Apostila Lab. Química USJT

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Experimentos de Química
Curso de Engenharia
U.S.J.T
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APRESENTAÇÃO:
 Esta publicação sobre experiências de Química Geral visa atender à primeira série das
Faculdades de Engenharia. Houve a preocupação na minimização do custo da aparelhagem
e no maior desenvolvimento dos conceitos da Química, tais como:
- Método Científico;
- Tipos de Reações Químicas;
- Concentrações, Massas Moleculares, Mol e Número de Avogadro;
- Velocidade e Calor de Reação;
- Análises Gravimétrica e Volumétrica (Titrimétrica);
- Leis dos Gases;
- Polímeros;
- Dureza da Água.
 Cada experiência compõe-se de três partes:
- Introdução Teórica;
- Procedimento Experimental Acompanhado de Esquemas;
- Relatório Dirigido, com Encaminhamento dos Cálculos.
 Os autores são professores que possuem longa experiência no ensino da Química Experimental,
nos cursos básicos das Faculdades de Engenharia.
Os autores
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Os Autores
Mercedes Pela
• Bacharel e Licenciada em Ciências e Matemática pela Faculdade São Judas
Tadeu.
• Bacharel e Licenciada em Química, Química Tecnológica e Química
Industrial pela Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de São Bernardo
do Campo.
• Especialização em Química - CAPES.
• Professora Assistente da Universidade São Judas Tadeu.
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ORIENTAÇÃO PARA O LABORATÓRIO
 1. Leia minuciosamente o texto, antes de iniciar o experimento (10 minutos), para evitar acidentes
e ter melhor rendimento em aula.
 2. O professor pode fazer chamada oral sobre o experimento lido, caso haja necessidade e
tempo de aula.
 3. Atenção durante as explicações do Professor.
 4. Anote todos os dados obtidos ou fornecidos pelo Professor.
 5. Não se assuste quando seus resultados forem eliminados pelo Professor. Discuta com ele as
possíveis causas que afetaram seu mau resultado.
 6. Terminado o experimento, limpe e ordene o material que seu grupo recebeu, sem o
professor precisar pedir.
 7. Não contamine os materiais.
 8. Não estrague os frascos de soluções, trocando as pipetas ou devolvendo soluções
erroneamente por falta de atenção, já que o professor dá todas as orientações antes da aula.
 9. Não coma e não beba nada dentro do laboratório.
10. Sujou a bancada ou o chão, favor limpar. Caso não saiba pergunte ao professor.
 11. No laboratório NÃO é permitido chinelo, bermuda, cabelos longos soltos, bonês, gorros,
fumar e outras coisas que vão surgindo e que possa ocorrer acidentes.
 12. É obrigatório para os alunos o uso do avental branco e óculos de segurança.
 13. Os relatórios são manuscritos à tinta e entregues nas datas previstas em calendário.
 14. Leia atentamente as Normas de Segurança.
15. Não trabalhe sentado, deixando o banquinho sempre debaixo da bancada, para evitar
acidentes.
 16. Não brinque com os equipamentos, soluções e experimentos do laboratório, pois você
desconhece o comportamento dos mesmos.
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NORMAS DE SEGURANÇA
1. Acidentes de qualquer natureza devem ser comunicados ao Professor.
2. Siga rigorosamente as instruções do texto e do Professor.
3. Durante a permanência no laboratório, evitar passar os dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos.
Lavar as mãos ao sair do laboratório.
4. Nunca provar as substâncias e nem tampouco aspirar gases ou vapores sem certificar-se
de que não são tóxicos.
5. Não aquecer reagentes em sistemas fechados.
6. Cuidado no uso do bico-de-gás. Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando
vazamentos.
7. Os tubos de ensaio contendo líquidos devem ser aquecidos pela parte do meio e não só
pelo fundo. Eles também não devem ser virados em direção às pessoas.
8. Evite contato de qualquer substância com a pele. Cuidado com os ácidos e bases
concentrados; se algum ácido ou algum outro produto químico for derramado, limpe o local
imediatamente.
9. Sempre adicione o ácido lentamente sob agitação sobre a água e não o contrário.
10. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.
11. Não deixe vidro quente em lugar onde possam pegá-lo.
12. Não jogue nenhum material sólido dentro das pias ou nos ralos. Jogue o lixo na lixeira
ou cesto.
13. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Segure-o
sempre com rótulo voltado para a palma da mão.
14. Use os materiais corretamente e cuidado com a sua manipulação.
15. Os frascos com produtos devem ficar sempre fechados após a utilização.
16. Verifique se as ligações e conexões estão seguras.
17. Durante o experimento, trabalhe de pé, com os bancos debaixo da bancada e com o
corpo afastado do equipamento, para evitar acidentes.
18. Não brinque com produtos químicos; o que você não conhece pode feri-lo.
19. Ao sair do laboratório, verifique se está tudo limpo, fechado (água, gás, luz, etc) e os bancos
nos lugares.
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20. Trabalhe sempre com método, atenção e calma.
21. Não seja irresponsável; atenda às normas e avisos de segurança.
22. Use pera de sucção para pipetar substâncias perigosas, quando o professor autorizar.
Preste atenção na explicação do professor quanto ao manuseio para evitar que entre solução
na pera e a estrague.
Lembre-se:
Laboratório é lugar de pesquisa, limpeza, higiene e organização, os quais aumentam
a confiabilidade.
ACIDENTES MAIS COMUNS
Queimaduras:
Leve: picrato de butesina
Grave: bicarbonato de sódio, NaHCO3
 
