,14*(1,575)²*0,45 => Vt = 3,14*2,48*0,45 => Vt = 3,506 cm³
Vo = πr²h = 3,14*(0,35)²*0,45 => Vo = 3,14*0,1225*0,45 => Vo = 0,1730925 cm³
V = 3,506 – 0,1730925 => V = 3,3329 cm³
 = 22/3,3329 => = 6,60 g/cm³
 – Com os dados da densidade e concentração das soluções de cloreto de sódio, plotar um gráfico com estes valores.
 – Determinar a densidade da solução de cloreto de sódio de concentração desconhecida.
 Nos experimentos com amostras de solução de Cloreto de Sódio, usamos o densímetro para medir a densidade das amostras. O valor da densidade obtida da amostra da solução de Cloreto de Sódio de concentração desconhecida foi: ρ = 1,020
 
CONCLUSÕES
Apresentamos neste relatório o experimento de densidade, onde procuramos determinar a densidade de cada material. Foram usados como materiais de experimentos: diferentes tipos e formas de sólidos, cada qual com peso e volume que ocupam específico; e líquidos, como água, álcool isopropílico, solução aquosa de isopropílico e cloreto de sódio em diferentes concentrações. Procuramos com o experimento usar um método mais adequado para cada tipo de material, associando cada um a seu uso específico, e procurando ao máximo evitar erros experimentais. Usamos métodos diferentes para se obter a densidade, tais qual: a densimetria ou aerometria, a picnometria e o cálculo pela divisão da massa da amostra pelo volume de água deslocado pela mesma.
Para determinar a densidade dos sólidos, calculamos a divisão da massa de cada material por seu respectivo volume ocupado na água. Para isso, utilizamos uma proveta, podendo assim verificar o volume deslocado pela amostra sólida. Ao acharmos a densidade, podemos identificar de que material é feito cada amostra sólida do experimento. Concluímos que:
 Amostra 1: Amostra 4: Titânio
 Amostra 2: Prata Amostra 5: 
 Amostra 3:
 Entretanto, devido os resultados obtidos serem um tanto improváveis, preferimos não identificar as amostras sólidas 1, 3 e 5, pois as densidades obtidas nos experimentos provavelmente não são compatíveis com as densidades reais de outras substâncias existentes.
 Para determinar a densidade dos líquidos, usamos a picnometria e a densimetria. Utilizamos a picnometria para determinar a densidade relativa da água, do álcool isopropílico e da solução aquosa de álcool isopropílico. Para isso, foi utilizado o picnômetro, um pequeno frasco de vidro usado para determinar a densidade relativa de cada material analisado. Ele possui uma abertura larga e uma tampa perfurada na forma de um fino tubo longitudinal, de modo que sua capacidade sempre será a mesma.
 Já a densimetria, utilizamos pra obter a densidade das amostras de cloreto de sódio em diferentes concentrações. Para isso, usamos um instrumento chamado densímetro, o qual é utilizado para medir a densidade dos líquidos. Ao mergulharmos o densímetro no líquido, ele flutuou até se equilibrar nas amostras cujas densidades medimos. O ponto indicado pela superfície do líquido deslocado pelo densímetro na escala indicou o valor da densidade. 
 Entretanto, como não tínhamos os valores tabelados da densidade do álcool (a 30% e 50%) e do Cloreto de Sódio nas seguintes concentrações: 20 g/L, 40 g/L, 60 g/L, 100 g/L; não foi possível comparar os valores das densidades obtidos neste experimento com as suas respectivas densidades teóricas.
 Também não foi possível evitar precisamente fontes de erros, como por exemplo, medidas de precisão erradas; a balança não está calibrada; a proveta conter o mesmo líquido em excesso ou outro liquido diferente da amostra; a amostra não ser 100% pura.
 Assim,concluímos com este experimento, como se obtém a densidade de diversos tipos de amostras, sejam elas líquidas ou sólidas. Também estudamos e aprendemos os métodos pra se obter tais densidades, procurando evitar o máximo as fontes de erros.
REFERÊNCIAS
http://www.ambiene.pt/brochuras_residuos/brochura3_pt.pdf
http://www.profcordella.com.br/unisanta/textos/qgilab13_exercicios_densidade.htm
http://www.notapositiva.com/pt/trbestbs/fisica/10_determin_densid_relativa.htm
http://www.ebah.com.br/densidade-se-solidos-e-liquidos-pdf-a13277.html
http://www.klickeducacao.com.br/2006/bcoresp/bcoresp_mostra/0,6674,SPD-935-2147,00.html
http://www.marvial.oi.com.br/engqui/topicos/fisqui13.html
www.ceunes.ufes.br/downloads/2/gilmenebianco-Exp1_Densidade.pdf
http://pt.wikipedia.org/wiki/Dens%C3%ADmetro
http://super.abril.com.br/superarquivo/1991/conteudo_112766.shtml
http://noseaquimica.blogspot.com/2008/05/picnometria.html
EXPERIMENTO II
COLETA DE GASES
 OBJETIVOS
Determinar o volume e pressão do gás hidrogênio produzido a partir da seguinte reação:
Mg(s) +2HCl(l) MgCl2(s) + H2(g)
REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
O estado da matéria que não possui forma nem volume definidos é o gasoso. Ele ocupa todo o espaço e toma a forma do recipiente no qual está contido, ou seja, o seu volume será igual ao volume do recipiente. 
Existem duas formas da matéria no estado gasoso: vapor e gás. Vapor é aquele em que a matéria no estado gasoso pode ser liquefeito com um simples aumento da pressão. Já o gás é um fluído que é impossível de ser liquefeito com esse simples aumento de pressão. Basicamente a diferença entre vapor e gás é dada pela temperatura crítica. Será um gás se a matéria no estado gasoso for superior a temperatura crítica. Se for igual ou menor, será vapor. Mas nos concentraremos no gás, objetivo de estudo deste experimento.
O gás é constituído de moléculas isoladas, separadas uma das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e possuem um movimento contínuo de rotação, translação e vibração. Essa definição é chamada de Teoria Cinética dos Gases.
