Apostila Química Experimental I 2017 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
	
ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS
Química Experimental I
São Cristóvão – SE
2017.2
Aula 1
Apresentação do Curso, Informações Gerais para Uso e Permanência em Laboratório e Elaboração de Relatório
NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA
Laboratórios são lugares de trabalho que necessariamente não são perigosos, desde que certas precauções sejam tomadas. Acidentes em laboratórios ocorrem freqüentemente em virtude da não observância das recomendações técnicas apropriadas. Todo aquele que trabalha em laboratório deve ter responsabilidade no seu trabalho e evitar atitudes ou pressa que possam acarretar acidentes e possíveis danos para si e para os demais. Deve prestar atenção a sua volta e se prevenir contra perigos que possam surgir do trabalho de outros, assim como do seu próprio. O usuário de laboratório deve, portanto, adotar sempre uma atitude atenciosa, cuidadosa e metódica no que faz. Deve, particularmente, concentrar-se no trabalho que faz e não permitir qualquer distração enquanto trabalha. Da mesma forma, não deve distrair os demais enquanto desenvolvem trabalhos no laboratório.
Regras Básicas de Segurança
01. Siga rigorosamente as instruções específicas do professor.
02. Use sempre avental, de algodão com mangas compridas. 
03. Use os óculos protetores de olhos, sempre que estiver no laboratório.
04. Não fume, não coma ou beba no laboratório.
05. Evite trabalhar sozinho, e fora das horas de trabalho convencionais.
06. Não jogue material insolúvel nas pias (sílica, carvão ativo, etc). Use um frasco de resíduo apropriado.
07. Não jogue resíduos de solventes nas pias. Resíduos de reações devem ser antes inativados, depois armazenados em frascos adequados.
08. Em caso de acidente, mantenha a calma, desligue os aparelhos próximos, inicie o combate ao fogo, isole os inflamáveis, chame os Bombeiros.
09. Não entre em locais de acidentes sem uma máscara contra gases.
10. Aprenda a usar extintor antes que o incêndio aconteça.
11. Trabalhando com reações perigosas, explosivas, tóxicas, ou cuja periculosidade você não está bem certo, use a capela, o protetor acrílico (Shield), e tenha um extintor por perto.
12. Nunca jogue no lixo restos de reações.
13. Realize os trabalhos dentro de capelas ou locais bem ventilados.
14. Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos) procure o médico indicando o produto utilizado.
15. Se atingir os olhos, abrir bem as pálpebras e lavar com bastante água. Atingindo outras partes do corpo, retirar a roupa impregnada e lavar a pele com bastante água.
16. Ao sair do laboratório, o último desliga tudo, e verificando se tudo está em ordem.
Regras Básicas em Caso de Incêndio no laboratório
01. Mantenha a calma.
02. Comece o combate imediatamente com os extintores de CO2 (gás carbônico).
03. Afaste os inflamáveis de perto.
04. Caso o fogo fuja ao seu controle, evacue o local imediatamente.
05. Evacue o prédio.
06. Desligue a chave geral de eletricidade.
07. Dê a exata localização do fogo (ensine como chegar lá).
08. Informe se este é um laboratório químico e que não vão poder usar água para combater incêndio em substância química. Solicite um caminhão com CO2 ou pó químico.
OBS: Se a situação estiver fora de controle abandone imediatamente a área.
“NÃO TENTE SER HERÓI”
Normas Gerais de Segurança
01. Os laboratórios de química devem possuir material de combate de incêndio, tais como: extintores de incêndio dos tipos: CO2 e pó químico, que deverão ficar em lugares de livre acesso.
02. O trabalho fora do expediente normal, tanto para professores, como para alunos ou funcionários, só será permitido aos que estão devidamente cadastrados. No caso dos alunos de iniciação científica e monografia deve-se evitar trabalhar sozinho e fora do expediente.
03. É expressamente PROIBIDO FUMAR nos laboratórios e demais locais indicados no prédio.
04. Qualquer dano ou defeito com necessidade de reparo, que envolva aspectos de segurança, deverá ser comunicado imediatamente. Improvisações são pontos críticos de falta de segurança.
Normas de Segurança nos Laboratórios
01. Todo experimento dentro ou fora do expediente, que não tiver o acompanhamento do interessado, deverá ter uma ficha ao lado, com nome, horário de experimentação, reagentes envolvidos e medidas a serem adotadas em casos de acidentes.
02. Todo experimento que envolver certo grau de periculosidade exigirá a obrigatoriedade de utilização de indumentária adequada (luvas, óculos, máscaras, pinças, aventais, extintores de incêndio).
03. A utilização de qualquer material que venha a prejudicar ou colocar em perigo a vida, ou a saúde dos usuários do ambiente, ou que causem incômodo, deverá ser discutida ou comunicada ao responsável do laboratório, o qual sugerirá e/ou autorizará o evento sob certas condições como avisos, precauções, horário que deve ser feito, etc.
04. A quantidade de reagentes (inflamáveis, corrosivos, explosivos) armazenados em cada laboratório deverá ser limitada a critério do professor responsável pelo laboratório.
05. Certos torpedos de gases, como CO e H2 não podem permanecer internamente nos laboratórios, quando não estiverem sendo usados. Os demais cilindros quando em uso ou mesmo estocados devem estar sempre preso à paredes ou bancadas.
06. Durante as atividades didáticas não será permitido a professor, aluno e funcionário a permanência em laboratório durante a aula prática sem o uso de jaleco, trajando bermudas, ou shorts, sem sapatos e meias.
07. Cada bancada de laboratório poderá conter um número máximo de alunos, fixado pelo professor responsável.
08. As aulas práticas deverão ter o acompanhamento contínuo do professor durante todo o seu desenvolvimento.
Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros
Queimaduras:
a) Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos):
	No caso de queimaduras graves, elas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. No caso de queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butesina. 
b) Queimaduras causadas por ácidos:
	Lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca de cinco minutos. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio e novamente com água. Secar, aplicando então mertiolate.
c) Queimaduras causadas por álcalis:
	Lavar a região atingida imediatamente com bastante água, durante cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com água. Secar a pele e aplicar mertiolate.
Ácidos nos olhos: Nos laboratórios, existem lavadores de olhos acoplados aos chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, após o que se aplica solução de bicarbonato de sódio 1%.
Álcalis nos olhos: Proceder como no item anterior, apenas substituindo a solução básica de bicarbonato por solução de ácido bórico a 1%.
Intoxicações por gases: Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.
Ingestão de substâncias tóxicas: Administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, que é constituído de: duas partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio e uma de ácido tânico.
ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS
O desenvolvimento correto da prática, a precisão dos dados empíricos e o domínio teórico do assunto relacionado com a prática são alguns fatores essenciais para um bom desenvolvimento das disciplinas experimentais. No entanto é necessário apresentá-los em forma de texto organizado e lógico. Esse é o papel do relatório. 
	O relatório de atividades deve em primeiro lugar, retratar o que foi realmente realizado no experimento, sendo de fundamental importância à apresentação de um documento bem ordenado e de fácil manuseio. Além disso, deve ser o mais sucinto possível edescrever as atividades experimentais realizadas, a base teórica dessas atividades, os resultados obtidos e sua discussão, além da citação da bibliografia consultada.
O relatório deve ser redigido de uma forma clara, precisa e lógica. Redija sempre de forma impessoal, utilizando-se a voz passiva no tempo passado. 
Ex.: “a massa das amostras sólidas foi determinada utilizando-se uma balança”.
Devem ser evitadas expressões informais ou termos que não sejam estritamente técnicos (Não utilize em hipótese alguma adjetivo possessivo, como por exemplo, minha reação, meu banho, meu qualquer coisa). É recomendável, efetuar uma revisão do relatório para retirar termos redundantes, clarificar pontos obscuros e retificar possíveis erros.
	Uma atenção especial deve ser dada aos termos técnicos, resultados, fórmulas e expressões matemáticas. As ilustrações, tabelas, fórmulas e gráficos deverão vir em uma sequência mais adequada ao entendimento do texto. Devem ser numerados e seus títulos e legendas devem constar imediatamente acima de cada um.
Exemplo de Tabela e seu título
Tabela 01 - Algumas características dos estados da matéria 
	Estado da matéria
	Compressibilidade
	Fluidez ou rigidez 
	Densidade relativa
	Gasoso
	alta
	fluido
	baixa
	Líquido
	muito baixa
	fluido
	alta
	Sólido
	muito baixa
	rígido
	alta
Exemplo de Figura e seu título
Figura 1 – Balança Analítica
Em suma, o relatório deve ser dividido em 5 seções básicas como mostramos abaixo:
Título e data de realização
1 – Introdução: 
Deve situar o leitor no assunto a ser abordado. Faça uma breve descrição dos aspectos teóricos ou princípios envolvidos, preocupando-se em inserir nessa seção os seguintes aspectos: princípios teóricos em que se baseia a prática; relevância da prática; e objetivos do experimento. Normalmente, as citações bibliográficas são feitas por números entre parênteses e listadas no final do relatório. Lembrar que a introdução não é uma cópia da literatura. A introdução deve conter no máximo 5 parágrafos e não exceder a 400 palavras.
2 – Parte Experimental:
Texto descrevendo a metodologia empregada para a realização do experimento. Geralmente é subdividido em duas partes: 
2.1 Materiais e Reagentes: um texto, apresentando a lista de materiais e reagentes utilizados no experimento, especificando o fabricante e o modelo de cada equipamento, assim como a procedência e o grau de pureza dos reagentes utilizados; e 
2.2 Procedimento: um texto, descrevendo de forma detalhada e ordenada as etapas necessárias à realização do experimento. Descreva o experimento efetivamente como foi feito incluindo, se for o caso, qualquer modificação no procedimento apresentado no roteiro. No relatório você deve apresentar o procedimento realizado de modo bem mais sucinto e objetivo do que o apresentado no roteiro, mas sem suprimir fatos ou atividades importantes bem como a descrição dos instrumentos utilizados.
3 – Resultados e Discussão:
Esta é a parte principal do relatório, onde serão mostrados todos os resultados obtidos, que podem ser numéricos ou não. Deverá ser feita uma análise dos resultados obtidos, com as observações e comentários pertinentes. Em um relatório desse tipo espera-se que o aluno discuta os resultados em termos dos fundamentos estabelecidos na introdução, mas também que os resultados inesperados e as observações sejam relatados, procurando uma justificativa plausível para o fato. Em textos científicos utilizam-se tabelas, gráficos e figuras como suporte para melhor esclarecer o leitor do que se pretende dizer.
4 – Conclusão:
Neste item deverá ser feita uma avaliação global do experimento realizado; relacionando suas conclusões com o objetivo apresentado na introdução, comente sobre os pontos positivos e a eficiência da prática. Tente levantar possíveis erros e sugestões para otimização do experimento. Não é uma síntese do que foi feito e também não é a repetição da discussão.
5 – Referências Bibliográficas:
	Listar a bibliografia consultada para elaboração do relatório, utilizando-se as normas recomendadas pela ABNT. Livros e artigos usados para escrever o relatório podem ser indicados no texto ou relacionados neste item. 
Para maiores esclarecimentos sobre a correta descrição das referências bibliográficas solicitar auxílio com as bibliotecárias da biblioteca da universidade e ou consultar normas da ABNT.
BIBLIOGRAFIA:
1. Manual de Segurança para o Laboratório de Química - IQ – UNICAMP - CIPA/CPI, 1982.
2. Manual de Prevenção de Acidentes em Laboratórios - Departamento de Química UFSM, 1986.
3. SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015.
4. VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
5. BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998.
Exemplo de Relatório
Título: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DO CHUMBO SÓLIDO
Data: 03/04/2009
Aluno: João da Silva
INTRODUÇÃO
O chumbo é um elemento químico metálico, de número atômico 82, que funde na temperatura de 600,6 K. Seu símbolo químico é Pb. É aplicado em proteção contra radiação ionizante, em acumuladores (baterias), soldas, munição, além de outras. (BARBOSA, 1999)
Densidade é a razão entre a massa e o volume (vide Equação 1). É uma propriedade física que pode ser utilizada para identificar substâncias. Pelo fato dos sólidos serem bem pouco compressíveis, a densidade dos sólidos não varia muito com a temperatura.
	
	(1)
O objetivo deste experimento é determinar a densidade do chumbo sólido e compará-lo com o valor 11,35 g / cm3 apresentado na literatura. (KOTZ, 2002)
PARTE EXPERIMENTAL
2.1 – Materiais e Reagentes
Proveta de vidro (capacidade: 50,0 cm3)
Balança (precisão (0,1 g) – Fabricante: Perkin Elmer 
Água destilada
Corpos de chumbo (tamanhos variados)
– Procedimento 
Foram pesados três corpos de chumbo, de tamanhos variados, em uma balança técnica, anotando-se as massas com precisão de ( 0,1 g. Cada corpo de chumbo foi imerso em uma proveta de vidro, de capacidade igual a 50,0 cm3, contendo previamente 25,0 cm3 de água destilada. A seguir, anotou-se o volume de água deslocado após a imersão de cada corpo de chumbo. Todo o procedimento foi feito na temperatura ambiente do laboratório, igual a 303,15 K.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Os valores das massas dos corpos de chumbo e dos volumes de água deslocados após a imersão de cada corpo estão apresentados na Tabela 1. Assumiu-se que o volume deslocado de água corresponde ao volume do corpo imerso. A densidade de cada corpo de chumbo foi calculada a partir dos valores medidos de massa e de volume, utilizando a Equação 1. Por fim, determinou-se o valor médio da densidade do chumbo e o respectivo desvio-padrão, que mede a precisão do resultado. O valor obtido para a densidade do chumbo é igual a 11,4 ( 0,1 g / cm3 e apresenta uma boa concordância com o valor da literatura 11,35 g / cm3. (KOTZ, 2002)
Tabela 1. Valores das massas dos corpos de chumbo, dos volumes de água deslocados e das densidades calculadas.
	Corpo de Chumbo
	massa / g
	volume / cm3
	densidade / g/cm3
	1
	57,5
	5,0
	11,5
	2
	79,8
	7,0
	11,4
	3
	101,7
	9,0
	11,3
	média
	11,4
	desvio-padrão
	( 0,1
CONCLUSÃO
A partir de medidas de massa e de volume de corpos de chumbo de tamanhos variados, determinou-se o valor 11,4 ( 0,1 g / cm3 para a densidade do chumbo sólido, na temperatura de 303,15 K. Este valor apresenta uma boa concordância com o valor 11,35 g / cm3, reportado na literatura.
BIBLIOGRAFIA
BARBOSA, A. L. Dicionário de Química. AB Editora: Goiânia, 1999. p.81.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, Jr. P. Química e Reações Químicas. 4.ed., v.1, LTC Editora S.A.: Rio de Janeiro, 2002.Aula 2 
Materiais utilizados em laboratórios 
	O Laboratório Químico é um lugar especialmente planejado para que seus usuários executem um trabalho eficiente, contendo: bancada ampla e resistente ao ataque de substâncias químicas, boa iluminação, fontes acessíveis de água, gás, eletricidade, área especial para manipulação de gases tóxicos, etc. Além de toda essa estrutura citada, deve-se relevar também, a importância dos recipientes e equipamentos. Estes devem ser utilizados de modo adequado, não somente para possibilitar a obtenção de resultados confiáveis, mas também para evitar danos pessoais e materiais. Os materiais de laboratório possuem funções importantes e específicas de acordo com a Tabela1.
Tabela 1. Principais vidrarias e aparatos utilizados nos laboratórios.
	Ilustração
	Função
	
Tubo de Ensaio
	Tubo fechado em uma das extremidades, utilizado para efetuar reações em pequena escala, como testes de reações químicas. A transparência permite a perfeita observação dos fenômenos que ocorrem. Podem ser aquecidos cuidadosamente com movimentos circulares e diretamente sob a chama do BICO DE BUNSEN. 
	
Béquer
	 É de uso geral em laboratório. Serve para efetuar reações, dissolver substâncias sólidas, efetuar pesagens e aquecer líquidos. Feitos de vidro Pyrex, resistem bem ao aquecimento, quando feito sobre a TELA DE AMIANTO, ao resfriamento e ataque por drogas químicas. São recipientes de fácil limpeza. Não deve ser usado para medir volumes, já que sua medida é bastante imprecisa.
	
Funil de haste longa
	Apresenta duas aplicações importantes: na transferência de líquidos para frascos de boca estreita ou em filtração, para suportar o papel poroso (papel de filtro) destinado a reter as partículas grosseiras, em suspensão na mistura sólido-líquido a ser separada.
	
 
Kitassato
	Frasco cônico de paredes reforçadas, munido de saída lateral e usado em filtração à pressão reduzida (sob sucção). É utilizado em conjunto com o funil de Buchner em filtrações à vácuo.
	
Funil de separação (decantação)
	
Utilizado na separação de líquidos imiscíveis e na extração líquido/líquido.
	
Funil de Buchner
	Recipiente de porcelana de diferentes diâmetros, utilizado em filtrações à vácuo, devendo ser acoplado ao KITASSATO. Sobre a placa perfurada deve ser colocado um papel de filtro de diâmetro menor que o da placa.
	
Vidro de relógio
	
Peça de vidro de forma côncava usada em análises, evaporações e pesagens em geral. Não pode ser diretamente aquecida. Também pode ser utilizada para cobrir béqueres.
	
Condensador
	
Tem como finalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos sobre refluxo e destilações. É refrigerado por água.
	
Erlenmeyer
	
Sua forma peculiar facilita a agitação do conteúdo. Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos, dissolução de substâncias e em reações entre soluções. Sua capacidade é variável.
	
Dessecador
	 É um recipiente grande, provido de tampa bem ajustada, destinado a manter atmosfera anidra. Para tal, o compartimento inferior é carregado com agente dessecante, como CaCl2 anidro ou sílica-gel. Usado para secagem e proteção contra umidade de materiais higroscópicos; cadinhos quando aquecidos podem ser resfriados em seu interior, para posterior secagem, etc.
	
Balão volumétrico
	
Recipiente destinado a conter um volume preciso de líquido a uma determinada temperatura. É utilizado para o preparo de soluções em laboratório. Pode ser usado sem erro apreciável, a temperaturas mais ou menos 8°C acima ou abaixo da indicada (20°C). Não se deve armazenar solução em balão volumétrico e não se deve aquecer essa vidraria.
	
Balão de fundo chato
	
Utilizado no armazenamento e aquecimento de líquidos ou soluções, bem como em reações com desprendimento de gases. Pode ser aquecido sobre o TRIPÉ com TELA DE AMIANTO.  
	
Balão de fundo redondo
	
Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e evaporações à vácuo, sendo acoplado a ROTAEVAPORADOR. Pode ser usado também em reações com desprendimento de gases.
	
Cadinho
	Geralmente de porcelana é usado para aquecer substâncias a seco e com grande intensidade (fusão, calcinação, etc.), por isto pode ser levado diretamente ao bico de bunsen ou em fornos (mufla) a altas temperaturas.
	
Almofariz com pistilo
	Usado na trituração e pulverização de sólidos. 
	
Suporte Universal
	
Suporte de ferro que permite sustentar vários outros utensílios como anéis e garras que apoiam peças em geral. Utilizado em operações como: filtração, titulações, sistemas de destilação etc. 
	
Bico de Bunsen
	
É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Utilizada apenas para materiais não inflamáveis. No caso de materiais inflamáveis deve-se utilizar a manta elétrica.
	
Anel
	É um anel metálico que se adapta ao suporte universal. Usado como apoio de funis diversos.
	
Tripé
	
Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela de amianto.
	
Tela de amianto
	Suporte para peças serem aquecidas. O amianto é uma fibra natural sintética, largamente utilizado na indústria devido a suas propriedades físico-químicas: alta resistência mecânica e à elevadas temperaturas, incombustibilidade, boa qualidade isolante, durabilidade, flexibilidade, indestrutibilidade, resistente ao ataque de ácidos, álcalis e bactérias. É extraído fundamentalmente de rochas compostas de silicatos hidratados de magnésio, onde apenas de 5 a 10% se encontram em sua forma fibrosa de interesse comercial. A principal função do amianto é distribuir uniformemente o calor durante o aquecimento de recipientes de vidro ou metal expostos ao bico de Bunsen. 
	
Bureta
	
Usada para medidas precisas de líquidos. Possui escala graduada rigorosa, sendo utilizada na titulação de soluções e também para escoar volumes variáveis de líquidos com alta precisão.
	
Pipeta graduada
	 Mede volumes variáveis de líquidos e apresenta maior precisão que as provetas. Não pode ser aquecida. 
	
Pipeta volumétrica
	Usada para medir e transferir, com precisão, volumes fixos de líquidos. Não pode ser aquecida.
	
Proveta
	
Empregada em medidas aproximadas de líquidos, bem como na transferência de volumes. Não pode ser aquecida.  
	 Estante ou grade
	Suporte para tubos de ensaio.
	
Garra de condensador
	Usada para prender o condensador à haste do suporte universal ou outras peças como balões, erlenmeyers, funis, etc.  
	
Pinça de madeira
	
Usada para prender o tubo de ensaio durante o aquecimento.
	
Pinça metálica
	
Usada para manipular objetos aquecidos, como cadinhos e cápsulas.
	
Garra dupla
	Utilizada para fixar buretas.
	
Pisseta
	Usada nas lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes.
	
Placa de Petri
	Mais utilizada para fins biológicos. No laboratório químico é também usada para observação de algum fenômeno.
	
Bastão de Vidro 
	Utilizado para misturar/agitar soluções, auxiliar na transferência de líquidos e dissolução de sólidos.
	
Pipeta de Pasteur
	Empregada na transferência de pequenos volumes de líquidos, sem necessidade de precisão.
	
Espátulas de aço
	Para transferência de pequenas quantidades de substâncias sólidas.
	
Pipetador de três vias (Pêra)
	Pode ser acoplada a pipetas e tem a função de pipetar líquidos (suga e libera o líquido).
	
Cápsula de porcelana
	Recipiente alargado para uso em altas temperaturas. Usado na evaporação de soluções, secagem de sólidos e na preparação de misturas.
	
Balão de destilação
	Usado em destilações. Possui saída lateral para condensação de vapores. 
Aula 3
Medidas de Massa e Volume 
1- FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
 Técnicas de volumetria
Quando desejamos medir volumes aproximados de líquidos, podemos fazê-lo com um material volumétrico nãomuito preciso e prático que é a proveta ou cilindro graduado, enquanto que, para medidas precisas, devemos utilizar materiais precisos tais como buretas, pipetas e balões volumétricos (Figura 1). Estes últimos são calibrados pelo fabricante a uma temperatura padrão de 20 °C, devendo-se, portanto, trabalhar de preferência nesta temperatura para evitar desvios em virtude de dilatação do aquecimento.
Figura 1. Aparelhos para medidas volumétricas.
	
Aparelhos de medidas 
aproximadas de volumes
	
Aparelhos de medidas 
precisas de volumes
	
Para efetuar medidas volumétricas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias:
a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes, indicado pelo fabricante como TD (to deliver).
b) Aparelhos calibrados para conter um volume líquido, indicado pelo fabricante como TC (to contain).
	
Na classe a estão contidas as pipetas e as buretas e, na classe b, estão incluídos os balões volumétricos.
	A medida de volumes líquidos com qualquer dos referidos aparelhos está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas:
a) Ação da tensão superficial sobre as superfícies líquidas.
b) Dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura.
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos.
d) Erros de paralaxe.
	A leitura de volume de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior e a de líquidos escuros pela parte superior, como mostra a Figura 2A e 2B, respectivamente, para que sejam evitados os erros de paralaxe. A medida do volume do liquido é feito comparando-se o nível do mesmo com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível de líquidos claros deve ser feita na parede inferior do menisco, estando a linha de visão V do operador perpendicular a escala graduada do equipamento. Observe o procedimento de medida e transferência de líquidos utilizando proveta, como mostra a Figura 3. 
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Figura 2. Formas do menisco: 
A – menisco côncavo, 
B – menisco convexo.
Figura 3. Formas correta da leitura do menisco: linha de visão no mesmo nível da superfície do líquido.
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Existem duas formas de pipetas: volumétrica (A) e graduada (B), de capacidades variadas, desde 0,1 mL até 100 mL. Para evitar erros de medidas na hora de dispensar o líquido, deve-se verificar, na parte superior da pipeta, se ela contém uma ou duas faixas. Pipeta com uma faixa, Figura 4A, significa que a medição é exata, de apenas uma quantidade específica do líquido, e, portanto, não deve ser escorrida completamente (uma gota restará na ponta da pipeta). Já a pipeta que apresenta duas faixas na parte superior, exemplo Figura 4B, foi calibrada de tal maneira que sua capacidade total é atingida quando a última gota presente em seu interior for escorrida completamente para fora. 
Para pipetar um líquido, utiliza-se o pipetador de três vias, mais conhecido como “pera de sucção”. Seu funcionamento pode ser visto na Figura 5.
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Figura 4. Tipos de pipetas: em (A), uma pipeta volumétrica de uma faixa (medição exata); e, em (B), uma pipeta graduada de duas faixas (esgotamento total). 
Figura 5. Utilização do pipetador de três vias (pera de sucção). 
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As seguintes instruções são especificamente apropriadas para as pipetas volumétricas, mas podem ser modificadas para a utilização com outros tipos de pipetas. O líquido é sugado para o interior da pipeta utilizando uma pera de sucção.
Figura 6. Procedimento para o manuseio de uma pipeta volumétrica.
Medidas de massa
	As balanças são instrumentos adequados para medir massas. O manuseio de uma balança requer muito cuidado, pois são instrumentos delicados e caros. Para sua utilização, devem ser observados os seguintes cuidados gerais: 
Não remova os pratos, nem os troque com os de outra balança. Mantenha a balança no seu lugar;
Não coloque na balança nenhuma substância que não esteja à temperatura ambiente;
Mantenha a balança em local onde a vibração, mudanças bruscas de temperatura ou de umidade e movimento do ar sejam mínimos;
Conserve a balança sempre limpa, retirando qualquer respingo, partículas ou poeira de seus pratos com uma escova especial;
Nunca coloque qualquer objeto diretamente sobre a balança. Líquidos e sólidos, em pó ou granulado, devem ser mantidos em algum recipiente seco, previamente pesado (tarado) e à temperatura ambiente. Se, durante a pesagem, o material for passível de interagir com a atmosfera (evaporação, oxidação, absorção de umidade), o frasco deve ser fechado. Para sólidos que não requerem proteção da atmosfera e que sejam inertes, a pesagem é feita colocando-se sobre os pratos, uma folha de papel adequado;
Toda transferência de substância e/ou de pesos, deve ser feita somente quando os pratos estivem travados;
Execute todas as operações com movimentos suaves e cuidadosos;
Use pinças e espátulas; nunca use os dedos para manusear os objetos e substâncias que estão sendo pesadas;
Ao terminar seu trabalho, remova todos os pesos e objetos da balança. Mantenha-a coberta ou fechada. No caso de balanças eletrônicas, tenha a certeza de que ela esteja desligada.
2- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
2.1. Medidas de Massa
Determine a massa de uma proveta (50 mL), balão volumétrico (50 mL) e béquer (100 mL). Coloque cuidadosamente 50 mL de água destilada em cada recipiente referido no item anterior, medindo tal volume na respectiva marca de cada um e pese-os novamente. Meça a temperatura da água. Anote os resultados. Use dados da densidade da água, Tabela 01, na temperatura do experimento e determine o volume de fato contido em cada recipiente.
Tabela 01. Densidades da água, P = 1 atm.
Pese uma proveta de 25 mL. Adicione 100 gotas de água destilada utilizando um conta-gotas, pese novamente e leia o volume. Determine a massa e o volume de uma gota e a massa equivalente a 1 mL de água. 
2.2. Medidas de Volume
Meça 50 mL de água em uma proveta (50 mL) e transfira para um balão volumétrico de 50 mL. Confira os volumes.
Adicione 40 mL de água a uma proveta de 50 mL, e outros, 40 mL de água e uma proveta de 100 mL. Em ambos os casos, adicione mais 1 mL de água com uma pipeta. Verifique a leitura da situação final em cada caso.
Encha uma bureta com água destilada. Depois de tê-la zerado, abra a torneira e deixe escoar sobre o erlenmeyer graduado de 125 mL, um volume de 50 mL de água. Verifique se os volumes coincidem.
3- BIBLIOGRAFIA
BACCAN, J.C., BARONE, J.S., GODINHO, O. E. S. de Andrade, Química Analítica Quantitativa Elementar. 3ª Ed. São Paulo: Edgard Blucher.
MORITA, T., ASSUMPÇÃO, R. M. V. Manual de Soluções, Reagentes e Solventes. 2ª Ed. São Paulo: Edgard Blucher.
Aula 4 
Ensaio de Coloração Chama
Os átomos de um dado elemento químico após terem sido excitados por uma fonte de energia emitem radiações eletromagnéticas (E=h() quando retornam ao estado fundamental. Isto origina um espectro de emissão de linhas, cujas as linhas são características desse elemento químico já que a energia desta radiação esta relacionada com as transições eletrônicas no átomo.
As propriedades dos espectros dos elementos químicos fundamentam um conjunto de técnicas que possibilitam a identificação dos elementos químicos constituintes de um dado composto, por meio da análise dos espectros obtidos, designando-se por análise espectral.
O ensaio de chama se baseia na emissão de radiação eletromagnética pelos átomos de um dado elemento químico quando este é excitado por uma chama. A emissão de luz com certa coloração permite identificar visualmente a presença do metal neste composto.
A fonte de aquecimento utilizada neste ensaio é o bico de Bunsen, que também é usado para outros tipos aquecimentos efetuados em laboratório, desde o aquecimento de misturas ou soluções, de algunsgraus acima da temperatura ambiente, a até calcinações, feitas em cadinhos, que exigem temperaturas de cerca de 6000C. As características da chama são mostradas na Figura 4.1.
	
	a) Zona externa: Violeta pálida, quase invisível, onde os gases fracamente expostos ao ar sofrem combustão completa, resultando em CO2 e H2O. Esta zona é chamada de zona oxidante (Temperaturas de 1560-1540ºC).
b) Zona intermediaria: Luminosa, caracterizada por combustão incompleta, por deficiência do suprimento de O2. O carbono forma CO, o qual se decompõe pelo calor, resultando diminutas partículas de C (carbono) que, incandescentes, dão luminosidade à chama. Esta zona é chamada de zona redutora (Temperaturas abaixo de 1540ºC).
c) .Zona interna: Limitada por uma “casca” azulada contendo os gases que ainda não sofreram combustão – mistura carburente (Temperaturas em torno de 300ºC). Para se aquecerem bequer, erlenmeyer, balões etc., não se deve usar
Figura 1: Características da chama de um Bico de Bunsen
OBJETIVOS
Aprender a manipular o bico de bunsen
Detectar os elementos formadores de um determinado composto, através do ensaio de coloração de chama.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Acender o queimador de gás até obter uma chama adequada.
Para acender o bico do gás, proceda da seguinte maneira:
Feche completamente a entrada de ar no bico;
Abra lentamente a válvula do gás e aproxime a chama de um fósforo lateralmente, obtendo uma chama grande e luminosa, de cor amarela.
Abra vagarosamente a entrada de ar de modo que a chama fique completamente azul;
Caso a chama se apague ou haja combustão no interior do tubo, feche a entrada do gás e reinicie as operações anteriores. O gás combustível é geralmente o GLP (gás liquefeito de petróleo ou gás de cozinha).
Tomar tubos de ensaio e colocar, em cada um deles, separadamente, as seguintes soluções salinas de cátions de metais alcalinos e alcalinos terrosos (( 2 mL):
Tabela 1: Dados das amostras usadas no ensaio de coloração de chama
	Reagente
	Concentração em solução aquosa
	Cloreto de Sódio - NaCl
	2 mol.L-1
	Cloreto de Potássio - KCl
	2 mol.L-1
	Cloreto de Bário - BaCl2
	1,5 mol.L-1
	Cloreto de Estrôncio - SrCl2
	1,0 mol.L-1
	Carbonato de Lítio - Li2CO3
	0,1 mol.L-1
Umedecer a alça de platina no ácido clorídrico 50% e levar à parte mais quente da chama até evaporar.
Introduzir uma haste de metal, à qual foi acoplado um fio de platina, em uma das soluções e, em seguida, levar à chama. Observar e anotar a coloração da chama.
Lavar o fio de platina mergulhando-o em uma solução concentrada de HCl e leva-lo à chama para eliminação de quaisquer impurezas.
Repetir as etapas 4) e 5) para as outras soluções.
Observar e anotar a coloração das respectivas chamas correlacionando-a com o metal analisado.
Comparar a coloração obtida no experimento com os descritos em literatura.
PÓS-LABORATÓRIO
Por que os átomos emitem luz quando submetidos a chama?
Por que cada amostra emite uma cor diferente na chama?
Qual a relação entre essa aula e o espectro eletromagnético?
Qual região do espectro foi utilizada nessa aula?
BIBLIOGRAFIA
BROWN, T.L. et al. Química a ciência central. Editora Pearson.: São Paulo, 2005.
SKOOG, D. A, et al, Fundamentos de Química Analítica, Editora Pioneira Thomson Learning: São Paulo, 2006.
Aula 5 
Reações Químicas
1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
A matéria encontra-se em permanente transformação. Sob a ação de agentes físicos ou químicos, as substâncias podem sofrer alterações de estado, de composição ou de cor, modificando-se, não raramente, de forma discreta, perceptível apenas com o uso de sofisticados instrumentos.
Algumas transformações conduzem a variações drásticas na composição química das espécies por meio de ruptura e formação de ligações interatômicas, quase sempre acompanhadas de trocas energéticas com o ambiente. Estas transformações são geralmente descritas através de equações químicas e recebem a denominação específica de reações. Transformações de estado, representadas, por exemplo, pela fusão, ebulição, sublimação, condensação e solidificação, também envolvem ruptura e formação de ligações, porém não alteram a composição química das espécies.
Como podemos saber se ocorreu ou não uma transformação química? O aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes é um indício de que ocorreu uma reação química. Como evidência das transformações que ocorrem durante as reações, podemos observar mudanças de cor, variações no pH, formação de gases ou de produtos com outra solubilidade.
Uma reação química deve ser analisada não só sob o ponto de vista macroscópico, ou seja, da identificação dos produtos obtidos e das evidências experimentais citadas anteriormente, mas também pelo ponto de vista microscópico que, necessariamente, passa pelo entendimento do fenômeno químico descrito pela reação.
Uma reação química é, à luz da teoria atômico-molecular clássica, apenas um processo pelo qual se modificam os arranjos dos átomos nas moléculas dela participantes. 	Esses arranjos não se dão ao acaso, mas dependem das propriedades das substâncias que, por sua vez, estão intimamente relacionadas com a configuração eletrônica dos átomos que as constitui. Assim, o entendimento dos fenômenos químicos conhecidos e a possibilidade de previsão de futuros fenômenos dependem do conhecimento da estrutura do átomo.
	
2. OBJETIVO
Detectar, de modo qualitativo, evidências de ocorrência ou não de uma reação química.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Colocar em um tubo de ensaio 2 mL de ácido sulfúrico 0,1 mol L-1 . Medir o pH da solução com papel indicador universal.
Em um tubo de ensaio colocar 2 mL de hidróxido de sódio 0,2 mol L-1 e medir o pH da solução com papel indicador universal.
Misturar as duas soluções preparadas anteriormente e medir o pH novamente.
Em um tubo de ensaio, colocar uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido (NH4Cl), e acrescentar, aproximadamente 2 mL de água destilada. Agitar o tubo, cuidadosamente, e determinar o pH da solução.
Repetir o teste anterior, usando sulfito de sódio (Na2SO3) sólido em lugar de cloreto de amônio.
Adicionar um pouco de ácido clorídrico (HCl) diluído (~2 mol.L-1) a um tubo de ensaio contendo casca de ovos triturados. Observar e anotar o resultado.
Em um tubo de ensaio, dissolver um pouco de sulfato de cobre (II) (CuSO4.5H2O) em água e, a seguir, colocar uma placa de zinco ou um prego previamente lixado ou uma pequena quantidade de lã de aço e observar o que ocorre após algum tempo.
Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 5 mL de uma solução de sulfato ferroso (FeSO4) 0,1 mol.L-1 acidificada. A seguir, adicionar, uma a uma, 10 gotas de solução 0,1 mol.L-1 de permanganato de potássio (KMnO4), agitando o tubo de ensaio após a adição de cada uma delas. Observar e anotar.
Em um tubo de ensaio, misturar 1,0 mL de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) a 0,1 mol L-1 e 1,0 mL de uma solução de cloreto de sódio NaCl a 0,1mol L-1. Observar. A seguir, acrescentar 5,0 mL de hidróxido de amônio (NH4OH) a 0,1molL-1. Agitar e observar.
4. PÓS-LABORATÓRIO
Classifique as reações químicas observadas nos experimentos anteriores e escreva suas respectivas equações químicas.
5. BIBLIOGRAFIA
	
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998.
Aula 6
Equilíbrio Químico
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Uma reação química está em equilíbrio quando duas reações opostas ocorrem com a mesma velocidade.Um sistema do tipo REAGENTES ⇌ PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade de formação dos produtos é igual à velocidade de formação dos reagentes. Em alguns casos, naquelas em que a reação é quase completa, se obtém o equilíbrio quando o material reagiu quase por completo. Em outros casos de reações reversíveis, se alcança o equilíbrio antes que a reação se tenha completado. As concentrações das substâncias em equilíbrio guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: 
 aA(aq) + bB(aq) ⇌ cC(aq) + dD(aq) 
Muitas reações químicas são reversíveis. Em outras palavras, se duas espécies químicas, em solução, são misturadas e formam novas espécies, há uma tendência para que as novas espécies reajam, formando as espécies originais. A velocidade de formação das novas espécies será no início mais rápida do que a reação contrária. Entretanto, após algum tempo, quando não se percebe mais nenhuma mudança, a velocidade de formação de novas espécies iguala-se a da reação reversa, que forma as substâncias originais e diz-se que o equilíbrio foi alcançado. Equações de equilíbrio são escritas com duas setas apontadas em direções opostas entre reagentes e produtos, indicando que ambos os processos ocorrem simultaneamente. Por exemplo, o equilíbrio para uma solução saturada de carbonato de cálcio (CaCO3 não dissolvido permanece no fundo do tubo) é representado pela equação: 
CaCO3(s) ⇌ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
as duas setas indicam que alguns íons Ca2+ e CO32- estão se separando indo para a solução (reação direta) e outros estão se juntando para formar o CaCO3 sólido (reação inversa). 
De uma forma geral, 
a velocidade direta = k1 [ A ] [ B ] 
e a velocidade inversa = k2 [ C ] [ D ] 
No equilíbrio as duas velocidades são iguais. k1 [ A ] [ B ] = k2 [ C ] [ D ]. 
O ponto de equilíbrio é deslocado quando há mudanças nos fatores que influenciam na velocidade das reações opostas. O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE CHATELIER, que diz: “Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio”. O Princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre se desloque na direção que contrabalancei ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda, se houver o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substância em excesso até que seja retomado um novo estado de equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (K) permaneça constante, desde que a temperatura não mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante. Neste experimento você fará um estudo dos estados de equilíbrio e de fatores que modificam estes equilíbrios para os sistemas abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as concentrações de reagentes e produtos formados. 
OBJETIVO
Familiarização dos conceitos e efeitos da perturbação de um equilíbrio químico por agentes externos.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.1. Equilíbrio Químico Hexaaquocobalto (II) – Tetraclorocobaltato (II):
Neste experimento será estudada a influência da temperatura e da concentração no deslocamento do seguinte equilíbrio químico:
As espécies Co+2 e CoCl4-2 apresentam cores contrastantes, logo a intensidade das cores rosa e azul em solução são proporcionais à concentração molar de Co+2 e CoCl4-2. Então, quando o sistema for submetido a uma ação externa será possível observar o deslocamento deste equilíbrio para uma nova posição, através da modificação da coloração da solução. 
Influência da Temperatura:
Coloque em um tubo de ensaio as seguintes quantidades: 2,5 mL da solução de cloreto de cobalto; 3,5 mL de HCl concentrado e 1,5 mL de água destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro e em seguida divida em três porções aproximadamente iguais, transferindo as porções para outros tubos de ensaio numerados de 1 a 3.
Aqueça a primeira porção num béquer contendo água. 
Resfrie a segunda porção em um banho de água com gelo. 
Mantenha a terceira porção à temperatura ambiente e utilize esta porção como padrão de comparação. 
Observe a alteração de cor nas soluções durante o aquecimento e o resfriamento e anote. Faça uma relação entre a coloração observada e a concentração do reagente e produto presentes no novo equilíbrio. 
Influência da Concentração:
Misture as porções da parte A, agite com um bastão de vidro e espere que a temperatura da solução chegue à temperatura ambiente. 
Divida a solução em três partes aproximadamente iguais, transferindo as soluções para outros três tubos de ensaio limpos e numerados de 1 a 3. 
Adicione cristais de KCl ao tubo de nº 1, agitando com bastão de vidro até dissolver. 
Adicione gotas da solução de AgNO3 ao tubo de nº 2, agitando. 
Mantenha o tubo de nº 3 como padrão de comparação de cor. 
Equilíbrio dos Íons Cromato [CrO42-] e Dicromato [Cr2O72-]:
2CrO42- ⇌ Cr2O72-
Coloque cerca de 1 ml de cromato de potássio 0,1 mol L-1 em um tubo de ensaio e adicione 1 gota de HCl 1 mol L-1 (verifique se a solução está nitidamente ácida com um papel indicador, caso contrário adicione mais HCl).
Repita este procedimento com dicromato de potássio 0,1 mol L-1. 
Agora adicione NaOH 1 mol L-1 a esses tubos e confira a alcalinidade das soluções. Se necessário adicione mais NaOH.
Verifique se as mudanças observadas nas colorações das soluções são reversíveis, através de adições sucessivas de HCl e NaOH.
3.3. Equilíbrio de Cromato de Bário, BaCrO4(s) com uma Solução Saturada:
BaCrO4(s) ⇌ Ba2+(aq) + CrO42-(aq)
Coloque 2 mL de cloreto de bário 0,1 mol L-1 em um tubo de ensaio e adicione cromato de potássio gota a gota até que não se forme mais precipitado.
De modo semelhante adicione dicromato de potássio a um tubo contendo 2 mL de cloreto de bário.
Agora adicione 1 mL de HCl ao sistema BaCl2/K2CrO4 e 1mL de NaOH ao sistema K2Cr2O7/BaCl2. 
Explique seus resultados e observações em termos do equilíbrio:
2CrO42- + 2H+ ⇌ Cr2O72- + H2O
BIBLIOGRAFIA
 
LENZI, E. [et al.], Química Geral Experimental, Rio de Janeiro: Freitas Bastos Editora, 2ª edição, 2012.
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. Edição, 2003. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015.
VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998.
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: Editora EduUFSCar, 2006.
Aula 7
Análise Gravimétrica
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
	
Precipitação: O elemento a ser dosado é separado da solução através da formação de um precipitado convenientemente escolhido em cada caso. Deve-se levar em conta vários fatores para a escolha do reagente precipitante, tais como a solubilidade, as característicasfísicas e a pureza do precipitado.Quanto à técnica de precipitação utilizada em laboratório, de modo geral ela é processada em béquer com adição lenta do reagente (por meio de uma pipeta) e sob agitação, ou a partir de uma solução homogênea.
Filtração: É o processo de separação do precipitado do meio em que se processou a sua formação. A maneira como é feita a filtração dependerá do tratamento a que o precipitado será submetido na fase seguinte (secagem ou calcinação). A filtração à vácuo é realizada em Gooch de vidro ou porcelana (cadinhos filtrantes possuem como fundo uma camada porosa) com auxílio de sucção, para forçar a passagem do líquido pelo filtro, usando um frasco de sucção, geralmente um kitassato e um aspirador, que pode ser uma trompa d'água ou uma bomba de vácuo (Figura 1).
Figura 1. Ilustração de um sistema utilizado para filtração por sucção.
Se o precipitado deve ser seco a 100º - 120º C, em estufa, é necessário que a filtração seja feita em cadinho de vidro ou porcelana. Esses cadinhos filtrantes possuem como fundo uma camada porosa. Nesse caso a filtração é executada com o auxílio de sucção, para forçar a passagem do líquido pelo filtro, usando um frasco de sucção, geralmente um kitassato e um aspirador, que pode ser uma trompa d'água ou uma bomba de vácuo.
Quando o precipitado deve ser calcinado em temperaturas elevadas, procede-se a filtração através de papel filtro. O papel de filtro utilizado em análise quantitativa apresenta um resíduo de cinzas constante após a calcinação, sendo que uma folha circular utilizada numa filtração, após sua calcinação, apresenta um resíduo de cinzas de peso desprezível.
A filtração com auxílio do papel-filtro é feita por gravidade, sem sucção. O papel-filtro circular é dobrado e inserido num funil de vidro, como está ilustrado na Figura 2, tomando-se o cuidado de umedecê-lo após sua inserção no funil, de modo a se obter uma boa aderência. O diâmetro do papel-filtro utilizado deve ser tal que sua parte superior deve estar de 1 a 2 cm abaixo da borda do funil de vidro.
Figura 2. Ilustração do preparo de papel-filtro
Faz-se a filtração por decantação transferindo-se primeiro o líquido sobrenadante e em seguida o precipitado. A transferência é feita com o auxílio de um bastão de vidro, recolhendo-se o filtrado em um béquer. A extremidade inferior da haste do funil deve ser encostada na parede interna do béquer usado no recolhimento do filtrado, como visto na Figura 3:
Figura 3. Ilustração de uma filtração por ação da gravidade e da transferência da suspensão para o funil.
Não se deve deixar o precipitado secar no filtro durante a filtração, pois se isto acontecer formar-se-ão canaletas na massa de precipitado, o que posteriormente, provocará uma lavagem deficiente do mesmo. Deve-se manter durante toda a filtração o nível de solução a ¾ da altura do papel-filtro no funil.
Lavagem: Após a filtração o precipitado deve ser submetido a um processo de lavagem, através do qual se remove parte da água-mãe que ficou nele retida e eliminam-se as impurezas solúveis e não voláteis na temperatura de secagem ou calcinação a que o precipitado será submetido. O líquido de lavagem deve ser usado em pequenas porções, obtendo-se assim uma eficiência maior do que seria obtida se fosse utilizado um pequeno número de grandes porções de líquido (considerando-se o mesmo volume total de líquido de lavagem nos dois casos).
O líquido de lavagem, de modo geral, deverá conter um eletrólito para evitar a peptização do precipitado. Este eletrólito deve ser volátil na temperatura de secagem ou calcinação a que será submetido posteriormente o precipitado, de modo a não deixar resíduo. Para reduzir a solubilidade do precipitado, deve-se ter como eletrólito um íon comum e, se possível, o líquido de lavagem deve ser usado a quente.
Para uma lavagem mais eficiente recomenda-se que, de início, somente a água-mãe seja transferida para o funil de filtração. O precipitado (ainda retido no frasco de precipitação) é então lavado, sob agitação, com uma porção da solução de lavagem, decantado e o líquido sobrenadante transferido para o funil. Repete-se este procedimento algumas vezes e, por fim, transfere-se a totalidade do precipitado para o funil e continua-se a lavagem diretamente no filtro. A seqüência de operações utilizadas na transferência de um precipitado é ilustrada esquematicamente na Figura 4.
Figura 4. Sequência de operações utilizadas na transferência de um precipitado.
Armazenamento: Para minimizar a absorção de umidade, as substâncias e materiais secos são armazenados em dessecadores. A Figura 5 apresenta os componentes típicos de um dessecador. Pode-se observar que o mesmo deve conter um agente secante, em sua parte inferior (cloreto de cálcio anidro, sulfato de cálcio anidro ou sílica gel) e ser submetido à vácuo. A fim de tornar os dessecadores livres de ar, unta-se as superfícies esmerilhadas da tampa com vaselina ou outro lubrificante.
Quando se remove a tampa de um dessecador, faz-se o uso de um movimento de deslizamento para minimizar a perturbação da amostra (Figura 6). Uma vedação é alcançada por uma pequena rotação e pressão sobre a tampa já posicionada.
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
- Pese o papel filtro que será utilizado.
- Pipetar uma alíquota de 1 mL da solução de nitrato de chumbo (II) 0,2 mol/L para um béquer de 250 mL e adicionar 25 mL de água destilada.
- Em seguida, adicionar neste béquer, 1 mL de uma solução de iodeto de potássio 0,5 mol/L. Aguardar cerca de cinco minutos.
- Filtrar o precipitado formado através de papel de filtro. Lavar o precipitado três vezes usando água destilada.
- Colocar o papel com o precipitado em um vidro de relógio e colocar no dessecador.
- Na próxima aula pese o conjunto precipitado + papel filtro e calcule o rendimento de produto obtido na reação.
3. PÓS-LABORATÓRIO
1) Escreva a equação da reação que ocorre e indique a cor dos produtos formados.
2) Qual o rendimento em % (m/m) de precipitado obtido?
3) Dos passos seguidos nessa aula, quais os possíveis erros cometidos que implicam no rendimento do produto final?
4. BIBLIOGRAFIA
BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: A Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 2005. 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., Fundamentos de Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage Learning, 9ª. Edição, 2015.
Aula 8 
Preparo de soluções 
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
	O preparo de soluções tem fundamental importância devido ao fato de que grande parte das reações ocorre em solução aquosa. 
	Define-se como solução uma mistura homogênea composta de uma ou mais substâncias, sendo que aquela em maior proporção denomina-se solvente e a em menor quantidade soluto.
	É importante ter conhecimento da maneira correta de expressar a concentração das soluções, ou seja, a relação existente entre a quantidade de soluto e a de solvente numa solução. As formas de expressar a concentração são bastante variadas. Observe alguns exemplos:
Concentração comum(C) 
É a relação entre a massa de soluto (em grama ) e o volume da solução (em litro)
Onde m = massa e V = Volume
Concentração em quantidade de matéria (M)
 É a razão entre o nº de mols de soluto o volume da solução em (litro).
Onde n = número de mols e V = Volume
Titulo 
É a razão entre massa (m) do soluto e massa da solução.
Diluição de soluções
Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado é a adição de solvente à solução, onde o número de mols do soluto, inicial e final, é o mesmo, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. 
Como o número de mols do soluto permanece inalterado durante a diluição, pode-se escrever:
 onde: M1=concentração da soluçãoinicial
 V1= volume de solução inicial
 M2= concentração da solução diluída
 V2= volume da solução diluída
2. OBJETIVO
Preparar de soluções ácidas e básicas 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Materiais e reagentes
Béquer de 100 mL
Bastão de vidro
2 balões volumétricos 100 mL 
2 balões volumétricos de 250mL
NaOH sólido
HCl concentrado
Pipeta volumétrica de 25 mL
Pipeta graduada de 10 mL
Vidro de relógio
Preparo da solução de NaOH a 1 mol L-1
Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 100 mL de uma solução de concentração 1 mol L-1. 
Pesar a quantidade calculada de NaOH, em balança analítica, utilizando um vidro de relógio. A pesagem deve ser efetuada o mais rápido possível, pois as pastilhas de NaOH hidratam-se muito rapidamente. 
Transferir as pastilhas de NaOH para um béquer de 100 mL com o auxílio de um bastão de vidro. 
Lavar o vidro de relógio, cuidadosamente, com auxílio de uma pisseta contendo água destilada, transferindo toda a água de lavagem para o béquer.
ATENÇÃO: CUIDADO PARA ESTA SOLUÇÃO NÃO ATINGIR OS OLHOS. USE ÓCULOS DE SEGURANÇA SEMPRE!
Dissolver cuidadosamente o sólido com o bastão de vidro até que ocorra a dissolução completa das pastilhas do NaOH. Evitar qualquer tipo de perda de material durante as etapas de dissolução e transferência da solução.
Transferir, quantitativamente, a solução do béquer para um balão volumétrico de 100 mL.
Tampar o balão e agitar com cuidado para que a solução fique homogênea. Transferir a solução para um frasco de polietileno (plástico). 
Preparo da solução de NaOH a 0,1 mol L-1
Calcular o volume de NaOH 1 mol L-1 necessário para preparar 250 mL de uma solução de NaOH a 0,1 mol L-1 .
A partir do volume calculado preparar a solução de NaOH a 0,1 mol L-1 . Guardar em frasco de polietileno, pois será utilizada na próxima aula.
Preparo da solução de HCl 1 mol L-1
Calcular o volume necessário de ácido clorídrico concentrado para preparar 100 mL de uma solução de HCl 1 mol L-1. 
Na capela, transferir o volume de HCl concentrado diretamente para um balão de 100mL contendo um pouco de água destilada. 
Avolumar o balão com água destilada, agitando-o a fim de homogeneizar a solução. 
Armazenar a mesma em um frasco de vidro.
Preparo da solução de HCl 0,1 mol L-1
Calcular o volume de HCl 1 mol L-1 necessário para preparar 250 mL de uma solução de HCl 0,1 mol L-1 .
A partir do volume calculado preparar a solução de HCl 0,1 mol L-1, utilizando um balão volumétrico de 250 mL. 
Guardar, pois será utilizada na próxima aula.
APÓS PREPARAR A SOLUÇÃO, IDENTIFIQUE CADA UMA DELAS COM ETIQUETA CONTENTO NOME DO GRUPO, DATA, NOME E CONCENTRAÇÃO DO REAGENTE.
4. PÓS LABORATÓRIO
Porque devemos utilizar a capela para manipular ácidos concentrados?
Porque a solução de hidróxido de sódio deve ser armazenada em frasco de polietileno?
A concentração das soluções preparadas nesta prática é confiável?
5. BIBLIOGRAFIA
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998.
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: Editora EduUFSCar, 2006.
CHRISTIAN, G. D. Analitycal Chemistry, 4ª ediçao, New York, John Wiley e Sons, 1986.
OHWEILER, O. A. Química Analítica Quantitativa, 3ª edição, Rio de Janeiro, Livros técnicos e científicos, 1978, vols. 1 e 2.
Aula 9
Padronização de solução 
	
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
O processo de padronização possibilita verificar o quanto a concentração da solução preparada aproxima-se do valor real. 
Para a correção da concentração utiliza-se como referência substâncias que possuem características bem definidas: os padrões primários. 
O procedimento para a padronização consiste na titulação da solução de concentração a ser determinada com uma quantidade definida de um padrão primário adequado.
Características básicas de um padrão primário
A substância deve ser de fácil obtenção, purificação, conservação e secagem;
Deve possuir uma massa molar elevada, para que os erros relativos cometidos nas pesagens não sejam significativos;
As impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida;
Deve ser estável ao ar sob condições ordinárias, se não por longos períodos, pelo menos durante a pesagem; 
Não deve ser higroscópico, eflorescente, nem conter água de hidratação;
Deve apresentar alta solubilidade;
As reações que participa devem ser rápidas e praticamente completas;
Não deve formar produto secundário e ser fotossensível.
Titulação	
	A titulação é uma técnica de análise empregada para determinar a concentração de soluções. 
Nesta técnica faz-se reagir uma solução de concentração conhecida com uma solução de concentração desconhecida. 
Estas soluções são misturadas cuidadosamente e gradualmente na presença de uma substância que indica o término da reação (indicador). 
A solução de concentração conhecida é preparada pela dissolução de um padrão primário. 
A partir dos volumes das soluções e do conhecimento da estequiometria da reação química é possível determinar a concentração da solução desconhecida. 
A Figura 1 ilustra o processo de titulação e os aparatos tipicamente utilizados.
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Figura 1. Representação do processo de titulação.
É bastante comum o emprego das titulações quantitativas de neutralização, ou seja, aquelas em há reação entre um ácido e uma base. O caráter químico da reação pode ser:
Neutro: reação entre um ácido forte e base forte, pH=7
Ácido: reação entre ácido forte e base fraca, pH< 7
Básico: reação entre ácido fraco e base forte, pH > 7
	Durante a titulação adiciona-se a solução titulante ao titulado até que se atinja o ponto de equivalência (ponto final teórico), ou seja, o momento em que essas duas soluções reagirem totalmente. 
Em uma reação ácido-base o ponto de equivalência é evidenciado quando as quantidades de ácido e de base se encontram nas proporções estequiométricas da reação:
 nácido = nbase (1)
onde: n= número de mols 
A concentração em quantidade de matéria é dada por:
 
 (2) 
onde: M = concentração em quantidade de matéria; n = número de mols e V = volume ( L)
Isolando número de mols da equação (2) temos : 
 (3)
Substituindo (3) em (1) temos:
Mácido Vácido = Mbase Vbase
	Na prática, é difícil determinar exatamente o ponto de equivalência, sendo detectado, então, o ponto final da titulação. 
Para identificá-lo é necessário fazemos uso de indicadores, isto é, compostos que se comportam como ácido ou base fracos e que adquirem coloração diferentes em determinadas faixas de pH. 
É importante ressaltar que a escolha do indicador irá depender da reação ácido-base que se deseja realizar, ou seja, da faixa de pH da mesma.
2. OBJETIVO
Padronizar soluções ácidas e básicas utilizando a técnica de titulação.
3. MATERIAIS E REAGENTES
1bureta de 50 mL
6 erlenmeyer de 125 mL
Biftalato de potássio sólido 
Solução de NaOH 0,1 mol L-1
Solução de HCl 0,1 molL-1
Solução alcoólica de fenolftaleína 0,1%
Biftalato de potássio (KHC8H4O4) previamente seco em estufa a 110 oC por 2 h e resfriado em dessecador até temperatura ambiente.
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1. Padronização do NaOH 0,1 mol L-1
Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para reagir com aproximadamente 12 mL da solução de NaOH 0,1 mol L-1 preparada na aulaanterior.
Pesar, em balança analítica, o biftalato de potássio (KHC8H4O4) em um béquer pequeno e em seguida transferir quantitativamente para um erlenmeyer, utilizando cerca de 25 mL de água. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína.
Adicionar em uma bureta de 50 mL a solução de NaOH 0,1 molL-1 e titular com a solução de biftalato de potássio contida no erlenmeyer.
Repetir por três vez (triplicata).
Calcular a concentração real da base.
Calcular o erro relativo.
4.2. Padronização do HCl 0,1 mol L-1
Adicionar em um erlenmeyer 25mL de HCl 0,1 mol L-1 preparada na aula anterior. 
Adicionar 2 gotas de fenolftaleína e titular com NaOH 0,1 mol L-1padronizada.
Repetir por três vez (triplicata).
Calcular a concentração real do ácido.
Calcular o erro relativo.
5. PÓS LABORATÓRIO
Quais as reações envolvidas nesta prática?
Porque se deve utilizar no máximo 3 gotas de fenolftaleína? Como se explica a presença de duas cores num mesmo indicador? 
Descreva o procedimento se na padronização do HCl fosse empregando carbonato de sódio. Qual o indicador que poderia ser utilizado? Por que o HCl durante a prática pode ser padronizado com a solução de NaOH ?
Quais são as fontes de erros na padronização de soluções?
6. BIBLIOGRAFIA
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998.
ROCHA-FILHO, R. C.; SILVA, R. R., Cálculos Básicos de Química, São Carlos: Editora EduUFSCar, 2006.
OHWEILER, O. A. Química Analítica Quantitativa, 3ª edição, Rio de Janeiro, Livros técnicos e científicos, 1978, vols. 1 e 2.
Aula 10 
Misturas de soluções
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
	É muito comum, em um laboratório químico, preparar uma solução através da mistura de duas ou mais soluções, as quais poderão ser constituídas de um mesmo soluto ou de solutos diferentes. Neste último caso, poderá ocorrer de os solutos reagirem entre si ou não reagirem entre si. Em todas as situações apresentadas abaixo, estaremos considerando que o solvente é sempre mesmo.
Mistura de soluções de um mesmo soluto
Neste caso, são misturadas soluções que apresentam o mesmo soluto, mas em concentrações diferentes. A solução obtida apresenta concentração intermediária às das soluções misturadas. A massa total de soluto da mistura será a soma das massas dos solutos das soluções iniciais. Da mesma forma, o volume da mistura será a soma dos volumes das soluções iniciais. Consequentemente temos:
n1 + n2 = n3
Onde:
M1= concentração da solução 1; 		V1 = volume da solução 1;
M2= concentração da solução 2; 		V2 = volume da solução 2.
M3 = concentração da mistura; 	 V3 = volume da mistura;
Mistura de soluções de diferentes solutos que reagem entre si
Ocorre reação entre as substâncias que compõe a mistura. Para que a reação seja completa entre os solutos, os volumes misturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reação química.
Porém, pode ocorrer duas situações: 
1ª: os dois solutos estão em quantidades exatas para reagir (proporções estequiométricas). Reagem totalmente; 
2ª: os dois solutos estão em quantidades diferentes para reagir. Nesse caso, haverá sobra de um deles. 
n1 - n2 = n3
Onde:
M1= concentração da solução 1; 		V1 = volume da solução 1;
M2= concentração da solução 2; 		V2 = volume da solução 2.
M3 = concentração da mistura ; 	 V3 = volume da mistura; 
	A mistura de soluções que reagem entre si é muito utilizada na química para se determinar concentrações de soluções. A técnica é conhecida como titulação. Os casos mais comuns ocorrem quando juntamos solução de um ácido e solução de uma base; ou solução de um oxidante e solução de um redutor; ou soluções de dois sais que reagem entre si.
2. OBJETIVOS
Entender o processo de vários tipos de misturas.
Determinar quantitativamente o produto resultante de uma delas.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Material utilizado
bureta de 50 mL
1 béquer de 50 mL e 100 mL
2 béqueres de 250 mL
conta gota
2 erlenmeyer 250 mL
funil de vidro
pipeta volumétrica de 25 mL
pipeta graduada 
pêra 
pisseta
Reagentes
Solução HCl 0,1 e 0,05 molL-1
Solução de NaOH 0,1 molL-1
Solução padrão NaOH (0,08 molL-1)
Solução padrão HCl (0,04 molL-1)
Fenolftaleína 1%
3.1. Mistura de soluções de mesmo soluto. 
3.1.1. Preparo da solução de ácido clorídrico ( 0,08 mol L-1
- Calcular o volume das soluções de HCl 0,1 mol L-1 e 0,05 mol L-1 que deverão ser misturados para preparar 100 mL de solução HCl 0,08 mol L-1.
-Medir os volumes calculados utilizando provetas.
-Transferir os volumes calculados das soluções para um béquer e homogeneizar, obtendo assim 100 mL de solução HCl 0,08 mol L-1.
3.1.2. Padronização da solução de ácido clorídrico ( 0,08 mol L-1
- Em seguida, pipetar 25 mL da solução HCl 0,08 mol L-1 e transferir para um erlenmeyer.
 - Adicionar duas ou três gotas do indicador fenoftaleína.
 - Titular com solução padrão NaOH 0,1 mol L-1 até mudança da coloração do indicador de incolor para rosa. Lembrar de anotar o valor da concentração da solução padrão de NaOH realmente utilizada.
- Anotar o volume gasto na bureta. Fazer em duplicata.
- Determinar a concentração da solução
3.2. Mistura de soluções de diferentes solutos que reagem entre si
3.2.1. Preparo da solução de NaOH ( 0,04 mol L-1
- Calcular o volume necessário das soluções de NaOH 0,1 mol L-1 e HCl 0,05 mol L-1 que deverão ser misturados para que se obtenha 100 mL de uma solução de NaOH 0,04 mol L-1.
- Medir os volumes calculados utilizando-se proveta.
-Transferir os volumes calculados das soluções para um béquer e homogeneizar.
3.2.2. Padronização da solução de hidróxido de sódio ( 0,04 mol L-1
 