à 5 %
Ácido: Água corrente mais bicarbonato de sódio
Álcalis: Água corrente mais ácido acético, CH3COOH, à 1%
Olhos: Ácidos: água mais bicarbonato de sódio, 1 %
Álcalis: água mais ácido bórico, H3BO3 , à 1 %.
ANTÍDOTO UNIVERSAL
Contra ingestão de substâncias tóxicas: 1 colher de sopa do seguinte preparado:
2 partes de carvão ativo + 1 parte de óxido de magnésio + 1 parte de ácido tânico.
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APRESENTAÇÃO DOS PRINCIPAIS INSTRUMENTOS DE LABORATÓRIO
 Os experimentos exigem do aluno não só o conhecimento dos materiais mas sim a sua utilização
correta, de cada um deles. Portanto, favor ler com muita atenção as informações sobre o uso
dos materiais mais usados no laboratório.
ANEL OU ARGOLA:
Empregado como suporte do funil na filtração.
Este é preso a um suporte universal.
BALÃO DE FUNDO CHATO:
Empregado para aquecer líquidos ou soluções ou ainda fazer
reações com desprendimentos gasosos. Pode receber
aquecimento.
BALÃO VOLUMÉTRICO:
Empregado para o preparo de soluções. Existem materiais
de várias capacidades. Recipiente calibrado, de precisão,
destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma
dada temperatura.
BASTÃO DE VIDRO:
Bastão maciço de vidro. Serve para agitar e facilitar as
dissoluções e evitar que o líquido escorra pelo exterior do
béquer.
BECKER ou béquer:
Empregado para: transportar líquidos e sólidos; reações entre
soluções; dissolver substâncias; efetuar reações de
precipitação e aquecer líquidos.
BICO DE BUNSEN:
É a fonte de calor mais usada em laboratório. Em nossos
laboratórios, deve-se ABRIR, primeiro, o registro do Bico de
gás e, depois, o registro da bancada; para FECHAR, primeiro
o registro da bancada e depois o registro do Bico de gás,
evitando que o gás fique aprisionado na mangueira.
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BURETA:
Aparelho empregado em análises volumétricas. Deve ser
preenchida com o auxílio de um béquer e na posição fora do
suporte, evitando, assim, acidentes.
CADINHO:
Geralmente de porcelana, é empregado para calcinar
substâncias (aquecimento a seco e muito intenso)
Pode ser levado diretamente à chama.
CÁPSULA DE PORCELANA:
Empregado para recristalização, ou seja, evaporar líquidos.
CONDENSADOR:
Condensação dos vapores produzidos num sistema de
destilação.
CUBA DE VIDRO OU CRISTALIZADOR:
Empregado na cristalização de sais inorgânicos e orgânicos e
no auxílio de alguns experimentos.
DENSÍMETRO:
Aparelho de vários modelos e escalas; servepara medir a
densidade de líquidos, por imersão.
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ERLENMEYER:
Empregado para titulações, aquecimento de líquidos, para dissolver
substâncias e realizar reações entre soluções.
ESTANTES PARA TUBOS:
Suporte para tubos de ensaios.
FUNIL:
Empregado na filtração, para retenção de partículas sólidas. Não deve
ser aquecido.
FUNIL DE DECANTAÇÃO OU SEPARAÇÃO:
Empregado na separação de líquidos imiscíveis.
KITASSATO:
Filtração com sucção, ou a vácuo.
PINÇA DE MADEIRA:
Empregada para prender tubos de ensaio durante o aquecimento. Não
deve ficar perto da chama para não danificar.
PINÇA METÁLICA:
Empregada para manipular objetos aquecidos.
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PINÇA SIMPLES:
Empregada para segurar outros materiais como tubo de ensaio,
termômetros, etc. É presa ao suporte.
PIPETA GRADUADA:
Cilindro de vidro graduado, empregado para medir e transferir
pequenos volumes líquidos.
Não pode ser aquecido.
PIPETA VOLUMÉTRICA:
Empregada para medir e transferir certa quantidade de volume
de uma só vez. Possui maior precisão que a graduada.
PISSETA OU FRASCO LAVADOR:
Empregado para lavagem de materiais, através de jatos de
água, álcool ou outros solventes.
PROVETA OU CILINDRO GRADUADO:
Tubo graduado para medir e transferir líquidos.
Não pode ser aquecido.
SUPORTE UNIVERSAL:
Empregado como suporte em várias operações como: filtração,
condensação, destilação, sustentação de materiais, etc.
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TELA DE AMIANTO:
Suporte para materiais a serem aquecidos, possibilitando distri-
buição uniforme do calor.
TERMÔMETRO:
Aparelho empregado para medir a temperatura das substâncias.
Nunca se deve agitá-lo.
TRIÂNGULO DE PORCELANA:
Empregado como suporte para cadinho, sendo preso ao tripé,
durante o aquecimento.
TRIPÉ DE FERRO:
Suporte para aquecimento, empregado com tela de amianto.
TUBO DE ENSAIO:
Empregado para fazer reações em pequenas escalas, testes
de reações, etc. Alguns podem ser aquecidos.
VARETA DE VIDRO:
Cilindro de vidro oco, de baixo ponto de fusão; serve para
interligar peças, tais como: balões, condensadores, erlenmeyer,
etc.
VIDRO-RELÓGIO:
Lâmina de vidro de forma côncava; serve para análise, evapo-
ração, pesagem, etc.
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Fontes de Aquecimento - Bico de Gás
Nas aulas de laboratório trabalhamos com diversos materiais inflamáveis.
Quando precisamos aquecê-los num experimento podemos utilizar varios tipos de aquecedores:
bico de gás, banho-maria, banho de areia, chapa elétrica, manta elétrica, resistência, infra-
vermelho, etc.
Como medida de segurança, evite usar a chama direta ao manusear substâncias inflamáveis;
recomenda-se banho de areia ou manta elétrica.
A técnica correta para o aquecimento de um tubo de ensaio é:
- colocá-lo a 45° da chama do bico de gás, realizando sempre movimentos constantes do
centro do tubo para baixo;
- nunca posicionar a boca do tubo em direção às pessoas, pois a solução contida nele pode
espirrar, causando acidentes;
Os bicos de gás mais usados no laboratório são:
- Bico de Bünsen: a regulagem do gás é feita através do registro localizado na bancada;
- Bico Tirrill e Mecker: a regulagem do gás é feita pelo registro localizado na base do bico.
Para acender um bico de gás no laboratório proceda da seguinte maneira:
1. afaste qualquer material inflamável de perto do bico de gás;
2. verifique se o registro está aberto até a metade;
3. feche a janela do bico para evitar que ocorra combustão do gás no interior da haste do bico;
se isto acontecer, apague o fogo, deixe a haste esfriar completamente e volte a acender;
4. aproxime o fósforo ou o isqueiro aceso no topo da haste, abrindo devagar o registro da
bancada (cuidado com a pressão elevada do gás);
5. tome cuidado com os braços, mangas do avental, rosto ou qualquer outro material que esteja
próximo à chama do bico de gás;
6. abra a janela do bico para regular a mistura comburente e combustível; a cor da chama
passará de amarela (combustão incompleta) para azul (combustão completa);
7. a maioria das substâncias usadas em laboratório deve ter aquecimento brando, para que
não aconteça a decomposição das mesmas; não use o bico de gás como maçarico;
8. para desligar o bico de gás, feche inicialmente o registro da bancada e, em seguida, o
registro do bico de gás;
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A chama do gás apresenta duas regiões:
- cone interno: chama azulada; temperatura de ± 300°C ( a mais baixa da chama); há a
formação de CO, chamada de combustão incompleta e zona redutora.
- cone externo: chama azulada / incolor; temperatura de ± 1500°C (a mais alta da chama);
há a formação de CO2, chamada de combustão completa e zona oxidante,
As reações de queima são chamadas de combustão (combustível + comburente = produtos
+ calor).
Os combustíveis podem ser encontrados nos estados sólido (como a borracha), líquido (como
a gasolina) e gasoso (como o gás metano, CH4 conhecido como gás natural ou de rua; propano,
C3 H8 ; butano, C4 H10 conhecido como gás de botijão ou GLP, etc.).
Comburente: é o gás oxigênio (O2) do ar atmosférico.
A combustão pode ser:
- incompleta ou parcial: onde há falta de O2 , com formação de carbono (C=fuligem), CO
(monóxido de carbono) e H2O
- completa ou total: onde há excesso de O2, com formação de CO2 (dióxido de carbono ou
gás carbônico) e H2O.
Quanto maior for a variação no número de oxidação do átomo de C durante a combustão,
maior será o calor liberado por grama de combustível ou por litro de gás combustível.
Ex: C4-H4(g) + O2(g)
 
 C (s) + 2 H2O(v)
 
 + Q1
C4-H4(g) + 3/2 O2(g)
 
 C2+O(g) + 2 H2O(v)
 
 + Q2
C4-H4(g) + 2 O2(g) C
4+O2(g) + 2 H2O(v) 
 
+ Q3
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INTRODUÇÃO:
 Observar não consiste apenas em estar presente a um fato. É preciso ter atenção e observar
pacientemente o fato sabendo anotar os pontos mais importantes.
 Tente descrever, por exemplo, uma vela, uma caneta com tampa, uma caixa de fósforo, uma
borracha, etc, com todos os detalhes importantes pertencentes ao objeto. As informações que
você pode citar a respeito do mesmo de modo que o torne reconhecível por qualquer outra pessoa
que jamais o tenha visto.
Situações que carecem de significados:
- Origem do objeto;
- Sua localização;
- O nome ou marca do fabricante, etc.
Condições que podem ser importantes:
- Local de uso;
- Condições atmosféricas;
- Horário de uso, etc.
São Irrelevantes:
- O valor monetário ou intríseco do objeto;
- Os materiais empregados na elaboração do instrumento;
- Dificuldade na sua manufatura, etc.
 Procure não fazer interpretações de fatos, mas apenas descreva-os em forma de ítens e não
de frases.
PROCEDIMENTO:
1. Examine atentamente o instrumento em estudo antes de colocá-lo em condições de uso.
2. Numere o máximo de ítens observados.
3. Se necessário coloque o objeto em uso e observe atentamente seu comportamento.
EXPERIMENTO NO. 01
TÍTULO: DESCRIÇÃO DE UM INSTRUMENTO
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Anote as observações:
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EXERCÍCIO:
 1.Que é um fato empírico? E uma teoria?
 2. Que é aspecto qualitativo? E quantitativo?
 3. Que é uma investigação? E um experimento?
4. Que é uma interpretação? E uma observação?
EXPERIMENTO NO. 01
TÍTULO: DESCRIÇÃO DE UM INSTRUMENTO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_______________D________DATA ___/___/____
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INTRODUÇÃO:
MASSA ATÔMICA
 Nós sabemos que um átomo de urânio, um dos elementos pesados naturais, tem uma massa
de 3,95.10-22g, e que um átomo de hidrogênio, o mais leve dos elementos, tem uma massa de
1,674.10-24g. A massa verdadeira de um átomo é o valor desta massa em gramas, mas usaremos
uma escala relativa de massas atômicas por ser mais conveniente.
 As massas atômicas relativas são proporcionais às verdadeiras massas dos átomos.
Um elemento é escolhido como o padrão, e assume uma dada massa atômica, e todas as demais
massas atômicas são expressas em relação ao padrão.
 Entretanto, hoje sabemos que a maioria dos elementos ocorre naturalmente como uma mistura
de átomos com massas diferentes, chamados isótopos. Internacionalmente, foi escolhido, como
padrão das massas atômicas o carbono 12, que é o mais abundante isótopo do carbono, para o
qual foi atribuída a massa de exatamente 12 unidades.
 As massas atômicas, dadas nas tabelas e usadas na maioria dos cálculos, são médias e
refletem a composição da ocorrência isotópica da mistura de cada elemento na natureza.
 Deste modo, massa atômica é agora definida como uma média das massas dos átomos da
ocorrência natural do elemento em relação a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12.
PROCEDIMENTO:
 1. Tare um pedaço de papel manteiga; dobre-o em 4 (quatro), segundo suas diagonais e pese
nele uma amostra de zinco em pó, Zn, (m1).
 2. Coloque num béquer de 100 mL um volume da solução aquosa de sulfato de cobre (II), CuSO4
(1,0 mol/L), numericamente igual a 30 vezes a massa da amostra de Zn; aqueça a solução até
80 oC (sem deixá-la entrar em ebulição) e adicione o Zn em pó, com agitação. Mantenha o sistema
nessa temperatura durante 15 minutos, agitando ocasionalmente com o bastão de vidro.
 3. Pese um papel de filtro, seco, já dobrado e cortado junto com um vidro de relógio numerado
(m4) e anote o no do vidro de relógio.
 4. Coloque o papel de filtro num funil analítico raiado enquanto a reação se processa e molhe-o
com água destilada para melhorar a sua fixação no funil.
 5. Apague o fogo depois dos 15 minutos, coloque o béquer em cima da bancada, sobre uma
tela de amianto, e deixe a solução esfriar até a temperatura ambiente. Decante a maior parte do
líquido sobrenadante através do filtro e complete a filtração transferindo todo o material sólido
(precipitado) obtido (Cu) para o funil, com auxílio de água de uma pisseta.
EXPERIMENTO NO. 02
TÍTULO: MASSA MOLAR DO COBRE
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6. Lave o sólido com 2 porções de água destilada, deixando que cada uma se
esgote totalmente antes de adicionar a seguinte; a última água de lavagem deve ser incolor.
7. Lave o sólido com 2 porções de álcool etílico, C2H5OH, procedendo como no
ítem anterior, retire o papel do filtro, abra-o sobre o vidro de relógio e leve-o para secar na
estufa, a 70 o C.
8. Retire o vidro de relógio com o sólido avermelhado da estufa, deixe-o esfriar no dessecador
até a temperatura ambiente e pese o conjunto (m4).
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Dados Coligidos:
Calcule:
1. A massa de zinco empregada (mZn ).
mZn = m2 - m1
mZn =
2. A massa de cobre obtida (mCU).
mCu = m4 - m3
mCu =
3. Reação de simples troca ou deslocamento ou cementação.
4. A Massa Molar do cobre (estequiometria).
EXPERIMENTO NO. 02
TÍTULO: MASSA MOLAR DO COBRE
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
m1
m2
m3
m4
M
Massa do papel
Massa do papel + Zn
Massa do papel de filtro + vidro de relógio
Massa do papel de filtro + vidro de relógio + Cu
Massa Molar do zinco
g
g
g
g
g
Símbolo Grandeza Valor Unidade
65,4
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5) Erro relativo percentual do experimento.
Valorexperimental
 
 - Valorteórico
%E = .100
Valorteórico
%E =
Exercícios:
1. Defina Massa Atômica e Massa Molar.
2. Massa atômica e no de massa tem o mesmo significado? Justifique.
3. Qual a relação entre massa molar de um elemento químico e sua massa atômica?
4.Que é Constante de Avogadro? Qual o seu valor?
5. Qual a relação entre Constante de Avogadro e Massa Molar de um elemento químico?
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EXPERIMENTO NO. 03
TÍTULO: VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO, NA CNTP
INTRODUÇÃO:
 A lei de Avogadro conduz à conclusão de que são iguais os volumes ocupados pelas moléculas
grama dos diferentes gases nas mesmas condições de temperatura e pressão.
 Volume molar é o volume ocupado por um mol de qualquer gás nas condições normais de
temperatura e pressão (CNTP). Chama-se CNTP a temperatura de 273 K à pressão de 1atm ou
760 Torr ou 760 mmHg.
 O Volume Molar de qualquer gás na CNTP é constante e mede 22,4 L / mol.
PROCEDIMENTO:
1. Meça o comprimento da fita de magnésio (l), dobre a fita ao meio, tendo o cordão preso ao
meio da mesma.
2. Feche o registro da Bureta e coloque água destilada até a marca do 50.
3. Transfira essa quantidade de água (até a parte superior do registro - NÃO É PARA ESCOAR
TODA A ÁGUA DA BURETA); para uma proveta de 10 mL. Leia o volume "morto" (Vm). Despeje
a água na pia.
4. Meça 10 mL de ácido clorídrico diluído(5,0mol/L) e transfira para a bureta.
solução
de HCl
água
gás hidrogênio misturado com vapor
de água
fita de magnésio presa por
uma linha, para facilitar a
reação
Leitura de volume, sem erro de paralaxe; a
linha visual deve ser horizontal e tangenciar
o menisco, na sua parte inferior (vértice).
errado
certo
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5. Incline a bureta e acrescente cuidadosamente água no seu interior, sem misturar com ácido,
enchendo-a completamente, arrolhe a bureta deixando a fita de magnésio na água (NÃO DEIXE
AR).
6. Em um Bequer de 250 mL, coloque 200mL de água da torneira, inverta a bureta fechando o
orifício da rolha com o dedo indicador. Prenda-a na garra e espere a reação cessar completamente.
7. Bata levemente na bureta para remover as bolhas de gás hidrogênio presas à superfície do
cordão ou parede do vidro.
8. Vede o orifício da rolha, remova a bureta do béquer e coloque-a na proveta de 2 L com água.
9. Ajuste o nível da solução com o da água. Anote o volume de solução (Vf), (CUIDADO - ESCALA
INVERTIDA).
10. Lave bem o material e coloque a bureta de cabeça para baixo na garra.
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Dados Coligidos:
Calcule:
1. A massa de magnésio:
mMg = l . µ l
2. O volume de gás hidrogênio recolhido:
VH2 = 50 + Vm - Vf
3. A pressão de vapor (interpolação):
4. A pressão exercida pelo gás:
PH2 = Patm - Pvapor
EXPERIMENTO NO. 03
TÍTULO: VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA___/___/____
l
Vm
VF
Tamb
P
µ
 l
Pvapor
Comprimento da fita
Volume "morto"
Volume final da solução
Temperatura ambiente
Pressão atmosférica
Densidade linear
Pressão de vapor-interpolação
m
mL
mL
oC
atm
g / m
mmHg
Valor Grandeza Unidade Símbolo
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5. A temperatura absoluta da solução:
 TH2 = To + Tamb
6. Utilizando a equação geral dos gases, calcule o volume molar de H2 convertendo-o na CNTP:
PO . VO PH2 . VH2
______ ________
 TO TH2
VO = litros
7. O volume molar experimental do gás hidrogênio na CNTP, sabendo que Mg=24,3 u.
mMg ________________ VO
24,3g ___________ Vmolar H2
Vmolar H2= litros
8. O Erro relativo percentual (% E) do Volume molar:
 Valorexperimental - Valorteórico
%E = ________________________ . 100
Valorteórico
%EH2=
Exercícios:
1. Escreva a equação que ocorre no processo.
2. Qual a finalidade de determinar o volume "morto" da bureta?
3. Porque devemos igualar os níveis externos e internos na determinação do volume final de
solução existente na bureta?
=
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TÍTULO: INTRODUÇÃO PARA OS EXPERIMENTOS "REATIVIDADE"
 E "IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS"
INTRODUÇÃO:
 Reações químicas são as transformações em que uma ou mais substâncias dão origem a
outras. As primeiras substâncias se denominam Reagentes e as últimas são os Produtos de
Reação.
 Cada reação química é representada através de sua Equação Química; as reações químicas
podem ser classificadas em:
1 - Reação de Síntese ou de Adição: (Total e Parcial)
 A + B + ......... P
Exemplos:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Síntese Total
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) Síntese Parcial
2 - Reação de Análise ou Decomposição: (Total e Parcial)
 R A + B + .........
Exemplos:
CaCO3(s) CaO(s)+ CO2(g)
 Pirólise (Análise Parcial)
2 NaCl(aq) 2 Na(s)+ Cl2(g)
 Eletrólise (AnáliseTotal)
3 - Reação de Deslocamento ou Simples Troca:
 A + BC AC + B
 Para que esta reação ocorra é necessário que uma espécie seja mais reativa: mais
eletropositiva (metais) ou mais eletronegativa (não metais ou ametais) que a outra.
 Exemplos:
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 Al Cl3(aq) + 3 H2(g)
