Apostila de práticas de Quimica Geral.doc

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ
Campus Niterói
Apostila de aulas práticas de Química Geral
Elaborada por: Profª Marilza Sampaio Aguilar
(Revisada por Prof. Guilherme Bretz Lopes e Profa. Rafaela Landeiro)
Prof. Guilherme Bretz Lopes
2016.2
Sumário
					
	
	Página
	Normas de Segurança .......................................................................................
	3
	Equipamentos e Aparelhagens ..........................................................................
	4
	PRÁTICAS
	1.
	Técnicas de medidas de massa, volume, temperatura e densidade .................
	8
	2.
	Configuração eletrônica e periodicidade.....................................................
	12
	3.
	Ligação química.........................................................................................
	15
	4.
	Teor do álcool na gasolina.......................................................................... 
	18
	5.
	Cálculos químicos...................................................................................... 
	19
	6.
	Preparo de soluções...................................................................................
	21
	7.
	Cinética: fatores que influenciam a velocidade das reações........................
	24
	8.
	Termodinâmica: exemplos de reações exotérmicas e endotérmica.............
	26
	9.
	Transferência Eletrônica ............................................................................
	28
	10.
	Pilhas Eletroquímicas ................................................................................
	31
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Normas de segurança para aulas no laboratório de Química
As técnicas e normas de segurança no laboratório de química têm como objetivo a preservação e defesa da saúde individual e coletiva das pessoas, a conservação dos equipamentos de laboratório e de suas dependências e a criação de condições propícias para obtenção de resultados corretos e dignos de segurança.
Antes do início de cada experiência é necessário ler com atenção a prática a ser executada;
Durante o trabalho, atenção e cuidados não devem ser negligenciados;
Manter sempre limpa a aparelhagem e a mesa de trabalho;
Não é permitido fumar, beber, comer ou manter alimentos no laboratório;
É proibido o uso de lentes de contato nas aulas de laboratório de química;
É proibido pipetar qualquer produto com a boca;
É proibido correr ou fazer brincadeiras com materiais;
É proibido levar as mãos aos olhos quando manusear produtos químicos;
É proibido testar amostras ou reagentes pelo odor ou sabor;
É obrigatório o uso do guarda-pó abotoado, branco, de algodão, tendo em vista que fibras sintéticas são infamáveis;
É obrigatório o uso de calça comprida e sapato fechado;
Vidrarias danificadas não devem ser utilizadas, favor informar aos técnicos;
O uso de óculos de segurança é obrigatório na manipulação de produtos químicos, sempre que as instruções de trabalho recomendarem;
Nos trabalhos em que se exige o emprego de pressão reduzida (frasco de Dewar, dessecadores a vácuo, destilação a vácuo etc.) ou de metais alcalinos, é obrigatório o uso de vidrarias adequadas, luvas e óculos;
Caso ocorra algum acidente com mercúrio, por derramamento, procure imediatamente o técnico do laboratório;
O manuseio de gases venenosos ou irritantes deve ser feito na capela;
Evitar derramamentos, caso ocorram, procure imediatamente o técnico do laboratório;
Ao final de cada experiência, todo o material que foi utilizado deverá ser devolvido nas mesmas condições que foi recebido;
Nunca trabalhe sozinho no laboratório. Em caso de acidente, procure socorro imediato, com o professor ou técnico do laboratório;
Trabalhe com substâncias inócuas como se fossem tóxicas. Em hipótese alguma deve-se descartar material químico nas pias, pois o meio ambiente poderá ser atingido;
Para descarte de material químico é obrigatório chamar o técnico do laboratório;
É proibido permanecer com cabelos soltos no laboratório; e
Lavar cuidadosamente as mãos, com bastante água e sabão, após o término da aula.
Notas:
Qualquer dano causado pelo aluno, de forma proposital, aos equipamentos/materiais do laboratório será cobrado pelo valor integral correspondente a um produto novo.
Tanto o professor quanto os técnicos possuem autoridade para impedir a entrada ou solicitar que o aluno se retire do laboratório, caso não atenda às NORMAS supracitadas
Caberá ao professor ou técnico relatar à Coordenação Acadêmica qualquer transgressão às presentes NORMAS, para que sejam tomadas as devidas providências.
Nenhum aluno poderá assistir às aulas sem antes atestar ciência das presentes NORMAS
 
EQUIPAMENTOS E APARELHAGENS
A seguir são apresentados alguns equipamentos e aparelhagens que são utilizados durante as aulas práticas.
	1 – Balão Volumétrico:
É um balão de fundo chato e gargalo comprido, calibrado para conter determinado volume de líquido, que é indicado por um traço de referência presente no gargalo. Ao ajustar o volume, a tangente inferior do menisco deve coincidir com o traço de referência. É utilizado no preparo de soluções. Não deve ser aquecido.
	
