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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E QUÍMICA BÁSICA Aluno: ___________________________________________________________ Professor: _________________________________________________________ Período: ______________ Mossoró/RN APOSTILA DO LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E QUÍMICA BÁSICA Autores: Francisco Klebson Gomes dos Santos Kalyanne Keyly Pereira Gomes Marta Ligia Pereira da Silva Apostila de Laboratório de Química Geral 1 Aula 01 Explanação sobre a disciplina, confecção do relatório e segurança no laboratório 1) Confecção do Relatório 1- Só serão aceitos os relatórios dos alunos que fizeram a prática. O Aluno que perder a prática terá nota zero no relatório referente à prática perdida. 2- O relatório deve ser escrito a mão, em folhas de papel A4. Cada equipe produzirá um relatório. 3- O prazo máximo de entrega do relatório será sempre a aula seguinte ao experimento. 4- Os relatórios devem ser entregues com o comprovante de recebimento previamente preenchido e anexado à capa. (Ver modelo nas páginas seguintes). 5- Na capa, colocar o local, nome da disciplina, turma, nome do professor, título da experiência, nome da equipe e data. (Ver modelo nas páginas seguintes). 6- Nas próximas páginas colocar os seguintes itens: I – Introdução: Uma breve descrição sobre o contexto teórico abordado pela prática. II- Objetivos: Objetivos da experiência. III – Metodologia experimental: Detalhar a metodologia experimental empregada, apresentando também materiais e reagentes utilizados. IV- Resultados e Discussão: Apresentar os resultados, e observações feitas durante a experiência e discutir estes resultados procurando chegar a conclusões pertinentes ou dar a explicação científica adequada para os resultados obtidos. Os resultados podem ser apresentados em Tabelas. V – Conclusões: Principais conclusões obtidas, levando em consideração os objetivos traçados. VI – Pós-laboratório: Resolução do questionário do pós-laboratório que se encontra ao fim do procedimento experimental. Responder as perguntas na ordem. Escrever o enunciado da questão. VII – Referências: Colocar os livros, ou site, e outros que ajudaram você na elaboração o relatório. Apostila de Laboratório de Química Geral 2 Comprovante de recebimento UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL/ BÁSICA Aluno/Matrícula: 1)__________________________________________________/_______________ 2)__________________________________________________/_______________ 3)__________________________________________________/_______________ 4)__________________________________________________/_______________ 5)__________________________________________________/_______________ Turma: ________ Professor: ______________________________________ Nome do Experimento: ________________________________________________ Visto do Professor __________________________ Data ______/______/_______ ....................................................................................................................................... UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL/ BÁSICA Aluno/Matrícula: 1)__________________________________________________/_______________ 2)__________________________________________________/_______________ 3)__________________________________________________/_______________ 4)__________________________________________________/_______________ 5)__________________________________________________/_______________ Turma: ________ Professor: ______________________________________ Nome do Experimento: ________________________________________________ Visto do Professor __________________________ Data ______/______/_______ ....................................................................................................................................... Veja a seguir um modelo da capa: Apostila de Laboratório de Química Geral 3 UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL - 1200538 TURMA: 01 PROFESSOR: Nome do Professor Experiência No 1: Medidas e Tratamentos de Dados Equipe 1: João da Silva – jaos@hotmail.com Ilmar Souza – souza@gmail.com Mossoró, 08 de Março de 2010. Apostila de Laboratório de Química Geral 4 2) Normas e Segurança no laboratório Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de Laboratório de Química Geral e Química Básica: - As informações referentes ao experimento a ser realizado deverão ser previamente lidas na apostila como também na bibliografia sugerida para a disciplina. - O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor fará uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessa discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança. - É proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as experimentações. Usar calça comprida e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que uma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentes danosos. - O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de proteção individual indispensável ao experimentador. - Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. - Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm da falta de atenção do aluno experimentador. - Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a aula prática, ao final da experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água destilada e ordenado na bancada, exatamente da forma como foi inicialmente encontrado. - Cada grupo deverá apresentar o relatório da aula anterior para efeito da pontuação referente às aulas práticas. - Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. Apostila de Laboratório de Química Geral 5 - Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a prova escrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à participação do aluno nas aulas práticas e entrega do relatório. - Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência. - Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer a liberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc.- Mantenha a bancada limpa e desocupada, colocando sobre ela apenas o indispensável, evitando colocar cadernos, bolsas, cadernos etc. - Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. Nunca adicionar água a um ácido concentrado! - Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de líquido quente. - Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. - Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. - Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do experimentador. 3) Seleção e manuseio de reagentes e produtos químicos 3.1 - Classificação dos Produtos Químicos 3.1.1 - Grau do Reagente Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os padrões mínimos estabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da American Chemical Society Apostila de Laboratório de Química Geral 6 (ACS) e são utilizados onde for possível no trabalho analítico. Alguns fornecedores rotulam seus produtos com os limites máximos de impureza permitidos pelas especificações da ACS; outros mostram nos rótulos as concentrações verdadeiras para as várias impurezas. 3.1.2 - Grau-Padrão Primário Os reagentes com grau padrão primário foram cuidadosamente analisados pelo fornecedor e a dosagem está impressa no rótulo do frasco. O Instituto Nacional de Padrões e Tecnologia dos Estados Unidos (National Institute of Standards and Technology - NIST) é uma fonte excelente de padrões primários. 3.1.3 - Reagentes Químicos para Uso Especial Os produtos químicos que tenham sido preparados para uma aplicação específica também estão disponíveis. Entre eles estão incluídos os solventes para espectrofotometria e para cromatografia líquida de alta eficiência. As informações pertinentes ao uso pretendido são fornecidas juntamente com esses reagentes. Apostila de Laboratório de Química Geral 7 Aula 02 Equipamentos e vidrarias utilizados em laboratório de química Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de Química e o manuseio adequado destes é fundamental para o analista. Porém, o completo domínio de sua manipulação advém da experiência adquirida com sua utilização. O quadro abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas aplicações. Tubo de ensaio: Usado principalmente testes de reação. Becker:Usado para aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc. Erlemnmeyer: Usado para titulações e aquecimento de líquidos. Balão de fundo chato: Usado para aquecimento e armazenamento de líquidos. Balão de fundo redondo: Usado para aquecimento de líquidos e reações com desprendimento de gases. Balão de destilação: Usado em destilações. Possui saída lateral para a condensação de vapores. Pipeta volumétrica: Usada para medir volumes fixos de líquidos. Pipeta graduada: Usada para medir volumes variáveis de líquidos. Proveta: Usado para medidas aproximadas de volume de líquidos. Funil de vidro: Usado em transferências de líquidos e em filtrações. Frasco de reagentes: Usado para o armazenamento de soluções. Bico de Bunsen: Usado em aquecimentos de laboratório. Tela de amianto: Usado para distribuir uniformemente o calor em aquecimentos de laboratório. Cadinho de porcelana:Usado para aquecimentos à seco no bico de Bunsen e Mufla. Pinça de madeira: Usada para segurar tubos de ensaio em aquecimento no bico de Bunsen. Apostila de Laboratório de Química Geral 8 Estante para tubos de ensaio: suporte de tubos de ensaio. Bureta: Usada para medidas precisas de líquidos. Triângulo de porcelana: Usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimento no bico de Bunsen. Funil de decantação: Usado para separação de líquidos imicíveis. Funil de decantação: Usado para separação de líquidos imicíveis. Almofariz e pistilo: Usado para triturar e pulverizar sólidos. Placa de Petri: usada para fins diversos. Tripé de ferro: Usado para sustentar a tela de amianto. .Pisseta: Usada para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. Picnômetro: Usado para determinar a densidade de líquidos. Cuba de vidro: Usada para banhos de gelo e fins diversos. Cápsula de porcelana: Usada para evaporar líquidos em soluções. Vidro de relógio: Usado para cobrir beckers em evaporações, pesagens etc Dessecador: Usado para resfriar substâncias em ausência de umidade. Pinça metálica Casteloy: Usada para transporte de cadinhos e outros fins. Balão volumétrico: Usado para preparar e diluir soluções. Termômetro: Usado para medidas de temperatura. Funil de Buchner: Usado para filtração a vácuo. Kitassato: Usado para filtração a vácuo. Garra metálica: Usada em filtrações, sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação e outros fins. Suporte universal. Anel para funil Mufa: Suporte para a garra de condensador. Escova de limpeza: Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. Escova de limpeza: Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. Apostila de Laboratório de Química Geral 9 Espátulas: Usada para transferência de substâncias sólidas. Bastão de vidro: Usado para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração e outros Pêra: Usada para pipetar soluções. Mufla: Usada para calcinações (até 1500°C) Estufa: Usada para secagem de materiais (até 200 °C). Pinça de Hoffman: Usada para impedir ou diminuir fluxos gasosos. Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Sistema de destilação: Usado na separação de duas ou mais substâncias com base em suas diferentes volatilidades. Quadro 2.1 – Equipamentos e vidrarias e suas aplicações 1) Operações no laboratório e aparelhagem Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das aparelhagens utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas. 1.1) Bico de Bunsen e estudo da chama Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 2.1 abaixo, a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois conesde cores distintas: um mais interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama laranja é oxidante, a amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice do cone azul. Apostila de Laboratório de Química Geral 10 Figura 2.1: Representação do bico de Bunsen. 1.2) Balança e pesagem No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria. Figura 2.2: Balança analitica com a vidraria adequada para realização de pesagens. Apostila de Laboratório de Química Geral 11 Tipos de Balanças Analíticas Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma precisão de pelo menos 1 parte em 105 em sua capacidade máxima. A precisão e a exatidão de muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 106 em sua capacidade total. As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem ser feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semi-microanalíticas têm uma carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg. A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em 1946. A velocidade e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao que se podia realizar com a balança de dois pratos tradicional. Conseqüentemente, essa balança substituiu rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de prato único está sendo substituída atualmente pela balança analítica eletrônica, que não tem braço nem cutelo. A conveniência, a exatidão e a capacidade de controle e manipulação de dados por computador das balanças analíticas asseguram que as balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecer de cena. A Balança Analítica Eletrônica A Figura 2.3 apresenta o diagrama e a foto de uma balança analítica eletrônica. O prato situa-se acima de um cilindro metálico oco que é circundado por uma bobina que se encaixa no pólo interno de um ímã permanente. Uma corrente elétrica percorre a bobina e produz um campo magnético que segura, ou levita, o cilindro, o prato, o braço indicador e qualquer massa que esteja no prato. A corrente é ajustada para que o braço indicador fique na posição de nulo quando o prato estiver vazio. A colocação de um objeto no prato provoca um movimento do próprio prato e do braço de controle para baixo, o que aumenta a quantidade de luz que incide na fotocélula do detector de nulo. A corrente que atinge a fotocélula é amplificada alimentando a bobina, o que cria um campo magnético maior, fazendo que o prato retome para a posição original no detector do zero. Um dispositivo como este, no qual uma pequena corrente elétrica faz que um sistema mecânico mantenha sua posição zero, é chamado sistema servo. A corrente requerida para manter o prato e o objeto na posição de nulo é diretamente proporcional à massa do objeto e é prontamente medida, Apostila de Laboratório de Química Geral 12 transformada em sinal digital e apresentada no visor. A calibração de uma balança analítica envolve o uso de uma massa-padrão e ajuste da corrente de forma que o peso-padrão seja exibido no mostrador. Figura 2.3: Balança analítica eletrônica. (a) Diagrama de blocos. (b) Foto de uma balança eletrônica. A Figura 2.4 mostra as configurações de duas balanças analíticas eletrônicas. Em cada uma delas, o prato é ligado a um sistema confinado conhecido coletivamente como célula. A célula incorpora vários flexores que permitem movimentos limitados do prato e previne que forças de torção (resultantes de cargas localizadas fora do centro) perturbem o alinhamento do mecanismo da balança. Na posição nula, o braço fica paralelo ao horizonte gravitacional e cada pivô flexor permanece em uma posição relaxada. A Figura 2.4-a exibe uma balança eletrônica com o prato localizado abaixo da célula. Uma precisão maior é obtida com esse arranjo, em relação àquela do sistema de prato localizado acima da célula (prato superior), apresentado na Figura 2.4b. Mesmo assim, as balanças eletrônicas deste último tipo têm uma precisão que se iguala ou excede àquelas das melhores balanças mecânicas e, além disso, garantem fácil acesso ao prato da balança. As balanças eletrônicas geralmente realizam um controle automático de tara que leva o mostrador à leitura igual a zero com um recipiente (como uma "barquinha" ou frasco de pesagem) sobre o prato. Muitas balanças permitem a tara de até 100% da sua capacidade. Uma balança analítica eletrônica moderna provê uma velocidade e uma facilidade de uso sem precedentes. Por exemplo, um instrumento pode ser controlado por meio de toques em várias posições ao longo de uma única barra. Uma posição da barra liga ou desliga o instrumento, outra calibra automaticamente a balança com o uso de uma massa-padrão ou um par de massas e uma terceira zera o mostrador, com ou sem um objeto sobre o prato. Medidas de massas confiáveis são obtidas com pouco ou mesmo sem nenhum treinamento. Apostila de Laboratório de Química Geral 13 Figura 2.4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração clássica com o prato abaixo da célula. (b) Configuração com prato acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica abrigado em um gabinete dotado de janelas. Precauções no Uso de uma Balança Analítica A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo: 1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança. 2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos. 3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos. 4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes. 5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira. 6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura ambiente antes de pesá-lo. 7. Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos secos. Apostila de Laboratório de Química Geral 14 Utilização de uma Balança Analítica Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa deste por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos: a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regulargirando-se os “pés”. b) Fecham-se as portas de vidro. c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”. d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta. e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste atenção a unidade de medida (mg, g, ...). f) A última casa decimal é a incerteza. 1.3) Medidas de volume Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem descritos na Figura 2.5, podem ser classificados em dois grupos: a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único volume de líquido. Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica. b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a qual permite a medida de diversos volumes de um líquido. Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta. Figura 2.5: Exemplos de aparelhos volumétricos. Apostila de Laboratório de Química Geral 15 A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva, podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco (ponto de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no aparelho, conforme Figura 2.6. Figura 2.6: Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um liquido na sua interface com a atmosfera. Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está sujeita a erros devido a: a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de temperatura; b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida; c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos; d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro, deve-se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura dos olhos, conforme mostrado na Figura 2.7. Apostila de Laboratório de Química Geral 16 Figura 2.7: Leitura de uma bureta. (a) A estudante olha a bureta de uma posição acima da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (b) de 12,58 rnL. (c) A estudante olha a bureta de uma posição perpendicular a ela e faz uma leitura (d) de 12,62 rnL. (e) A estudante olha a bureta de uma posição abaixo da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (f) de 12,67 rnL. Para se evitar o problema da paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas consistentemente sobre a linha perpendicular a ela, como mostrado em (c) e (d). Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz que o volume pareça menor que seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de baixo. Apostila de Laboratório de Química Geral 17 A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto a partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação. 2. Sistema Internacional de medidas Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas como fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, abreviado como SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram escolhidas de modo que os valores dessas grandezas numa “escala humana” não fossem excessivamente grandes ou excessivamente pequenos. Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades das grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que recebeu o nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa, comprimento e tempo. 1 watt = 1 W = 1 Kg . m2 / s3 UNIDADES FUNDAMENTAIS DO SI GRANDEZA NOME DA UNIDADE SÍMBOLO Comprimento Metro m Tempo Segundo s Massa Quilograma kg Corrente Elétrica Ampère A Temperatura Termodinâmica Kelvin K Intensidade Luminosa Candeia cd Quantidade de Matéria Mol mol 3. Algarismos significativos Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a determinação do volume de uma Apostila de Laboratório de Química Geral 18 solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida. A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do último algarismo significativo: CASO REGRA EXEMPLO MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499 IGUAL A 5 Se o último algarismo significativo for par – mantém- se igual. Se o último algarismo significativo for ímpar – aumenta 1 unidade Par: 3,2845 = 3,284 Ímpar: 9,135 = 9,14 MENOR QUE 5 Mantém-se igual 2,1921 = 2,192 Pós-Laboratório 1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de Bunsen, indicando o ponto mais quente. 2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g. 3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo? 4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários? 5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a vírgula. a) 120, 4784 = __________ b) 83, 1236 = __________ c) 71, 2315 = __________ d) 457,1025 = __________ Apostila de Laboratório de Química Geral 19 Aula 03 Experiência 1: Densidade de sólidos e líquidos 1. Objetivos Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o princípio de Arquimedes. 2. Considerações gerais Densidade A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a sua massa e o seu volume: Picnometria O principal método de medição de densidade absoluta é a picnometria. Esse método consiste na determinação de massa e volume de substâncias líquidas e sólidas. O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, vazada por tubo capilar, que permite seu completo enchimento com líquidos. A capacidade volumétrica do instrumento é facilmente determinável pela pesagem de um líquido tomado como padrão de densidade, na temperatura de operação. Princípio de Arquimedes "Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente, aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do peso do fluido deslocado pelo corpo." Apostila de Figur Densím 3. M • • • • 4. Pro Picnom a) Pes b) Col c) Col líquido; d) Pes e) Esv f) Lav g) Col h) Col i) Pes e Laboratór ra 3.1. metro. Materi Materiais • Picnôm • Funil s • Pisseta • Proveta ocedimento metria se o picnôm loque água loque a tam se o picnôm vazie o picn ve inteirame loque a solu loque a tamse o picnôm rio de Quím Um instrum 3.1). Esse massa divid certa quanti parte de ci densímetro cujo peso determinad instrumento por meio d combustíve iais e reage metro imples pequ a a de 100 mL o experimen metro (com a destilada no mpa capilar, metro com ág nômetro; ente o picnô ução no picn mpa capilar e metro com a mica Geral mento que instrumento dida pelo vo idade de ch ma do tubo no líquido, se iguale do ponto n os são muit da densidad el. entes ueno L ntal a tampa) vaz o picnômetr verifique s gua destilad ômetro com nômetro até e enxugue c solução; rege esse o mede a d olume. Trat humbo na ba o há uma e , ele afunda ao dele. na escala, o usados em de o grau Rea • • zio e seco; ro até que o se ficou che da; m a solução a é que o níve cuidadosame princípio é densidade d ta-se de um ase, respons escala desen a até desloc A superfí isto é, m postos de de pureza agentes Hidróxido Amostra d o volume do eio e enxug a ser analisa el do líquido ente o exces é o densím dos líquidos tubo de vid sável pelo se nhada. Ao ar um volum ície do líq sua densid e gasolina p do álcool o de sódio 0 de material o líquido fiq gue cuidado ada (NaOH o fique acim sso de líqui metro (Figur s, ou seja, dro com um eu corpo. N mergulhar me de fluid quido indic dade. Esse para verifica usado com ,5 mol/L sólido que acima do osamente o 0,5 mol/L); ma do colo; do; 20 ra a ma Na o do ca es ar mo o colo; excesso de ; 0 e Apostila de Laboratório de Química Geral 21 Método de Arquimedes a) Coloque 50 mL de água em uma proveta de 100 mL; b) Em uma balança, pese o material sólido e anote a massa; c) Coloque a amostra do material sólido na proveta; d) Anote o valor do volume de água deslocado; e) Calcule a densidade do material sólido. Tabela de Resultados Objeto Massa Volume inicial Volume Final 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. BROWN, T., L., et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. 702 p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Pós-Laboratório 1. Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa. 2. O que é picnometria? 3. A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a densidade da solução analisada. 4. Descreva o princípio de Arquimedes. 5. Efetue os cálculos da densidade do sólido determinada pelo princípio de Arquimedes. Apostila de Laboratório de Química Geral 22 Aula 04 Experiência 2: Conservação da Massa 1. Objetivos Verificar a Lei da conservação da massa através da determinação da massa total antes e depois de ocorrerem às seguintes reações: Na2CO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaCO3 2NaCl + CaCO3 + H2SO4 → 2NaCl + CaSO4 + H2CO3 2. Considerações gerais Em 1774 Antoine Lavoisier enunciou a lei da conservação da massa, também conhecida como lei de Lavoisier, onde afirmava, baseado em resultados de uma série de experimentos, que mesmo com um reação química não era possível criar massa, o que ocorria era apenas a modificação dos compostos, conservando-se, desde que em um sistema fechado, todos s átomos presentes antes das reações, apesar de os produtos se apresentarem com configurações químicas e estado físico distintos dos reagentes. Por volta de 1905, Albert Einstein publicou a teoria da relatividade, revolucionando os conhecimentos da época. Segundo a teoria, um objeto que se movimente com velocidade próxima à velocidade da luz sofre efeitos como o aumento da sua massa entre outros. Juntamente com a equação da equivalência entre a massa e a energia, E=m·c2, testes comprovaram a veracidade da teoria da relatividade mediante o estudo das reações nucleares, onde ocorre a liberação de imensas quantidades de energia, resultantes da perda de massa do sistema. Apesar de ocorrer liberação de energia durante as reações químicas comuns, as quantidades são demasiadamente inferiores às liberadas durante as reações nucleares, e portanto, não é mensurável a conversão de massa em energia nestas reações, verificando-se assim a lei da conservação da massa em sistemas reacionais não nucleares. Apostila de Laboratório de Química Geral 23 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Balança Analítica • Carbonato de sódio 0,1 M • Frascos pequenos • Cloreto de cálcio ,1 M • Becker • Ácido sulfúrico 0,1 M • Pipetas de 5 e 10 mL 4. Procedimento experimental a) Pipetar 5 ml de solução de Na2CO3 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; b) Pipetar 5 ml de solução de CaCl2 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; c) Pipetar 10 ml de solução de H2SO4 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; d) Verificar se os frascos estão completamente secos e pesá-los juntos; Anotar a massa do conjunto; e) Fora da balança, adicionar a solução de CaCl2 (0,1 M) na solução de Na2CO3 (0,1 M) e tampar ambos os frascos. Agitar levemente o frasco que contém as duas soluções e verificar o que ocorre; f) Pesar novamente o conjunto de frascos e anotar a massa; g) Novamente fora da balança, adicionar a solução de H2SO4 (0,1 M) no frasco que contém a solução. Tampar o frasco rapidamente e agitar. Observar o que ocorre. h) Pesar mais uma vez o conjunto e anotar a massa. Tabela de Resultados Objeto Massa Apostila de Laboratório de Química Geral 24 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. RUSSELL, John B., Química geral, 2a. Ed, vol 1,São Paulo, Ed Pearson Makron Books,1994. Pós-Laboratório 1. Com base nos dados obtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa? 2. Calcule o número de mols de cada solução utilizada neste experimento. 3. Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas. 4. Qual a origem da turvação observada na primeira reação? 5. Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3. 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? Apostila de Laboratório de Química Geral 25 Aula 05 Experiência 3: Forças intermoleculares 1. Objetivos Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e exercitar as medições de volume. 2. Considerações gerais A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e voláteis, derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em motores de combustão interna, é também usada como solvente, na indústria, para óleos e gorduras. Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo - era simplesmente a fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras técnicas surgiram, numa tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um delesé o craqueamento, que consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no petróleo, em outras menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento térmico foi utilizado até meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o craqueamento catalítico, método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a polimerização, que é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e butileno, em moléculas maiores, dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que combina uma olefina e uma molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de hidrocarbonetos de cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada. Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram a utilizar uma mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é diminuir o impacto ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além de ser renovável, o seu uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um lado existem vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de óxidos de nitrogênio. O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por Portaria do Ministério da Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007. Apostila de Laboratório de Química Geral 26 3. Materiais e reagentes • Materiais • Reagentes • Proveta de 100 mL • Gasolina comum • Papel Filmito • Solução de cloreto de sódio a 10% p/v 4. Procedimento experimental a) Colocar 50ml da amostra de gasolina na proveta de 100 mL previamente limpa, desengordurada e seca, observando a parte inferior do menisco; b) Adicionar a solução de cloreto de sódio até completar o volume de 100mL, observando a parte inferior do menisco; c) Tampar de forma adequada a proveta; d) Misturar as camadas de água e gasolina através de 5 inversões sucessivas da proveta, evitando agitação enérgica; e) Deixar a proveta em repouso por 15 minutos de modo a permitir a separação completa das duas camadas; f) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. Para calcular o teor de álcool, faça a seguinte regra de três: 100*% _ gasolinainicial álcool V V= 05,0 álcoolV L mL = Tabela de Resultados Volume inicial Volume Final Apostila de Laboratório de Química Geral 27 5. Referências OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química; 3ª ed; Editora Moderna; São Paulo; 1993. Pós-Laboratório 1. Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta? 2. Por que a água extrai o álcool da gasolina? 3. Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina? 4. Qual o teor de álcool na gasolina em % e em mL/L? 5. Faça uma pesquisa sobre as principais frações do petróleo, com definição, principais usos, características físicas etc. 6. Faça uma pesquisa, mostrando em poucas linhas, como é produzido o álcool no Brasil. A Ex 1. In 2. So N solve e a ág Em Uma tende Pr C Tí M ula 06 Experiênc . Objetivo nteirar o alu . Conside oluções são Nas soluções ente. Assim gua, o solve m geral as s a substância e a se dissol rincipais tip Concentraçã ítulo: é a re Molaridade: Apos cia 4: Solu os uno com os c erações gera o misturas ho s, o dispers m, por exemp ente. substâncias a polar tend lver num so pos de conce ão comum: lação entre é a quantida stila de Lab uções cálculos e p ais omogêneas so recebe o plo, quando inorgânica de a dissol olvente apol entrações indica a ma a massa do ade de mols boratório de preparo de s de duas ou o nome de o dissolvem as são polare lver num so lar. assa de solu soluto e a m s de soluto p e Química G oluções. u mais subst soluto, e o mos açúcar e es, enquanto olvente pol uto presente massa da so presente em Geral âncias. o dispersant em água, o a o as orgânic lar. Uma su em cada lit olução. m cada litro d te é denom açúcar é o s cas são apo ubstância a tro de soluç de solução. 28 inado soluto olares. apolar ção. Fr núme M Kg). 3. 4. Pr a) b) mL e c) com ração molar ero de mols Molalidade: é . Materia • Balão • Balão • Bastão • Becke • Espátu • Funil • Pipeta • Pisset . Procedim reparo da so ) Em uma ) Coloque e transfira o ) Espere o água destila Apos r: é a relaç s da solução é a relação ais e reagen Materi volumétric volumétric o de vidro er de 100 mL ula simples a a mento expe olução de H capela, me cerca de 1 o volume de o balão esfr ada; stila de Lab ção entre o o. entre o núm ntes iais co de 25 mL co de 250 m L erimental HCl 0,5 mol/ ça numa pr 100 mL de e ácido medi friar até a te boratório de número de mero de mol L mL /L. oveta, 10,4 água destil ido para est emperatura e Química G e mols do s ls do soluto • Acid • Hidr mL de HCl lada em um te balão; ambiente e Geral soluto (ou d o, e a massa Reagent do clorídric róxido de só l concentrad m balão volu e complete de solvente do solvente tes o (HCl) ódio (NaOH do; umétrico de , até o men 29 e) e o e (em H) e 250 nisco, Apostila de Laboratório de Química Geral 30 d) Faça uma homogeneização por inversão; e) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da solução e o número de sua turma; Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L. f) Meça 5,0 mL da solução de HCl, 0,5 mol/L, preparada anteriormente, e transfira para um balão de 25 mL; g) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de preparo indicado anteriormente. Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L. h) Pese 5,0 g de NaOH em um Becker limpo e seco; i) Dissolva-o, no próprio Becker, com água destilada; j) Transfira a solução para um balão de 250 mL, e siga os procedimentos de preparo de soluções; k) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule. l) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas experiências. 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. 702 p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Pós-Laboratório 1. O que é solução? 2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução concentrada de uma determinada substância? Apostila de Laboratório de Química Geral 31 3. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 mL de solução de HCl 0,5 mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d = 1,19 g/mL. 4. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de solução de HCl 0,1 mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L. 5. Calcule a massa de NaOH necessária parapreparar 250 mL de solução NaOH 0,5 mol/L. 6. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é um líquido. 7. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é um sólido. Apostila de Laboratório de Química Geral 32 Aula 06 Experiência 4: Análise volumétrica 1. Objetivos Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução preparada na prática anterior. 2. Considerações gerais A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como padrão de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja analisar. Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta, à solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de operação recebe o nome de titulação. Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário que se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o ponto final da titulação. Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos, apresentando cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada. Consequentemente, a cor do indicador dependerá do pH. 3. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes • Becker de 50 mL – 02 • Ácido clorídrico 0,5 mol/L • Bureta de 25 mL – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L • Erlenmeyer de 125 mL – 01 • Fenolftaleína 1% • Funil simples – 01 • Garra para bureta – 01 • Pipeta conta gotas – 01 • Pipeta conta gotas – 01 Apostila de Laboratório de Química Geral 33 • Pipeta volumétrica de 5 mL – 01 • Pisseta – 01 • Proveta de 10 mL – 01 • Suporte para bureta – 01 4. Procedimento experimental a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, utilizando um funil; b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de bolhas: c) Complete o volume com a solução e zere a bureta; d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer de 125 mL; e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína; f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea persistente. g) Anote o valor de hidróxido de sódio gasto na titulação Tabela de Resultados Volume inicial Volume Final 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Apostila de Laboratório de Química Geral 34 JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992. Pós-Laboratório 1) O que é titulação e qual sua finalidade? 2) Para que serve um indicador? 3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma titulação. 4) Calcule a concentração verdadeira de HCl. Apostila de Laboratório de Química Geral 35 Aula 07 EXPERIÊNCIA 5: Destilação Simples 1. Objetivos Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos adquiridos nas aulas anteriores para realizar uma destilação simples, se inteirando também sobre a vidraria utilizada para preparação de um sistema de destilação simples; do conceito de ponto de ebulição e do conceito de pressão de vapor.. 2. Considerações gerais A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos devido ser bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários, apresenta grande qualidade na separação. A destilação também apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para separar líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde que tenham pontos de ebulição bem distintos. 3. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes • Balão de fundo redondo – 01 • Cloreto de sódio NaCl • Termômetro – 01 • Pedras de destilação • Nitrato de prata AgNO3 • Erlenmeyer de 125 mL – 01 • Funil simples – 01 • Garra metálica – 01 • Aquecedor – 01 • Adaptador para condensador – 01 • Condensador – 01 • Suporte – 01 Apostila de Laboratório de Química Geral 36 • Proveta – 01 • Suporte para bureta – 01 4. Procedimento Experimental Parte I (Destilação) a) Adicione ao balão de destilação 3 pedras de ebulição; b) Colete 50 mL de uma solução de NaCl para dentro do balão com o auxílio de uma proveta (para medir o volume); c) Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 mL da solução de NaCl para o balão de fundo redondo; d) Monte um sistema de destilação simples como mostrado na figura seguinte: Termômetro Suporte Universal Garra Matélica Aquecedor Condensador Balão de fundo redondo Erlenmeyer Adaptador de balão para Condesador Suporte Saída de água Entrada de água e) Inicie o aquecimento do sistema; Balão de destilação Apostila de Laboratório de Química Geral 37 f) Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento, constantemente observando a temperatura que é registrada no termômetro; g) Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente, com a amostra; h) Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida no balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. Os últimos 5% também devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 mL num Becker. Em seguida, troque este Becker outro Becker limpo; i) A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do destilado Parte II (Teste do Destilado) Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo: a) Adicione 2 mL de solução de AgNO3 (Nitrato de prata) a dois tubos de ensaio.; b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente; c) Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de NaCl. Observe que ocorre a formação de um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl (cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2; d) Adicione 2 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece. Tabela de Resultados Observações Apostila de Laboratório de Química Geral 38 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. Pós-Laboratório 1. Em que se baseia o princípio da destilação simples e em que tipos de amostra ela pode ser usada? 2. Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl? 3. Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a turvação do destilado o que pode ter ocorrido? 4. Qual a função das pedras de ebulição? Apostila de Laboratório de Química Geral 39 Aula 08 EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria 1. Objetivos Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um metal e o calor de neutralização de umareação de um ácido forte com uma base forte. 2. Considerações gerais Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o calorímetro de água. Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida na transformação através da expressão: Q = m.cp.Δt onde: Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal); m = massa da substância (g); cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C); Δt = variação de temperatura (°C). a. Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do Calorímetro (C) Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente. Apostila de Laboratório de Química Geral 40 A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada temperatura (tágua fria) em seu interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua quente) a uma outra temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final (tequilíbrio), e calcula-se C a partir da relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido). Qcedido + Qrecebido = 0 Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio–tágua quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua fria)+mágua fria.cágua fria.(tequilíbrio–tágua fria) = 0 Para o mesmo calorímetro → mcalorímetro.ccalorímetro = C Assim, Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no experimento. Apostila de Laboratório de Química Geral 41 b. Determinação do Calor Especifico de um Metal Para determinar o calor específico de um metal utilizando o método das misturas, ou seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do ambiente e em seguida ele é imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. O metal vai ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a temperatura de equilíbrio térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como no item anterior, temos: Qcedido + Qrecebido = 0 Qcedido metal + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0 mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+C.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua) = 0 ܿ݉݁ݐ݈ܽ ൌ െሾ൫C mágua. cágua൯. ൫tequilíbrio– tágua൯ሿ ݉݉݁ݐ݈ܽ. ൫tequilíbrio– tmetal൯ O calor específico de alguns metais está representado na tabela abaixo. Metal c (cal/g °C) Cobre 0,093 Latão 0,094 Ferro 0,119 Alumínio 0,219 c. Determinação da ΔH de neutralização de um ácido forte (ácido clorídrico) por uma base forte (hidróxido de sódio). A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a pressão constante, é chamada de entalpia de reação (ΔH). A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é denominada calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da água (com sinal contrário), visto que: ܪܥ݈ ܱܰܽܪ ՜ ܰܽܥ݈ ܪଶܱ Apostila de Laboratório de Química Geral 42 ou resumidamente: O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a determinação do calor de neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do calorímetro, pode-se determinar o calor de neutralização, usando-se as relações: Qcedido + Qrecebido = 0 Qcedido reação + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido pela reação = 0 Qcedido reação + mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio-to) + msolução.csolução.(tequilíbrio-to) = 0 Qcedido reação = -( msolução.csolução + C).( tequilíbrio-to) ΔH = Q cedido reação (J ou cal) ΔH / mol = ΔH /n (J/mol ou cal/mol) Onde: msolução = msolução HCl + msolução NaOH mcalorímetro.ccalorímetro = C n = número de moles de água formada to = (tácido + tbase)/2 d. Avaliação do erro. A validade das equações descritas nos itens anteriores pode ser afetada por vários fatores tais como: a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água e material, devido a lentidão da troca de calor da água para o material, etc.; b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior. Apostila de Laboratório de Química Geral 43 A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i) decréscimo do tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa condutividade térmica, (ii) agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. O tempo de homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os materiais são metais, cerâmicas, rochas ou vidros granulados. A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a utilização de recipientes térmicos ou melhoramento do isolamento. 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Calorímetro de alumínio – 01 • Água destilada • Calorímetro de vidro – 01 • Solução de HCl 0,5 mol/L • Termômetro – 02 • Solução de NaOH 0,5 mol/L • Chapa aquecedora e agitador – 02 • Barra magnética – 01 • Espátula – 01 • Becker 250 mL – 02 • Amostra de metal – 01 • Piceta – 01 • Proveta 100 mL – 03 4. Procedimento experimental a. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro a) Utilizando uma proveta, medir 100 mL de água; Apostila de Laboratório de Química Geral 44 b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura ambiente e agite a água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Meça e anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua fria) e da massa de água (mágua fria); c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 mL de água (mágua quente) e aqueça em um becker até cerca de 50°C (tágua quente); d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampe-o. Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no calorímetro. Agite a água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir o equilíbrio térmico. Anote o valor da temperatura final (tequilíbrio). Vágua fria = 100 mL → mágua fria = Vágua quente = 100 mL → mágua quente = tágua fria = tágua quente = tequilíbrio = Dados: 1cal = 4,18J Calor específico da água = 1cal/g °C Densidade da água em função da temperatura Densidade (g/ml) T (°C) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 0,9999 0,9999 1,0000 1,0000 1,0000 1,0000 1,0000 0,9999 0,9999 0,9998 10 0,9997 0,9996 0,9995 0,9994 0,9993 0,9991 0,9990 0,9988 0,9986 0.9984 20 0,9982 0,9980 0,9978 0,9976 0,9973 0,9971 0,9968 0,9965 0,9963 0,9960 30 0,9957 0,9954 0,9951 0,9947 0,9944 0,9941 0,9937 0,9934 0,99300,9926 40 0,9922 0,9919 0,9915 0,9911 0,9907 0,9902 0,9898 0,9894 0,9890 0,9885 50 0,9881 0,9876 0,9872 0,9867 0,9862 0,9857 0,9852 0,9848 0,9842 0,9838 60 0,9832 0,9827 0,9822 0,9817 0,9811 0,9806 0,9800 0,9765 0,9789 0,9784 70 0,9778 0,9772 0,9767 0,9761 0,9755 0,9749 0,9743 0,9737 0,9731 0,9724 80 0,9718 0,9712 0,9706 0,9699 0,9693 0,9686 0,9680 0,9673 0,9667 0,9660 90 0,9653 0,9647 0,9640 0,9633 0,9626 0,9619 0,9612 0,9605 0,9598 0,9591 Apostila de Laboratório de Química Geral 45 b. Determinação do calor especifico de um metal a) Coloque 100 mL de água (medidos com a proveta) no calorímetro de alumínio e meça a temperatura da água (tágua). Meça e anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua) e da massa de água (mágua); b) Determine a massa do metal (mmetal) em uma balança; c) Coloque a peça de metal, presa por um fio, em um béquer com água (aproximadamente 100 mL) e aqueça o conjunto até atingir a temperatura de ebulição. Meça e anote esta temperatura que será a temperatura inicial da peça de metal (tmetal); d) Rapidamente retire a peça da água em ebulição e coloque-a no calorímetro e tampe o calorímetro; e) Resfrie o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo no calorímetro; f) Agite a água do calorímetro, até a temperatura ficar constante, ou seja, atingir o equilíbrio térmico. Meça e anote esta temperatura (tequilíbrio) Vágua = 100 mL → mágua = mmetal = tágua = tmetal = tequilíbrio = c. Determinação do calor de neutralização a) Meça 80 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L na proveta e transfira para o calorímetro de vidro. Meça e anote a temperatura (tbase); b) Coloque 80 mL de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L na proveta. Meça e anote a temperatura (tácido); c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a temperatura, anotando o maior valor observado (tequilíbrio). Apostila de Laboratório de Química Geral 46 VNaOH = 80 mL → mNaOH = VHCl= 80 mL → mHCl = tNaOH = tHCl = tequilíbrio = Dados: C = 36 cal/°C dNaOH (0,5 mol/L) = 1,0190 g/mL dHCl (0,5 mol/L) = 1,0090 g/mL csolução ≈ cágua = 1cal/g °C 5. Referências BUENO, W.; Manual de laboratório de físico-química; McGraw-Hill; /São Paulo; 1980. MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de Química; 6ª ed. Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro, 1990. Pós-Laboratório 1. Calcule a capacidade calorífica do calorímetro de alumínio. 2. Calcule o calor específico do metal utilizado e compare com o valor da tabela do item 2.2. Qual o desvio percentual do valor experimental obtido com o de referência? Explique a causa deste desvio. 3. Calcule o calor molar de neutralização da reação ocorrida no item 3.3. 4. Comparando o calor específico do metal com o da água, o metal se aquece ou se resfria mais ou menos rapidamente que a água? Por quê? 5. Suponha que se tenham duas peças metálicas, uma de ferro e a outra de alumínio, de mesma massa, em água em ebulição. Ambas são colocadas em recipientes iguais com água a 25°C. Em qual caso a temperatura final da água será mais elevada? Justifique. Apostila de Laboratório de Química Geral 47 Aula 09 EXPERIÊNCIA 7: Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química 1. Objetivos Mostrar como a concentração dos reagentes e a temperatura modificam a velocidade de uma reação química. 2. Considerações gerais A observação das reações químicas ao longo do tempo mostra que a rapidez, ou lentidão, com que se produzem varia de uma para outra; entre o inicio e o término de uma reação decorre um intervalo de tempo, mais curto ou mais prolongado, mas não nulo. A duração desse intervalo é extremamente variável segundo varias circunstâncias; algumas reações são tão rápidas que parecem instantâneas enquanto outras se desenvolvem tão lentamente que, a uma observação menos atenta, passam despercebidas. É para caracterizar a maior ou menor rapidez com que se efetua uma reação que se introduz o conceito de velocidade de reação. A Cinética Química tem por objetivo o estudo da velocidade das reações e dos fatores que podem modificá-la. A velocidade de reação depende de vários fatores. Alguns dos fatores que influem sobre a velocidade de uma reação são: o estado físico dos reagentes, a temperatura, a pressão, a concentração das substancias em reação, bem como os catalisadores, isto é, substancias que, embora estranhas à reação em si, por mera presença no sistema atuam modificando sua velocidade. Existem várias técnicas para estudar as velocidades de reações. O procedimento geral é o de separar parcelas do sistema reacional, de tempos em tempos, e analisá-las. Podem ser utilizados também, na analise, procedimentos convencionais, como a titulação de um ácido ou a formação de precipitado. É mais conveniente, porém, encontrar alguma propriedade física ou química que se modifique durante a reação. Por exemplo: a cor, o Apostila de Laboratório de Química Geral 48 índice de refração, a atividade ótica, a condutividade elétrica, a concentração de íons hidrogênio, o potencial de um eletrodo, etc. 3. Procedimento experimental a) Em um erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Prepare um relógio para marcar o tempo (segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L. Anote o tempo que a solução leva para descolorir totalmente. b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Acrescente 10 mL de água destilada e adicione a mistura restante, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L, controlando o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare com o tempo gasto no erlenmeyer do item a. c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Em seguida, coloque 5 gotas de solução de sulfato de manganês 1 mol/L. Adicione 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele do item a. d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Coloque o erlenmeyer em banho-maria 60ºC durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao erlenmeyer, ainda em banho maria, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele observado no experimento do item a. e) Divida um comprimido de Sonrisal® ao meio, reserve uma parte e triture a outra em um almofariz com a ajuda de um pistilo. Coloque cerca de 100 mL de água em 2 béqueres. Adicione simultaneamente aos béqueres o comprimido em pedaço e o triturado. Observe o que ocorre. Tabela de Resultados Reação Item a Item b Item c Item d Tempo Apostila de Laboratório de Química Geral 49 4. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Erlenmeyer • Acido oxálico • Pipeta • Acido sulfúrico • Cronômetro • Permanganato de potássio • Pêra • Sulfato de manganês • Pisseta • Sonrisal® comprimido • Banho-maria • Almofariz e pistilo 5. Referências BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral; 2ª ed; Livros Técnicos e Científicos Editora SA; Rio de Janeiro; 1992. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4ª. ed. São Paulo:Edgard Blücher, 1995. 582 p. Pós-Laboratório 1. Defina velocidade de reação. 2. Explique, a nível molecular, o efeito da diluição sobre a velocidade das reações químicas. 3. Explique a influência da natureza dos reagentes, da temperatura e do catalisador na velocidade das reações químicas. 4. O que é um catalisador? 5. Dê exemplo de um processo em que se almeje a aceleração do mesmo. 6. Dê exemplos de um processo em que se almeje o retardo do mesmo. Apostila de Laboratório de Química Geral 50 Aula 10 EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão 1. Objetivos Entender o funcionamento das soluções tampão. 2. Considerações gerais As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado. Exemplos de soluções tampões: a) Ácido acético + acetato de sódio; b) Ácido bórico + borato de sódio; c) Ácido cítrico + citrato de sódio; d) Ácido fosfórico + fosfato de sódio; e) Amônia + cloreto de amônio. Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por exemplo, o sistema tampão HCO3–/H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo. Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado: Apostila de Laboratório de Química Geral 51 ܥܪଷܥܱܱܰܽሺ௦ሻ ுమை ሱۛሮ ܥܪଷܥܱܱିሺሻ ܰܽାሺሻ O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons: ܥܪଷܥܱܱܪሺሻ ுమை ርሮ ܥܪଷܥܱܱିሺሻ ܪାሺሻ A constante de ionização para o ácido acético é dada por: ܭ ൌ ሾܪାሿ. ሾܥܪଷܥܱܱିሿ ሾܥܪଷܥܱܱܪሿ É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal contribuição para a concentração de íons acetato, que é a base conjugada do ácido acético, é proveniente do sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável frente ao excesso de sal (efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise do íon acetato frente ao excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo [CH3COO–] (que representa a base conjugada do ácido) por [Sal]: ܭ ൌ ሾܪାሿ. ሾ݈ܵܽሿ ሾܥܪଷܥܱܱܪሿ Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução tampão, composta por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for adicionado um ácido ou uma base forte. 2.1 Adição de Ácido Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pela base conjugada do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, conforme a reação abaixo: ܥܪଷܥܱܱିሺሻ ܪାሺሻ ՞ ܥܪଷܥܱܱܪሺሻ Componente básico do tampão Apostila de Laboratório de Química Geral 52 2.2 Adição de base Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação da concentração dos íons OH– no meio (uma perturbação ao equilíbrio); de acordo com o princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada pelo ácido acético do tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução irá variar pouco, conforme a reação abaixo: ܥܪଷܥܱܱܪሺሻ ܱܪିሺሻ ՞ ܥܪଷܥܱܱିሺሻ ܪଶܱሺሻ Componente ácido do tampão É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de ácido ou de base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos componentes seja totalmente consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante de uma solução tampão. 2.3 Equação de Henderson-Hasselbalch Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH que se deseja tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch. De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um ácido (HA) é uma espécie química doadora de prótons (H+) e uma base (B) é uma espécie química aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se existir como base conjugada (A–). Da mesma maneira, uma base protonada é dita existir como ácido conjugado (BH+). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base de Brönsted-Lowry, o íon acetato é a base conjugada do ácido acético. Para a reação de dissociação do ácido acético em meio aquoso, descrita anteriormente, pode-se escrever a seguinte constante de equilíbrio: ܭ ൌ ሾܪାሿ. ሾܥܪଷܥܱܱିሿ ሾܥܪଷܥܱܱܪሿ Rearranjando essa expressão, tem-se: ሾܪାሿ ൌ ܭ. ሾܥܪଷܥܱܱܪሿ ሾܥܪଷܥܱܱିሿ Apostila de Laboratório de Química Geral 53 Aplicando-se “-log10” em ambos os lados da expressão acima e como por definição pKa = -logKa e pH = - log[H+], tem-se: ܪ ൌ ܭ ݈݃ ሾܥܪଷܥܱܱିሿ ሾܥܪଷܥܱܱܪሿ Para um tampão feito a partir de uma base: ܤ ுమை ርሮܤܪା ܱܪି Tem-se: ܪ ൌ ܭ ݈݃ ሾሿ ሾுశሿ ou ܪ ൌ 14 െ ܭ ݈݃ ሾሿ ሾுశሿ Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma rearranjada da expressão da constante de equilíbrio Ka ou Kb, porém extremamente útil no preparo de tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da adição de H+ ou de OH–. Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a proporção dos componentes é conhecida. 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Tubo de ensaio – 06 • Ácido clorídrico 1,0 mol/L • Pipeta de Pasteur – 02 • Hidróxido de sódio 1,0 mol/L • Estante para tubo de ensaio – 01 • Indicador ácido-base natural • Pisseta – 01 • Solução tampão 4. Procedimento experimental 4.1 Preparo de uma solução tampão Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em gramas de acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 100 mL de uma solução de Apostila de Laboratório de Química Geral 54 ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para que o tampão tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. 4.2 Variação do pH da água em presença de indicadores ácido-base a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e C; b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de água destilada (3 mL); c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e anote o ocorrido; d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L. Anote o ocorrido e comente. e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L. Anote o ocorrido e comente. 4.3 Propriedades da solução tampão a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e 3; b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão; c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e anote o ocorrido; d) Ao tubo 1 adicione gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L até a modificação
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