Roteiros Laboratório - Gil

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Pontifícia Universidade Católica do Rio Grande do Sul
Faculdade de Química
Laboratório de Química Geral para a Engenharia
ATIVIDADES PRÁTICAS
PARTE 2
	PREPARAÇÃO DO NITRATO DE POTÁSSIO
1. ASPECTOS TEÓRICOS
O salitre, KNO3 e o salitre do Chile, NaNO3 são empregados em conservantes dos embutidos de carne como, por exemplo, presunto, salame, mortadela, rosbife, etc. Tomam parte também da composição de fertilizantes e da chamada pólvora negra, uma mistura de salitre, carvão e enxofre pulverizados.
O nitrato ou azoato de potássio era antigamente conhecido por salitre, nome composto de sal e lithos, que significa sal de pedra. O nitrato de potássio encontra-se eflorescente à superfície da terra em muitas partes do globo, como no Egito, na Índia, China, Pérsia, etc. Muitas vezes, aparece revestindo os muros de algumas grutas abertas nas rochas calcárias e sobre as velhas paredes das partes úmidas e baixas dos edifícios, principalmente das casas onde se recolhem os animais como, por exemplo, as cavalarias e os currais.
Curiosidade: Como os faraós eram embalsamados?
Em primeiro lugar, cérebro, intestino e outros órgãos vitais eram retirados. Nessas cavidades, colocavam-se resinas aromáticas e perfumes. Depois, os cortes eram fechados. Mergulhava-se, então, o cadáver num tanque com nitrato de potássio para que a umidade do corpo fosse absorvida. Ele permanecia ali por setenta dias. Após esse período, o corpo era lavado e enrolado numa bandagem de algodão, com centenas de metros, embebida em betume. Só aí o morto ia para a tumba. Esse processo conservava o cadáver praticamente intacto por séculos. A múmia do faraó Ramsés II foi encontrada em 1881 apenas com a pele ressecada. Os cabelos e os dentes continuavam perfeitos!
O nitrato de potássio pode ser obtido em laboratório por Cristalização Fracionada a partir de uma solução aquosa de nitrato de sódio e cloreto de potássio.
2. PROCEDIMENTOS
1aEtapa:
 
 
 					
 
 					
2aEtapa:
 
 	 
3aEtapa:
 Vidro de relógio
 Cápsula de porcelana
 
4aEtapa:
 