2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g)
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4 - Reação de Dupla-Troca ou Dupla Substituição ou Permutação:
 AB + CD AD + CB
 Para que haja a reação é necessário que:
 a - Pelo menos um dos Produtos seja menos solúvel (insolúvel) que os Reagentes; ou
 b - Pelo menos um dos Produtos seja mais fraco (menos ionizado) do que os Reagentes; ou
 c - Pelo menos um dos Produtos seja mais volátil (evapora) que os Reagentes.
Exemplos :
NaCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)
Na2S(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2S(g)
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Lembrar: Ácidos e Bases Instáveis
 H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g)
 H2SO3(aq) H2O(l) + SO2(g)
 NH4OH (aq) NH3(g) + H2O(l)
 2 AgOH(s) Ag2O(s) + H2O(l)
Resumindo:
 Ácido + Base Sal + Água
 Ácido + Sal Sal + Ácido
 Base + Sal Sal + Base
 Sal + Sal Sal + Sal
5 - Reação de Metais com Água:
 Para que esta reação ocorra é necessário que o Metal seja da família 1A ou 2A.
 Os demais metais mais reativos que o hidrogênio, só reagem com água à altas temperaturas,
originando o óxido e hidrogênio.
Exemplos:
 2 Na(s) + 2H2O 2 NaOH(aq) + H2(g)
 Ba(s) + 2H2O Ba(OH)2(s) + H2(g)
 Zn(s) + H2O(g) ZnO(s) + H2(g)
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EXPERIMENTO NO. 04
TÍTULO: IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ATRAVÉS DE REAÇÕES
INTRODUÇÃO:
 Os fenômenos podem ser podem ser classificados em físicos e químicos quanto aos seus efeitos.
 Os fenômenos físicos não alteram as estruturas íntimas da matéria.
 Os fenômenos químicos alteram as estruturas íntimas da matéria, observando-se sempre a
formação de pelo menos uma nova substância. Esses fenômenos recebem a denominação
genérica de "REAÇÕES QUÍMICAS".
 Tal fato pode ser evidenciado de diferentes maneiras, tais como:
- formação de um precipitado (insolúvel), que pode ser de diferentes cores, aspectos ou
 permanecer em suspensão;
- aparecimento ou desaparecimento de uma cor (não é diluição e nem mudança de tonalidade);
- desprendimento de gás ou liquído volátil;
- absorção ou desprendimento de calor.
 Reações Químicas possuem os REAGENTES (substâncias que sofrem o fenômeno) e
 PRODUTOS (substãncias que se formam).
 Na experiência dada a seguir, você deverá identificar seis substãncias desconhecidas,que se
 encontram dissolvidas em água, soluções aquosas. Você sabe apenas quais são as substâncias
 que compôem o grupo e quais as interações que pode ser observadas entre elas. Reagindo as
 substâncias desconhecidas, entre si e comparando seu comportamento com o do grupo do
 APÊNDICE III.
PROCEDIMENTO:
1. Consulte o APÊNDICE III, o professor passará a cor do grupo.
2. Observe que você tem no seu grupo, uma estante com 12 tubos de ensaio, sendo seis com
soluções do grupo de trabalho e seis para você fazer as interações.
3. Anote a cor e o odor, CUIDADO, das soluções identificadas de A a F. Não cheire diretamente
qualquer material desconhecido, a menos que tenha permissão para tal, para sentir o odor, mova
a mão sobre o tubo de ensaio ou qualquer outro frasco, trazando até perto do nariz os vapores
que porventura possam existir.
4. Coloque cerca de 3 mL de solução A nos tubos atrás de B a F e faça reagir com 3 mL, ficando
assim: A c/ B, A c/ C, A c/ D, A c/ E e A c/ F, sempre homogeinizando e anotando na tabela obtida
tudo que ocorre nos respectivos tubos.
5. Lavar bem os tubos a cada bateria e deixar um tubo de boca para baixo.
6. Repetir os processos até E c/ F.
7. Após terminado o teste, descarta o restante das soluções no DESCARTE e lave bem todos os
tubos com escova e coloque-os em uma bacia.
27
Tabela Chave - (Vide apêndice III)
Tabela Obtida (Laboratório)
Tabela de Interações
Tabela Tabela
Chave Obtida
EXPERIMENTO NO. 04
TÍTULO: IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ATRAVÉS DE REAÇÕES
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_______________D________DATA ___/___/____
Substâncias Interações Interações
A
B
C
D
E
F
Letras
A B C D E
F
E
D
C
B
28
Usando a tabela de ions (Vide apêndice II), escreva a fórmula molecular e o nome de cada
substância identificada no experimento:
Escreva todas as reações de dupla-troca ocorridas e faça o balanceamento:
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
Regra de SolubilidadePrecipitado
Fórmula Molecular Nome
A
B
C
D
E
F
Subst.
29
INTRODUÇÃO:
 Eletropositividade: É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor tendência
em perder elétrons, oxidar (ceder elétronsa outro átomo, reduzir).
 Fila de Eletropositividade Decrescente ou Reatividade
 Metais: Cs, Rb, K, Na, Ba, Li, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu, Hg,
 Ag, Pd, Pt, Au.
 Eletronegatividade: É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor tendência
em ganhar elétrons, reduzir (receber elétrons de outro átomo, oxidar) .
 Lembrar:
 Fila de Eletronegatividade Decrescente
 Ametais: F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H, B, metais...
Fr
H 
2,1 
 
He 
- 
Li 
1,0 
Be 
1,5 
B 
2,0 
C 
2,5 
N 
3,0 
O 
3,5 
F 
4,0 
Ne 
- 
Na 
0,9 
Mg 
1,2 
 
Al 
1,5 
Si 
1,8 
P 
2,1 
S 
2,5 
Cl 
3,0 
Ar 
- 
K 
0,8 
Ca 
1,0 
Sc 
1,3 
Ti 
1,5 
V 
1,6 
Cr 
1,6 
Mn 
1,5 
Fe 
1,8 
Co 
1,8 
Ni 
1,8 
Cu 
1,9 
Zn 
1,6 
Ga 
1,6 
Ge 
1,8 
As 
2,0 
Se 
2,4 
Br 
2,8 
Kr 
- 
Rb 
0,8 
Sr 
1,0 
Y 
1,2 
Zr 
1,4 
Nb 
1,6 
Mo 
1,8 
Tc 
1,9 
Ru 
2,2 
Rh 
2,2 
Pd 
2,2 
Ag 
1,9 
Cd 
1,7 
In 
1,7 
Sn 
1,8 
Sb 
1,9 
Te 
2,1 
I 
2,5 
Xe 
- 
Cs 
0,7 
Ba 
0,9 
- 
1,1;1,2 
Hf 
1,3 
Ta 
1,5 
W 
1,7 
Re 
1,9 
Os 
2,2 
Ir 
2,2 
Pt 
2,2 
Au 
2,4 
Hg 
1,9 
Tl 
1,8 
Pb 
1,8 
Bi 
1,9 
Po 
2,0 
At 
2,2 
Rn 
- 
Fr 
0,7 
Ra 
0,9 
- 
1,1 
 
 
EXPERIMENTO NO. 05
TÍTULO: REATIVIDADE OU ELETROPOSITIVIDADE DOS METAIS
H
metais
não-metais
gases nobres
semimetais
metais
30
PROCEDIMENTO:
1. Coloque em quatro (4) tubos de ensaio aproximadamente 2 mL de solução de cloreto de sódio,
 NaCl, 1 mol / L.
2. Acrescente a cada tubos uma raspa pequena de:
a. 1° tubo: cobre (Cu);
b. 2° tubo: magnésio (Mg);
c. 3° tubo: zinco (Zn);
d. 4° tubo: ferro (Fe), bolinha de bombril ou prego.
3. Anote as observações na tabela que se encontra no relatório. Note que as observações devem
ser feitas após 5 a 10 minutos, pois algumas reações são lentas.
4. Repita os itens anteriores trocando a solução e acompanhando a tabela do relatório. Preste
atenção, pois alguns testes não precisam ser feitos.
Esquema: Metais: Cu, Mg, Zn e Fe
 Soluções: - NaCl - cloreto de sódio,
- Mg(NO3)2 - nitrato de magnésio
 - Cu(NO3)2 - nitrato de cobre (II),
- HCl - ácido clorídrico,
- ZnSO4 - sulfato de zinco,
- FeCl3
 
 - cloreto de ferro (III).
SOLUÇÕES PREPARADAS A 1 mol/L.
Cu Mg Zn Fe
HCl
31
Reatividade Química dos Metais
1. Complete as tabelas abaixo (sim ou não) com os dados obtidos no laboratório:
2. Analisando as reações dos metais com o ácido clorídrico, coloque os metais em ordem
crescente de reatividade.
3. A reação entre Mg e Cu(NO3)2 ocorreu? E a reação inversa, entre Cu e Mg(NO3)2 ?
 Explique.
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
4. Organize novamente a série de reatividade incluindo o H+ do HCl.
5. Equacionar quando houver reação:
Mg + CuSO4 NaCl + I2
 
Al + FeCl3 Zn + HCl 
Na2S + I2 Cu + Al(NO3)3 
ZnSO4 HClNaCl
Cu
Fe
Mg
Zn
Mg(NO3)2Cu(NO3)2 FeCl3
EXPERIMENTO NO. 05
TÍTULO: REATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE DOS METAIS
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
32
INTRODUÇÃO:
 A obtenção e o emprego da cal viva ou cal virgem, CaO, podem ser observados desde as
civilizações egípcia, grega e romana. Desta última obteve-se a primeira informação escrita do
uso da cal na argamassa para a contrução de cais, pavimentos e edificações.
 Atualmente a cal viva é uma das substâncias mais importantes na indústria, obtida normalmente
através da decomposição térmica a 900 ° C do carbonato de cálcio, CaCO 3:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ; ∆H = 118 kcal / mol equação (1)
 Cal viva participa na obtenção do carbureto de cálcio, CaC2 , acetileno, C2H2 , e entra na
composição do cimento comum (~63%). Na obtenção da argamassa a cal viva é tratada com
água resultando a cal apagada ou extinta (equação 2)
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s); ∆H = - 15,9 kcal / mol equação (2)
 Em seguida, adiciona-se areia e água e a mistura pastosa resultante é utilizada no acabamento
de paredes de tijolos. Com o tempo, devido à absorção do dióxido de carbono, CO2, do ar e pela
perda de água, a argamassa endurece resultando no carbonato de cálcio, CaCO3, que é mais
insolúvel e menos cáustico:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)
 