Há existência de uma teoria ou modelo teórico, que é a do gás ideal ou gás perfeito. Este tipo de gás é aquele que obedece, com precisão matemática, as equações abaixo:
 e 
Onde: P = pressão P0 = pressão inicial
 V = volume V0 = volume inicial
 T = temperatura T0 = temperatura inicial
 n = número de mols R = constante universal dos gases
 Mas, na prática, temos somente gases reais, sendo que um gás real tende a ser um gás ideal ou perfeito quando a pressão do mesmo tender a zero e a temperatura se elevar.
A equação geral dos gases perfeitos, que já foi mencionada anteriormente, é:
A partir desta equação, vários cientistas foram muito importantes e contribuíram para o estudo dos gases analisando e determinando os tipos de transformações, que são dadas como leis. Estas transformações são conhecidas como:
ISOBÁRICA – a pressão é constante, e o volume do gás é diretamente proporcional a sua temperatura. (Lei de Charles e Gay-Lussac)
ISOCÓRICA – o volume é constante, e a pressão do gás é diretamente proporcional a sua temperatura. (Lei de Charles e Gay-Lussac)
ISOTÉRMICA – a temperatura é constante, o volume ocupado por um gás é inversamente proporcional à sua pressão. (Lei de Boyle)
Tem-se ainda o volume molar de um gás, que é o volume ocupado por um mol de substância. O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura. Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), o valor é igual a 22,4 L/mol.
Ainda nas CNTP, podemos determinar a densidade do gás através da relação:
Já a uma pressão p e a uma temperatura T, determinamos a densidade de um gás através de: 
E por fim, podemos determinar a densidade de um gás A em relação a um gás B e de um gás A em relação ao ar através das seguintes fórmulas:
 e 
Em laboratório, gases são coletados através do deslocamento de água. Tem-se uma reação que produz determinado gás, e tal gás é conduzido para um interior de uma coluna parcialmente submersa na água. À medida que o produto gasoso da reação é produzido, certa quantidade de água é deslocada. O gás se mistura com o vapor d’água já existente e passa a exercer uma determinada pressão. Com o auxílio de alguns cálculos, podemos encontrar o valor dessa pressão, como veremos mais adiante.
PARTE EXPERIMENTAL
3.1– MATERIAIS
Balança analítica
Barômetro
Becker
Cuba
Fita de magnésio
Mangueira
Pipeta
Proveta 
Régua 
Rolha
Solução de HCl 2,0M
Suporte
Termômetro
3.2METODOLOGIA
Pesou-se uma fita de magnésio de magnésio;
Encheu-se a cuba até ¾ de água;
Pipetou-se 10 ml da solução de ácido clorídrico 2,0M e colocou-se na proveta
Fechou-se o tubo com a saída lateral com a rolha que se encontra no final da mangueira;
Colocou-se a fita de magnésio na proveta de forma que essa fita não entre imediatamente em contato com a solução de ácido clorídrico;
Conectou-se, com uma mangueira, a proveta à uma coluna d´agua que estava parcialmente submersa na cuba 
Logo após, fez-se o magnésio entrar em contato com a solução do ácido;
Mediu-se a altura da coluna d’água.
	Massa de magnésio (g)
	Temperatura ambiente (°C)
	Pressão ambiente (mmHg)
	Volume de gás hidrogênio (mL)
	Altura da coluna d’água (cm)
	0,34
	29
	715
	198
	21,5
CÁLCULOS
4.1 – Determine o número de moles de magnésio usados
X = 0,0142 mol de Mg
4.2 – Determine a pressão parcial de gás hidrogênio
Pgás = Patm – (PH2O + PCOL)
PCOL = d × g × hgás => PCOL = 1 × 980 × 6 => PCOL = 5880 Pa => PCOL = 0,05803 atm
Pgás = Patm – (PH2O + PCOL) => Pgás = 0,9407 – (0,04 + 0,05803) 
Pgás = 0,842 atm = 639,95 mmHg
4.3 – Determine o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente
P × V = n × R × T
 => n = 0,014 mol H2
T = 29 + 273 = 302K
R = 0,082
P = 0,842
V = 0,412 L = 412 mL
 
– Reduza o volume do gás hidrogênio às condições normais de pressão e temperatura
V = 0,3136 L = 313,6 mL
QUESTIONÁRIO
5.1– Sabendo-se que 1 mol de Mg produz 1 mol de H2, qual o volume de 1 mol de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de atm?
P.V = n × R × T
V = n × R × T / P
V = 1 × 0,082 × 298 / 1
V = 24,44 / 1
V = 24,44 L
– Se a massa de um mol de hidrogênio é 2,0 g, qual a massa de um litro de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de 1 atm, ou seja, qual a massa específica do hidrogênio em g/L, naquelas condições de temperatura e pressão?
2,0 g de H2 --------- 24,44 L de H2
 m --------- 1 L de H2
m = 2,0 g de H2 x 1 L de H2 / 24,44 L de H2
m = 2,0 g de H2 / 24,44
m = 0,0818 g de H2
massa específica = 8.18.10-2 g/L
– Como explica a dependência da densidade dos gases com a temperatura e a pressão?
Pela definição de densidade temos: , logo a densidade é inversamente proporcional ao volume. Ou seja, quanto maior o volume, menor a densidade e vice-versa. Como o volume é afetado diretamente pela temperatura, pois se aumentarmos a temperatura o volume dilata-se, bem como se diminuirmos a temperatura o volume contra-sei, concluímos que a densidade depende da temperatura. Já pela relação constatamos que a pressão depende tanto do volume quanto da temperatura, implicando, assim, que a densidade também depende da pressão.
– Quais as fontes de erros encontradas neste experimento?
Bolhas na coluna d’água; nem todo gás passou pra coluna d’água.
 
CONCLUSÕES
Foi apresentado neste relatório o experimento de coleta de gases, que consistia coletar o gás produzido por uma reação de magnésio sólido com ácido clorídrico, e determinar o seu volume e sua pressão. Falamosque a matéria existe de duas maneiras no estado gasoso, o vapor e o gás, e o que os diferem é sua temperatura crítica. Se a matéria no estado gasoso for superior a temperatura crítica será um gás; se for igual ou menor, será vapor. Definimos o gás também através da Teoria Cinética dos Gases, que o definia como ser constituído de moléculas isoladas, separadas uma das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e possuem um movimento contínuo de rotação, translação e vibração.