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DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO magnésio
ASPECTOS TEÓRICOS
A massa molar de um elemento é a massa atômica deste elemento expressa em gramas, ou seja, o mol. O objetivo deste experimento é determinar a massa molar (ou mol) do magnésio através da sua reação com ácido clorídrico, HCl.
A reação do magnésio com o ácido clorídrico produz gás hidrogênio, H2. O hidrogênio gasoso será recolhido e seu volume medido, à temperatura e pressão conhecidas, o que permitirá determinar o número de mols de H2 formado e, através da estequiometria da reação, o número de mols do magnésio reagido. 
 Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Conhecida a massa de magnésio inicialmente colocada para reagir, será possível encontrar a massa de um mol de magnésio e compará-la com o valor tabelado.
Na prática, o hidrogênio gasoso será coletado em tubo eudiométrico (figura abaixo), em uma solução aquosa. A pressão de gás na coluna, após a reação, corresponderá à soma das pressões do gás hidrogênio e do vapor d’água. A pressão de gás hidrogênio é obtida através da pressão de vapor da água e da pressão atmosférica.
PH2 = Patm – PH2O
Entretanto, a soma das pressões dos gases hidrogênio e vapor d’água, dentro do tubo, não é exatamente igual à pressão atmosférica, pois os níveis de líquido não estão equalizados após a reação terminar. Desta forma, deverá ser feita uma correção. A diferença de nível entre os líquidos deverá ser medida em milímetros (mm), conforme a figura acima, e convertida para mm Hg, de acordo com a equação:
Pdiferença de nível = altura medida, em mm, divida por 13,5, onde 13,5 é a razão das densidades do Hg e da solução aquosa. Portanto, a pressão de hidrogênio pode, finalmente, ser obtida através da expressão:
PH2 = Patm - PH2O - Pdiferença de nível.
3. PROCEDIMENTOS
Anote a massa de magnésio que você recebeu e amarre um fio de linha a esta amostra.
Coloque 3/4 de água da torneira em um béquer de 600 mL.
Monte a aparelhagem conforme figura anterior. Coloque 4 mL de HCl no tubo eudiométrico e complete cuidadosamente o seu volume livre com água destilada até perto da borda. Mergulhe a amostra de magnésio, presa com a linha, até aproximadamente 10 cm da borda. Com muito cuidado, complete o volume do tubo com água destilada até transbordar, tampe este com um disco de papel-filtro ou com o seu polegar e inverta-o no béquer, cuidando para que fique próximo do fundo do copo, sem tocá-lo.
Quando a reação terminar, meça a diferença de nível entre as superfícies de água no tubo e no béquer com o auxílio de uma régua. Meça também o volume de gás hidrogênio (a pressão barométrica e a temperatura ambiente).
4. REGISTROS
1) Massa de Magnésio, em g: ____________________________________.
2) Volume inicial do tubo eudiométrico, em mL:_____________________.
3) Volume final do tubo eudiométrico, em mL: ______________________.
4) Volume do gás, em mL: ______________________________________.
5) Pressão barométrica, Patm, em mm Hg: __________________________.
6) Diferença de nível, altura em mm: ______________________________.
7) Pressão da diferença de nível, em mm Hg: ________________________.
Pdiferença de nível = altura medida, em mm, divida por 13,5.
8) Pressão de vapor da água, em mm Hg (de acordo com a Tabela abaixo): ___________________________.
9) Pressão de H2 corrigida, em mm Hg: ____________________________.
PH2 = Patm - PH2O - Pdiferença de nível
 (9) (5) (8) (7)
10) Temperatura da água, em K: ____________________________________.
Constante geral dos gases, R = 62,3 mmHg.L/K.mol ou 0,082 atm.L/K.mol
11) Número de mols de hidrogênio (nH2): ____________________________.
PH2.VH2 = nH2.R.T
12) Número de mols de magnésio, nMg: ___________________________.
13) Massa molar do magnésio: mMg/ nMg
PRESSÃO DE VAPOR DE ÁGUA, PH2O, A VÁRIAS TEMPERATURAS.
	T (ºC)
	P (mm Hg)
	T (ºC)
	P (mm Hg)
	T (ºC)
	P (mm Hg)
	T (ºC)
	P (mm Hg)
	13
	11,2
	19
	16,5
	25
	23,8
	31
	33,7
	14
	12,0
	20
	17,5
	26
	25,2
	32
	35,7
	15
	12,8
	21
	18,7
	27
	26,7
	33
	37,7
	16
	13,6
	22
	19,8
	28
	28,3
	34
	39,9
	17
	14,5
	23
	21,1
	29
	30,0
	35
	42,2
	18
	15,5
	24
	22,4
	30
	31,8
	36
	44,6
5. QUESTÕES
1) Qual o erro encontrado pelo seu grupo na determinação da massa de um mol de magnésio?
2) Que volume de gás hidrogênio seria produzido partindo de 2,00 g de Mg, nas CNTP?
3) Porque é necessário determinar a pressão de vapor da água na temperatura do experimento?
4) Quais são os perigos associados à produção de gás hidrogênio?
5) Porque deve ser medida a diferença entre os níveis de água no tubo eudiométrico e no béquer?
6) Porque o Mg flutuaria no tubo eudiométrico se não estivesse amarrado (densidade do magnésio = 1,7 g/mL)?
7) Se você utilizasse uma amostra de magnésio impura e a impureza fosse inerte, obter-se-ia um valor maior ou menor para o átomo-grama do magnésio?
	
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES
1.OBJETIVO GERAL
Proporcionar situações que levem a diferenciar compostos iônicos e moleculares
2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Caracterizar os compostos iônicos através de suas propriedades;
Caracterizar compostos moleculares através de suas propriedades;
Identificar compostos através de suas ligações intermoleculares.
3. PARTE EXPERIMENTAL
PARTE A
a) Rotule três tubos de ensaio (1, 2 e 3). Adicione a cada um 5 mL de água e, respectivamente:
Aotubo 1 – uma ponta de espátula de cloreto de sódio (NaCl);
Ao tubo 2 – uma ponta de espátula de açúcar (sacarose, C12H22O11);
Ao tubo 3 – uma ponta de espátula de naftalina (naftaleno, C10H8).
Agite o conteúdo de cada tubo com o auxílio de um bastão de vidro. Observe e registre na tabela abaixo se as substâncias são solúveis ou insolúveis em água.
b) Repita o experimento adicionando a três novos tubos de ensaio, 5 mL de tolueno e os mesmos compostos, cloreto de sódio, sacarose e naftaleno, respectivamente aos tubos 1, 2 e 3. Observe e registre na tabela abaixo se as substâncias são solúveis ou insolúveis em tolueno.
Participantes : __________________________________________________
 __________________________________________________
 __________________________________________________
	Substância
	Água
	Tolueno
	Cloreto de Sódio
	
