relatorio funçoes da quimica inorganica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO – UFRJ
Professora: Márcia Nogueira da Silva de la Cruz
Aluna: 
Prática n° 2: Funções da Química Inorgânica 
 
Relatório: 02
 Data: 06/04/2018
 Turma: Sexta-feira – INA – lab 505
 
 Disciplina: Química Analítica Experimental – IQA112
 
 Curso: Nutrição
 
QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL
Funções da Química Inorgânica
Niterói
2018
1. Introdução
 Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram agrupadas em funções químicas. As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são conhecidos como as funções da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos e sais. Há também as funções orgânicas que são constituídas pelo elemento carbono.
2. Objetivo
 O propósito da experiência foi identificar e preparar algumas soluções básicas e ácidas em laboratório, assim verificando algumas propriedades funcionais dos ácidos e bases através de indicadores.
3. Materiais e reagentes
Óxidos
I) Obtenção de Oxigênio e Formação de Óxido
- 1 Béquer de 100 mL
- 1 Vidro de relógio
- Enxofre ( pequena quantidade)
- Magnésio ( 1 folha)
- Espátula de metal
- Proveta de 10 mL
- 1 a 2 mL de água destilada
- Papel tornassol azul e vermelho
- Bico de Bunsen
Método:
1- Com a espátula de metal pegar uma pequena quantidade de enxofre e aquece-la na chama do bico de Bunsen, até obter a fusão. Observar.
2- Em seguida, introduzir a espátula rapidamente, no béquer vazio e tampar com o vidro de relógio, com a parte convexa virada para dentro do béquer.
3- Com o auxílio da proveta de 10 mL, adicionar 1 ou 2 mL de água destilada no béquer . Agitar.
4- Colocar na solução um pedaço de papel de tornassol azul. Agitar e observar.
5- Repetir os passos anteriores substituindo o Enxofre pelo Magnésio e o papel de tornassol azul pelo vermelho.
 4. Resultados e discussão
Óxidos
I) Obtenção de oxigênio e formação de óxido
a) Oxidação do Enxofre
 O Enxofre é um ametal e, ao sofrer combustão, gera um óxido ácido que em contato com a água, forma um ácido. 
 O Enxofre possui um cor amarela e tem aspecto granulado. Ao aquecermos um pequena quantidade desse ametal, com a ajuda do Bico de Bunsen, conseguimos a sua combustão com liberação e Dióxido de Enxofre, já que houve reação com o oxigênio.
 Esse Dióxido de Enxofre (SO2) ao continuar reagindo com o O2, gera o óxido sulfúrico (SO3). O SO3 ao ser colocado dentro do béquer e tampado com o vidro de relógio, podemos observar a liberação de seu gás que possui um aspecto cinzento. Logo em seguida, ao adicionarmos a água destilada no béquer, ela reage com o SO3, que por fim, forma o ácido sulfúrico (H2SO4) em estado líquido.
 Ao colocarmos na solução o papel de tornassol azul, que é um indicador, ele fica rosa. O que comprova que a solução H2SO4 que foi formada, é de caráter ácido.
S + O2 SO2 (óxido sulfuroso)
 ∆
SO2 + O2 2SO3 (óxido sulfúrico)
SO3 + H2O H2SO4 (ácido sulfúrico)
b) Oxidação do Magnésio
 O Magnésio é um metal alcalino terroso e, com a sua combustão, gera um óxido básico. Sendo assim, ao reagir com a água, forma uma base.
 Esse metal alcalino terroso é sólido e possui cor prata, ao ser aquecido com o auxílio do bico de Bunsen, reage com o oxigênio e sofre combustão.
 Ao sofrer combustão, o Magnésio, emiti uma luz branca intensa (flash) que forma o óxido de Magnésio e, agora, passa a possuir um aspecto sólido e de cor branca. Essa substância que foi formada, é colocada dentro do béquer e tampada com o vidro de relógio, para logo em seguida, ser reagida com a água destilada.
 
 Com a adição da água destilada, observa-se a formação de uma substância de cor esbranquiçada Mg(OH)2, hidróxido de magnésio, uma base.
 Para comprovar a basicidade da substância, é posto um papel de tornassol de cor rosa na solução e ele, por fim, fica azul. Comprovando assim, o caráter básico da substância formada.
3.2) Materiais e reagentes
Ácidos e Bases
II) Determinação da acidez e basicidade utilizando indicadores
-Placa de toque
-Pipeta
-Água destilada
-Papel tornassol (azul e rosa)
-Fenolftaleína
-Suco cítrico (limão e laranja)
-Vinage
-HCl diluído
-Leite de Magnésia
-Soda cáustica
Método:
1- Nas cinco cavidades de uma placa de toque colocar:
 
a) 2 gostas de água destilada, em cada.
2- Transferir para cada cavidade, respectivamente:
1 pedaço de papel de tornassol vermelho (rosa).
1 pedaço de tornassol azul.
1 gota de alaranjado de metila.
1 gosta de fenolftaleína.
A última cavidade será utilizada como referência para a cor da substância.
3- Repetir os procedimentos descritos nos itens 1 e 2, substituindo a água destilada (letra a) por: b)suco de laranja; c) vinagre; d) HCl diluído; e) suco de limão; f) leite de magnésia e g) soda cáustica (NaOH).
4.2) Resultados e Discussões
Ácidos e Bases
II)Determinação da acidez e basicidade utilizando indicadores.
 Na química, existem três teorias sobre ácidos e bases. São elas:
1 - Teoria de Arrhenius: Ácido é toda substância que em água, se ioniza e produz cátion Hidrogênio( H+). E a Base é toda substância que em água, se ioniza e produz o ânion OH-, também chamado de hidroxila.
2- Teoria de Bronsted - Lowry: Ácido é toda substância que em água produz o cátion Hidrogênio H+. E a base Base é toda substância capaz de receber H+,
3- Teoria de Lewis: Ácido é toda substância capaz de receber elétrons. E Base é toda substância capaz de doar elétrons.
 A tabela abaixo representa o que foi observado no experimento:
a)
	