Falou-se também de um modelo teórico de gás ideal ou gás perfeito, que obedecia a risca, em números matemáticos, a Equação Geral dos Gases Perfeitos, .
Mencionamos também que a partir desta equação vários cientistas determinaram transformações que os gases sofriam. Tais transformações são: Isobárica, pressão constante com o volume diretamente proporcional à sua temperatura (Lei de Charles e Gay-Lussac); Isocórica, volume constante com a pressão diretamente proporcional à sua temperatura; e Isotérmica, temperatura constante com a pressão indiretamente proporcional ao volume.
Mostramos ainda o volume molar do gás, que é o volume ocupado por um mol de substância, e que ele é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura, e que CNTP seu valor corresponde a 22,4 L/mol.
E vimos as diferentes maneiras de determinar a densidade de uma gás. Tais maneiras foram: na CNTP; a uma pressão e temperatura dadas; a densidade do gás A em relação ao gás B; e por fim, a densidade do gás A em relação à densidade do ar.
Por fim, mostramos como coletamos o gás no experimento, que foi o gás hidrogênio produzido da reação de Magnésio sólido com ácido clorídrico, através do deslocamento de água. A reação produziu o gás hidrogênio e este foi conduzido pra um interior de uma coluna parcialmente submersa na água. À medida que o produto gasoso da reação é produzido certa quantidade de água é deslocada. O gás se mistura com o vapor d’água já existente e passa a exercer uma determinada pressão. A partir daí, com o auxílio de alguns cálculos, conseguimos determinar a pressão e o volume do gás estudado, que no caso é o gás hidrogênio, e assim conseguimos concluir o experimento de coletas de gases.
REFERÊNCIAS
http://www.pergunte.info/questao/a-densidade-da-material-depende-da-temperatura-e-da-pressao-porque-
http://www.helder.z8.com.br/online/hidrostatica/pressaohidro.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo17.htm
EXPERIMENTO III
CONSERVAÇÃO DA MASSA
OBJETIVOS
Constatar a Lei de Lavoisier: mesmo depois de ocorrer contato entre soluções reagentes, provocando uma reação química, não ocorre alteração da massa do sistema.
REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
As últimas décadas do século XVIII foram palco de desenvolvimentos extraordinários e descobertas que propiciaram o surgimento da química moderna. No meio dessas descobertas, alguns cientistas fizeram experimentos relacionados e baseados na massa dos compostos de uma reação química. E a partir destes experimentos, surgiram leis importantes para o mundo científico: as Leis Ponderais.
Foram postuladas três leis ponderais. Tais são:
Lei da conservação da massa (Lavoisier) – numa reação química de sistema fechado, a massa total dos produtos é igual a soma das massas dos reagentes.
Lei das proporções constantes, definidas ou fixas (Proust) – quando numa reação química, duas substâncias se reúnem para formar um composto, fazem isso em mesma proporção. Ou seja, independe da quantidade de reagentes usados.
Lei das proporções múltiplas (Dalton) - quando uma massa fixa de um elemento se combina com massa diferente de um segundo elemento para formar compostos diferentes, estas massas estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.
Com isso, vários cientistas passaram a estudá-las e aplicá-las em seus experimentos, formulando conseqüências e outras leis a partir das leis ponderais, tais como composição centesimal, cálculos estequiométricos e lei de Gay-Lussac.
Mas iremos nos concentrar mais na lei de Lavoisier, conteúdo de estudo deste relatório de experimento, e também devido a esta lei ter conduzido as Leis de Proust e Dalton, formulando as leis ponderais.
A lei da conservação da massa foi postulada Antonio Laurent Lavoisier, no final do século XVIII. Ele explicou que uma reação química de sistema fechado, a massa total do produto é igual a soma das massas dos reagentes, como foi mencionado anteriormente. Para provar sua teoria, Lavoisier fez inúmeras experiências nas quais pesava a as substâncias participantes, antes e depois da reação, verificando que, em todos os casos, a massa do sistema manteve-se constante, inalterada. Daí vem-se a celebre frase do cientista que resume esta lei: “Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”. Logo após Lavoisier publicar seus experimentos, para testar a teoria proposta por ele, outros cientistas fizeram o mesmo tipo de experimento de maneiras diferentes utilizando balanças mais modernas, de grande sensibilidade, e para o sucesso do químico, os testes confirmaram o enunciado proposto.
E no estudo da Lei de Lavoisier, também testamos sua lei na prática para assim comprovar mais uma vez que seu enunciado estava certo. Para isso, utilizamos dos seguintes compostos: carbonato de sódio (Na2CO3), cloreto de cálcio (CaCl2) e ácido sulfúrico (H2SO4). Depois de preparar uma solução com cada composto, colamos num erlenmeyer, pesamos e anotamos o resultado obtido. A seguir, misturamos o cloreto de cálcio com o carbonato de sódio ate a solução está bem misturada, e pesamos o erlenmeyer com a mistura, o com ácido sulfúrico e o vazio, e anotamos o novo resultado obtido. Logo após, misturamos o ácido sulfúrico com a solução de carbonato de sódio e cloreto de cálcio misturados, e esperamos ate ambas estarem bem misturadas para assim poder pesar o erlenmeyer com a solução das três misturas e os dois erlenmeyer vazios, e anotamos mais uma vez o resultado obtido. Depois comparamos os três resultados obtidos que foram anotados deste experimento e observamos que a massa se manteve constante durante todas as reações, independentemente da mudança de soluções, reagentes e produtos.
Com isso, comprovamos e constatamos, experimentalmente, a Lei da Conservação das Massas, e concluímos que a celebre frase de Lavoisier, “na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma” é verídica.
