RELATÓRIO Química

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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ
RELATÓRIO QUÍMICA EXPERIMENTAL:
LISTA DE FIGURAS
PRÁTICA 8:
Figura 1- Caminho catalisado versus caminho não catalisado.
LISTA DE TABELAS
PRÁTICA 8:
Tabela 1 – Quais soluções e quantas mL foram utilizadas para cada corrida cinética.
Tabela 2 – Resultado de cada corrida cinética.
PRÁTICA 9:
Tabela 1 - Resultados obtidos durante a verificação de equilíbrio.
PRÁTICA 10:
Tabela 1: Mudanças ocorridas nas reações.
Tabela 2: Mudanças ocorridas nas reações.
Tabela 3: Mudanças ocorridas nas reações.
Tabela 4: Mudanças ocorridas nas reações.
LISTA DE SIGLAS
NaOH - Hidróxido de Sódio
HCL - Ácido Clorídrico
Ni(NO3) - Nitrato de Níquel
CuSO4 – Sulfato de cobre
I – Iodo
Na2S2O3 - Tiossulfato de Sódio
Na2CO3 - Carbonato de Sódio
Na2SO4 - Sulfato de Sódio
S – Enxofre
H2O – Água
CO2 - Dióxido de Carbono
K2CrO4 – Cromato de Potássio 
K2Cr2O7 – Dicromato de Potássio
H2SO4 - Ácido sulfúrico 
ZnSO4 - Sulfato de zinco 
NaBr - Brometo de sódio 
NaCl - Cloreto de sódio 
Nal - Iodeto de sódio
FeCl3 - Cloreto de ferro III 
Mg - Magnésio
Zn - Zinco metálico 
Fe - Ferro
LISTA DE SÍMBOLOS
ΔH - Representa a variação de entalpia entre reagentes e produtos.
Ea – Energia de um sistema.
E°cell – Potencial eletrolítico da Célula
E° red – Potencial eletrolítico de Redução
SUMÁRIO
Introdução
As aulas da disciplina de “Química Básica Experimental” é o caminho em que o aluno pode ter acesso aos laboratórios de química, podendo realizar experimentos e estabelecendo, de certa forma, um contato com o ambiente do laboratório. As aulas práticas servem como complemento as aulas teóricas, a fim de apresentar algumas metodologias de forma experimental. O experimento é uma forma de realizar atividades propostas, observando reações, que ocorrem diante as condições estabelecidas, em que há interações entre substancias, consequentemente, formando novas misturas ou novos compostos. Este relatório possui experimentos das aulas práticas de número 6 a 10, sendo apresentadas em forma de capítulo para um melhor entendimento ao leitor. Vale-se ressaltar que todas as práticas foram realizadas nos laboratórios da Universidade Federal do Paraná (UTFPR), sendo conduzidas pelos alunos (autores desse relatório) e supervisionadas pelos professores Dr. Rafael Admar Bini e Dr. Renato. 
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CAPÍTULO 6 - PREPARAÇÕES DE SOLUÇÕES 
6.1 Introdução
Soluções são classificadas em função do seu estado físico como sólidas, líquidas ou gasosas. A substância em maior quantidade na solução é classificada como solvente, e a de menor quantidade é classificada como soluto, a solução também pode ser eletrolítica na presença de íons livres, logo podem conduzir eletricidade. As soluções não eletrolíticas não possuem cargas, portanto, ao serem dissolvidas não conduzem corrente elétrica. 
	A concentração é dada pela divisão entre a massa do soluto e o volume da solução. Sua unidade de medida é expressa em (g/L). Existe a concentração simples (C), concentração em quantidade de matéria (c) e título (T).
	A titulação é definida como uma razão entre a massa do soluto e a massa da solução, ambas expressas em gramas, variando de 0 a 1, logo a porcentagem varia de zero a 100% . A massa da solução pode ser obtida através da soma da massa do soluto com a massa do solvente. 
A diluição de soluções é feita uma vez que seja necessária a preparação de uma solução de menor concentração a partir de outra solução mais concentrada, logo é preciso adicionar mais solvente. 
6.2 Objetivos
	O objetivo dessa experiência é preparar soluções a partir dos estados sólidos, líquidos e também de realizar a produção de soluções concentradas.
6.3 Materiais e Métodos
6.3.1
Na parte da A dessa experiência, para a preparação do NaOH foram utilizados um béquer, a massa de NaOH prevista nos cálculos anteriores, um bastão de vidro, um balão volumétrico de 250 mL e água destilada. Para a preparação da solução do ácido clorídrico foram utilizados os mesmos materiais porém substituindo a massa do NaOH pela massa de HCL também obtida nos cálculos anteriores. 
	Para a realização da parte A, prepara-se a solução de NaOH, primeiramente pesa-se a massa de NaOH calculada anteriormente, em um béquer e adiciona-se cerca de 100 mL de água. Com a ajuda de um bastão de vidro deve-se mexer até dissolver a solução. Em seguida deve-se transferir a solução para o balão volumétrico de 250 mL. Adiciona-se cerca de 10 mL no béquer e transfere-a para o balão novamente, a fim de não deixar resíduos do soluto no béquer, e que todo o soluto esteja no balão volumétrico, repete-se a adição de 10mL no béquer duas vezes, e em seguida acrescenta-se a água destilada até o menisco. Anota-se o valor da massa pesada de NaOH. 
6.3.2 
Para o preparo da solução do ácido clorídrico, utiliza-se 50 mL do HCl 0,10 mol/L. Deve-se consultar os dados do frasco que contém o ácido e compará-lo com os dados obtidos da questão 3 do pré-laboratório, caso haja divergências deve-se recalcular o volume. Anota-se os dados obtidos na folha de dados. Em seguida, deve-se adicionar cerca de 50 mL de água destilada no balão volumétrico, após, deve-se adicionar lentamente e sob agitação o soluto concentrado. Após a adição adiciona-se água destilada até a marca do menisco. Lava-se o balão volumétrico com água destilada. 