	
	Sacarose
	
	
	Naftaleno
	
	
O NaCl é um composto..........................................(iônico ou molecular). Portanto, é........................................(solúvel ou insolúvel) em água, que é um solvente.........................(polar ou apolar), e..................................(solúvel ou insolúvel) em tolueno, que é um solvente.............................................(polar ou apolar).
O açúcar é um composto..................................(polar ou apolar) e............................(iônico ou molecular). Apresenta-se.....................................(solúvel ou insolúvel) em água e..........................................(solúvel ou insolúvel) em tolueno. Já a naftalina é um composto...............................(polar ou apolar) e.....................................(iônico ou molecular). Apresenta-se....................................(solúvel ou insolúvel) em água e.........................................(solúvel ou insolúvel) em tolueno.
PARTE B
Prepare duas cápsulas de porcelana. Na primeira, coloque um pouco de cloreto de sódio, NaCl, e na segunda um pouco de parafina (mistura de hidrocarbonetos saturados). Anote o que foi observado em relação aos pontos de fusão destes dois compostos.
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Justifique sua resposta.______________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
PARTE C
Coloque em um vidro de relógio uma ou duas gotas de etanol e, em outro vidro de relógio, uma ou duas gotas de éter dietílico. Qual deles é o mais volátil?_________________________________.
Relacione a sua resposta com as interações intermoleculares.____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
PARTE D
Adicione 150 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio em um béquer de 250 mL. Com o auxílio de um equipamento fornecido pelo professor, teste a condutividade elétrica desta solução. Descreva o que ocorre: ____________________________________.
Portanto, a solução de NaCl______________________corrente elétrica, porque se trata de um composto iônico (eletrólito).
Repita o experimento utilizando, ao invés de cloreto de sódio, uma solução aquosa de açúcar. Descreva o que ocorre:________________________________________.
Portanto, o açúcar _____________________________corrente elétrica porque se trata de um composto molecular (não eletrólito).
PARTE E
DETERMINAÇÃO DO PERCENTUAL DE ÁLCOOL NA GASOLINA
Colocar 50 mL de gasolina e 50 mL de água em uma proveta, com tampa, de 100 mL, sem agitar.
Verificar o volume dos componentes adicionados. Após agitar vigorosamente a mistura, deixar sobre a mesa por alguns minutos. Verificar o volume dos componentes da mistura e anotar.
1) Quanto de álcool está presente na gasolina? ________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
2) Qual a propriedade que foi utilizada para realizar esta determinação?______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________.
Em seguida, adicione o conteúdo presente na proveta (mistura de gasolina e água) em uma pêra de separação (também chamada de funil de separação ou funil de bromo). Deixe decantar e separe a gasolina da mistura água/etanol em diferentes frascos de resíduos.
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AERAÇÃO DIFERENCIAL, DECAPAGEM ÁCIDA E CORROSÃO À SECO
Objetivos 
Identificar e interpretar corrosão por aeração diferencial
Interpretar o mecanismo de corrosão do ferro em determinado meio reagente
Identificar e interpretar a oxidação seca
Aspectos teóricos
Quando uma lâmina de ferro é exposta a uma solução aquosa que contém oxigênio dissolvido ou mesmo em contato com o ar úmido, o ferro é oxidado, não formando uma película passivadora. Este tipo de corrosão é denominada corrosão por aeração diferencial que ocorre quando o metal está imerso em regiões diferentemente aeradas, sendo que o ânodo é a área menos aerada e o cátodo a área mais aerada.
As reações que ocorrem por corrosão e por aeração diferencial são:
-área anódica : Feo - 2 e- → Fe++ E = 0,44 V
No cátodo as moléculas de oxigênio são reduzidas:
H2O + ½ O2 + 2 e- → 2 OH- E = 0,401V
Logo: Fe++ + 2 OH- → Fe(OH)2
O Fe(OH)2 continua se oxidando, e formando a ferrugem:
2Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O → 2 Fe(OH)3 ou Fe2O3.H2O
O ferro quando exposto ao ar seco, não é corroído (forma uma película passivadora de óxido de ferro) porque a corrosão ocorre através de uma pilha galvânica, que requer uma solução aquosa para que ocorra o movimento dos íons e complete o circuito.
3. Procedimento
 - Corrosão do ferro por aeração diferencial
 Observar na lupa uma placa oxidada.
 Fazer um polimento numa placa oxidada num dos lados, e observar a placa polida e limpa na lupa.
 Colocar na placa de ferro polida, 3 ou 4 gotas de solução aquosa a 3% de NaCl contendo K3Fe(CN)6 (ferricianeto de potássio) e fenolftaleína.
 Deixar a placa em repouso por 15 minutos evitando agitação ou escorrimento do líquido. Observar o desenvolvimento das áreas coloridas. Observar a placa na lupa e identificar as zonas de oxidação e redução.
 - Oxidação seca do ferro
 Colocar uma lâmina de ferro em contato com a chama azul do bico de bunsen; fixando a mesma com uma pinça tenaz.
 Observar a velocidade de oxidação em função do aquecimento e as cores de interferência que denunciam o crescimento da película de óxido.
 Deixar esfriar a lâmina e verificar com a unha a aderência da camada formada.
 Observar a mesma na lupa e identificar as camadas formadas.
 - Pilha de ação local e decapagem ácida
 Colocar as placas ensaiadas num copo de béquer contendo ácido clorídrico.
 Observar os efeitos sobre as placas, bem como a coloração da solução resultante.
 Observar a placa na lupa.
 O ferro exposto ao ar seco, não é corroído.
4- Perguntas
1) O que vem a ser uma área anódica?
2) O que vem a ser uma área catódica?
 3) Quanto à distribuição das áreas anódicas e catódicas, o que representa cada área colorida?
4) Que óxido(s) foi(foram) formado(s) por ocasião do aquecimento da chapa metálica?
5) A variação de cor e/ou de tonalidade é um fator indicativo da presença de um determinado óxido?
6) Quais os produtosque se formam, relacionando as variações de cor?
7) Quais as prováveis reações dos produtos da corrosão com o ácido?
8) Qual a provável reação do metal com o ácido?
9) Que providências técnicas, em termos de proteção a corrosão, poderiam ser efetivadas para impedir o ataque do ácido sobre o metal?
10) O que vem a ser uma corrosão por aeração diferencial?
11) De que forma o grupo explicaria a seguinte expressão:
 
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CORROSÃO METÁLICA I
CONSTRUÇÃO DA PILHA DE DANIEL
1. ASPECTOS TEÓRICOS
 Por que se diz que um metal é nobre? O que diferencia um metal nobre de outro, digamos, menos nobre? Observamos que alguns metais tendem a permanecer com o mesmo aspecto durante muito, enquanto que outros metais modificam seu aspecto e suas propriedades com o passar do tempo.
 DIZEMOS QUE UM METAL É NOBRE SE ELE TEM BAIXA TENDÊNCIA A OXIDAR-SE, isto é, perder elétrons, transformando-se em um cátion metálico e, por conseguinte, tem alta tendência a permanecer reduzido ou reduzir-se a um elemento menos nobre. Encontramos frequentemente muitas reações em que as substâncias, pela sua natureza, apresentam uma tendência de receber ou doar elétrons. Assim, espécies com tendências opostas, como o magnésio metálico e íons prata formam, com certa rapidez, íons magnésio e prata metálica, mediante a transferência de elétrons. Este fenômeno pode ser representado graficamente pela equação que segue.
 Mg(s) + 2 Ag+ (aq) Mg2+ (aq) + 2 Ag(s) Eo = +3,17V
 Como você sabe, a ocorrência deste tipo de reação pode ser prevista pela avaliação de seu potencial padrão (Eo). Se Eo > 0 para a reação, ela deverá ser espontânea (a energia livre de Gibbs pode ser calculada em função de Eo do seguinte modo: ∆Go = nFEo, onde n é o número de mols de elétrons transferidos na reação e F é a constante de Faraday, que vale, aproximadamente, 96500 C/mol.
 O valor de Eo para a reação é obtido pela avaliação da tendência em reduzir-se que cada metal envolvido na reação apresenta:
 Mg2+ + 2 e- ═ Mg Eo = -2,375V
 Ag+ + e- ═ Ag Eo = 0,7996V
 Como a prata apresenta um valor maior para o seu potencial padrão de redução(porque estamos avaliando sua capacidade de reduzir-se), se comparada ao magnésio, quando colocarmos íons de prata em presença de magnésio metálico, o magnésio sofrerá oxidação e os íons prata sofrerão redução, transformando-se em prata metálica. Para obter-se Eo da reação global (ou geral) utiliza-se a seguinte equação:
 Eo geral = Eo redução do cátodo - Eo redução do ânodo
 O potencial padrão de redução da espécie que se oxida(magnésio)
representado por Eo redução do ânodo é subtraído do potencial padrão de redução da espécie que se reduz (prata, neste exemplo), representada por Eo redução do cátodo resultando um valor positivo para o potencial padrão da reação.
 Esta reação poderia ser executada separando-se os reagentes de magnésio e íons prata em dois recipientes distintos ligados por uma ponte salina. Nesse caso, fazendo-se uma conexão através de fios condutores haverá passagem de corrente elétrica espontaneamente, do magnésio para os íons da prata. Logo, o sistema é capaz de produzir corrente elétrica através de uma reação química e, por isso, é denominado PILHA, e o sistema onde ocorre a oxidação é chamado ÂNODO ( por isso Eo redução do ânodo na equação), enquanto o sistema onde ocorre a redução é chamado de CÁTODO ( por isso Eo redução do cátodo na equação).
 Desse modo, a energia elétrica pode ser armazenada sob forma de reagentes químicos. É o caso da bateria de automóvel, das pilhas secas, das pilhas de concentração e das pilhas de combustível. Pode-se, ainda provocar a ocorrência de reações no sentido inverso daquela que ocorre espontaneamente. Esse processo denomina-se ELETRÓLISE e tem grande utilidade nas indústrias metalúrgicas e químicas.
 O experimento que segue está dividido em duas partes. A primeira parte trata do estudo da ordem de REATIVIDADE DOS METAIS e a segunda é um breve estudo das PILHAS.
2. PROCEDIMENTOS
PARTE 1 – Facilidade de oxidação de metais
 Cada grupo pesquisará as reações de DOIS GRUPOS DE METAIS que serão designados pelo professor.
a) Pipetar 4 mL de solução 0,1 M de nitrato de zinco, em cinco tubos de ensaio.
Ao primeiro tubo, juntar um pedaço de cobre; ao segundo, um pedaço de chumbo; ao terceiro, um pedaço de zinco; ao quarto, um pedaço de magnésio e, ao quinto, um pedaço de ferro (prego). Deixar em repouso por quinze minutos.
A seguir, observar as transformações ocorridas nos metais. Registrar na tabela se houve reação (alteração de fase).
Repetir todos os procedimentos, apenas substituindo a solução inicial de nitrato de zinco por uma de nitrato de chumbo 0,1M. Fazer as observações e registros correspondentes.
Repetir, mais uma vez, os mesmos procedimentos, utilizando desta vez, uma solução 1 M de nitrato de cobre. Registrar as observações na tabela.
Os mesmos procedimentos devem ser repetidos, utilizando uma solução 0,1 M de nitrato de magnésio. Fazer as observações e registros na tabela.
Finalmente, repetir os procedimentos anteriores utilizando solução 0,1 M de sulfato ferroso. Anotar as observações.
	