PARTE EXPERIMENTAL
– MATERIAIS
3 erlenmeyers de 50 mL
Balança analítica
Becker de 50 mL
Pipeta de 10 mL
Pipeta de 5 mL
Rolha
Solução de CaCl2
Solução de H2SO4
Solução de Na2CO3 0,1M
METODOLOGIA
Pipetou-se 5 mL de solução de Na2CO3 0,1 M e colocou-se no erlenmeyer fechado com uma rolha;
Pipetou-se 5 mL de solução de CaCl2 0,1M e colocou-se num frasco com tampa;
Pipetou-se 10 mL de solução de H2SO4 0,1M e colocou-se num frasco com tampa;
Colocou-se, simultaneamente, todo o conjunto na balança, pesou-se e anotou-se o valor encontrado;
Adicionou-se cuidadosamente fora da balança a solução de CaCl2 0,1 M na solução de Na2CO3 no erlenmeyer. Agitou-se lentamente para que as soluções se misturem.
Pesou-se novamente o conjunto de frascos, inclusive o frasco vazio e anotou-se o valor encontrado;
Removeu-se, novamente, o conjunto da balança e adicionou-se a solução de H2SO4 0,1 M. Agitou-se lentamente.
Pesou-se os três frascos e anotou-se o peso encontrado.
	Pressão atmosférica (mmHg)
	Temperatura ambiente (°C)
	Massa da 1ª pesagem (g)
	Massa da 2ª pesagem (g)
	Massa da 3ª pesagem (g)
	715
	29
	401,83
	401,83
	401,83
CÁLCULOS
– Com base nos dados obtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação das Massas?
Que a massa dos produtos será sempre igual à massa dos reagentes.
– Calcular o número de mols de cada solução utilizado nesta reação.
 => => => mols de Na2CO3
 => => mols de CaCl2
 => => mols de H2SO4
– Verificar se há reagentes em excessonas proporções em que foram utilizadas.
Na2CO3 + CaCl2 2NaCl +CaCO3	
As proporções de Na2CO3 e CaCl2 estão de 1:1,e, como encontramos no item 4.2 o mesmo número de mols pros dois reagentes, conclui-se que nenhum deles está em excesso.
– Qual a origem da turvação observada na primeira reação?
O CaCO3 é insolúvel em água, logo ele forma um precipitado, o qual origina a turvação observada.
QUESTIONÁRIO
- Numa reação de neutralização foram utilizados 25 mL de solução de ácido sulfúrico para neutralizar 50 mL de solução de hidróxido de sódio 0,3 mol/L. Determinar a concentração do ácido antes da reação e a concentração em mol/L do sal formado.
H2SO4 + 2NaOH 	 Na2SO2 + 2H2O
Pela equação balanceada, constata-se que a concentração do sal formado também será 0,3 mol/L.
- Explicar os enunciados nas leis de Proust e Dalton.
Dalton - Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.
Proust - Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.
- Considere a seguinte reação: 2 Na3PO4 + 3 Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6 NaNO3. Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados?
 1 mol de Na3PO4 - 164g
X mol de Na3PO4 - 3,5g
x = 0,021 mol de Na3PO4 => x = 0,0105 mol de Na3PO4
1mol de Ba(NO3)2 - 261g
Y mol Ba(NO3)2- 6,4g
Y= 0,024 mol de Ba(NO3)2 => Y = 0,008 mol de Ba(NO3)2
O reagente limitante é o Ba(NO3)2, ele está em menor quantidade, assim, calculamos a massa de Ba3(PO4)2
3 mol de Ba(NO3)2 - 1 mol de Ba3(PO4)2
0,024 mol de Ba(NO3)2 - X
X = 0,008 mol de Ba3(PO4)2
1 mol de Ba3(PO4)2 - 262 g
0,008 mol de Ba3(PO4)2 - Y
y = 2,096 g de Ba3(PO4)2
CONCLUSÕES
Relatamos aqui sobre a aula prática de conservação das massas, onde o objetivo era constatar e comprovar o enunciado postulado por Antonio Laurent Lavoisier, a famosa Lei da Conservação das Massas. No final do século XVIII, inúmeros cientistas passaram a fazer experimentos relacionados a massas das matérias numa reação química de um sistema fechado,e foi num desses experimentos que Lavoisier constatou que a massa das substâncias em um sistema fechado sempre se mantinha igual mesmo depois de ter ocorrido reações diversas entre essas substâncias. Com isso, Lavoisier postulou sua lei, que dizia que numa reação química de sistema fechado, a massa total dos produtos era igual à soma das massas dos reagentes, ou seja, a massa sempre se conservaria. Daí vem-se a célebre frase feita pelo cientista, que dizia: “Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”.
A partir desta lei, vários outros cientistas fizeram experimentos relacionados à massa, para comprovar se a teoria de Lavoisier era verídica, obtendo sucesso, e também para formular novas leis a partir dela, que foram: Lei das proporções definidas ou constantes (Proust) e Lei das proporções múltiplas (Dalton). Estas duas e a lei a de Lavoisier compunham o que conhecemos por as três Leis Ponderais. Com isso, outros cientistas passaram a estudá-las e aplicá-las em seus experimentos, chegando a formular conseqüências e outras leis, como por exemplo, a composição centesimal, os cálculos estequiométricos e a lei de Gay-Lussac.
Como o objetivo era comprovar e constatar o experimento de Lavoisier, fizemos a prática de conservação das massas. Usamos três reagentes diferentes: o CaCl2 (I), Na2CO3(II) e H2SO4(III). Colocamos cada um em erlenmeyer diferentes e pesamos os três, obtendo 401,83 g como resultado. Depois misturamos a solução do erlenmeyer (I) à solução do (II), e depois pesamos o (II) e o (III) mais o erlenmeyer vazio, e novamente constatamos a mesma massa, 401,83 g. Logo após, misturamos o erlenmeyer (III) ao da mistura de soluções (II) e em seguida, após as soluções estarem totalmente misturadas, pesamos o frasco com as misturas (III) mais os dois vazios (I) e (III), e mais uma vez, obtemos a mesma massa de 401,83. 
Dessa forma, constatamos e comprovamos a lei de Lavoisier, de conservação das massas. Esses resultados nos mostraram que, em um sistema fechado, não importa o número de reações, a massa do sistema sempre se conservará, mantendo-se a mesma. 
REFERÊNCIAS
http://www.valdiraguilera.net/leis-de-conservacao.html 
http://www.brasilescola.com/quimica/lei-lavoisier.htm 
http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/antoine-laurent-lavoisier/antoine-laurent-lavoisier-3.php 
http://www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/
EXPERIMENTO IV
SOLUÇÕES
OBJETIVOS
Preparar diferentes soluções e, utilizando o processo da titulação, determinar suas concentrações.
REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
Quando duas substâncias diferentes são colocadas em contato, tem-se uma mistura. Misturas podem ser classificadas em:
heterogêneas - possuem duas ou mais fases e podem-se visualizar os componentes;
homogêneas - os componentes não são visivelmente identificáveis, ou seja, apresentam apenas uma fase
As misturas homogêneas são chamadas também de soluções, objeto de estudo deste relatório.
Uma solução possui dois componentes: solvente e soluto. O solvente geralmente é presente em maior quantidade, os outros componentes são os solutos.
Soluções são formadas quando uma substância se dissolve em outra, ocorre a solvatação, ou seja, ocorrem interações entre as moléculas do soluto e do solvente. Se o solvente for água, o processo é conhecido como hidratação. O oposto da dissolução é a cristalização, como vemos abaixo:
dissolver
soluto + solvente 	 solução
 cristalizar
Para não ocorrer nenhum aumento na quantidade de soluto na solução, as velocidades desses dois processos têm que ser iguais. Considerando o equilíbrio ente soluto e solvente, podemos classificar as soluções em:
saturadas - a solução está em equilíbrio com o soluto não dissolvido;
insaturadas - não há soluto suficiente para formar uma solução saturada;
supersaturadas - contém mais soluto que o necessário para formar uma solução saturada, tais soluções são instáveis.
A quantidade de soluto necessária para formar uma solução saturada em determinada quantidade de solvente é conhecida como solubilidade do soluto.
A solubilidade aumenta à medida que as forças de atrações entre as moléculas do soluto e solvente aumentam. Substâncias com forças atrativas semelhantes tendem a ser solúveis entre si, ou seja, substâncias polares dissolvem-se em solventes polares e substâncias apolares dissolvem-se em substâncias apolares.
Há alguns fatores que afetam a solubilidade dos solutos. A pressão afeta a solubilidade de sólidos, líquidos e gases de diferentes formas: a de sólidos e a de líquidos não são afetadas consideravelmente, já a de um gás aumenta à medida que a pressão sobre o solvente aumenta. Outro fator que afeta solubilidade é a temperatura. Com o seu aumento, a solubilidade de solutos sólidos também aumenta, por outro lado, a solubilidade dos gases diminui se aumentarmos a temperatura. 
As soluções podem, também, ser:
diluídas - concentração pequena de soluto
concentradas - concentração grande de soluto
Logo, a concentração de uma solução pode ser expressa através de várias maneiras.
porcentagem em massa
partes por milhão
partes por bilhão
concentração comum
normalidade
fração molar
molaridade
molalidade
As expressões de molaridade e molalidade são parecidas, mas nota-se que diferem em um ponto: a molaridade depende do volume da solução e a molalidade, da massa. Ou seja, apenas a molaridade varia coma temperatura, pois se sabe que o volume varia com a temperatura e a massa não.
O método para determinar as concentrações das soluções em laboratório é a titulação, que consiste em encontrar a concentração da solução através de uma solução com concentração desconhecida, medindo os volumes das soluções reagentes. Os materiais utilizados nesse processo são a bureta, na qual fica a solução titulante e cuja concentração conhecemos; e o erlenmeyer, que armazena a solução de concentração desconhecida, ou seja, a solução titulada e algumas gotas de um indicador ácido-base, que vai nos mostrar o momento do ponto de viragem.
O processo da titulação é relativamente simples: colocar as duas soluções em contato até observarmos o ponto de viragem, e quando a solução mudar de cor, indica que a reação cessou. O volume utilizado da solução titulante nos ajudará a determinar a concentração desconhecida através da seguinte relação:
Tal relação é conhecida como Princípio da Equivalência, pois na titulação as substâncias se dissolvem em quantidades equivalentes. 
PARTE EXPERIMENTAL
– MATERIAIS
Balança analítica
Buretas
Provetas
Alaranjado de metila
Fenolftaleína
Pipetas
Becker
Balão volumétrico
Bastão de vidro
Erlenmeyer
HCl
NaOH
Na2CO3
METODOLOGIA
– PARTE I: PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Utilizou-se os dados do rótulo da solução para calcular o volume de ácido clorídrico necessário para preparar 500 mL de solução 1 N;
Calculou-se o volume da solução anterior necessário para preparar 250 mL de solução 0,2 N;
Mediu-se esse volume com uma proveta e adicionou-se em um balão de 250 mL contendo água destilada;
Agitou-se cuidadosamente;
Adicionou-se água destilada até completar os 250 mL;
Agitou-se novamente.
– PARTE II: PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH
Determinou-se a quantidade de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para preparar 500 mL de solução 0,5 N.
– PARTE III: PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE ÁCIDO CLORÍDRICO COM CARBONATO DE SÓDIO
Calculou-se a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 40 mL de solução a 0,1 N de ácido clorídrico;
Pesou-se em um vidro relógio a massa de carbonato de sódio calculada e transferiu-se para um balão volumétrico de 500 mL;
Depois transferiu uma quantidade da solução de carbonato de sódio para um Erlenmeyer;
Adicionou-se algumas gotas do indicador alaranjado de metila e titulou-se essa solução com a solução de ácido clorídrico preparada na parte I.
– PARTE IV: TITULAÇÃO DE UMA BASE POR UM ÁCIDO
Transferiu-se para um Erlenmeyer 50 mL da solução de hidróxido de sódio;
Adicionou-se algumas gotas do indicador fenolftaleína e titulou-se essa solução com a solução de ácido clorídrico na bureta padronizada na parte III.
CÁLCULOS
4.1 – Cálculo da solução de HCl
Dados:
 T = 37%
 d = 1.19 g/cm³
 = = 12,06 Eq/L
 => =>
=> => L de HCl
4.2 – Cálculo da massa de NaOH
 N = Eq = => Eq = => Eq = 40
 0,5 = => = 0,5 => = 10g
4.3 – Cálculo da massa de Na2CO3
 N = Eq = => Eq = => Eq = 53
 0,1 = => = 0,1 => = 0,212g
4.4 – Cálculo da concentração molar do ácido preparado
 N = 
 N = => => => 
4.5 – Cálculo da concentração molar da base preparada
 N = 
 N = => => => 
QUESTIONÁRIO 
– Para preparação de uma solução de sulfato de alumínio 0,4 mol/L, calcule a massa de soluto necessária para 250 mL de solução. Admitindo o sal 100% ionizado, encontre as concentrações dos íons presentes.
0.4 = m1 / 342.0,25
m1 = 0,4.342.0,25
m1 = 34,2 g
Al2(SO4)3 	2Al3+ + 3SO42-
ɱ Al3+ = 2.0,4 = 0,8 mol/L
– Numa titulação de KOH foram utilizados 45 mL de solução 0,3 mol/L desta base e um consumo de 55 mL de ácido clorídrico. Calcule as concentrações comum, molar e normal do ácido utilizado.
ɱácido.0,055 = o,3.0,045
0,055. ɱácido = 0,0135
ɱácido = 0,245 mol/L
C = 0,245.36,5
C = 8,9425 g/L
Eq.g
Eq.g = 36,5 / 1
Eq.g = 36,5
N = 8,9425 / 36,5
N = 0,245 Eq.g/L
– Uma solução de ácido sulfúrico contendo 571,6 g de H2SO4 por litro tem densidade de 1,329 g/mL. Calcule:
A porcentagem em massa;
C = 1000.d. τ
τ = C / 1000.d
τ = 571,6 / 1000.1,329
τ = 571,6 / 1329
τ = 0,430
τ = 43%	
A fração molar do soluto;
 => => 
 => => 
 => => 
A molalidade;
ω = => ω = => ω = => ω = mol/Kg
A concentração em mol/L e a normalidade.
C = ɱ.MM
ɱ = C / MM
ɱ = 571,6 / 98
ɱ = 5,833 mol/L
N = m1 / Eq.g.V
N = C / Eq.g
Eq.g = MM / nº de hidrogênios ionizáveis
Eq.g = 98 / 2
Eq.g = 49
N = 571,6 / 49
N = 285,8 eq/L
Onde: C = concentração comum d = densidade
 τ = título ω = molalidade
 m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente
 ɱ = molaridade MM = massa molar
 N = normalidade Eq.g = equivalente grama
 V = volume
– Explique o princípio seguido numa operação de diluição.
A diluição segue o Princípio da Equivalência, este nos diz que o produto da concentração conhecida de uma solução pelo seu volume se equivale numericamente ao produto da concentração desconhecida de uma solução pelo seu volume. Com isso, pode-se descobrir o volume necessário para preparação de soluções.
CONCLUSÕES
Apresentou-se, neste relatório, a prática envolvendo soluções. O experimento pode ser dividido em quatro partes básicas: preparação, diluição, padronização e titulação de soluções.
Soluções possuem dois componentes: soluto e solvente. Em todas as preparações de solução feitas neste experimento, foi utilizada a água destilada como solvente. Com relação ao soluto, podemos classificar as reações como insaturadas, saturadas e supersaturadas. Para preparar uma solução saturada precisamos de uma determinada quantidade de soluto, conhecida como solubilidade do soluto.
Mostramos quais são os fatores que afetam a solubilidade, fazendo-a diminuir ou aumentar. São esses temperatura e pressão.
Relatamos as diferentes maneiras de expressar a concentração de uma substância, são elas porcentagem em massa, partes por milhão, partes por bilhão, concentração comum, normalidade, fração molar, molaridade e molalidade, todas se relacionam entre si.
	
Para preparar determinado volume de solução com concentração conhecida, calculamos, com o auxílio dos dados no rótulo do frasco, a concentração que utilizaremos. Feito isso, encontramos o volume necessário para preparar a solução final através do Princípio da Equivalência. Pode-se verificar isso no item 4.2 deste relatório.
Explicamos como é realizado o processo da titulação, ou seja, como determinar uma concentração desconhecida através de uma solução com uma concentração conhecida. Precisou-se medir os volumes das soluções reagentes e utilizar um indicador ácido-base a fim de nos mostrar quando a reação chega ao fim. A solução com concentração desconhecida é chamada solução titulada. Na titulação, utiliza-se o Princípio da Equivalência. 
Para padronizar a solução de HCl obtida, utilizamos uma solução de carbonato de sódio. Ao encontrarmos a massa através dos cálculos no item 4.3, a solução foi preparada e adicionou-se a ela algumas gotas de alaranjado de metila, o primeiro indicador ácido-base utilizado nesta prática. Feito isso, titulou-se essa solução com a solução de ácido clorídrico preparada anteriormente.
Após esse processo, utilizamos a solução de HCl para titular uma base. A base utilizada foi o NaOH. Para prepararmos a solução, precisamos, primeiramente, calcular a massa necessária como é observado no item 4.2. Feito isso, adicionou-se algumas gotas de fenolftaleína, outro indicador ácido-base, na solução e fez-se a titulação, novamente, com a solução de ácido clorídrico.Em ambas as titulações, foi importante observar qual o volume utilizado das soluções titulantes. Para titular a solução de carbonato de sódio, foram utilizados 16,9 mL da solução do ácido clorídrico e para titular a de hidróxido de sódio, 105 mL.
Por fim, aprendemos com este experimento a como preparar e diluir uma solução, e através dos dados experimentais, fazer a padronização e verificar se a solução preparada foi aquela que se desejava, para assim poder fazer a titulação dessas soluções.
REFERÊNCIAS
http://www.brasilescola.com/quimica/titulacao.htm
Química - A Ciência Central - Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E. Bursten
EXPERIMENTO V
CINÉTICA QUÍMICA
OBJETIVOS
Determinar o tempo da reação entre água destilada, tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico e mostrar, em termos quantitativos, a influência da concentração dos reagentes e da temperatura sobre o tempo necessário para que a reação citada ocorra.
REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
A área da Química que se preocupa em estudar a velocidade das reações é chamada de Cinética Química. A velocidade de uma reação é dada pelas variações das concentrações dos reagentes ou produtos pela variação do tempo, como é ilustrado abaixo:
V = ou V = 
Onde:
 V = velocidade da reação
 = variação da concentração dos reagentes
 = variação da concentração dos produtos
 = variação do tempo
Na fórmula da velocidade com os reagentes, é negativa, pois os reagentes estão decaindo ao longo da reação.