	2 – Becher:
Copo de vidro de tamanho variado utilizado para aquecer e cristalizar substâncias, recolher filtrados, misturar reagentes, transferência de líquidos, realizar reações químicas, entre outras aplicações. Pode ser aquecido diretamente com o uso de tripé e tela de amianto, em banho–maria ou banho de óleo.
	
	3 – Termômetro de Mercúrio:
É um utilizado para medir a temperatura de líquidos, possuindo ampla faixa de medidas que pode variar de temperaturas positivas a negativas.
	
	4 – Erlenmeyer:
Recipiente de vidro utilizado principalmente em titulações, devido a sua forma que facilita a agitação sem que ocorra perda do líquido. Também pode ser utilizado para a realização de reações químicas, mistura de reagentes, transferência de líquidos. Pode ser aquecido sobre tripé com tela de amianto.
	
	5 – Estante:
Suporte de vários tamanhos para tubos de ensaio.
	
	6 – Tubos de Ensaio:
Tubo cilíndrico utilizado, principalmente, na execução de reações simples.
	
	7 – Suporte Universal:
Suporte metálico utilizado na montagem de aparelhagens mais complexas, tais como aparelhagens para filtração e destilação.
	
	8 – Anel ou Garra:
Suporte para funil, tubo em U, destiladores e etc.
	
	9 – Funil de Vidro:
É utilizado para filtração e para transferência de líquidos. Na filtração adapta-se ao funil um papel de filtro, algodão ou algodão de vidro. Para aumentar a velocidade da filtração deve apresentar colo longo.
	
	10 – Pinça de madeira:
Usada para prender o tubo de ensaio durante o aquecimento.
	
	11 – Proveta:
Recipiente de vidro ou plástico utilizado para medir ou transferir volumes de líquidos sem grande precisão. Não deve ser aquecida.
	
	12 – Frascos para Reagentes:
São frasco nos quais se estocam soluções. Existem em diversos tamanhos. Podem ser de vidro ou de plástico, âmbar ou incolor.
Nos frascos âmbar são colocadas as soluções que são sensíveis à luz.
	
	13 – Bico de Bunsen:
E um bico de gás especialmente construído para uso em laboratório. O gás chega ao bico através de um tubo de borracha ligado a uma torneira existente na bancada do laboratório. O ar entra através de orifícios distribuídos em torno de um anel que existe na base do bico. O ar e o gás se misturam no tubo e a quantidade de ambos pode ser regulada manualmente.
	
	14 – Pipeta Volumétrica:
E utilizada na medição precisa de volumes de líquidos. Possui na parte superior uma marca que indica ate onde devemos preencher a pipeta para obter o volume exato.
	
	15 – Pipeta Graduada:
É um tubo de vidro alongado que serve para efetuar medições de volumes líquidos.
	
	16 – Frasco Lavador ou Pissete:
Este dispositivopode ser utilizado para completar o volume exato de líquido em um balão volumétrico, para lavagem de precipitados e para carrear precipitados. De uma forma geral contém água destilada, mas pode conter álcool etílico, acetona, solução de bicarbonato de sódio e etc.
	
	17 – Vidro de Relógio:
É utilizado na pesagem direta de reagentes.
	
	18 – Tripé:
É o suporte da tela de amianto.
	
	19 – Tela de Amianto:
Tem a propriedade de moderar o aquecimento evitando a quebra de frascos de vidro que não suportam o aquecimento direto. Também pode ser utilizada simplesmente como suporte para vidrarias.
	
	20 – Balança Analítica:
É um instrumento de pesagem capaz de pesar uma massa com uma precisão de até 0,0001 mg.
	
	21 – Pera:
Acoplado a uma pipeta, ajuda a sugar e expelir os líquidos de dentro da pipeta.
	
	22 – Agitador magnético com aquecimento:
Utilizado para a agitação de misturas, tendo por base um sistema eletromagnético, podendo aquecer as misturas.
	
	23 – Cadinho de porcelana:
Usado para aquecimento e fusão de sólidos a altas temperaturas.
	
	24 – Cápsula de porcelana:
Usada para a concentração e secagem de soluções.
	
