Apostila Experimentos VIII a XIII QGE para Farmácia UFPE

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1Monitor de Química Geral Experimental 2016.2 UFPE 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO 
CURSO DE FARMÁCIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUIMICA GERAL EXPERIMENTAL 
MONITORIA 
 
 
 
SAMUEL ALEIXO DA SILVA JUNIOR1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RECIFE 
2016 
 
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EXPERIMENTO VIII 
 
Objetivo Geral: Demonstrar características dos compostos de coordenação 
 
1) Objetivo específico: Demonstrar a relação entre cor e complexação 
Comentário: Repare que o sal do cobre se apresenta na forma incolor e na forma colorida em 
azul. A presença ou ausência de cor depende exclusivamente da presença ou ausência da água 
de cristalização. 
2) Objetivo específico: Demonstrar que a cor depende do ligante e as propriedades do íon 
complexo podem mudar 
Comentário: Nesse experimento, ocorre mudança do ligante ao cobre, resultando em uma cor 
diferente do complexo. Também é importante notar que as propriedades do complexo nem 
sempre se assemelham ao do sal dissolvido, como ilustrado pelo comportamento do AgCl, um 
sal de baixa solubilidade em água que na presença de amônia forma o cloreto de diamin de prata 
I de fórmula [Ag(NH3)2]Cl. 
3) Objetivo específico: Reforçar o exemplo anterior, demonstrando que o mesmo é válido 
para complexos com outros átomos centrais 
Comentário: além de retirar os ligantes aquo para solvatar os ânions Cl-, os próprios ânions Cl- 
funcionam como ligantes para o cobalto, alterando a carga do íon complexo: no complexo com 
água, a carga da esfera de coordenação é +2, no complexo com cloreto, a carga da esfera de 
coordenação é -2. 
Questão: Se na solução inicial de Cloreto de Cobalto (CoCl2) já tinha Cloretos, por que 
a complexação do cobalto era com a água? Por que no fim do experimento se formou o 
complexo com o cloreto? 
Resposta: No início do experimento havia mais moléculas de água do que íons cloretos, 
assim a água age como base de lewis para complexar com o Cobalto. No final do experimento, 
após a adição de H2SO4 há a desidratação do hexa-aquo cobalto II pois o ácido sulfúrico é uma 
substância higroscópia, sobrando os mesmos ânions cloretos para agirem como bases de lewis 
e se complexarem. Por estequiometria, é possível deduzir que apenas metade dos cátions de 
cobalto estarão complexados. 
 
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4) Objetivo específico: demonstrar que o contra-íon e o nox do átomo central também 
altera as propriedades do composto 
Comentário: Essa reação vai ser utilizada em química analítica para identificação de amostras 
de potássio. 
5) Objetivo específico: Demonstrar caracterização do íon Fe II através de reação de 
complexação. 
Comentário: Esse experimento realiza troca de ligante e contra-íon para produzir um composto 
característico que já foi usado como pigmento em roupas por ser intensamente corado, apesar 
de ser pouco solúvel em água. É uma reação específica para íons Fe II. Observe um modelo da 
estrutura do hexaciano de ferro II de ferro III: 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO IX 
Objetivo Geral: Demonstrar características dos compostos de coordenação 
1) Objetivo específico: demonstrar uma complexação específica para íons Fe III. 
Comentário: É outra reação usada em química analítica para determinar presença de Fe III na 
amostra. 
 
2) Objetivo específico: Demonstrar a relação entre ligante e cor dos íons de complexação 
Comentário: note que, diferente do experimento 4 da aula VIII, esta não forma precitado apesar 
de existir íons K+ e um ânion complexo de Co2+. A solubilidade foi determinada pelo ligante 
do cobalto. 
3) Objetivo específico: Demonstrar que em soluções com mais de 
um íon complexo, a cor nem sempre é uma mistura. 
Comentário: Note que o complexo de ferro III e flúor não é 
colorido no espectro visível. Observe a estrutura do FeF6 ao lado. 
 
4) Objetivo específico: demonstrar o mecanismo de funcionamento biológico do EDTA 
Comentário: O complexo cálcio-EDTA funciona do mesmo modo que nos sistemas 
biológicos. Na cascata de coagulação sanguínea, o Ca2+ é um importante cofator de várias 
enzimas de coagulação. Na ausência de Ca2+, a cascata é interrompida e o sangue não é capaz 
de coagular. 
 