A velocidade de uma reação é influenciada por diversos fatores, dentre eles os mais estudados são:
Estado físico dos reagentes: quanto mais rápido as moléculas se chocarem, mais rápido elas reagem. As reações que envolvem sólidos reagem mais rapidamente quando a superfície do mesmo for aumentada.
Concentração dos reagentes: a maior parte das reações químicas ocorre mais rapidamente quando a concentração de um ou mais reagentes for aumentada. Quanto maior for a concentração, maior será a frequência com que as moléculas se chocam, fazendo com que a velocidade também aumente.
Temperatura: quanto mais se elevar a temperatura, mais rapidamente a reação ocorrerá, ou seja, a velocidade da reação aumentará.
Presença de um catalisador: a presença de um catalisador faz com que a reação ocorra mais rapidamente, em outros termos, faz a velocidade da reação aumentar.
A lei da velocidade é dada por:
V = k × [A]m × [B]n,
Onde:
 k = constante da velocidade
 [A] e [B] = concentração dos reagentes
 m e n = ordens de reação
Na lei da velocidade, m e n são as ordens de reação. A ordem total de uma reação é dada pela soma de cada ordem em relação a cada reagente.
Uma reação pode ser classificada em: ordem zero, primeira ordem e segunda ordem. Há possibilidade de outras ordens, mas são casos mais raros.
Uma reação de ordem zero é definida quando a velocidade da mesma é igual à constante de velocidade, pois os expoentes de ordens de reação são iguais a zero. Ou seja, não depende das concentrações dos reagentes
 
V = k × [A]0 × [B]0
V = k
 
Já a velocidade de uma reação de primeira ordem depende de apenas a concentração de um único reagente elevado a um. 
V = = k × [A]
Integrando a equação acima, obtemos:
 
Ln [A]t = -kt + Ln [A]0
E, finalmente, uma reação de segunda ordem depende da concentração de um único reagente elevado a dois ou da concentração de dois reagentes diferentes elevados a um.
V = = k × [A]²
Derivando a equação acima, obtemos:
 = kt + 
A Cinética Química também estuda o tempo de meia-vida de uma reação. Representada por t1/2, o tempo de meia vida é o tempo necessário para que a concentração de um reagente caia para a metade do seu valor inicial.
[A] t1/2 = [A]0
O tempo de meia-vida de uma reação de primeira ordem não é afetado pela concentração inicial dos reagentes, como vemos abaixo:
t1/2 = - = 
Já o tempo de meia-vida vida de segunda ou outras ordens depende das concentrações (como iremos ver logo abaixo), e consequentemente, varia à medida que a reação progride. 
t1/2 = 
Como foi citado anteriormente, há alguns fatores que afetam a velocidade da reação. No experimento realizado, focamo-nos em apenas dois desses fatores: concentração dos reagentes e temperatura. 
Pela lei da velocidade, mostrou-se que as concentrações dos reagentes estão diretamente relacionadas com a velocidade, ou seja, aumentando ou diminuindo a concentração de um ou mais reagentes, aumenta-se ou diminui-se a velocidade.
Sabe-se que para ocorrer uma reação, as moléculas devem colidir, logo, quanto maior o número de colisões por segundo, maior a velocidade da reação. Ao aumentarmos a temperatura de uma reação, as moléculas dos reagentes ficam agitadas e passam a colidirem mais rapidamente, aumentando a velocidade da reação.
E, finalmente, falaremos da atuação de três substâncias importantes na Cinética Química: catalisador, inibidor e veneno.
Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade de uma reação sem serem consumidos na mesma. Eles aumentam a velocidade diminuindo a energia de ativação, energia necessária para que a reação ocorra. Os catalisadores podem ser:
Homogêneos – estão presentes na mesma fase que as moléculas dos reagentes. Ex: NO2 
Heterogêneos – estão presentes em fase diferente das moléculas dos reagentes. Ex: V2O5
Seletivos – direciona a reação química para um produto ou outro diminuindo a energia de ativação de um caminho ou outro. Ex: Ni, ZnO
Auto-Catálise – é onde um dos produtos formados de uma reação atua como catalisador. Ex: a reação que ocorre entre o Cu e o HNO3
Os catalisadores têm uma papel muito importante na Indústria Química. Por acelerar uma reação, são amplamente utilizados na indústria. Temos:
Petroquímica – obtenção, a partir do petróleou ou gás natural, de compostos destinados à produção de inúmeros artigos, sejam eles plásticos, resinas, fibras, borrachas, solventes e colas;
Farmacêutica – pesquisa, desenvolvimento, comercialização e distribuição de fármacos;
Química Fina;
Biotecnologia – busca e descoberta de recursos biológicos que podem ser explorados industrialmente;
Produção de amoníaco – fertilizantes, explosivos etc;
Produção de ácido nítrico – fertilizantes, corantes, medicamentos, explosivos etc;
Produção de polímeros – ocupam um papel importante em nossos cotidianos e abrangem inúmeros produtos.
Inibidores são substâncias que diminuem a velocidade de uma reação desviando algum dos reagentes, que passa a ser usado em outra reação diferente. Alguns exemplos são os conservadores de alimentos e antioxidantes em cosmético antiidade.
Venenos são substâncias que inibem a ação de um catalisador, podendo até mesmo encerrar completamente a reação. Um exemplo é o arsênio, que inibe o poder catalítico da platina na combustão do dióxido de enxofre.
PARTE EXPERIMENTAL
 
– MATERIAIS
Banho maria
Béquer
Bureta
Cronômetro
Pipetas
Termômetro
Tubos de ensaio
METODOLOGIA
– PARTE I: EXPERIMENTO COM INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO 
Encheu-se as três buretas diferentes com água destilada (H2O), solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e solução de ácido sulfúrico (H2SO4); 
Colocou-se em quatro tubos numerados as quantidades de tiossulfatos de sódio e água indicadas na tabela I-A, mais abaixo
Colocou-se em outros quatro tubos de ensaio 4 mL de ácido sulfúrico;
Misturou-se ao tubo I o volume de um dos tubos contendo ácido sulfúrico, agitou-se rapidamente e iniciou-se a contagem do tempo desde o momento em que os líquidos entram em contato até o aparecimento do primeiro indício de turvação;
Realizou-se experiências semelhantes com os restantes dos tubos anotando os resultados dos tempos.