	25 – Bastão de vidro:
E usado na agitação manual de soluções. Também pode ser usado para fazer transferência de pequenas quantidades de material solido ou triturar pequenas amostras. Pode ser fabricado em vidro borosilicato, vidro neutro, plástico polipropileno ou teflon.
	
	26 – Almofariz e pistilo:
Também chamado de Gral e pistilo, é usado para a trituração e pulverização de sólidos.
	
	27 – Espátula:
Usado para a trituração e pulverização de sólidos.
	
1. Técnicas de medidas de massa, volume e temperatura
Determinação da Densidade
MEDIDAS E VOLUMES - ERROS MAIS COMUNS 
Para realizar a leitura de volume de uma solução líquida deve-se obedecer à posição do menisco. Dessa forma determina-se com precisão a leitura de volume de qualquer que seja a solução líquida. 
Erros mais comuns: 
1. Leitura da graduação volumétrica obtida pela parte superior do menisco. 
2. Medição de volume de soluções quentes. 
3. Uso de instrumento inadequado para medir volumes. 
4. Uso de instrumento molhado ou sujo. 
5. Formação de bolhas nos recipientes. 
6. Controle indevido da velocidade de escoamento. 
7. Erro de paralaxe. 
 
 
 As análises volumétricas que utilizam os aparelhos proveta, pipeta, bureta, entre outros, necessitam de uma atenção especial na hora de definir o menisco. 
 
A curva que se forma na superfície do líquido assume é o que chamamos de menisco. 
Exemplos de tipo de meniscos:
 
1ª EXPERIÊNCIA: Técnicas de medidas de massa, volume e temperatura. 
1.1 – Medida de massa:
Com uma balança analítica, faça a medida da massa de alguns objetos fornecidos pelo professor e observe a capacidade e precisão da balança.
1.2 – Medida de temperatura
Coloque cerca de 50 mL de água em um becher e aqueça em banho-maria até aproximadamente 60°C. Meça a temperatura exata com o termômetro. Retire o becher do banho-maria.
1.3 – Medida de volume
Com uma pipeta de 5 mL e uma pera pipetadora, transfira 5 mL de água destilada (temperatura ambiente) para o béquer do item anterior, misture e meça novamente a temperatura.
1.4 – Comparações de medidas de volumes
Verifique a medida de 50 mL de água destilada (temperatura ambiente) nas seguintes vidrarias: béquer, proveta e pipeta.
Com auxílio de uma pipeta de 10 mL e uma pera pipetadora, transfira 50 mL de água destilada para um béquer. Da mesma forma, com auxílio da pipeta, transfira 50 mL de água destilada para uma proveta.
2ª EXPERIÊNCIA: Cálculo de Densidade
OBJETIVO: Determinar a densidade de diferentes materiais
Introdução:
A densidade de uma substância é a razão da sua massa por unidade de volume; ela pode ser obtida, matematicamente, pela divisão entre esses dois valores de acordo com a Equação 1.
					 (Equação 1)
onde ρ é a densidade, m é a massa e v é o volume. Esta razão é constante a uma dada temperatura. As unidades de densidade mais empregadas são g/mL ou g/cm3. A temperatura deve ser mencionada, uma vez que o volume da substância varia com a temperatura e, consequentemente, a densidade também.
	A densidade relativa (d) de uma substância é a razão da densidade de uma substância A, em relação à densidade de um material de referência (ρo), como por exemplo, a água, e pode ser obtida, matematicamente, de acordo com a Equação 2.
				 (Equação 2)
 (Equação 3)
Lembrete: 1 mL = 1 cm3.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Densidade 1
Determinar a densidade de um objeto sólido. Em nosso caso, vamos utilizar um parafuso de ferro. Assim, vamos determinar a densidade do ferro.
1 – Pesar o parafuso de ferro. Anotar massa: m1 = _______ g
2 – Determinar o volume do parafuso. Para isso, coloque 40 mL de água numa proveta e coloque, cuidadosamente, o parafuso na proveta. Observe que o volume de água deslocado representa o volume do parafuso. O volume do parafuso pode ser calculado pela fórmula: Vamostra = Vfinal – 40 mL. V = ____ mL.
Calcule a densidade do material da amostra pela fórmula (1). 
Densidade 2
Determinar a densidade de um líquido.
1 – Pesar uma proveta vazia. Anotar a sua massa: m2 = ________ g.
2 – Colocar na proveta 50 mL de álcool etílico.
3 – Pesar a proveta com a amostra. Anotar a massa: m3 = ________ g
4 – Calcule a massa da amostra pela diferença de massas: m4 = m3 – m2.
 m4 = __________ - ___________ = ____________ g
5 – Calcule a densidade da amostra pela fórmula (1).
Pesquise, na literatura, as densidades teóricas das substâncias ferro e álcool etílico hidratado e compare com os valores encontrados. Comente sobre a precisão dos métodos utilizados.
2. CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E PERIODICIDADE
OBJETIVOS: 
Observar a cor da chama associada à presença elementos químicos metálicos constantes em sais. 
Identificar esses elementos pelo teste de chama.
Estudar a reatividade dos metais, verificando a ocorrência ou não da reação proposta nos experimentos.
INTRODUÇÃO
I- Identificação de elementos químicos pelo teste de chama
O teste de chama é um procedimento utilizado em Química para detectar a presença de alguns íons metálicos, tendo como base o espectro de emissão característico de cada elemento. O teste envolve a introdução da amostra em uma chama e a observação da cor resultante. As amostras geralmente são manuseadas com um fio de platina previamente limpo com ácido clorídrico para retirar resíduos de analitos anteriores.
O teste de chama é baseado no fato de que, quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado e produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. 
A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos em uma amostra devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama (Tabela 2.1).
Tabela 2.1. Cor de referência para elementos químicos metálicos
	Elemento químico
	Cor da chama
	Sódio
	Amarelo
	Potássio
	Violeta
	Sódio + Potássio
	Amarelo – Laranja
	Cálcio
	Vermelho – tijolo
	Bário
	Verde – limão
	CobreVerde
	Magnésio
	Branco
	Chumbo
	Azul – Branco
	Estrôncio
	Vermelho carmim
II. Reatividade dos metais
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo, assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea.
 Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au
Maior reatividade
A fila de reatividade dos metais determina a ordem decrescente de sua reatividade e, para que se possa afirmar se uma reação ocorre ou não, basta comparar a força reativa do metal e do íon metálico. Se o metal for mais reativo que o íon metálico, a reação ocorrerá espontaneamente. 
MATERIAL NECESSÁRIO:
Vidro de relógio, bastão de vidro, béquer
REAGENTES:
Cloreto de sódio, cloreto de potássio, cloreto de bário, cloreto de cálcio e sulfato de cobre
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1- Teste de chama
a) Coloque uma pequena porção de cada um dos sais da Tabela 2.2 em um vidro de relógio, devidamente identificada.
b) Aqueça a argola metálica do fio no cone superior da chama do bico de Bunsen. Se apresentar coloração, é porque a argola está suja. Se assim for, mergulhe a mesma na solução de HCl concentrado, e leve de novo à chama. Havendo necessidade, repita esse procedimento até não haver coloração.
c) Mergulhe a argola na substância, "agarrando" a substância que adere à argola.
d) Leve a argola à chama, observe e registre a cor.
e) Proceda como nos itens b, c e d para as substâncias restantes 
g) Compare as cores das chamas obtidas com as da tabela de referência (Tabela 2.1).
i) Coloque numa cápsula uma pequena porção da mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio.
j) Proceda como nos itens b, c e d para esta mistura.
k) Observe a coloração da chama e registre.
l) Compare a cor da chama obtida com a tabelada.
m) Preencha a Tabela 2.2 
Tabela 2.2. Registro da cor da chama das amostras e identificação dos elementos metálicos
	Amostra
	Cor da chama
	Elemento metálico
	Cloreto de sódio
	
	
	Cloreto de potássio
	
	
	Cloreto de bário
	
	
	Cloreto de cálcio
	
	
	Sulfato de cobre
	
	
2- Reatividade dos metais: Reação de Metais com Ácidos
a) Adicione HCl 10 % em 3 tubos de ensaio até 1/3 do volume de cada um. 
b) A cada um dos cinco tubos, adicione aparas de zinco, ferro e cobre respectivamente. Espere alguns minutos e observe se ocorreram reações. 
3. LIGAÇÃO QUÍMICA
OBJETIVO: Estudar ligações iônicas e covalentes. Verificar o caráter iônico-covalente das ligações químicas a partir da coloração das substâncias.
Introdução:
A ocorrência de ligações químicas gera sistemas mais estáveis, em especial compostos iônicos ou covalentes. O que determina a formação de um composto iônico ou covalente é, principalmente, o número de elétrons da camada de valência dos átomos envolvidos na ligação. 
De um modo geral, as ligações químicas são classificadas em iônicas, covalentes ou metálicas. Nesta prática será feito um estudo das ligações iônicas e covalentes.
I- Ligações Iônicas 
	Nas ligações iônicas, forças eletrostáticas atraem íons com cargas opostas. Elas ocorrem entre metais e não-metais ou entre o hidrogênio e um metal. Como as forças eletrostáticas são muito fortes, os compostos iônicos são sólidos e possuem alto ponto de fusão.
	Os compostos iônicos não são moléculas. Na realidade são aglomerados de íons distribuídos de forma regular e fortemente ligados entre si num retículo cristalino.
	Em estado sólido, os compostos iônicos não são bons condutores de eletricidade, porém, no estado líquido ou em solução aquosa são bons condutores, uma vez que os íons podem se deslocar sob ação de um campo elétrico.
II- Ligações Covalentes 
	A ligação covalente ocorre quando dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons. Nessas condições, a transferência total de um elétron não acontece. Em vez disso, ocorre um compartilhamento de elétrons entre os átomos. Este tipo de ligação ocorre, em geral, entre não-metais ou entre não-metais e o hidrogênio.
	Os compostos covalentes podem ser gases, líquidos ou sólidos, tendo este, em geral, baixo ponto de fusão.
	Alguns compostos covalentes não se dissociam em íons quando dissolvidos em água (não-eletrólitos), mas outros (como o HCl, por exemplo) se dissociam em solução produzindo íons, e assim formando soluções que conduzem eletricidade (eletrólitos). Dependendo do grau de dissociação das substâncias, é possível ter eletrólitos fortes ou fracos.
MATERIAL NECESSÁRIO:
Cadinho, béquer, chapa de aquecimento
REAGENTES:
Cloreto de sódio, sacarose, solução de HCl 0,1M, iodo, etanol, solução de ácido acético 4%
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Experimento 1- Ponto de fusão	
a) Coloque aproximadamente uma medida de espátula de sacarose em um cadinho de porcelana e aqueça em chapa de aquecimento, observando o tempo necessário para que ocorra a fusão.
b) Concomitantemente, coloque aproximadamente a mesma quantidade de cloreto de sódio em um cadinho de porcelana e aqueça pelo mesmo período de tempo e temperatura, observando o que acontece.
Experimento 2- Condutividade elétrica
Teste a condutividade elétrica usando um dispositivo simples, constituído por dois eletrodos ligados em série, com uma lâmpada, cujos terminais, por sua vez, são ligados a um gerador de corrente (nesse caso, a tomada da parede) de acordo com a Figura 3.1.
	
Figura 3.1. Dispositivo simples para teste de condutividade elétrica
Quando se coloca o material entre os eletrodos ou quando eles são mergulhados num líquido, fechando o circuito, se houver passagem de corrente, a lâmpada se acenderá e a intensidade da luz obtida poderá lhe dar uma ideia de sua alta ou baixa condutividade (do material, da solução ou do líquido puro). Anote os resultados na Tabela 3.1:
a) imerja nas substâncias da Tabela 3.1 as pontas desencapadas dos fios de um aparelho para verificar a condutividade elétrica (ligado à corrente elétrica) e anotar na mesma tabela se a lâmpada acende ou não.
Obs. Utilize uma medida de espátula, no caso de substâncias sólidas, e cerca de 10mL de cada solução.
Tabela 3.1. Resultados dos testes de condutividade elétrica com diferentes substâncias
	Substância
	Acende
	Não acende
	Justificativa
	Água destilada
	
	
	
	Água + solução de HCl 0,1M
	
	
	
	Água + álcool
	
	
	
	Sacarose sólida
	
	
	
	Solução aquosa de sacarose 
	
	
	
	Cloreto de sódio sólido
	
	
	
	Solução aquosa de cloreto de sódio
	
	
	
	I2 sólido
	
	
	
	Solução etanólica de I2 
	
	
	
	Solução de ácido acético 4%
	
	
	
4. TEOR DE ÁLCOOL NA GASOLINA
 OBJETIVOS
Determinar a densidade da gasolina;
Verificar o teor de álcool na gasolina.
Verificar se o teor de álcool encontrado está dentro das normas técnicas.
MATERIAIS E REAGENTES
∙ Proveta
∙ Bastão de vidro
∙ Balão volumétrico
∙ Balança analítica
∙ Bécher
∙ Água destilada
∙ NaCl
∙ Espátula
∙ Gasolina A
∙ Gasolina B
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Determinação da densidade da gasolina
Pese a proveta vazia. Anote a massa correspondente.
Coloque 50 mL de gasolina na proveta.
Pese a proveta com gasolina. Anote a massa correspondente.
Calcule a massa referente aos 50 mL de gasolina.
Calcule a densidade da gasolina.
Determinação do teor de álcool na gasolina
Prepare uma solução 10% m/v de NaCl.
Adicione à proveta com gasolina do experimento anterior 50 mL da solução de NaCl preparada.
Com auxílio de um bastão de vidro misture bem as fases formadas na proveta. 
Deixe em repouso por 15 minutos e faça a leitura de ambas as fases. 
Denominar o volume da fase aquosa de V’.
CalcularV” subtraindo de V’ o valor de 50 mL. Isto é, V” = V’ - 50
V” corresponderá à quantidade de álcool presente em 50 mL da amostra de gasolina. 
Calcule o percentual de álcool na gasolina, através da seguinte relação: 
50 mL    —    100%
V"        —     x %
5. CÁLCULOS QUÍMICOS
Título: DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO DE COBRE
Objetivo:
Determinar experimentalmente, através do aquecimento, o número de moléculas de água na molécula de CuSO4.nH2O.
Introdução:
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida.
Cada um desses compostos contém um número constante de moles de água combinados com 1 mol de substância anidra.
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas de água que hidratam o sulfato de cobre. Obtêm-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, retirando a água e pesando depois o sal anidro.
 X .(H2O)Y → X + YH2O
 sal hidratado sal anidro
O aquecimento não deve ultrapassar os 230oC , pois à temperatura mais elevada pode ocorrer uma reação secundária indesejável, ou seja, o aparecimento de um sal cinzento: Cu2(OH)2SO4.
Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação da água, e consequentemente, o fim do aquecimento.
Material necessário:
	1 cápsula de porcelana, almofariz e pistilo, pinça de madeira, tripé e tela de amianto.
Reagentes:
	CuSO4.nH2O (sulfato de cobre n hidratado).
Procedimento Experimental:
Tarar a balança e pesar uma cápsula de porcelana limpo. Anotar a massa:
m1 = ____________________	g
Colocar na cápsula 1,0 - 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau (ou almofariz). Pesar novamente e anotar a massa:
m2 = ____________________	g
A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado (antes de retirada da água).
m3 = m2 - m1 = ____________ - ___________ = __________ g
3. Colocar a cápsula com a substância sobre o tripé com a tela de amianto.
4. Aquecer a cápsula cuidadosamente até que a substância se torne branca.
Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC.
5. Transferir a cápsula, com a pinça de madeira para a bancada.
6. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. Anotar a massa.
m4 = ____________________	g
Cálculos:
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g)
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1
m5 = ______________ - ______________ = __________________ g
Número de mols de CuSO4 = n1, 
n1 = m5/M1
Onde: M1 = massa molar do CuSO4
n1 = ______________ / ______________ = ____________________ mols.
Massa de água = m6 = m3 - m5
m6 = ______________ - ______________ = __________________ g
Número de mols de H2O = n2,
n2 = m6/M2
Onde: M2 = massa molar da água
n2 = ______________ / ______________ = ____________________ mols.
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre = X
n2 n1
X 1 mol
	
X mols = (n2x1)/n1 = ________ / ______ = ________ mols
 
Dados:
Massas Atômicas: Cu = 63,5u H = 1u S = 32u O = 16u.
6. PREPARO DE SOLUÇÕES
OBJETIVO: Aprender a preparar diferentes tipos de soluções de uso comum em laboratório.
INTRODUÇÃO
	A química em soluções é amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse sentido, o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância, tendo em vista que grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não aquosa.
Uma solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que podem ser iônicas ou moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As outras substâncias são chamadas de solutos.
	Os principais conceitos que envolvem as soluções são:
- Soluto: componente minoritário na mistura. 
- Solvente: componente majoritário na mistura; substância que dissolve o soluto e que dá corpo à solução. O solvente universal utilizado em química é a água.
- Concentração: é a quantidade de soluto existente em um determinado volume ou massa de solução. A concentração pode ser expressa de várias maneiras, sendo as mais comuns: 
I – Concentração (C) comum
						(Equação 6.1)
Esta notação é usada para indicar a massa de soluto (m) em gramas por volume de solução (V) em litros. É expressa em g.L-1.
II – Concentrações percentuais (% m/m ou % m/v)
Existem dois tipos: volumétrica e ponderal.
II.1 - Percentual volumétrica (% m/v): é aquela que encerra determinada massa de soluto (msoluto) em gramas por 100 mL de solução (Vsolução= 100 mL).
x 100				(Equação 6.2)
II.2 - Percentual ponderal (% m/m): é aquela que encerra determinada massa de soluto (msoluto) em gramas por 100 g de solução (msolução = 100g).
 x 100			(Equação 6.3)
III – Molaridade (M) 
						(Equação 6.4)
Esta notação é usada para indicar o número de mols do soluto (n) por volume de solução (V) em litros e é expressa em moL.L-1.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Experimento 1 – Soluções molares 
Experimento 1.1 – Preparar 100 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) a 3 mol . L-1.
a) Calcule a massa do soluto.
b) Pese o soluto em um vidro de relógio.
c) Transfira o soluto para um béquer.
d) Dissolva o soluto, com o auxílio do bastão de vidro, em aproximadamente metade do volume da solução a ser preparada.
e) Transfira a mistura para o balão volumétrico, com o auxílio de um funil de vidro.
f) Complete o volume da solução observando a regra do menisco e homogeneizar.
g) Transfira a solução preparada para um recipiente adequado.
h) Rotule a solução final incluindo todas as especificações importantes como sua fórmula química, concentração, nome do responsável e data.
Experimento 2 – Soluções percentuais
Experimento 2.1 - Preparar 100 ml de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 5 % m/v.
- Repita o procedimento realizado no Experimento 1.
Experimento 3 – Preparo de soluções a partir de diluição.
Experimento 3.1: A partir da solução preparada do Experimento 2.1, prepare uma solução 1 % m/v de NaOH. 
7. CINÉTICA QUÍMICA 
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES
OBJETIVO
Verificar a influência de catalisador, concentração, área de contato e temperatura na velocidade das reações.
MATERIAL NECESSÁRIO 
Estante para tubos de ensaio, 9 tubos de ensaio, pipeta volumétrica de 5 mL, chapa de aquecimento, termômetro, conta-gotas.
REAGENTES
Soluções de: permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol/L; ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol/L e 6,0 mol/L; ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L; tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5%.
Dióxido de manganês (MnO2); ferro em pó; pregos de ferro; nitrato de sódio (NaNO3); zinco em pó.
INTRODUÇÃO
A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um produto é formado. 
Muitos fatores influenciam na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato entre os reagentes.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Efeito da temperatura:
	Em três tubos de ensaio colocar cerca de 5 mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um prego pequeno novo.
1o tubo: deixar á temperatura ambiente.
2o tubo: aquecer à 40-50oC, em banho-maria.
3o tubo: aquecer diretamente na chama (CUIDADO!!! Peça orientação ao seu professor!!!).
Anotar as observações. Explique o que ocorreu.
2. Efeito da concentração:
Em dois tubos de ensaio colocar 5,0 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). A um dos tubos adicionar1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 ml de HCl 0,6 mol/L. 
O que ocorre?
Equação química da reação:
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s)
3. Efeito do catalisador:
Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida, adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Tente equacionar a reação química em questão. 
Em dois tubos de ensaio colocar um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a liberação de gás hidrogênio (H2), juntar 2 gotas de KMnO4 0,005 mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicionar um pequeno cristal de nitrato de sódio (NaNO3).
Observar o que sucede. Junto ao seu professor, questione como funciona o mecanismo dessa CATÁLISE.
Equações químicas:
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l)
4. Superfície de contato:
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos tubos adicionar 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitar os tubos de ensaio e comparar os tempos de reação.
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
8. TERMODINÂMICA
Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas
OBJETIVO:
O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas (reações que liberam calor) e reações endotérmicas (reações que absorvem calor).
INTRODUÇÃO:
A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção de calor, durante uma transformação química.
MATERIAL NECESSÁRIO:
4 tubos de ensaio, estante para tubos, conta-gotas, proveta, papel alumínio, espátulas, balança, bechers, pinça de madeira e pissete com água destilada.
REAGENTES:
H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado, I2 (s) (iodo), Zn (s) (zinco), NaHCO3 (s) (bicarbonato de sódio), solução de HCl 1:1 (v/v) (ácido clorídrico), NH4Cl (s) (cloreto de amônio).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
1ª EXPERIÊNCIA:
Colocar em um tubo de ensaio 5,0mL de água (medir com a proveta). Adicionar com o conta-gotas, cuidadosamente, 10 gotas de solução de H2SO4 concentrado. Sinta com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio.
H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H3O+ + SO4–2 + Q (calor)
A reação é: ____________________ 
2ª EXPERIÊNCIA: 
Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena quantidade de zinco em pó. Adicionar, cuidadosamente com um conta-gotas, 5 gotas de H2O. Sinta, cuidadosamente, com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
	I2 (s) + Zn (s)  ZnI2 (s) + Q (calor)
A reação é: ____________________
3ª EXPERIÊNCIA:
Colocar em um bécher de 50mL seco, aproximadamente 0,5 g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio) e adicionar gotas de solução de HCl 1:1 (ácido clorídrico). Sinta com as pontas dos dedos o que acontece com a temperatura do tubo.
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
A reação é: ______________________
	
4ª EXPERIÊNCIA: 
Colocar em um bécher de 50mL seco, aproximadamente 0,5 g de Ba(OH)2 (hidróxido de bário) e adicionar gotas de solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. Sinta com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do becher.
	Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq)
A reação é: ______________________
9. TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA
INTRODUÇÃO:
	A transferência eletrônica baseia-se no princípio de OXIRREDUÇÃO, onde OXIDAÇÃO é a perda de elétrons por um átomo e REDUÇÃO é o ganho de elétrons por um átomo.
As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Elas estão envolvidas em uma grande variedade de processos importantes incluindo a ferrugem do ferro, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais.
	Para átomos metálicos a perda e ganho de elétrons é medida pelo potencial elétrico “E°” que é medido em Volts. Todo o átomo que perde e ganha elétrons tem seu “E°”. Chama-se Transferência Eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em contato, pelo menos dois metais diferentes, em que se observa que o metal de menor E° de redução transfere elétrons para o metal (íon metálico) de maior E° de redução.
MATERIAL NECESSÁRIO:
Becher 150mL (3) e bombril.
REAGENTES:
FeSO4 1M, ZnSO4 1M, CuSO4 1M, Pb(NO3)2 1M, AgNO3 0,1M, placas metálicas: Zn, Cu, Fe, Pb.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Separe lâminas de cobre (Cu), zinco (Zn), chumbo (Pb) e ferro (Fe).
Limpe as lâminas com um bombril para retirar a camada já oxidada existente.
Em três Bécheres coloque (metade do Becher) solução de sulfato de zinco (ZnSO4), sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), respectivamente.
Mergulhe as lâminas nos Bécheres conforme indicado nas figuras da próxima página.
Aguarde 2 a 3 minutos a reação ocorrer.
ATENÇÃO: Ao passar a lâmina de um Becher para o outro, lave muito bem a mesma.
OBSERVE CADA SISTEMA E VERIFIQUE 
SE HOUVE DEPOSIÇÃO DE ÍON METÁLICO NA LÂMINA.
Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO3) em Becher 
e mergulhe cada lâmina durante um minuto. Observe.
10. PILHAS ELETROQUÍMICAS
OBJETIVO:
Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas montadas em laboratório.
INTRODUÇÃO:
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção ou o uso da eletricidade. Reações de oxirredução tanto podem gerar corrente elétrica, como serem iniciadas por uma corrente elétrica. As reações que produzem eletricidade são aquelas que ocorrem nas pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido são as chamadas reações de eletrólise.
As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas.
Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a variação da corrente (d.d.p.) em volts.
Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma PONTE SALINA, que tem a função de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico).
		
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Tubo em “U”, Becher de 150mL (3), multímetro (ou um voltímetro), algodão, palha de aço.
REAGENTES:
NaCl 3M, ZnSO4 1M, CuSO4 1M, Pb(NO3)2 1M, placas metálicas: Zn, Pb, Cu.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
Faça uma Ponte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão. (Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.)
Limpe as lâminas a serem usadas com palha de aço.
Monte a pilha abaixo, colocando o voltímetro na escala de 3V (leitura direta).
Procure colocar os metais certos no 
Ânodo e Cátodo do voltímetro, caso 
contrário o ponteiro irá deslocar-se para a ESQUERDA.
Valor Teórico: ΔE° = + 0,34 V – (–0,76 V) = + 1,10V		E° Zn = - 0,76
Valor Prático: _______________________________	 E° Cu = + 0,34
Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a anterior:
Apostila aulas práticas de Química Geral