Substâncias
	Indicador
	Classificação da substância quanto ao PH
	Faixa de PH
	
	
	Tornassol
	
	
	
	
	Alaranjado de metila
	Azul
	Vermelho
	Fenolftaleína
	
	
	água
	Alaranjado
	Azul
	Vermelho
	Incolor
	Neutra
	≈7,0
	Suco de laranja
	avermelhado
	Vermelho
	Vermelho
	Incolor
	Ácida
	3,1 – 4,4
	Vinagre
	Avermelhado
	Vermelho
	Vermelho
	Incolor
	Ácida
	3,1 – 4,4
	HCl diluído
	Avermelhado
	Vermelho
	Vermelho
	Incolor
	Ácida
	3,1 – 4,4
	Suco de limão
	Avermelhado
	Vermelho
	Vermelho
	Incolor
	Ácida
	3,1 – 4,4
	Leite de Magnésia
	Alaranjado
	Azul
	Azul
	Rosa intenso
	Neutra
	8,0 – 10,0
	Soda cáustica
	Alaranjado
	Azul
	Azul
	Roxo
	Neutra
	10,0 - 14,0
 Usando como base para estudo, o conceito de Arrhenius obtivemos as seguintes reações químicas das sustâncias:
	Substâncias
	Reações químicas
	Água
	H2O → H+ + OH-
	Suco cítrico
	H3C6H5O7 + H2OH2C6H5O7(aq) + H+ (aq)
	Vinagre
	CH3COOH + H2O H3O+(aq) + CH3COO- (aq)
	HCl diluído
	HCl + H2O H+(aq) + Cl-(aq)
	Leite de Magnésia
	Mg(OH)2 + H2O Mg2+(aq) + 2OH-(aq)
	Soda cáustica
	NaOH + H2ONa+(aq) + OH-(aq)
3.3) Materiais e reagentes
Sais
III) Formação de Íons
- 7 Béqueres de 100 mL
- Água destilada
- Cloreto de Sódio (NaCL)
- Açúcar
- Ácido acético (CH3COOH)
- Ácido clorídrico (HCl)
- Hidróxido de sódio (NaOH)
- Sulfato de cobre (Cu2SO4)
- Eletrodo com lâmpada
Métodos
Separou-se os 7 béqueres. Transferiu-se, aproximadamente, 60mL de água destilada para o primeiro béquer. 
No segundo, dissolveu-se, cerca de 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 50mL de água destilada. 
No terceiro, adicionou-se, aproximadamente,1g de açúcar em 50mL de água destilada. Agitou-se até a dissolução se completar. 
Nos demais, transferiu-se, cerca de 50mL de solução diluída de ácido acético, ácido clorídrico, hidróxido de sódio e sulfato de cobre, respectivamente. 
Introduziu-se o eletrodo com a lâmpada nas soluções contidas nos béqueres e observou-se se a lâmpada acendeu ou não (passagem de corrente elétrica).
4.3) Resultados e discussão
Sais
III) Formação de Íons.
a) Para que uma solução líquida conduza eletricidade,é preciso que nesta solução existam íons. Segundo a teoria de Arrhenius, dissociação iônica é a separação dos íons quando uma substância iônica se dissolve na água.
 Algumas sustâncias são eletrólitos, então, quando dissolvidas em água, produz uma solução eletrolítica que conduz corrente elétrica.
b) Dá o nome de substâncias eletrolíticas as soluções que, quando dissolvidas em água, conduz corrente elétrica.
c) Visto que as soluções de água e açúcar não contém íons e, desse modo, não são condutoras de corrente elétrica, a lâmpada não se acendeu.
 Ordem crescente de condutividade elétrica: 
CH3COOH(ácido acético)< Cu2SO4 (sulfato de cobre) < NaCl (cloreto de sódio) < NaOH (hidróxido de sódio) < HCl (ácido clorídrico).
5) Conclusão
 Os experimentos e resultados obtidos permitiram comprovar o conceito de Arrhenius. Identificar ácidos e bases nem sempre foi tão fácil como atualmente. Hoje, isso é possível em decorrência de instrumentos como por exemplo, indicadores de ácido-base, que possibilitam esse feito. Logo, ao final do experimento, tivemos como conclusão que ao utilizarmos indicadores, podemos identificar a presença dessas funções através de íons H+ ou íons OH-, determinando,assim, a basicidade e a acidez das substâncias.
6) Referências
Livro: Princípios básicos de Química. Volume 2.
Silva, Ronaldo Henriques da; Silva, Edson Braga da. Princípios básicos de Química. Volume 2. São Paulo:  Harper & Row do Brasil, 1982.
 Química na abordagem do cotidiano. Volume único. Tito e Canto: Peruzzo, Tito Miragaia; Canto, Eduardo Leite do. São Paula: Moderna, 1996.
Slide usado na aula: Cruz, Marcia Nogueira da Silva de la. Funções da Química inorgânica. 25 slides.
Placa de toque 
 Pipeta 
 Água destilada 
 Papel de tornassol (rosa e azul) 
 Alaranjado de metila 
 Fenolfta leína 
 Suco cítrico (substituindo o suco de limão e de laranja) 
 Vinagre 
 HCl diluído 
 Leite de magnésia 
 Soda cáustica 
 Procedimento: