Aula Prática de Laboratório

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Aula Prática de Laboratório
Reações Químicas
Cabo Frio, 14 de novembro de 16
Experimento 1: Teste de chama
RESUMO
O teste de chama é uma forma que procura identificar elementos químicos a partir da coloração emitida em uma chama. Este relatório tem como objetivo observar a coloração formada por cada elemento químico proposto. Quando o composto a ser estudado é submetido ao aquecimento, em uma chama, os íons presentes no metal começarão a emitir luz. Baseado no espectro de emissão do elemento, o composto irá modificar a cor da chama para uma cor característica, no experimento foram utilizados os sais Cu, Sn, KÇl e Ba, sendo verificados suas colorações.
INTRODUÇÃO
O teste de chama é um ensaio utilizado na química analítica que permite detectar a presença de alguns cátions em amostras de compostos, baseando-se no espectro de emissão característico de cada elemento.
Quando um determinado elemento químico é exposto a uma quantidade de energia (para a chama, energia em forma de calor), parte dos elétrons da última camada de valência recebe esta energia e avança para um nível de energia mais elevado, alcançando um estado conhecido com estado excitado. Ao retornar do estado excitado para o estado anterior (estado fundam), os elétrons liberam a energia recebida em forma de radiação.
Portanto cada elemento químico libera radiação em um comprimento de onda característico, visto que quantidade de energia demandada por um elétron ao ser excitado é diferente para cada elemento. E ocorre que, alguns elementos químicos emitem radiação com o comprimento de onda na faixa do visível, onde o corpo humano é capaz de visualizar através de cores. Considerando essas afirmações, conclui-se que é possível identificar certos elementos químicos os expondo a chama e observando sua radiação.
OBJETIVO
O objetivo desta atividade prático-laboratorial visa observar a coloração da chama através da combustão de algumas substâncias, comparando os resultados obtidos com uma tabela de cores, elementos e reações, identificando os elementos químicos metálicos pelo teste da chama.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
Hastes com aproximadamente 10cm de comprimento;
Água destilada;
Sais: Cu, Sn, KÇl e Ba;
Isqueiro
Becker
Placas de petri
Procedimento experimental
Foi feita a lavagem das hastes com água destilada, a fim de remover todos os resíduos existentes e ter uma melhor eficácia na análise. Os sais estavam em placas de petri, então, com a haste fizemos a coleta da amostra sólida, após acendemos o isqueiro. Foi feito o procedimento e observação das reações, repetidas vezes até que todas as amostram tivessem sido testadas.
Conclusão e Discussões
	Elementos
	Cor da chama
	Reação
	Estanho (Sn)
	Não apresentou cor
	Derreteu rapidamente
	Cobre (Cu)
	Verde
	Derreteu
	Cloreto de Potássio (KCl)
	Não apresentou cor
	Não derreteu e "pulou"
	Bário (Ba)
	Não apresentou cor
	Não derreteu e expeliu o calor
De acordo com a tabela acima, pode-se observar que cada uma das substâncias utilizadas liberou uma reação diferente durante o experimento, isto se deve a diferentes quantidades de energia liberada pelos elétrons presentes em cada solução.
DISTRUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS
Sn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p2
Cu: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s¹ 3d10
K: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s¹
Cl: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p5
Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2
TIPOS DE FUNÇÕES INORGÂNICAS
Cloretos
- KCl
Sulfatos
- BaSO4
Hidróxidos
-  CuCO3
Óxidos
- BaO - Cl2O
CONCLUSÃO
Por meio da realização dessa experiência, pode-se concluir que o fornecimento de energia, que neste experimento, foi através da chama do isqueiro, excita os elétrons fazendo com que estes passem para níveis de energia mais altos e quando “voltam” para níveis de energia mais internos, liberam, ou seja, emitem um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética.
Experimento 2: Solubilidade
RESUMO
Solubilidade de um soluto é a massa do soluto que pode ser dissolvida numa certa quantidade de solvente. O soluto é a substância dissolvida, o solvente é a substancia que dissolve. Ao se dissolver um soluto num determinado solvente forma-se uma solução. A maioria dos solutos é solúvel até certo limite.
Os líquidos que se misturam completamente entre si para formar uma solução em qualquer proporção são chamados de miscíveis, eles geralmente apresentam estruturas moleculares semelhantes. Já os líquidos imiscíveis, por apresentarem estruturas diferentes não se misturam, dispondo-se em camadas de acordo com sua densidade
INTRODUÇÃO
Na química, o teste de solubilidade de alguns compostos em seus diferentes estados físicos, bem como um simples teste de solubilidade entre dois desses compostos que têm densidades diferentes a fim de evidenciar a interferência ou não deste parâmetro na solubilidade.
Uma mistura entre duas ou mais substâncias pode ser denominada de solução quando esta se apresenta homogênea, ou seja, monofásica.
As interações moleculares atuam, em geral, com a regra: “semelhante dissolve semelhante”. Isso ocorre porque quando há formação de soluções ocorrem quebra de ligações e novas são criadas. Se as novas forem semelhantes as “antigas” há pouco gasto de energia. Esta regra pode ser determinada pela polaridade das moléculas, ou seja, substâncias polares solvatam bem outras substâncias polares, e substâncias apolares solvatam bem as substâncias apolares.
OBJETIVO
O objetivo desta atividade prático-laboratorial consiste em testar e explicar a solubilidade, dos compostos polares e não polares, e analisar propriedades associadas às soluções.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
Pipeta Pasteur
Aguarrás
Água destilada
Tenso ativo
Tubo de ensaio
Procedimento experimental
Na primeira parte do procedimento, adicionamos com o auxilio da pipeta Pasteur 1ml de aguarrás, em seguida adicionamos mais 1ml de água destilada no tubo de ensaio e o agitamos. Já na segunda parte, no mesmo sistema adicionamos cinco gotas de tenso ativo. Após a finalização dos procedimentos, analisamos as reações.
Conclusão e Discussões
	Sistema
	Elemento
	Adição de:
	Fase
	Reação
	1º
	Aguarrás
	Água destilada
	Bifásico
	xxxxx
	2º
	Aguarrás + Água destilada
	Tenso ativo
	Monofásico
	Ocorre uma Emulsão
	3º
	Aguarrás + Água destilada
	Tenso ativo
	Trifásico
	Ocorre o "descanso"
De acordo com a tabela acima, pode-se observar que cada uma das substâncias utilizadas liberou uma reação diferente durante o experimento, isto se deve as diferentes fases, levando em consideração a capacidade de cada elemento servir como solvente.
CONCLUSÃO
Por meio da realização dessa experiência, pode-se concluir que apesar da alta capacidade que a água tem de dissolver outras substâncias, devido suas propriedades, nem sempre ela funciona como solvente. Viu-se pelos resultados, por exemplo, que a aguarrás e a água são imiscíveis, por que suas estruturas são diferentes, então o sistema se dispôs em camadas conforme suas densidades. Podemos dizer que os tensoativos são substâncias capazes de diminuir a tensão superficial, ou seja, alteram as propriedades interfaciais e superficiais de um líquido. Essas substâncias possuem essa característica  devido a sua estrutura, a qual é composta por uma parte polar (água destilada) e uma parte apolar (aguarrás). Os tensoativos também são comumente chamados de surfactantes. A região apolar apresenta repulsão pela água e atração pelo óleo, em contra partida a região polar apresenta atração pela água e repulsão pelo óleo, deste modo as duas regiões são unidas de forma estável, facilitando a remoção das partículas de gorduras.
Experimento 3: Reações de neutralização e sistemas pH / pOH
RESUMO
As reações de neutralizaçãoocorrem quando misturamos um ácido e uma base, de modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal.
O ácido libera no meio cátions H+ que se unem aos ânions OH- liberados pela base e, com isso, formam-se as moléculas de água. O sal é formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base.
Ionização: Produção aquosa de íons a partir de uma ligação química de natureza covalente, ou seja, de um compartilhamento de elétrons.
Dissociação: Liberação de íons a partir de uma ligação química de natureza iônica, ou seja, de uma doação e recepção de elétrons.
INTRODUÇÃO
Na química, os testes de neutralização e medição do pH tem por objetivo identificar ou até mesmo controlar a natureza ácida ou básica das substâncias utilizando soluções indicadoras de pH, fita universal de pH ou até mesmo o Phmêtro. 
OBJETIVO
O objetivo desta atividade prático-laboratorial consiste em criar sistemas ácidos e básicos, e medir a natureza deles.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
Elernmeyer
Proveta de 10ml
Fenolftaleína
Hidróxido de sódio (NaOH)
Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Azul de Bromotimol
Bureta
Fitas universais de pH
Procedimento experimental
Na primeira parte do procedimento adicionamos ao frasco de Elenmeyer, com o auxilio da proveta, 20ml de água destilada e logo após adicionamos 5 gotas de fenolftaleína. Após levamos o sistema para adição da base Hidróxido de sódio (NaOH), até a variação de cor. Logo após, levamos o mesmo sistema para a adição de Acido Sulfúrico (H2SO4), até a variação de cor.
Já na segunda parte do procedimento adicionamos ao frasco de Elenmeyer, com o auxilio da proveta, 20ml de água destilada e logo após adicionamos 5 gotas de azul de bromotimol. Após levamos o sistema para adição da base Hidróxido de sódio (NaOH), até a variação de cor. Logo após, levamos o mesmo sistema para a adição de Acido Sulfúrico (H2SO4), até a variação de cor. Após a realização dos procedimentos, analisamos as reações.
Conclusão e discussões
	Sistema
	Coloração
	pH
	Adição de:
	Coloração
	pH
	Água + Azul de Bromotimol
	Amarelo
	Neutro
	1,6 de NaOH
	Azul
	 Básico
	Água + Azul de Bromotimol + NaOH
	Azul
	Básico
	0,5 de H2SO4
	Amarela
	 Neutro 
	 