- Pipetar 25 mL da solução preparada no item anterior solução e transferir para um erlenmeyer. 
- Adicionar de 2 a 3 gotas de fenolftaleína
- Titular a solução básica com solução padrão de HCl (0,05 mol L-1) até mudança da coloração do indicador de rosa para incolor. Lembrar de anotar o valor da concentração da solução padrão de HCl realmente utilizada.
 - Anotar o volume gasto na bureta. Fazer em duplicata.
- Determinar a concentração da solução
4. BIBLIOGRAFIA
BROWN, LEMAY E BURSTEN. Química ciência central. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 1997.
BACCAN, J.C., BARONE, J.S., GODINHO, O. E. S. de Andrade, Analítica Quantitativa Elementar. 3ª Ed. São Paulo: Edgard Blucher.
VOGEL, A. Análise Inorgânica Quantitativa, 4ª edição, Rio de Janeiro, Editora Guanabara, 1981.
Aula 11
Preparação e Verificação das Propriedades 
de uma Solução Tampão
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
	Uma solução tampão é formada por uma mistura de ácido fraco e sua base conjugada em concentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de base fraca e seu ácido conjugado em concentrações aproximadamente iguais. Tais soluções têm a propriedade de variar muito pouco o seu pH quando a elas são adicionadas pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. Uma solução tampão é tão mais efetiva quanto mais próximas forem as concentrações do par conjugado e quanto mais elevados forem os valores absolutos dessas concentrações.
	Uma solução tampão cujo pH seja menor do que 7 pode ser preparada misturando-se um ácido fraco com um sal derivado do ácido fraco, por exemplo, ácido acético e acetato de sódio.
	Num sistema tamponado HA / A-, quando H+ ou OH- são adicionados ao tampão, ocorrem as seguintes reações de neutralização:
H3O+(aq) + A-(aq) ( HA(aq) + H2O(l) (absorção de H+) 
OH-(aq) + HA(aq) ( H2O + A-(aq) (absorção de OH-)
	O efeito do tampão é máximo quando [HA] = [A]
2. OBJETIVOSPreparar solução tampão a partir de uma solução de ácido acético e acetato de sódio.
Verificar as propriedades de uma solução tampão.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparação de uma solução tampão
A partir de ácido acético concentrado (98,8% p/p, 1,05 g mL-1, 60,05 g mol-1), cuja concentração em quantidade de matéria é 17,45 mol L-1, prepare 50 mL de solução de ácido ácetico 0,5 mol L-1 (( 1,43 mL);
A partir de acetato de sódio (82,05 g mol-1) prepare 50 mL de solução de acetato de sódio 0,5 mol L-1. (( 2,05 g);
Misture as duas soluções em um erlenmeyer e agite-o;
Verifique o pH da solução tampão preparada com o auxílio do papel indicador de pH. Anote esse valor.
Verificação das propriedades de uma solução Tampão
Meça 10 mL da solução tampão e adicione 1 mL de HCl 0,1 mol L-1. Agite o sistema e verifique o pH;
Meça 10 mL da solução tampão e adicione 1 mL de NaOH 0,1 mol L-1. Agite o sistema e verifique o pH;
Verifique o pH da água destilada e anote;
Meça 10 mL de água destilada e adicione 1 mL de HCl 0,1 mol L-1. Agite e verifique o pH;
Meça 10 mL de água destilada e adicione 1 mL de NaOH 0,1 mol L-1. Agite e verifique o pH;
Arrume o material utilizado e organize a bancada.
4. PÓS-LABORATÓRIO
A solução preparada é realmente uma solução tampão? Por quê?
Quais são os componentes da solução tampão preparada?
Que conclusões você pode tirar sobre as propriedades de uma solução tampão a partir dos dados obtidos? Justifique mostrando as equações.
5. BIBLIOGRAFIA
HARRIS, D. C. Química Analítica Quantitativa. Rio de Janerio: LCT, 2002.
BROWN, LEMAY E BURSTEN. Química, A Ciência Central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
VOGEL, A. Análise Inorgânica Quantitativa, 4ª edição, Rio de Janeiro, Editora Guanabara, 1981.
Aula 12 
Velocidade das Reações Químicas
1. INTRODUÇÃO
	 Cinética química é uma ciência que estuda a velocidade das reações químicas e dos fatores que nela influem. A formação de uma substância pode ocorrer de forma rápida ou lenta dependendo das condições em que a reação é efetuada. Sua importância é muito ampla, na indústria, na produção de remédios, em nosso corpo humano,etc.
	Durante uma reação química, as quantidades de reagentes diminuem com o passar do tempo, e as quantidades de produtos aumentam. È possível descrever a velocidade com base no aumento da concentração de um produto ou na diminuição da concentração de um reagente por unidade de tempo. 
	Para que uma reação química ocorra, as moléculas dos reagentes devem se aproximar, de modo que os átomos possam ser trocados ou rearranjados. Os átomos e as moléculas são móveis na fase gasosa ou em solução e, portanto, as reações são realizadas freqüentemente usando-se uma mistura de gases ou soluções dos reagentes. Sob essas circunstâncias, diversos fatores afetam a velocidade de uma reação, entre os quais se destacam:
a) Natureza dos reagentes: reações entre íons são geralmente rápidas e entre moléculas são na maioria das vezes lentas.
b) Quantidade ou concentração dos reagentes: o aumento da concentração de um reagente leva a uma velocidade maior da reação, isso se deve à maior freqüência de choques efetivos entre as espécies reagentes.
c) Temperatura: quando se aquece um sistema, aumenta-se a energia das moléculas, aumentando, portanto, a eficiência dos choques intermoleculares e, conseqüentemente, a velocidade da reação química.
d) Catalisador: são substâncias que, por processos um pouco complexos, têm a capacidade de diminuir a barreira (energia de ativação) de uma reação química, causando, portanto, de modo geral, aumento na velocidade da reação química.
	Como já descrito anteriormente, fenômenos químicos ou reações químicas ocorrem em diferentes velocidades, algumas são muito rápidas, como é o caso da maioria das reações entre íons em solução. Outras são mais lentas, como a reação entre o metal ferro e o ácido sulfúrico, conforme a reação:
Fe (s) + H2SO4 (aq) → FeSO4 (aq) + H2 (g)
	Outras, ainda, são extremamente lentas, como a reação entre H2 e O2, na formação da água, em condições ambientais normais. Em geral, as reações que não envolvem reagrupamento de ligações são mais rápidas, embora haja exceções.
	Neste experimento será estudada a velocidade de reação entre os íons permanganato e sacarose, em meio ácido: 
 C12H22O11+ 25 MnO4- +2 H+ 12 CO2 + 25 Mn2+ + 12 H2O 
	O íon permanganato (MnO4-) apresenta a cor violeta e ao reagir com a sacarose (C12H22O11), em meio ácido, forma MnO (Mn2+) que é incolor. A velocidade desta reação pode ser medida através do tempo necessário para descorar a solução após a adição do permanganato. 
2. OBJETIVO
Verificar o efeito da temperatura e da concentração sobre a velocidade de uma reação química. 
3. MATERIAIS E REAGENTES
Béquer de 100 mL
Cronômetro
Pipetas graduadas de 10 mL
Rolha de borracha
Placa aquecedora 
Termômetro
Tubos de ensaio
KMnO4 0,0025 molL-1
Sacarose 1 molL-1
H2SO4 2 molL-1
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Efeito da Temperatura
	Nesta experiência a concentração dos reagentes é mantida constante, variando-se apenas a temperatura.
	Dispor seis tubos de ensaio em um suporte e distribuir as soluções segundo a tabela abaixo:
Tabela 1: Dados para análise do efeito da temperatura na velocidade das reações químicas
	Tubos
	Sacarose 1 mol.L-1
	H2O
	H2SO4 2 mol.L-1
	KMnO4 0,0025 mol.L-1
	Tubo 1
	6 mL
	6 mL
	2 mL
	-
	Tubo 2
	6 mL
	6 mL
	2 mL
	-
	Tubo 3
	6 mL
	6 mL
	2 mL
	-
	Tubo 4
	-
	-
	-
	4 mL
	Tubo 5
	-
	-
	-
	4 mL
	Tubo 6
	-
	-
	-
	4 mL 
- Colocar os tubos 1 e 4 em banho de gelo. Quando a temperatura atingir cerca de 0°C, misturar rapidamente os conteúdos dos tubos em um único, voltando-os rapidamente para o banho de gelo. É importante anotar a temperatura em que a reação ocorreu. Não deixe de marcar o tempo de reação e anota-lo na Tabela 2.
- Colocar os tubos 2 e 5 em banho-maria. Esta reação deverá ser realizada em temperatura próxima de 50°C. Anotar o tempo.
- Os tubos 3 e 6 restantes encontram-se a temperatura ambiente. Misturá-los rapidamente e anotar o tempo da reação. 
 Tabela 2: Dados obtidos em relação a influência da temperatura sobre a velocidade de reação. 
	Número tubo de ensaio
	Tempo de descoramento (s)
	Temperatura de descoramento
	1 + 4
	
	
	2 + 5
	
	
	3 + 6
	
	
Efeito da concentração
	Em um suporte para tubos de ensaio, colocar cinco tubos numerados e distribuir as soluções segundo a tabela abaixo:
Tabela 3: Dados para análise do efeito da concentração na velocidade das reações químicas
	Tubos
	Sacarose 1 mol.L-1
	H2O
	H2SO4 2 mol.L-1
	KMnO4 0,0025 mol.L-1
	Tubo 1
	12 mL
	-
	2 mL
	-
	Tubo 2
	10 mL
	2 mL
	2 mL
	-
	Tubo 3
	8 mL
	4 mL
	2 mL
	-
	Tubo 4
	6 mL
	6 mL
	2 mL
	-
	Tubo 5
	4 mL
	8 mL
	2 mL
	-
	Tubo 6
	-
	-
	-
	 4 mL
	Tubo 7
	-
	-
	-
	4 mL
	Tubo 8
	-
	-
	-
	4 mL
	Tubo 9
	-
	-
	-
	4 mL
	Tubo 10
	-
	-
	-
	4 mL
	Transferir o conteúdo do tubo 6 para o tubo 5. Tampar a extremidade do tubo com uma rolha e agitar rapidamente, virando o tubo de cabeça para baixo por duas ou três vezes. Marcar o tempo (em segundos), desde o momento em que se iniciou a adição até o descoramento da mistura. Anote o tempo gasto para a reação.
	Prosseguir da mesma forma com os outros tubos: Ou seja, transferir o conteúdo do tubo 7 para o tubo 4.	
Transferir o conteúdo do tubo 8 para o tubo 3. 
	Transferir o conteúdo do tubo 9 para o tubo 2.
 Transferir o conteúdo do tubo 10 para o tubo 1.
Anotar o tempo gasto para cada reação na Tabela 4.
	Calcular a concentração da sacarose em cada tubo de ensaio, imediatamente após a mistura, isto é, antes da reação ocorrer. Com os dados obtidos, construir um gráfico da