	 Zn++
	 Pb++
	 Mg++
	 Cu++
	 Fe++
	 Cu
	
	
	
	
	
	 Pb
	
	
	
	
	
	 Zn
	
	
	
	
	
	 Mg
	
	
	
	
	
	 Fe
	
	
	
	
	
 Para explicar a ocorrência de algumas reações admite-se que cada metal tem uma tendência característica de encontrar-se na forma iônica. Cu, Zn, Mg, Pb e Fe apresentam diferentes tendências de estarem na forma de íons. Por isso, quando um metal que tende a ionizar-se mais facilmente é colocado numa solução de um íon de menor tendência de ionização, ocorre a reação. Após a realização dos testes, recolha os dados dos outros grupos e responda às seguintes questões:
1) Em que casos foram observadas ocorrências de reações? Equacione-as.
Qual o metal que se oxida mais vezes?
Segundo os seus resultados, qual a ordem de facilidade de oxidação dos metais trabalhados?
Consulte a tabela de potenciais e compare os seus resultados (experimentas) com os teóricos (tabela).
PARTE 2 - Medidas de potenciais de eletrodo (construção de uma pilha)
Pilhas de diferentes metais
 Você receberá um papel filtro cortado conforme mostra a figura abaixo :
 
 Metal (umedecido)
 NaNO3 
 Metal (umedecido)
a) Coloque o papel recordado sobre uma placa de petry sem tampa.
b) Dê um polimento nos metais que você recebeu do professor. Escreva, a lápis, o símbolo de cada um deles em cada uma das seções do papel (posição em que o metal será colocado).
c) Umedeça cada seção com duas gotas de solução 1,0M de sal do metal correspondente e coloque sobre esta placa do metal.
d) Adicione algumas gotas de solução 1,0M de nitrato de sódio na área central do papel filtro para que todas as soluções entrem em contato (ponte salina).
e) Meça imediatamente os potenciais entre os vários metais com um voltímetro eletrônico. Anote as medidas dos potenciais e as pilhas correspondentes.
f) Calcule o valor do potencial padrão esperado para cada pilha utilizando a tabela de potenciais padrões. Compare os valores obtidos e responda às questões:
1) Existem diferenças consideráveisentre o potencial experimental e o dado em tabela?Por quê?
2) Por que, em determinados testes, o ponteiro do voltímetro desloca-se para valores negativos?
3) A medida do potencial varia com o tempo de reação da pilha? Como se explica isso?
Construção da Pilha de Daniell
 A pilha de Daniell é um dos dispositivos que foi muito empregado para a geração de energia elétrica a partir de reações químicas, no passado. Neste experimento, dois grupos serão escolhidos pelo professor para montar duas células, formando duas pilhas de Daniell, conforme o seguinte procedimento:
a) Em um béquer de 250 mL, coloque 200 mL de solução 1M de CuSO4;
b) Mergulhe neste copo uma tira de cobre, previamente lixada e limpa;
c) Em um segundo béquer de 250 mL, adicione 200 mL de solução de ZnSO4;
d) Mergulhe neste copo uma tira de zinco, previamente lixada e limpa;
e) Encha completamente um tubo de vidro em forma de “U” com uma solução saturada de KCl (ou NaNO3), que servirá como ponte salina entre dois copos. Deixe o tubo com as extremidades voltadas para cima e coloque um pedaço de papel filtro em cada uma das extremidades do tubo;
f) Vire o tubo de vidro com as extremidades para baixo e introduza-o nos béqueres (uma extremidade em cada béquer);
g) Meça a ddp entre os metais, com o auxílio de um multímetro.
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CORROSÃO METÁLICA II
1. INTRODUÇÃO
Nesta prática você irá observar processos de corrosão em metais e de proteção contra a corrosão. Para saber mais sobre corrosão, visite o site da ABRACO – Associação Brasileira de Corrosão – segundo este endereço eletrônico: HTTP://www.abraco.org.br
2. PROCEDIMENTO
PARTE 1 – Reações do ferro (prego) em alguns reagentes
Como o ferro se comporta, relativamente à oxidação, em diferentes meios reagentes?
Enumere doze tubos de ensaio;
Em cada tubo de ensaio, coloque um prego limpo e polido;
A seguir, adicione as soluções indicadas pelo professor para o seu grupo. Use apenas a quantidade de solução suficiente para cobrir os pregos. A concentração usada será sempre 0,2 M.
	 Reagente 
	Observação inicial 
	Após K3[Fe(CN)6]
	 Final da aula
	 NaOH
	