Procedimento Operacional: 
Nomenclatura de compostos de coordenação 
 Considere para nosso exemplo a espécie química [Co(OH2)4]Cl2. É um cátion complexo. 
I. Por ser um cátion complexo, o primeiro nome é do contra-íon, que neste caso é o ânion 
cloreto. Se fosse um ânion complexo, a nomenclatura do contra-íon catiônico seria 
colocada no final e a do átomo central teria sufixo –ato (por exemplo, o hexanitrito 
cobaltato III de potássio). 
Cloreto de 
II. Agora atente para o número de ligantes. Neste caso, são 4 ligantes e usaremos o prefixo 
tetra. 
Cloreto de Tetra 
 
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III. Agora entra o nome da espécie química que funciona como ligante. Nesse exemplo 
temos a água, cujo prefixo fica aquo 
Cloreto de Tetra-aquo 
IV. Por fim, coloca-se o nome do átomo central com seu respectivo nox. 
Cloreto de Tetra-aquo cobalto II 
Tabela 1: Principais Átomos Centrais utilizados nas aulas: 
Átomos Nomenclatura 
Cu2+ Cobre II 
Fe2+ Ferro II 
Co2+ Cobalto II 
Fe3+ Ferro III 
 
Tabela 2: Principais Números de Ligantes utilizados nas aulas: 
Números de Ligantes Nomenclatura 
II Di- 
IV Tetra- 
VI Hexa- 
 
Tabela 3: Principais Ligantes utilizados nas aulas: 
Ligantes Nomenclatura 
H2O -Aquo 
CN- -Ciano 
SCN- -Tiocianato 
Cl- -Cloro 
NH3 -Amin 
NO2 -Nitrito 
F- -Fluoro 
 
 
 
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Respostas 
1- Porque se não usasse, o EDTA poderia ficar protonado caso o pH ficasse abaixo de 7. 
2- Porque é uma mistura das cores dos complexos de cobalto com água (róseo) com o 
tiocianato (azul) 
3- Porque tem possui coeficiente de partição K > 1. 
4- Fica com tons róseos e um pouco lilás, porque nem todo o tetratiocianato de cobalto vai 
pra fase apolar. 
 
 
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EXPERIMENTO X 
 
Objetivo Geral: demonstrar a temperatura como forma de energia em uma reação química 
Comentário: Primeiro de tudo, não confundir calor com energia térmica. Vamos relembrar 
diversos conceitos com o Atkins, 2012. 
Segundo o Atkins, 2012: “Calor é energia em movimento devido à diferença de 
temperatura. A energia térmica, ou melhor, a energia do movimento térmico, é a energia 
associada com o movimento caótico de moléculas em temperaturas acima do zero absoluto.” 
Ou seja, a temperatura é uma forma de energia associada ao movimento browniano inerente a 
moléculas acima do zero absoluto. Calor é o fluxo da energia cinética molecular (térmica). 
Relembrando outras definições importantes, temos que Atkins, 2012, nos diz: 
Para acompanhar a energia, dividimos o mundo, por conveniência, em duas partes. A 
região na qual estamos interessados, que pode ser, por exemplo, um recipiente 
contendo um gás, um béquer de ácido ou uma fibra de músculo, é chamada de sistema. 
Tudo o mais, como por exemplo, o banho-maria em que a mistura de reação está 
imersa, é chamado de vizinhança. A vizinhança inclui a área onde fazemos 
observações sobre a energia transferida para o sistema ou retirada do sistema. O 
sistema e a vizinhança formam o universo. [...] Um sistema pode ser aberto, fechado 
ou isolado. Um sistema aberto pode trocar matéria e energia com a vizinhança. [...] 
Um sistema fechado tem uma quantidade fixa de matéria, mas pode trocar energiacom a vizinhança. [...] Um sistema isolado não têm contato com a vizinhança. 
 É preciso conceituar outros parâmetros do Atkins, 2012: 
É importante compreender que a entalpia não é uma medida da energia do sistema no 
mesmo sentido fundamental de energia interna. É na verdade um instrumento para 
acompanhar e explicar os efeitos da mudança de volume durante trocas de calor sob 
pressão constante. Quando transferimos energia, na forma de calor, a um sistema em 
pressão constante, a entalpia do sistema aumenta na mesma proporção. Quando 
energia deixa um sistema em pressão constante, na forma de calor, a entalpia do 
sistema diminui nessa mesma proporção. 
Sobre a ∆H do processo de dissolução, há dois pontos a se ter em mente: 
 A quebra de forças intermoleculares é sempre endotérmica. 
 A formação de forças intermoleculares é sempre exotérmica. 
 
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É preciso considerar que para dissolver um sal, primeiro há um investimento 
energético que quebra as ligações intermoleculares do solvente e do soluto (etapa endotérmica) 
e depois há a formação das interações entre o soluto e o solvente (etapa exotérmica). A entalpia 
final do processo de solubilização depende do valor energético de cada etapa, podendo ser 
globalmente um processo endotérmico ou exotérmico. 
Então, nesse experimento temos a solubilização de um sal, o CuSO4 em duas condições 
iniciais: anidro e hidratado. Queremos determinar a energia necessária para hidratar o sal. Após 
os procedimentos práticos, verificou-se que: 
𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑠)
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑧𝑎çã𝑜
→ [𝐶𝑢(𝑂𝐻2)4](𝑎𝑞)
2+ + 𝑆𝑂4
2−
(𝑎𝑞)
 ∆𝑇 = +10 ℃ Eq. 1 
[𝐶𝑢(𝑂𝐻2)4]𝑆𝑂4(𝑠)
𝑆𝑜𝑙𝑢𝑏𝑖𝑙𝑖𝑧𝑎çã𝑜
→ [𝐶𝑢(𝑂𝐻2)4](𝑎𝑞)
2+ + 𝑆𝑂4
2−
(𝑎𝑞)
 ∆𝑇 = −1 ℃ Eq. 2 
 O sinal + na equação 1 indica que a temperatura da solução subiu 10 ºC. O sinal – da 
equação 2 indica que a temperatura baixou 1 ºC. 
 Na equação 1 vemos que a temperatura do sistema aumentando em 10 ºC indica uma 
reação muito exotérmica. A equação 2 abaixando a temperatura do sistema em 1 ºC indica uma 
reação pouco endotérmica. Por que isto? 
 Se considerarmos o sistema isolado calorímetro + solução no bequer, podemos calcular 
a variação de energia no sistema através da equação: 
∆𝐻 = ( 𝑚𝑠𝑜𝑙 × ∆𝑇𝑠𝑜𝑙 × 𝐶𝑒𝑠𝑝𝑠𝑜𝑙) + (𝑚𝑏𝑞 × ∆𝑇𝑠𝑜𝑙 × 𝐶𝑒𝑠𝑝𝑏𝑞) Eq. 3 
Sendo, 
msol = Massa da solução 
∆Tsol = Variação de temperatura da solução 
𝐶𝑒𝑠𝑝𝑠𝑜𝑙 = Calor específico da solução 
Mbq = Massa do béquer 
𝐶𝑒𝑠𝑝𝑏𝑞 = Calor específico do béquer 
 
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Usando a equação 3 para calcular a variação de entalpia de cada reação, temos que 
experimentalmente foi determinado o valor de cada componente da equação tanto para o sal 
anidro quanto para o sal hidratado: 
Tabela 4: valores experimentais da equação 3 
Parâmetro Para o sal anidro Para o sal hidratado 
msol 50,7166 g 16,5999 g 
mbq 38,2979 g 40,9695 g 
∆Tsol +10 ºC -1 ºC 
𝐶𝑒𝑠𝑝𝑠𝑜𝑙 1 cal/g 1 cal/g 
𝐶𝑒𝑠𝑝𝑏𝑞 0,2 cal/g 0,2 cal/g 
 
 Considere nesse experimento a vizinhança como calorímetro rudimentar preparado na 
aula e o sistema sendo a solução no béquer. E a reação ocorrendo nesse sistema fechado. 
Resolvendo a Equação 3 com os dados da Tabela 4 para o sal anidro, temos que, a reação 
demonstrada na Equação 1 possui ∆H de 567,7618 cal. Podemos interpretar esse resultado 
como: quando CuSO4 anidro é solubilizado, há uma diminuição de 567,76 cal na energia 
interna do sistema que é emitida do sistema sob forma de calor. Como a reação libera essa 
energia no sistema, essa reação de solubilização é exotérmica. 
 Resolvendo a Equação 3 com os dados da Tabela 4 para o sal hidratado, temos que, a 
reação demonstrada na Equação 2 possui ∆H de -24,7938 cal. Podemos interpretar esse 
resultado como: quando CuSO4 hidratado é solubilizado, há um aumento de 24,79 cal na 
energia interna do sistema a partir da energia térmica da vizinhança. Como a reação toma 
essa energia do sistema, essa reação de solubilização é endotérmica. 
 Considerando a Equação 1 como o processo total e a Equação 2 como apenas o processo 
de solubilização (sendo nesse caso endotérmico), temos que a ∆H associada à etapa de 
hidratação será o valor da Equação 2 subtraído do valor da equação 1: 
∆𝐻ℎ𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑎çã𝑜 = ∆𝐻𝑎𝑛𝑖𝑑𝑟𝑜 − ∆𝐻ℎ𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑎𝑑𝑜 
∆𝐻ℎ𝑖𝑑𝑟𝑎𝑡𝑎çã𝑜 = 567,7618 − (−24,7838) = 592,5456 𝑐𝑎𝑙 
 
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 O valor do ∆Hhidratação é maior que o valor da ∆Hanidro porque quando o sal anidro é 
solubilizado, uma parte da energia liberada no processo de hidratação é usada para solubilizar 
o sal hidratado. 
 
 
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EXPERIMENTO XI 
Objetivo Geral: Demonstrar que a velocidade das reações químicas é determinada por pelo 
menos 4 parâmentros. 
1) Objetivo específico: Mostrar que cada reagente tem uma tendência diferente a reagir 
com outra espécie química. 
Comentário: é possível prever algumas características da reação entre uma espécie e outra, se 
analisarmos a estrutura eletrônica de cada espécie. 
2) Objetivo específico: Mostrar que a superfície de contato determina quanto de cada 
espécie irá reagir simultaneamente. 
Comentário: A área de superfície tridimensional do reagente determinará o limite de moléculas 
ou partículas iônicas que reagirão com outra espécie química. É por isso que, por exemplo, uma 
solução de duas espécies químicas reagirão mais rápido que se uma das espécies estivesse sólida 
em um cubo. A espécie em solução não poderia facilmente alcançar os átomos no interior do 
cubo. 
3) Objetivo específico: Mostrar que a temperatura determina a velocidade de reação 
Comentário: a temperatura é uma medida da energia térmica, que nada mais é que a energia 
cinética molecular total da substância ou solução. Uma alta temperatura indica um meio 
reacional com grande quantidade de energia que pode ser usada para ativar a reação. Além do 
mais, uma alta energia cinética molecular também auxilia o encontro das partículas reacionais 
porque acelera o movimento browniano associado à energia térmica. 
4) Objetivo específico: Mostrar que a concentração dos reagentes rege a velocidade de 
reação em ordem 
Comentário: a concentração dos reagentes interfere na velocidade segundo a ordem global de 
reação. Por exemplo, considere a equação 4, chamada Síntese de Haber-Bosch: 
𝑁2 + 3𝐻2
→
← 2 𝑁𝐻3 ∆𝐻° = −46,11 𝐾𝑗 ∙ 𝑚𝑜𝑙
−1 Eq. 4 
 Nessa reação temos uma relação estequiométrica que determina a ordem global de 
reação. A velocidade da reação é determinada pela ordem dos reagentes. Nesse caso, a ordem 
para o N2 é 1 e para o H2 é 3. A expressão de equilíbrio fica: 
𝑣 = 𝑘 × [𝑁2]
1 × [𝐻2]
3 Eq. 5 
 
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 Sendo k a constante de equilíbrio da reação. A velocidade é diretamente proporcional à 
concentração dos reagentes elevados ao seu coeficiente estequiométrico. 
Respostas 
1- Efeito indutivo da etila do álcool 
2- Provavelmente H2 
3- Pela formação de óxidos de manganês IV 
4- Sim. Se reduzir até manganês IV, ficará acastanhado. 
5- Haveria diferença na velocidade, mas menor que o que foi feito pois a ordem de 
velocidade para o HCl é 2 e para o Na2S2O3 é 1. 
 
 
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EXPERIMENTO XII 
Objetivo Geral: demonstrar a lei de Le Chatelier e suas aplicações 
1) Objetivo Específico: Demonstrar que quando se adiciona mais produto em um sistema 
em equilíbrio, a reação em equilíbrio se desloca para a formação de maisreagentes. 
Comentário: note que (1) esse é o princípio de funcionamento de um tampão e (2) se 
adicionar mais reagentes em um sistema em equilíbrio, a reação se desloca para a formação 
de mais produtos. 
 
 
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EXPERIMENTO XIII 
Objetivo Geral: demonstrar a acidez de funções químicas não-acidas e o funcionamento 
de um sistema-tampão. 
1) Objetivo específico: demonstrar que soluções de sal têm potencial de alterar o pH do 
meio 
Comentário: A hidrólise básica do CO3 demonstrada é um importante mecanismo fisiológico 
de tamponamento pulmonar e renal mediado pela anidrase carbônica no epitélio alveolar e 
epitélio do TCP. 
2) Objetivo específico: comparar a acidez natural da água com a acidez natural do etanol 
Comentário: A solução de sabão é uma solução de Estearato de Sódio, um éster que facilmente 
se dissocia em Ácido Orgânico desprotonado e íon Sódio. O Ácido Orgânico tende a tomar 
prótons da água, que fica na forma de hidróxido. O indicador timolftaleína fica rosa entre pH 
8,2 até 12, estando incolor em outras faixas. Partindo-se do princípio que foi utilizada água 
Milli-Q ao invés de monodestilada, a coloração rosa da solução de sabão e água, o estearato 
subiu o pH em mais de 1,2 pontos. 
Respostas 
1- Porque é mais difícil retirar um próton do álcool que da água 
2- O pKa do álcool e da água 
3- Não. A Fenolftaleína fica colorida entre pH 8,2 e 12, ficando incolor em outras faixas. 
É possível haver hidrólise da água sem atingir pH 8,2. 
4- O etóxido. O efeito indutivo da etila oferece uma carga parcial negative a o oxigênio do 
etóxido. 
5- A água. Sem o efeito indutivo da etila, é mais fácil de desprotonar. 
 
Procedimento Operacional: 
Solução-tampão 
Objetivo: fazer 50 ml de solução-tampão para pH 4 
Usando a fórmula de Henderson-Hasselbalch: 
 
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𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝐴−]
[𝐴𝐻]
 
Sendo AH o ácido fraco e A- o sal com a base conjugada do ácido fraco. Preparamos 
uma solução de ácido fraco com concentração conhecida. Vamos descobrir quanto de sal 
precisamos para tamponar 50 ml de uma solução de Ácido Acético com 0,01 mols (ou seja, é 
uma solução 0,2 M de Ácido Acético). 
O peso molecular do Ácido Acético é 60 g·mol-1, então para termos 0,01 mols 
precisamos de: 
60 g --------- 1 mol 
X g ---------- 0,01 mol 
X= 0,6 g 
 Como a densidade do ácido acético é 1,05 g·mol-1 temos que: 
d = 
m
v
 ∴ v = 
m
d
 → v = 
0,6
1,05
 → v = 0,57ml 
Sendo d a densidade, m a massa e v o volume. 
Agora, é descobrir quanto de Acetato de Sódio é necessário pra tamponar 0,01 mol de 
ácido acético substituindo os termos que temos na fórmula de Henderson-Hasselbalch sabendo 
que o pKa do ácido acético é 4,74. 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
[𝐴−]
[𝐴𝐻]
 → 4 = 4,74 + log
[𝐴−]
0,01
 → 0,74 = log
[𝐴−]
0,01
 
Agora, tiramos o logaritmo da equação, fazendo o antilog de 0,74. Não é necessário 
fazer o antilog de [A-] / 0,01 porque na verdade nunca fizemos o log de [A-]/0,01, sempre foi 
uma operação pendente. Assim, fica: 
5,49 = 
[𝐴−]
0,01
 → 5,49 × 0,01 = [𝐴−] 
[𝐴−] = 0,055 𝑚𝑜𝑙𝑠 
Precisamos de 0,055 mols de Acetato de Sódio na solução. Sabendo que o peso 
molecular do Acetato de Sódio é 136 g·mol-1 temos que: 
136 g ------------- 1 mol 
 
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X g ---------------- 0,055 mols 
X= 7,47 g 
 Então adicionamos 7,47 g de Acetato de Sódio na solução e completamos o volume para 
50 ml. 
O procedimento pro tampão básico é análogo. 
Referências 
ARAÚJO, Mariana Corrêa; Baldinato, José Otávio. A síntese de amônia: uma proposta de 
estudo histórico para a formação de professores de química vinculada ao Prêmio Nobel de Fritz 
Haber. [SP]: História da Ciência e do Ensino, 2015. Volume 11, p 91-95. Disponível em: < 
http://revistas.pucsp.br/index.php/hcensino/article/viewFile/21219/16740>. Acesso em 27 jan. 
2017. 
AKTINS, Peter; JONES, Loretta. Principios de Química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
CHEMSPIDER. Hexafluoroferrate(3-). Disponível em: <http://www.chemspider.com/Chemi 
cal-Structure.24492.html>. Acesso em 27 jan. 2017. 
FREITAS, Paulo George Cavalcante de. Preparação e propriedades da solução tampão. 
[Ceará]:[UFCE], [2014]. Disponível em: < http://pt.slideshare.net/paulogeorge3/preparao-e-
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Hoffman, Hilary; et al. Prussian Blue Nanoparticles for laser-induced photothermal 
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<http://pubs.rsc.org/en/content/articlepdf/2014/RA/C4RA05209A>. Acesso em: 27 jan. 2017. 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ. Solubilidade. [Paraná]: Departamento de 
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