6.3.3 
Na parte B, efeito de concentração, utiliza-se um béquer, a massa do nitrato de níquel, água destilada, um bastão de vidro e um balão volumétrico de 100 mL, são necessários 5 balões volumétricos para a realização das 5 soluções de 25 mL. 
	Para a realização da parte B, primeiramente pesa-se em um béquer o nitrato de níquel com os dados obtidos nos cálculos da questão 3 do pré-laboratório, em seguida adiciona-se cerca de 40mL de água destilada. Dissolve-se a solução com o bastão de vidro, e transfere-a para o balão volumétrico. Adiciona-se cerca de 10 mL de água destilada no béquer com a finalidade de eliminar todos os resíduos que possam estar contidos no béquer e transferi-los para o balão volumétrico, para que esteja toda a concentração do soluto no balão, realiza-se a adição de 10 mL de água e sua transferência por 3 vezes. Em seguida, completa-se o balão volumétrico até o menisco. Essa solução preparada será dita como solução mãe. 
	Utilizando a solução mãe como base, prepara-se 5 soluções com 25 mL cada, de: Ni(NO3)2.6H2O: (I) 0,004; (II) 0,032; (III) 0,052 e (IV) 0,072 mol L-1. Em seguida coloca-se as soluções uma ao lado da outra, e anota-se as observações na folha de dados. 
6.4 Resultados e Discussões 
6.4.1 Resultados da folha de dados 
De acordo com a folha de dados retira da apostila de química experimental, preenchida e apresentada ao professor tem-se os seguintes resultados:
Massa teórica de NaOH para o preparo da solução: 1g.
Massa pesada de NaOH: 0,9935
Concentração real de NaOH: 4,0g.
Volume de HCL concentrado teórico para o preparo da solução: 0,85 mL
Volume de HCL concentrado medido para o preparo da solução: 0,875 mL.
Massa teórica de Ni(NO3)2.6H2O: 2,9g.
Massa pesada de NI(NO3)2.6H2O: 2,9007g.
Volume da solução de Ni(NO3)2.6H2O calculado para as soluções (I) 1 mL (II) 8 mL (III) 13 mL (IV) 18 mL 
6.4.2 Cálculo da massa teórica de NaOH
Na parte 1, com a massa molar do NaOH sendo 40g, realiza-se o cálculo em 250 mL de solução em 0,1 mol/L de concentração. Primeiro passa-se o volume de mL para litros
1L __ 1000 mL
X __ 250 mL
Logo, tem-se um volume de 0,250L. Com isso, realiza-se o cálculo a partir da fórmula de concentração para se obter o número de mols existente nessa solução
 n = 0,025 mols.
Com o número de mols, calcularemos agora a massa teórica do NaOH:
1 mol _ 40g 
 0,025 _ x x = 1g.
Porém deve-se levar em conta a pureza do NaOH, visto isso, o valor da massa teórica passa a ser 0,95gao invés de 1g. Uma vez que nossa substância possuía uma pureza de 95% e não de 100%:
1g NaOH ___ 100%
X ______ 95%
Conclui-se que a massa do NaOH passa a ser de 0,95g. 
6.4.3 Volume de HCL concentrado teórico
Na parte 4, para obter-se o volume de HCL concentrado foi utilizado os valores dados na apostila de química experimental:
Concentração inicial = 0,1
Volume inicial = 100 mL
Massa Molar (MM) = 36,5 g*mol-1
Titulação = 36,5%
Densidade = 1,18 g*mL-1
De acordo com os dados, calcula-se a concentração final de HCL a partir da fórmula: 
Com esses dados calcula-se o volume de HCL concentrado teórico:
Logo, o volume de HCL necessário é de 0,85 mL. 
6.4.4 Cálculo da massa teórica de Ni(NO3)2*6H2O
De acordo com os dados fornecidos na apostila de química experimental, tem-se que: 
Volume da solução: 100 mL ou 0,1 litros
Concentração: 0,1 mol*L-1
Com esses dados, utiliza-se a fórmula para achar a quantidade de mols necessária: 
 n = 0,01 mols.
Feito isso, calcula-se agora a massa molar do Ni(NO3)2*6H2O de acordo com a tabela periódica e usando suas massa atômicas fornecidas na tabela, tem-se que: 
Ni = 58,7
N = 2*14
O = 16*6 
H2O = 6*18
Somando os valores, tem-se que a massa molar do Ni(NO3)2*6H2O é: 291g/mol
De acordo com os dados, calcula-se a massa teórica do Ni(NO3)2*6H2O:
 Massa de Ni(NO3)2*6H2O = 2,9g. 
6.4.5 Volume da solução de Ni(NO3)2*6H2O calculado em 25 mL para as soluções de (I) 0,004, (II) 0,032 , (III) 0,052 e (IV) 0,072 mol L-1 
6.4.5.a
Para o cálculo das soluções foi utilizada a seguinte fórmula: 
Para obter-se a solução (I) realiza-se o seguinte cálculo:
 
6.4.5.b 
Realizando os cálculos para obter-se o volume da solução (II)
6.4.5.c
Realizando os cálculos para obter-se o volume da solução (III)
6.4.5.d 
Realizando os cálculos para obter-se o volume da solução (IV)
6.4.6 
Na parte B do experimento chegou-se a conclusão que a solução ficou com uma cor esverdeada. Em 1 mL a solução estava transparente; em 8 mL a solução ficou um verde bem claro; em 13 mL estava um verde mais claro que a solução anterior e em 18 mL foi a solução mais clara obtida. Contudo, observa-se que com o aumento do volume foi-se aumentando a diluição, por isso as soluções tornam-se cada vez mais claras. 
6.5 Conclusão
Essa experiência permite prever, através de cálculos com as equações de concentração, densidade, número de mols, estimar valores para a massa, volume, número de mols, quantidade soluto ou solvente de certas soluções exigidas neste experimento no caso, o NaOH e o nitrato de níquel. Assim, é exercitado a tarefa de retirar dados da apostila e utiliza-los em cálculos e fórmulas para obter-se os resultados necessários para dar início ao experimento, no caso, foi necessário a massa de NaOH, volume de HCL, massa de Ni(NO3)2*6H2O e volume de Ni(NO3)2*6H2O que obtivemos através dos cálculos, assim concluiu-se que quanto maior torna-se o volume da solução, mais diluída ela estará, logo, com a cor mais clara do que a inicial. 