	
	
	 HCl
	
	
	
	 NaCl
	
	
	
	 H2O
	
	
	
O que você observa em cada caso? Registre
Determine o pH do meio, usando papel indicador universal
Após suas observações, adicione em cada tubo de ensaio duas gotas de solução 0,1 M de ferricianeto de potássio, reagente sensível ao meio corrosivo , K3[Fe(CN)6] , agite vigorosamente.
E agora, o que você observa nos tubos de ensaio? Registre
Passe para a PARTE 2, deixando o material reagindo para fazer novas observações ao final da aula; completando a tabela acima.
Após a realização da PARTE 2, faça novos registros.
Procure relacionar os resultados com os tipos de reagentes (suas funções,etc.) usados e com o seu meio. Tente responder às seguintes questões:
O meio tem influência na oxidação do ferro (prego)
Qual o meio mais corrosivo?
Qual o meio menos corrosivo?
Alguma solução não provoca corrosão nas condições da experiência? Por quê?
PARTE 2 – CORROSÃO E PROTEÇÃO ELETROQUÍMICA-
 Você receberá do professor uma placa de Petry para estudo que contém
uma solução de agar-agar com ferricianeto de potássio e fenolftaleína.
Nesta solução terá 02 pregos limpos e polidos (lixados), onde um destes pregos está enrolado com um fio de cobre e o segundo prego está enrolado com fio de zinco. 
1) Como explicar a diferença entre os pregos?
Como explicar a diferença entre o prego revestido com cobre e o revestido com zinco?
O prego com zinco é protegido nas zonas em que não existe metal protetor? Como isto pode ser explicado?
Qual a função da fenolftaleína no meio corrosivo?
Qual a função do ferricianeto de potássio?
Qual o motivo do surgimento de uma cor branca ao redor do prego protegido com zinco?
Que outros metais poderiam ser utilizados para proteger o ferro?
Até que ponto esse método é eficiente?
Quais as vantagens e desvantagens do método visto?
10) Sugira outras possibilidades de aumentar o tempo do ferro(prego).
	