TABELA I-A
	Nº do tubo de ensaio
	Volume de Na2S2O3 (mL)
	Volume de H2O (mL)
	Volume de H2SO4(mL)
	Tempo (s)
	I
	6
	0
	4
	2,2
	II
	4
	2
	4
	3,85
	III
	3
	3
	4
	4,8
	IV
	2
	4
	4
	5,15
	Temperatura Ambiente (ºC)
	29
– PARTE II: INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA
Colocou-se, em quatro tubos de ensaios numerados, 2 mL da solução de tiossulfato de sódio e 4 mL de água;
Em outros quatro tubos de ensaio colocou-se 4 mL de solução de ácido sulfúrico;
Colocou-se um dos tubos de ensaio contendo a solução de tiossulfato de sódio e um outro contendo a solução de ácido sulfúrico em um Becker de 250 mL contendo água;
Aquecer o banho Maria até uma temperatura cerca de 10°C maior que até a temperatura inicial. Misturou-se o conteúdo dos tubos, agitou-se rapidamente e iniciou-se a contagem do tempo desde o momento em que os líquidos entram em contato até o aparecimento do primeiro indício de turvação;
Realizou-se o experimento anterior em temperatura mais elevada.
	Experimento
	Temperatura (°C)
	Tempo (s)
	1
	40
	3,65
	2
	50
	3,68
	3
	45
	5,04
CÁLCULOS
– Parte I – Influência da concentração de reagentes
– A concentração de tiossulfato de sódio na solução inicial é 0,5. Calcular as suas concentrações em cada uma das soluções diluídas preparadas levando em consideração o volume total em cada tubo de ensaio.
Tubo de ensaio I - Volume de Na2S2O3 = 6 mL
Tubo de ensaio II – Volume de Na2S2O3 = 4 mL
Tubo de ensaio III – Volume de Na2S2O3 = 3 mL
Tubo de ensaio IV – Volume de Na2S2O3 = 2 mL
– Por que é importante que o volume total para todas as diluições seja de 10 ml?
Porque nos permite a preparar soluções em concentrações diferentes, aumentando assim, a participação da água num volume constante de solução da água com o tiossulfato de sódio (Na2S2O3).
– Construa um gráfico com o tempo no eixo vertical e a concentração de Na2S2O3 no eixo horizontal.
– Que generalização você pode estabelecer a respeito da influência que tem a variação da concentração sobre o tempo de reação?
Quanto maior a concentração dos reagentes, maior o número de colisões entre suas moléculas, ou seja, menor o tempo de reação.
– Que relação existe entre o tempo de reação e a velocidade de reação?
Quanto menor o tempo de reação, maior a velocidade da mesma.
– Parte II – Influência da temperatura
– Construa um gráfico colocando a temperatura no eixo horizontal e o tempo no eixo vertical.
– Que relações gerais você pode deduzir do gráfico obtido?
Apesar de não estar tão claro no gráfico, sabe se que tempo e temperatura são inversamente proporcionais, ou seja, quanto maior a temperatura, menor o tempo de reação.
– Faça uma previsão de tempo de reação a 15°C e a 50°C. 
15°C
50°C – 3,68s
QUESTIONÁRIO
– Construa um gráfico apresentando o inverso do tempo (1/t) em função da temperatura. Que tipo de função você obtém?
Função inversa.
 
CONCLUSÕES
Apresentamos neste relatório o experimento que envolve Cinética Química. Mostramos que a velocidade de uma reação é dada pela variação da concentração dos reagentes (decaimento) ou dos produtos (aparecimento) dividido pela variação do tempo.
Mostramos os fatores que influenciam a velocidade de uma reação química. Dentre eles, focamo-nos em dois, que foram utilizados nos experimentos: a influência da concentração e a da temperatura. Mostramos que quanto maior a concentração dos reagentes maior a velocidade de reação, pois velocidade é diretamente proporcional a concentração. Já no caso da temperatura, quando aumentamos a temperatura de uma reação, as moléculas dos reagentes ficam agitadas e passam a colidirem mais rapidamente, aumentando assim, a velocidade da reação.
Observamos estes fatores nos experimentos. Primeiro vimos à influência da concentração na velocidade, onde misturamos água, tiossulfato de sódio e ácido clorídrico em diferentes concentrações, e marcamos o tempo para que a reação ocorresse, onde esse tempo foi à média feita pelos tempos marcados em três diferentes cronômetros. Depois, vimos a influência da temperatura, onde utilizamos certas concentrações dos reagentes, observamos o tempo da reação na parte I do experimento e aumentamos a temperatura de cada reagente para 40 °C, concluindo que o tempo da reação com a temperatura elevada nas mesmas condições de concentrações é menor do que a com a temperatura ambiente.
Também mostramos a lei de velocidade, que é dada pelo produto da concentração dos reagentes pela constante da velocidade. Falamos sobre os tipos comuns de reações, que são de ordem zero, primeira ordem e segunda ordem, mostrando como são definidas.
Além disso, relatamos a existência de outros fatores que influenciam na velocidade de uma reação, seja pra aumentá-la, pra diminuí-la ou pra inibir a reação, fazendo que ela não ocorra. Isso se deve a presença, respectivamente, dos elementos: catalisador, inibidor e veneno.
Não podemos deixar de falar sobre as possíveis fontes de erros. Um deles foi que o tiossulfato de sódio poderia não ser puro, interferindo assim no tempo e, consequentemente, na velocidade. Outra fonte de erro seria a marcação do tempo da reação, já que não foi tão precisa e foi feita pela média marcada por três cronômetros diferentes.
Por fim, concluímos o experimento de Cinética Química aprendendo os fatores que influenciam na velocidade de uma reação, os que impedem que a reação ocorra e as ordens de uma reação.
REFERÊNCIAS
Química - A Ciência Central - Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E. Bursten
http://www.webartigos.com/articles/26776/1/Catalise-Heterogenea-Aplicabilidade-na-Industria-Quimica/pagina1.html