6.6 Referências bibliográficas
Informações e dados retirados da apostila de experimentos presente no moodle da disciplina de Química Básica experimental, ministrada pelos professores Rafael e Renato.
CAPÍTULO 7- Titulação ácido-base
7.1 INTRODUÇÃO
A titulação de uma solução é utilizada para determinar a concentração de ácido ou base. Esse método consiste na neutralização de ácidos a partir de bases, ou vice versa, sendo formadas água e sal. Tal procedimento é realizado com um indicador, para que haja uma mudança de cor, indicando que o ácido foi neutralizado ocorrendo, portanto, em um determinado intervalo de pH.
O ponto em que a solução ácida for neutralizada por uma base, ou ao contrário, é denominado ponto de equivalência, ou de viragem. Nesse momento a quantidade de íons de H3O+ é equivalente a de OH-. O ponto de equivalência pode variar dependendo da concentração do titulante (substância com maior quantidade de concentração) e a do titulado (substância que se deseja a determinar a concentração). 
Deve-se ressaltar que para obter a concentração de uma solução é necessário considerar a estequiometria da reação, visto que o número de mols do ácido terá que ser o mesmo que o da base. Ter o conhecimento do que é titulação é fundamental ao nosso cotidiano, visto que grande parte das reações do nosso dia a dia, ou até mesmo de nossos corpos está relacionado a neutralização de um ácido ou de uma base. 
7.2 OBJETIVOS
O objetivo geral desse capítulo é realizar uma titulação de uma solução ácida, para que se possa determinar a concentração de uma base. 
7.3 MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais: 
Parte a: Três erlenmeyers, um suporte universal, uma bureta, pipeta volumétrica, béqueres e água destilada. 
Parte b: Uma proveta, um suporte universal e um erlenmeyer.
Reagentes
Parte a: Base hidróxido de sódio (NaOH) que foi preparada na aula prática 6, o ácido clorídrico (HCl) e fenoftaleína, sendo ela o indicador.
Parte b: usa-se 0,2 g de ácido benzóico, com precisão de 4 casas decimais, 10 mL de ácool etílico, NaOH (também conseguida na aula anterior) e fenoftaleína, atuando como o indicador.
7.3.2 Procedimento experimental
7.3.2.a Titulação de um ácido forte
Para é a titulação de um ácido forte, pega-se o suporte universal, utiliza-se suas garras para fixar a bureta. Antes da fixação da para que calibre a bureta, para que se possa diminuir o desvio que se possa obter, vale-se ressaltar que é necessário que tal calibração seja feita mínimo duas vezes. Após isso, enche-se a bureta e depois zere-a, deixando o menisco da bureta na marca zero, depositando o excesso em um béquer. É necessário verificar se a torneira está fechada. Após esse procedimento, começa-se a titulação.
Em cada um dos erlenmeyers coloca-se 10 ml de ácido clorídrico e cerca de 30 mL de água destilada, acrescente também 3 gotas de fenoftaleína. Após esse procedimento, titula-se cada erlenmeyer, separadamente, gotejando NaOH e sob agitação desse, até que se apareça uma cor rósea, indicando que houve a neutralização do ácido. Anote o volume necessário da base para que haja tal neutralização.
 7.3.2.b Determinação da massa molar de um ácido 
Na parte B do procedimento, pesa-se 2g de ácido benzoico, com precisão de 4 casas decimais, após a pesagem, coloca-se em um erlenmeyer limpo, não precisa estar seco. Coloca-se 10 mL do álcool com uma proveta no erlenmeyer, que contém o ácido e agita-se até que haja a dissolução do ácido. Coloca-se 3 gotas de fenoftaleína e titule tal solução com NaOH, tendo repetido o processo da parte A, enchendo a proveta e zerando-a. Titule até aparecer a cor rósea do procedimento. Anote o volume gasto da base para tal neutralização.
Deve-se ressaltar que os materiais, tanto do procedimento A, quanto do B, devem ser limpos com água, exceto a bureta e deve-se descartar os resíduos das soluções em locais apropriados.
7.4 Resultados e Discussões
Titulação de HCl:
Volumes: 11,25 mL; 11,30 mL ; 11,34 mL; média:11,30 mL.
Concentração de HCl: 1,29 mol*L-1.
Para calcular a concentração de HCl, utilizou-se a média dos volumes obtidos necessários de NaOH, sendo: 11,3*10-3. A partir da média ponderada dos volumes de NaOH:
Média ponderada: 11,25+11,30+11,34/3= 11, 30.
Para o cálculo da concentração do ácido clorídrico (HCl), utiliza-se a fórmula:
ci * Vi = cf * Vf
Em que ci é a concentração inicial, Vi o volume inicial, cf a concentração final e o Vf o volume final.
Para tal cálculo utilizou-se o volume inicial de 35,00*10-3 L, concentração final de 4,00 mol L-1, o volume final, sendo 11,30*10-3 L. Portanto:
ci* 35,00*10-3= 4,00*11,3*10-3
ci = 1,29 mol*L-1.
Titulação ácido benzóico:
Volumes: 17 ml; média: 17 mL
Massa molar ácido benzóico: 117,65 g/mol.
Para o cálculo do volume da base utilizada para tal titulação, foi realizado apenas uma titulação, diferindo da parte ‘’a’’. Para o cálculo da massa molar, utilizou-se duas fórmulas, sendo elas:
 ; ; 
Primeiramente calculou-se a concentraçãodo ácido na reação, ci * Vi = cf * Vf, utilizou-se o Vi= 0,01 L, volume do álcool etílico utilizado para dissolver o ácido benzóico, cf= 0,1 mol* L-1, sendo a concentração da base anotada no frasco e Vf, volume necessário para a neutralização, portanto:
ci*0,01=0,1*17*10-3= 1,7 mol*L-1.