ELETRÓLISE
1. ASPECTOS TEÓRICOS
 A eletrólise (elet=eletricidade + ólise = decomposição) é um processo de descarga de íons. Fenômeno cíclico = alguém se reduz, alguém se oxida. Processo não-espontâneo.
2. OBJETIVOS
Montar uma célula eletrolítica elementar e realizar nela as reações de eletrólise.
3. PROCEDIMENTO
Neste experimento a cuba eletrolítica utilizada será constituída de:
-Fonte-6V ou 12V onde o fio preto é NEGATIVO
-Cuba – Béquer de 250mL
-Eletrodos inertes-grafite
-Eletrodos não-inertes – cobre
Os íons se deslocarão em direção aos eletrodos de carga de sinal contrário sobre os quais ocorrem as reações
+ ânodo reação anódica OXIDAÇÃO R.A.
- cátodo reação catódica REDUÇÃO R.C.
PARTE 1 – Eletrólise do NaClaq (solução) com eletrodos não-inertes (cobre)
 Adicionar ao béquer 150 mL de solução de NaCl. Introduzir os eletrodos na solução. Observar e registrar o que aconteceu. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
 Dar o mecanismo desta reação de eletrólise
PARTE 2 – Eletrólise do NaClaq com eletrodos inertes (grafite)
Processo industrial de obtenção da soda cáustica – NaOH
 Adicionar ao béquer 150 mL de solução de NaCl . Acrescentar 4 gotas de fenolftaleína (observar). Introduzir os eletrodos na solução. Observar e anotar o que ocorreu.------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
 Dar o mecanismo desta reação de eletrólise.
PARTE 3 – Eletrólise do CuSO4 com eletrodos de cobre
 Processo utilizado no refino de cobre. Utiliza-se ânodo de cobre impuro e deposita-se no cátodo o cobre puro (99,9% de pureza). Coloque no béquer 150 mL de solução de CuSO4. Realizar a eletrólise com eletrodos de cobre. Descrever o que você observou. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
 Dar o mecanismo desta reação de eletrólise.
PARTE 4 – Eletrólise do CuSO4 com eletrodos de grafite
 Coloque no béquer 150 mL de solução de CuSO4. Realizar a eletrólise utilizando eletrodos de grafite. Descrever o que você observou .-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
 Dar o mecanismo desta reação de eletrólise.
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 A eletrólise pode ser utilizada para depositar sobre certas substâncias, camadas de diversos metais como, por exemplo, cobre, níquel, ouro, cromo e prata.
GALVANOPLASTIA: é a operação de depositar camadas metálicas sobre os objetos. Isto é possível por intermédio de uma solução que contenha íons dos metais que se deseja depositar através da passagem da corrente elétrica.
PARTE 5 – Eletrólise do CuSO4 com eletrodos de cobre(ânodo) e um objeto (cátodo) – moedas.....
 Adicione ao béquer 150 mL de solução de CuSO4. Realizar a eletrólise utilizando no ânodo eletrodos de cobre e no cátodo um objeto. Descreva o que você observou. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------�
	
OBTENÇÃO DE H2 E REAÇÃO DE COMBUSTÃO
1. ASPECTOS TEÓRICOS
Quando surge a necessidade de apresentarmos as propriedades químicas do elemento hidrogênio, devemos enfatizar que o hidrogênio em suas interações químicas normalmente se comporta como combustível e redutor. Estas são as propriedades que demonstraremos nesta atividade prática através da montagem de um GERADOR DE HIDROGÊNIO na simulação de um MAÇARICO OXÍDRICO. Nos dias de hoje, o hidrogênio é uma matéria-prima importante usada pelas indústrias em numerosas operações químicas. Como exemplos de seus usos na atualidade têm-se:
No maçarico oxídrico (onde o hidrogênio e o oxigênio se misturam e detonam ao contato de uma centelha).
 Indústria alimentícia, na hidrogenação de gorduras.
 Indústria de sabão em pó, na hidrossulfurização do óleo.
 Indústria química, para fertilizantes, amônia, etc.
 Indústria farmacêutica (auxilia processos específicos).
 Indústria de vidros (aumenta a temperatura de fusão).
 Indústria metalúrgica, redução de minérios e aço.
 Dessulfuração de combustíveis (retira enxofre).
 Produção de energia elétrica em célula combustível. 
 Como combustível nos foguetes e ônibus espaciais.
2. COMBUSTÃO DO HIDROGÊNIO
É a comprovação da explosão que se verifica ao fazer-se a ignição da mistura com o ar atmosférico.
3. PROCEDIMENTOS
a) Montar o reator conforme o esquema abaixo e de acordo com o modelo disponível no laboratório (observe cuidadosamente).
b) Colocar um pedaço bem pequeno de algodão ou lã de vidro dentro do tubo de dessecação, na parte de maior seção (cuidado para não apertar muito o algodão). Preencher parcialmente o bulbo com cloreto de cálcio anidro e colocar outro pedaço de algodão para segurar a amostra de cloreto de cálcio.
c) Acrescentar 25 mL de ácido clorídrico concentrado na vidraria indicada na figura. Acrescentar ao reator aproximadamente 5,0 g de zinco metálico.
d) Verificar se todas as conexões estão perfeitamente vedadas.
e) Verificadas as conexões, gotejar o ácido clorídrico sobre o zinco, acionando a torneira. Recomenda-se abrir a tampa do dispositivo onde consta o ácido para facilitar a vazão deste.
f) Uma vez iniciada a reação, observar o desprendimento intenso de hidrogênio (gás), o qual deverá sair pelo tubo em forma de “L”.
g) Aproximar na extremidade do tubo um palito de fósforo em brasa e em chama (muito cuidado nesta hora)! Observar.
4. REDUÇÃO COM HIDROGÊNIO
Repita os procedimentos a, b, c, d, e, f e g do item anterior e introduza na extremidade mais larga do dessecador um tubo reto, sendo este colocado dentro de um tubo de ensaio que deverá conter uma pequena quantidade de óxido cúprico sólido (a amostra de óxido cúprico deverá ser aquecida previamente com o auxílio do bico de gás – Observar - coloração)
�
QUÍMICA
TABELA DE CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Com massas atômicas referidas ao isótopo 12 do Carbono
	1
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	18
	1
H
1,0
	2
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	13
	14
	15
	16
	17
	2
He
4,00
	3
Li
6,94
	4
Be
9,01
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	5
B
10,8
	6
C
12,0
	7
N
14,0
	8
O
16,0
	9
F
19,0
	10
Ne
20,2
	11
Na
23,0
	12
Mg
24,3
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	12
	13
Al
27,0
	14
Si
28,1
	15
P
31,0
	16
S
32,1
	17
Cl
35,5
	18
Ar
39,9
	19
K
39,1
	20
Ca
40
	21
Sc
45,0
	22
Ti
47,9
	23
V
50,9
	24
Cr
52,0
	25
Mn
54,9
	26
Fe
55,8
	27
Co
58,9
	28
Ni
58,7
	29
Cu
63,5
	30
Zn
65,4
	31
Ga
69,7
	32
Ge
72,6
	33
As
74,9
	34
Se
79,0
	35
Br
79,9
	36
Kr
83,8
	37
Rb
85,5
	38
Sr
87,8
	39
Y
88,9
	40
Zr
91,2
	41
Nb
92,9
	42
Mo
95,9
	43
Tc
(99)
	44
Ru
101
	45
Rh
103
	46
Pd
106
	47
Ag
108
	48
Cd
112
	49
In
115
	50
Sn
119
	51
Sb
122
	52
Te
128
	53
I
127
	54
Xe
131
	55
Cs
133
	56
Ba
137
	57-71
Série dos
Lantanídios
	72
Hf
178
	73
Ta
181
	74
W
184
	75
Re
186
	76
Os
190
	77
Ir
192
	78
Pt
195
	79
Au
197
	80
Hg
201
	81
TI
204
	82
Pb
207
	83
Bi
209
	84
Po
(210)
	85
At
(210)
	86
Rn
(222)
	87
Fr
(233)
	88
Ra
(226)
	89-103
SSérie dos Actinídios
	104
Rf
(261)
	105
Db
(262)
	106
Sg
(263)
	107
Bh
(262)
	108
Hs
(265)
	109
Mt
(266)
	110
Uun
(267)
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Série dos Lantanídios
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	57
La
139
	58
Ce
140
	59
Pr
141
	60
Nd
144
	61
Pm
(147)
	62
Sm
150
	63
Eu
152
	64
Gd
157
	65
Tb
159
	66
Dy
163
	67
Ho
165
	68
Er
167
	69
Tm
169
	70
Yb
173
	71
Lu
175
	
	
	Série dos Actinídios
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	89
Ac
(227)
	90
Th
(232)
	91
Pa
(231)
	92
U
(238)
	93
Np
(237)
	94
Pu
(242)
	95
Am
(243)
	96
Cm
(247)
	97
Bk
(247)
	98
Cf
(251)
	99
Es
(254)
	100
Fm
(253)
	101
Md
(256)
	102
No
(253)
	103
Lr
(257)
� EMBED PBrush ���
Elaboração do material: CARLOS ROBERTO GIL
 
 Para separar os cristais de KNO3 da água-mãe, utiliza-se um funil de Büchner munido de papel filtro lavando-os com o mínimo de água gelada. Com o auxílio de uma pinça, retire o papel filtro com muito cuidado e coloque-o sobre outra folha de papel filtro. Em seguida, leve a uma estufa. 
 Acompanhar, no próximo período de laboratório, a quantidade de nitrato de potássio seco formado. Pesar e verificar o rendimento obtido.
Cuidado: verifique o peso do papel filtro antes de aderi-lo ao funil.
Altura, em milímetros.
Hidrogênio, H2, e vapor d’água, H2O.
 Recolha o filtrado em um cristalizador (placa de Petry, vidro de relógio, cápsula de porcelana, etc.) e deixe-o em repouso no freezer durante mais ou menos 20 minutos. Após este tempo, serão observados no cristalizador grossos prismas rômbicos de nitrato de potássio.
Aquecer lentamente mantendo a solução em ebulição moderada por 5 minutos, sem deixar de agitar. 
Em um béquer de 250 mL, dissolver 0,4 mols de NaNO3 em 100 mL de água destilada em estado de ebulição.
Sob agitação, adicione em pequenas proporções 0,3 mols de KCl finamente pulverizado.
Zinco
Lã de vidro
Cloreto de cálcio
Suporte universal
Suporte universal
Ácido clorídrico
Peça de fixação
 Número Atômico
 Símbolo
Massa Atômica
( ) Nº de massa do isótopo mais estável
�PAGE �
�PAGE �6�
_1148382344/�'
_1132147640/�'
_1135524736/ole-[42, 4D, B6, D2, 05, 00, 00, 00]
_1122303915/ole-[42, 4D, 7E, 3D, 01, 00, 00, 00]