	 
	 
	 
	 
	 
	Água + Fenolftaleína
	Incolor
	Neutro
	2,5 de NaOH
	Rosa
	 Básico
	Água + Fenolftaleína + NaOH
	Rosa
	Básico
	1,00 de H2SO4
	Incolor
	 Neutro 
De acordo com a tabela acima, pode-se observar que cada uma das substâncias utilizadas liberou uma reação diferente durante o experimento, levando em consideração do potencial hidrogeniônico das soluções.
Após analisarmos e concluirmos estas informações, realizamos uma nova analise de pH, utilizando as fitas universais de pH. 
Fonte: http://www.etiel.net/niveis-de-acidez
Inserimos as fitas nos sistemas já neutralizados, e segue abaixo os resultados encontrados.
	Sistema
	pH
	Coloração
	Resultado (pH)
	 
	 
	 
	 
	Água + Azul de Bromotimol + NaOH
	Neutro
	
	2
	 
	 
	
	 
	Água + Fenolftaleína + NaOH
	Neutro
	
	1
CONCLUSÃO
Por meio da realização dessa experiência, pode-se concluir que ao longo do experimento que existem várias possibilidades mais ou menos precisas de se obter o potencial hidrogeniônico de soluções, comprovamos a existência de vários graus de pH quando mudamos o meio da solução para um meio mais básico.
FÓRMULAS
Azul de Bromotimol: C27H28Br2O5S
Fenolftaleína: C20H14O4
Hidróxido de Sódio: NaOH
Ácido Sulfúrico: H2SO4
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
www.mundoeducacao.com.br/quimica/
Química Geral – Fundamentos. Maia, D., J. Capítulo 5: Compostos Orgânicos
http://www.ebah.com.br/
http://www.tutorbrasil.com.br/
http://www.quimicalegal.com/
http://br.syvum.com/cgi/online/