A partir desse dado, calculou-se a massa molar do ácido, com m= 0,2001 g, dado pedido pelo enunciado, V= 0,01 L, volume do álcool etílico para dissolução do ácido e C=0,17 mol*L-1, calculado a cima, portanto:
Substitui-se o ‘’n’’ da primeira fórmula pelo da segunda fórmula, obtém-se:
Substituindo os valores tem-se: 
Assim MM, sendo a massa molar, é de 117,65 g/mol.
Essa massa molar está errônea, visto que a massa molar do ácido benzoico é de 122,1 g/mol, contudo, não foi contabilizado nessas contas a massa das 3 gotas de fenolftaleína, podendo ser o erro dessas contas. A abordagem para corrigir esse erro é, justamente, contar com a massa do indicador (a fenolftaleína). 
A concentração do ácido acético presente no vinagre é representada pela porcentagem que está no rótulo, podendo variar de vinagre para vinagre, mas sendo em cerca de 5%.
7.5 Conclusões
Concluiu-se, portanto, como é fundamental o uso de um indicador para que se possa ter o conhecimento do ponto de equivalência, no qual o número de mols do ácido é o mesmo que o da base. Como o número de mols um tem que ser equivalente ao outro, é necessário ter conhecimento da estequiometria da reação para que se usem as medidas corretas para a obtenção da neutralização. É necessário também, considerar a massa do indicador para que se possa calcular a massa de algum dos reagentes utilizado. Vale-se ressaltar que a neutralização é algo fundamental para todos, visto que a todo momento realizamos essas reações em nossos corpos. 
7.6 Referências bibliográficas 
Informações e dados retirados da apostila de experimentos presentes no moodle, da disciplina de Química Básica Experimental, ministrada pelos professores Rafael e Renato.
CAPÍTULO 8- As velocidades das reações químicas.
8.1 Introdução
	A velocidade de uma reação é a medida com que se formam os produtos e se consomem os reagentes. Fatores podem influenciar na velocidade de uma reação, como: A natureza dos reagentes e produtos (liquido, gás, etc); concentração dos reagentes e de outras espécies; temperatura; agentes externos, áreas de superfície de contato e catalisadores.
Para que uma reação ocorra é necessário que haja colisões entre as os átomos das substancias envolvidas, porém, não basta apenas se colidir, é preciso que essa colisão tenha bastante energia e uma geometria favorável. Se isso não ocorrer elas não serão capazes de romper suas ligações e formarem novas ligações, iram simplesmente de colidir e separar. 
Quanto mais concentrado estiver o reagente, mais rápido a reação ocorrerá, devido ao aumento de colisões. Lembrando que que a velocidade de uma reação pode ser expressa como o desaparecimento dos reagentes ou o aparecimento dos produtos por unidade de tempo. 
Catalisadores são substancias acrescentadas a uma mistura, que aumentam a velocidade de uma reação, ou seja, diminuem a energia (Ea) para que a reação aconteça.
Figura 1- Caminho catalisado versus caminho não catalisado.
Fonte: Apostila de experimentos da disciplina de Química Básica Experimental.
8.2 Objetivos
O objetivo desse experimento é apontar fatores que possam influenciar a velocidade de uma reação, tal qual mostrar formulas que a partir delas possa ser encontrado a velocidade com que o reagente é consumido ou o produto é formado. O experimento também mostrará que usando o indicador tiossulfato de sódio será possível ver o tempo que demorou para ocorrer a reação.
8.3 Materiais e Métodos
Nesse experimento foram usadas 6 pipetas, uma para cada solução (I a VI) e 4 Erlenmeyers. A experiência será dividida em 2 etapas, primeiro será feito as corridas cinéticas 1, 2 e 3, e por fim 4, 5 e 6. 
Tabela 1 – Quais soluções e quantas mL foram utilizadas para cada corrida cinética.
Fonte: Apostila de experimentos da disciplina de Química Básica Experimental.
A cima está o quadro que nos indica a quantidade a ser colocada nas corridas 1 a 6, de cada solução, as quais postas em um Erlenmeyer. A solução VI só será colocada quando todas as outras já estiverem no Erlenmeyer, pois no momento que ela for adicionada, liga-se o cronometro, para analisarmos o tempo de cada reação, todas as 6 terão um tempo diferente. 
É possível ver quando todo os reagentes são consumidos e todos os produtos formados, pois, foi adicionado à solução o indicador tiossulfato de sódio, então, quando a reação terminar, a coloração azul aparecerá, e nesse momento paramos o cronometro.
Os resíduos devem ser tratados adicionando-se Na2S2O3 0,1 mol L-1 com Na2CO3 0,1 mol L-1, até o desaparecimento da cor escura. Essa etapa deve ser feita por alguém capacitado tecnicamente. A reação de neutralização está descrita abaixo: 
I2 + Na2S2O3 + Na2CO3  →  2NaCI + Na2SO4 + S + CO2
NaCO3 + 2HCl  →  2NaCl + CO2 +H2O
8.4 Resultados e discussões
Tabela 2 – Resultado de cada corrida cinética.
	Corrida Cinética
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	Tempo (s)
	257,4 s
	507 s
	1140,6 s
	369 s
	198 s
	 6 s
	Velocidade (1/s)
	3,88x10^-3
	1,97x10^-3
	8,76x10^-4
	2,71x10^-3
	5,05x10^-3
	 0,17
Fonte: Próprio autor.
	As velocidades calculas tiveram como unidade (1/segundo), então, bastou dividir 1 pelo tempo calculado em segundos.
	Na corrida cinética 6 foi adicionado 1 gota do catalisado sulfato de cobre (CuSO4), e se torna bem aparente sua ação, já que sua velocidade de reação foi bem menor do que as outras corridas. Como citado anteriormente os catalisadores reduzem a quantidade de energia necessária para que a reação aconteça.
Nesta experiência investigamos a seguinte equação:
Esta reação requer uma colisão simultânea de três íons, a probabilidade disso ocorrer é muito pequena. Portanto, as reações que envolvem mais do que duas moléculas ou íons, geralmente ocorrem em duas ou mais etapas. Uma sequência possível seria a seguinte:
Uma dessas reações será provavelmente menos veloz do que a outra. A etapa lenta numa reação que ocorre em várias etapas é denominada etapa determinante. Se a 1ª etapa for a determinante, essa é uma situação semelhante ao movimento das partículas de areia através dos orifícios, como mostrado na ilustração a baixo. Será necessário um determinado tempo para que a areia passe pelo 1º orifício para chegar ao fundo.
Como o 2º orifício é maior do que o 1º, este oferece pouca resistência. Assim, o tempo para que toda a areia caia é determinado pelo tempo requerido para atravessar o 1º orifício. Portanto, a velocidade de uma reação depende da concentração dos reagentes.
8.5 Conclusão
	Ao término desse experimento é possível saber avaliar os efeitos da concentração, temperatura e catalisadores nas velocidades das reações. Também será possível identificar um provável mecanismo de reação, ou seja, o caminho pelo qual a reação se processa. A ruptura das ligações, os ataques eletrofílicos e nucleofílicos ao reagente orgânico, a formação de novas ligações e de compostos intermediários, tudo isso é demonstrado em um mecanismo. Saber escrever a equação da velocidade para uma determinada reação também será consequência após o experimento.
Referências bibliográficas 
Apostila de experimentos presente no moodle da disciplina de Química Básica Experimental, ministrada pelos professores Rafael e Renato.
https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/cineticaquimica.pdf
CAPÍTULO 9 – Principio de Le Chatelier e equilíbrio químico 
9.1 INTRODUÇÃO
Em 1884 o químico francês Le Chatelier enunciou uma generalização, sobre o comportamento de sistemas em equilíbrio ao serem perturbados, esta generalização ficou conhecida como Princípio de Le Chatelier.
Tal princípio pode ser enunciado como:
“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustarprocurando diminuir os efeitos dessa força”.
Assim com este princípio conclui-se que ao perturbar um sistema ele fará tudo para voltar ao seu estado normal, sendo assim a perturbação pode ser afetada por três fatores, sendo eles, concentração, pressão e temperatura. Cada um da seguinte maneira: 
Concentração: aumentando a concentração dos reagentes a reação é deslocada no sentido dos produtos, e ao aumentar a reação no sentido dos produtos ela será deslocada no sentido dos reagentes.
Pressão: aumentando a pressão o equilíbrio irá se deslocar para o sentido de menor volume, porém se diminuir a pressão o deslocamento do equilíbrio será no sentido com maior volume.
Temperatura: aumentando a temperatura, o deslocamento será no sentido da reação endotérmica. Ao diminuir a temperatura o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exotérmica.
O equilíbrio químico ocorre quando uma reação ao invés de apenas cessar, é reversível, ou seja, ocorre nos dois sentidos, ao mesmo tempo que forma produto forma reagentes, tais reações ocorrem simultaneamente e com a mesma velocidade. 
Tal equilíbrio não é estático, ou seja, parado, e sim dinâmico, portanto, apesar de não aparentar a reação continua sempre acontecendo, microscopicamente, cada reação possuí uma constante tal constante depende apenas da temperatura.
9.2 OBJETIVOS
O objetivo geral deste capítulo é saber como e onde utilizar o princípio de Le Chatelier, saber quando uma substancia está em equilíbrio e identificar como este pode ser afetado, além de após o experimento saber como escrever a equação de equilíbrio sempre que necessário.
9.3 MATERIAIS E MÉTODOS
9.3.1 Materiais e reagentes
Materiais: Tubo de ensaio, conta gotas e pipeta volumétrica.
Reagentes: Cromato, dicromato, hidróxido de sódio (1,0 mol * L-¹), ácido clorídrico (1,0 mol * L-¹), cromato de bário (0,10 mol * L-¹), cromato de potássio (0,10 mol * L-¹), nitrato de bário (0,10 mol * L-¹), dicromato de potássio (0,10 mol * L-¹), ácido sulfúrico (0,5 mol * L-¹), hidróxido de cálcio (1,0 mol * L-¹), hidróxido de amônio (1,0 mol * L-¹), etano (1,0 mol * L-¹), ácido nítrico (1,0 mol * L-¹), ácido etanoico (1,0 mol * L-¹).
9.3.2 Procedimento experimental
9.3.2.a Equilíbrio dos íons cromato e dicromato
Primeiramente pega-se dois tubos e acrescenta-se 10 gotas cromato em um e dicromato em outro coloca-se hidróxido de sódio em ambos e ao mudar de cor é anotado qual mudou de cor. Após o procedimento, pega-se dois novos tubos e acrescenta-se neles a mesma quantidade de cromato e dicromato da parte anterior, porém agora acrescenta-se ácido clorídrico até a mudança de cor. Após as duas partes do experimento deve-se acrescentar hidróxido de sódio, nos tubos que foram colocados ácido clorídrico e ácido clorídrico nos tubos que foram adicionados o hidróxido de sódio.
9.3.2.b Equilíbrio do cromato de bário
Após lavar os tubos de ensaio do experimento anterior, adiciona-se a um tubo 10 gotas do cromato de potássio e acrescenta-se gota a gota uma solução de nitrato de bário, até observar alguma alteração na solução. Em outro tubo de ensaio deve-se colocar uma solução de dicromato de potássio, acrescentar duas gotas de ácido clorídrico e depois 10 gotas de nitrato de bário, anota-se se ouve alguma alteração. Ao primeiro tubo adiciona-se gotas de ácido clorídrico e anota-se se houver alguma alteração, o mesmo deve-se fazer com o segundo tubo, porém acrescentando hidróxido de sódio. 
9.3.2.c Verificação da existência do equilíbrio químico
Repete-se a primeira etapa do equilíbrio dos íons cromato, porém deve-se substituir o hidróxido de sódio por hidróxido de potássio, depois por hidróxido de cálcio, e por último por hidróxido de amônio. Após isto repete-se o primeiro processo do equilíbrio de cromato de bário e substitui-se o ácido clorídrico por ácido nítrico, por ácido sulfúrico e por ácido etanoico, anota-se as mudanças nas soluções. Por fim, repete-se a primeira etapa do equilíbrio dos íons cromato e dicromato e substitui-se hidróxido de sódio por etanol até observar-se alguma alteração.
9.3 RESULTADOS E DISCUSSÃO
As determinações de equilíbrio de íons e verificar a existência de equilíbrio químico são importantes para poder saber como parar, ou levar ao equilíbrio, uma reação, isto pode ser importante na indústria para a criação de um novo produto ou nova técnica de obtenção de algo em laboratório. Ao fim de todo o processo foram escritas as equações das reações observadas, tais equações podem ser vistas abaixo, além da cor observada nas reações.
Resultados: 
Cor da solução de K2CrO4: Amarelo 
Cor da solução de K2Cr2O7: Alaranjado
Parte A: 
1A. Cor da solução no tubo 1, K2CrO4 + NaOH: Amarelo
1A. Cor da solução no tubo 2, K2Cr2O7 + NaOH: Amarelo
 K2Cr2O7 + 2 NaOH Na2Cr2O7 + 2 KOH
2A. Cor da solução no tubo 3, K2CrO4 + HCl: Alaranjado 
 K2CrO4 + 2HCl 2KCl + H2CrO4 
2A. Cor da solução no tubo 4, K2Cr2O7 + HCl: Alaranjado 
3A. Cor da solução no tubo 3, + NaOH: Alaranjado
3A. Cor da solução no tubo 4, + NaOH: Amarela 
 K2CrO4 + 2NaOH Na2CrO4 + 2KOH
4A. Cor da solução no tubo 1, + HCl: Amarela 
4A. Cor da solução no tubo 2, + HCl: Alaranjado 
 K2CrO4 + 2HCl 2KCl + H2CrO4 
O equilíbrio do cromato de bário fez-se importante ao observar as cores e com as mesmas saber se houve ou não reação, assim sendo abaixo pode-se as cores e como reverter as reações obtidas anteriormente.
Parte B
1B: Amarelo, opaco e com corpo de fundo.
2B: Alaranjado, com corpo de fundo.
3B: Alaranjado opaco e com corpo de fundo.
4B: Amarelo escuro.
5B: Para reverter a etapa 3B deve-se colocar hidróxido de sódio, e para reverter a 4B ácido clorídrico. 
Durante a parte c, verificação da existência de equilíbrio químico foram utilizados vários reagentes, e com isso observado as mudanças ou não de cor, para saber se houve ou não reação, assim sendo as cores foram anotadas e podem ser observadas na tabela abaixo.
Tabela 1: resultados obtidos durante a verificação de equilíbrio.
	
	
	KOH
	Ca(OH)2
	NH4OH
	HNO3
	H2SO4
	CH3COOH
	C2H5OH
	K2CrO4
	Sem alteração
	Precipitou
	Sem alteração
	Ficou alaranjado
	Ficou alaranjado
	Ficou alaranjado
	Sem alteração
	K2Cr2O7
	Sem alteração
	Precipitou e ficou amarelo
	Sem alteração
	Sem alteração
	Sem alteração
	Sem alteração
	Sem alteração
Fonte: Próprio autor.
9.4 CONCLUSÃO
O processo de descoberta de uma reação ser ou não alterada por ácido ou base é importante para que se possa concluir como neutraliza-la, ou leva-la ao equilíbrio, tal processo no experimento foi observado pela cor dos produtos, com isto tem-se a conclusão de se houve ou não a reação, ao fim deste processo conclui-se se o reagente é básico ou ácido graças ao reagente utilizado para leva-lo a mudança de cor, ou voltar a cor padrão, neutraliza-lo, sendo assim todo o processo foi útil e pode ser utilizado durante o cotidiano em empresas de grande porte e grande importância para que realizem, ou não, mudanças em suas fórmulas ou produtos, e para que utilizem processos novos utilizando tal neutralização, ou equilíbrio, sendo assim todo o processo deste experimento pode, e deve ser levado para a vida industrial.
9.5 REFERÊNCIAS
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/o-principio-le-chatelier.htm acessado em 18/06/2016
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm acessado em 18/06/201
CAPÍTULO 10 – Oxidação e Redução 
10.1 INTRODUÇÃO
Equações de oxirredução são aquelas nas quais ocorrem transferências de elétrons. Ou seja, uma substância reduz – recebe elétrons – ou oxida – perde elétrons. Quando a espécie química reduz, seu Nox – número de oxidação – também se reduz, e quando oxida, o Nox aumenta. 
Essas são transferências simultâneas, ou seja, enquanto ocorre a redução, também ocorre a oxidação. Oxidaçãoe redução são processos opostos, mas se complementam para que uma reação possa de fato ocorrer. 
As reações de oxirredução se enquadram em um ramo da físico-química chamado eletroquímica, que também estuda reações conhecidas como eletrólise, as quais ocorrem por intermédio de um fornecimento de corrente elétrica. 
A oxirredução está muito presente em nosso cotidiano, pois é responsável pela oxidação do ferro, por exemplo, causando a ferrugem. Para a obtenção de alguns metais, também utiliza-se métodos de oxidorredução. Até mesmo a fotossíntese é um exemplo disso. 
Ao escrever as reações, muitas vezes utiliza-se primeiramente as semireações, para facilitar o trabalho e auxiliar no balanceamento das reações finais. 
 
10.2 OBJETIVOS
O objetivo geral desse capítulo é identificar a natureza de determinadas reações de oxirredução, relatar a respeito da observação prática de algumas, e então escrever as reações das semireações de oxidação e redução das observadas. 
10.3 MATERIAIS E MÉTODOS
10.3.1 Materiais e reagentes
Ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) em concentração de 3,0 mol.L-1, sulfato de cobre (CuSO4(aq)) em concentração 0,10 mol.L-1, sulfato de zinco (ZnSO4(aq)) em concentração 0,10 mol.L-1, brometo de sódio (NaBr(aq)) em concentração 0,10 mol.L-1, cloreto de sódio (NaCl(aq)) em concentração 0,10 mol.L-1, iodeto de sódio (NaI(aq)) em concentração 0,10 mol.L-1, cloreto de ferro III (FeCl3(aq)) em concentração 0,10 mol.L-1, um pedaço de cobre metálico (Cu(s)), um pedaço de fita de magnésio (Mg(s)), um pedaço de zinco metálico (Zn(s)), uma pequena bola de palha de aço (Fe(s)) e tubos de ensaio. 
10.3.2 Procedimento experimental
Primeiramente, é efetuado o polimento dos metais e coloca-se cada um deles em um tubo de ensaio, acrescentando 10 gotas (ou 0,5 mL) da solução de sulfato de cobre em cada um, para, em seguida, observar o que ocorre. Depois da observação, a solução é descartada em um béquer coletor de resíduos e os metais podem ser reutilizados. 
Após, o procedimento é repetido, mas no lugar do sulfato de cobre, utiliza-se a mesma quantidade de sulfato de zinco. Observa-se o que ocorre novamente e descarta-se a solução no coletor de resíduos, salvando os metais. 
Então utiliza-se ácido sulfúrico seguindo a mesma lógica dos outros dois. Como o ácido sulfúrico é extremamente corrosivo e sua concentração é alta, deve-se tomar muito cuidado ao manuseá-lo. Após a observação, a solução de ácido sulfúrico deve ser descartada devidamente. 
Depois, coloca-se 10 gotas de brometo de sódio em um tubo limpo, 10 gotas de cloreto de sódio em outro e 10 gotas de iodeto de sódio em outro. Então adiciona-se 10 gotas de cloreto de ferro III nos três tubos, atentando a qualquer mudança de cor. 
Finalmente, as mesmas substâncias do procedimento anterior, sem a presença do cloreto de ferro III, são misturadas a 10 gotas de água clorada. 
10.4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
Nesse experimento, observou-se as mudanças ocorridas nas reações, sejam elas oxidações ou reduções. A partir das observações, obteu-se os seguintes resultados: 
Tabela 1: Mudanças ocorridas nas reações.
	1
	CuSO4(aq) + Cu(s)
	Não ocorreu nenhuma reação
	2
	CuSO4(aq) + Mg(s)
	⇌ MgSO4(aq) + Cu(s)
	3
	CuSO4(aq) + Zn(s)
	⇌ ZnSO4(aq) + Cu(s)
	4
	CuSO4(aq) + Fe(s)
	⇌ FeSO4(aq) + Cu(s)
Fonte: Próprio autor.
2. CuSO4(aq) + Mg(s) ⇌ MgSO4(aq) + Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)	E°red = +0,34 V
Mg(s) → Mg2+ + 2e-		E°red = -2,37 V
Mg oxida e Cu reduz. 
E°cell = 0,34 – (-2,37) = 2,71 V
A reação é espontânea. 
3. CuSO4(aq) + Zn(s) ⇌ ZnSO4(aq) + Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)	E°red = +0,34 V
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-	E°red = -0,76 V
Zn oxida e Cu reduz. 
E°cell = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V
A reação é espontânea.
4. CuSO4(aq) + Fe(s) ⇌ FeSO4(aq) + Cu(s)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)	E°red = +0,34 V
Fe2+ → Fe3+ + 1e-		E°red = +0,77 V
Fe oxida e Cu reduz. 
E°cell = 0,34 – (0,77) = -0,43 V
A reação não é espontânea, mas ocorre. 
Não ocorreu reação no tubo 1 pelo motivo de que são o mesmo elemento, então não haveria qualquer diferença. No tubo 2, houve formação de sulfato de magnésio aquoso e cobre sólido. Essa solução apresentou efervescência, já que o magnésio é mais reativo que o cobre. No tubo 3, houve formação de sulfato de zinco e cobre sólido. No tubo 4, formou-se sulfato de ferro II e cobre sólido. Tendo em vista que o Magnésio e o Zinco possuem um Nox fixo de +2 quando presentes em substâncias, e toda substância pura possui Nox igual a zero, tem-se que ambas oxidaram, enquanto o cobre reduziu. Levando em conta que o Nox do Ferro em substância pura também é igual a zero, e para que seja possível a somatória das cargas do sulfato de ferro II ser igual a zero, o Nox do Ferro na substância deve ser positivo, então tem-se que ele também oxidou. 
Tabela 2: Mudanças ocorridas nas reações.
	1
	ZnSO4(aq) + Cu(s)
	Não ocorreu nenhuma reação
	2
	ZnSO4(aq) + Mg(s)
	⇌ MgSO4(aq) + Zn(s)
	3
	ZnSO4(aq) + Zn(s)
	Não ocorreu nenhuma reação
	4
	ZnSO4(aq) + Fe(s)
	Não ocorreu nenhuma reação
Fonte: Próprio autor.
1. ZnSO4(aq) + Cu(s) ⇌ CuSO4(aq) + Zn(s)
Zn2+ + 2e- → Zn(s)		E°red = -0,76 V
Cu(s) → Cu2+ + 2e- 		E°red = +0,34 V
Neste caso, o zinco reduziria e o cobre oxidaria. 
E°cell = E°(reduz) – E°(oxida) 
E°cell = -0,76 – (+0,34) = -1,10 V
A reação não é espontânea, portanto não ocorreu.
2. ZnSO4(aq) + Mg(s) ⇌ MgSO4(aq) + Zn(s)
Zn2+ + 2e- → Zn(s)		E°red = -0,76 V
Mg(s) → Mg2+ + 2e-	E°red = -2,37 V
Mg oxida e Zn reduz. 
E°cell = -0,76 – (-2,37) = 1,61 V
A reação é espontânea. 
4. ZnSO4(aq) + Fe(s) ⇌ FeSO4(aq) + Zn(s)
Zn2+ + 2e- → Zn(s)		E°red = -0,76 V
Fe2+ → Fe3+ + 1e-		E°red = +0,77 V
Fe oxida e Zn reduz. 
E°cell = -0,76 – (+0,77) = -1,53 V
A reação é espontânea, mas muito lenta, quase imperceptível. 
Como o zinco é mais reativo que o cobre, não ocorreu nada no tubo 1. No tubo 2, há a formação de sulfato de magnésio e zinco sólido. Neste, o magnésio, que tem Nox igual a zero em sua forma pura, oxida e fica com Nox equivalente a +2 no sulfato. No tubo 3, não há como ocorrer uma reação, pois o elemento é o mesmo, então seria impossível acontecer alguma mudança. No tubo 4, a reação não é espontânea. 
Tabela 3: Mudanças ocorridas nas reações.
	1
	H2SO4(aq) + Cu(s)
	Não ocorreu nenhuma reação
	2
	H2SO4(aq) + Mg(s)
	⇌ MgSO4 + H2(g) 
	3
	H2SO4(aq) + Zn(s)
	Não ocorreu nenhuma reação
	4
	H2SO4(aq) + Fe(s)
	⇌ FeSO4(aq) + H2(g)
Fonte: Próprio autor.
1. 2H+ + 2e- → H2 		E°red = 0,00 V
Cu(s) → Cu2+ + 2e- 		E°red = +0,34 V
Cu oxida e H reduz.
E°cell = 0,00 – (0,34) = -0,34 V
A reação não é espontânea, portanto não pôde ser observada nesse experimento.
2. H2SO4(aq) + Mg(s) ⇌ MgSO4 + H2(g)
2H+ + 2e- → H2 		E°red = 0,00 V
Mg(s) → Mg2+ + 2e-		E°red = -2,37 V
Mg oxida e H reduz.
E°cell = 0,00 – (-2,37) = 2,37 V
A reação é espontânea. 
3. H2SO4(aq) + Zn(s) ⇌ ZnSO4 + H2(g)
2H+ + 2e- → H2 		E°red = 0,00 V
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-	E°red = -0,76 V
Zn oxida e H reduz. 
E°cell = 0,00 – (-0,76) = 0,76 V
A reação é espontânea e ocorre, apenas não pôde ser observada. 
4. H2SO4(aq) + Fe(s) ⇌ FeSO4(aq) + H2(g)
2H+ + 2e- → H2 		E°red = 0,00 V
Fe2+ → Fe3+ + 1e-		E°red = +0,77 V
Fe oxida e H reduz.
E°cell = 0,00 – (+0,77) = -0,77 V
A reação não é espontânea, mas no experimento apresentou efervescência e alteração na coloração. 
Metais nobres não reagem com ácidos, enquanto metais não nobres reagem, portanto, o cobre, na posição de metal nobre, e menos reativo que o hidrogênio, não reage com o ácido sulfúrico. No tubo 2, o magnésio reage, causando uma efervescência e a temperatura aumenta. O zinco reage com o ácido sulfúrico, mas, como é uma reação que ocorre muito lentamente, não foi observada. No tubo 3, a palha de aço apresentou alteração em sua cor e efervescência. 
Tabela 4: Mudanças ocorridas nas reações.
	1
	Fe3+ + Br-
	⇌ Não ocorreu nenhuma reação
	2
	Fe3+ + Cl-
	⇌ Não ocorreu nenhuma reação
	3
	Fe3+ + I-
	⇌ FeI2
	4
	Cl2 + Br-⇌ Br2 + 2 Cl-
	5
	Cl2 + Cl-
	⇌ Não ocorreu nenhuma reação
	6
	Cl2 + I-
	⇌ I2 + 2 Cl-
Fonte: Próprio autor.
1. Fe3+ + 1e- → Fe2+	E°red = -0,77 V
2Br- → Br2 + 2e- 		E°red = +1,09 V
Br oxida e Fe reduz. 
E°cell = + 0,77 – (1,09) = -0,32 V
A reação não é espontânea, portanto não pôde ser observada. 
2. Fe3+ + 1e- → Fe2+	E°red = +0,77 V
2Cl- → Cl2 + 2e- 		E°red = +1,36 V
Cl oxida e Fe reduz. 
E°cell = +0,77 – (+1,36) = -0,59 V
A reação não é espontânea.
3. Fe3+ + 1e- → Fe2+	E°red = +0,77 V
2I- → I2 + 2e- 			E°red = +0,54 V
I oxida e Fe reduz.
E°cell = +0,77 – (0,54) = 0,23 V
A reação é espontânea.
4. Cl2 + 2e- → 2Cl- 		E°red = +1,36 V
2Br- → Br2 + 2e- 		E°red = +1,09 V
Br oxida e o Cl reduz.
E°cell = 1,36 – (1,09) = 0,27 V
A reação é espontânea. 
5. É o mesmo elemento, não há reação.
6. Cl2 + 2e- → 2Cl- 		E°red = +1,36 V
2I- → I2 + 2e- 			E°red = +0,54 V
I oxida e o Cl reduz. 
E°cell = 1,36 – (0,54) = 0,82 V
A reação é espontânea. 
A reação do experimento do tubo 2, com cloreto de sódio, pode ocorrer. Entretanto, não pôde ser observada. No tubo 3, o cloreto de ferro III reage com o iodeto de sódio e forma o FeI2 e o cloreto de sódio. O ferro, com Nox +3 no cloreto, reduz e fica com Nox +2 no iodeto. No tubo 4, o cloro reduz e o bromo oxida. No tubo 6, o cloro reduz e seu Nox vai de zero a -1, enquanto o iodo oxida e seu Nox vai de -1 a zero. 
10.5 CONCLUSÕES
O processo de observação das reações de oxidação e redução de substâncias é interessante por conta da importância que estas exercem em nosso cotidiano, tanto em se tratando do tratamento necessário para que uma peça de metal não enferruje quanto em se tratando da utilização delas para a obtenção de metais a partir da redução de minérios metálicos. Também, elas exercem grande importância nos estudos relacionados à Bioquímica, pois estão presentes em processos de respiração, fotossíntese, entre outros. 
10.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/ acessado em 19/06/2016
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm acessado em 19/06/2016
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm acessado em 19/06/2016
http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/balanceamento-das-equacoes-oxirreducao.htm acessado em 19/06/2016