; ∆H = - 15,9 kcal / mol equação (3)
 Apesar das impurezas que também possam reagir com ácido, esse experimento possibilita
estimar o teor de CaO presente na cal, utilizando uma titulação de neutralização por retorno.
PROCEDIMENTO:
 PARTE 1: Análise Quantitativa
 Determinação do teor de CaO na cal viva.
1. Pese 0,25 g de cal viva (CaO ímpuro) e transfira para um erlenmeyer de 125 mL.
2. Adicione 25 mL de uma solução padronizada de ácido clorídrico, HCl, 0,45 mol / L e aqueça
brandamente até dissolução total da amostra, de acordo com a equação abaixo:
 CaO(s) + 2 HCl
 
(aq) CaCl
 
2(aq) + H2O(l)
 
equação (4)
3. Após resfriamento da solução adicione 2 gotas do indicador fenoftaleína.
4.Preencha uma bureta de 50 mL com solução aquosa padronizada de hidróxido de sódio, NaOH,
0,1 mol / L e titule até o aparecimento de uma coloração rósea, segundo equação (5). Anote o
volume gasto na titulação.
EXPERIMENTO NO. 06
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CaO EM CAL VIVA
33
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) equação (5)
 PARTE 2: Análise Qualitativa
 Verificação da alcalinidade da cal viva.
1. Enumere os tubos de ensaio de 1 a 4.
2. Adicione 1 mL de água destilada ao tubo 1; 1 mL de solução aquosa de hidróxido de sódio,
NaOH 0,1 mol / L ao tubo 2 e 0,5 mL de solução aquosa de ácido clorídrico, HCl, 0,45 mol/ L ao
tubo 3. Iguale o volume dos 3 tubos com água destilada.
3. No tubo 4 adicione uma ponta de espátula de cal viva e 2 mL de água destilada. Homogenize.
4. Adicione 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada tubo e anote a cor originada.
34
PARTE 1: Análise Quantitativa
Dados Coligidos:
1.Calcule:
a. O volume da solução de HCl 0,45 mol / L que não reagiu com CaO. (equação 5)
b. O volume de solução de HCl 0,45 mol / L que reagiu com CaO.
c. A massa de óxido de cálcio que reagiu com solução de HCl. (equação 4)
d. A massa de óxido de cálcio presente na cal virgem (em %).
EXPERIMENTO NO. 06
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CaO EM CAL VIVA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Símbolo
mcal
Mbase
Mácido
Vtotal ácido
Vbase
Grandeza
Massa de cal viva usada
Concentração de NaOH
Concentração de HCI
Volume total de HCI adicionado
Volume de NaOH gasto na titulação
Valor Unidade
g
mol / L
mol / L
mL
mL
35
2. Compare seu resultado com o valor médio obtido pela classe e justifique as possíveis
diferenças.
3. Conclua sobre o comportamento ácido-base da cal com os dados do experimento da
 PARTE 2.
4. Cite três aplicações industriais da cal viva.
Grupos
% CaO
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Média
36
Zn
Zn
2+
Cu
Cu
2+
íons em movimento
+
K Cl
ZnSO
4 CuSO4
e
e
e
eee
cátodo
 reduz
ânodo
 oxida
+
voltímetro
INTRODUÇÃO:
 Quando se ligam dois elétrodos químicos (metal mergulhado numa solução iônica), através de
um circuito metálico externo, obtém-se uma pilha.
 Os elétrodos podem estar em recipientes separados ou não. No primeiro caso, para estabelecer
a condutância iônica, usa-se uma ponte salina, unindo as duas soluções eletrolíticas. No segundo
caso, usa-se uma parede porosa separando os dois recipientes. A ponte salina e a parede porosa
têm ainda por finalidade diminuir a difusão de um eletrólito no outro.
 As pilhas ou células galvânicas são dispositivos que permitem a transformação de energia
química, liberada pelas reações do tipo redox em energia elétrica.
 Uma pilha ou cela eletroquímica apresenta os seguintes componentes:
a) Ânodo: eletrodo em que há oxidação (corrói); ions metálicos positivos vão para a solução;
b) Cátodo: eletrodo onde ocorre redução (protegido); íons metálicos vão para a lâmina;
c) Eletrólito: líquido contendo íons que transportam a corrente elétrica do ânodo para o cátodo;
d) Circuito metálico: ligação metálica entre o ânodo e o cátodo por onde escoam os elétrons,
no sentido ânodo-cátodo.
 O exemplo abaixo é formado pelo eletrodo de zinco, ligado ao elétrodo de cobre.
 A equação de oxi-redução da pilha será escrita a partir das semi-reações, nos sentidos de
redução da Cu2+(aq) e de oxidação do Zn(s).
EXPERIMENTO NO. 07 a
TÍTULO: PILHA OU CÉLULA GALVÂNICA
37
Cátodo: pólo Cu2+(aq) + 2 e- Cu (S) Eº = + 0,34 v
Ânodo: pólo Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 v
____________________________________________________________________
Reação Global: Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq); Eº = + 1,10 v.
 O elétrodo de zinco libera elétrons, que vão para o elétrodo de cobre. Consequentemente, o
pólo negativo (-) da pilha é o elétrodo de zinco e o pólo positivo (+) é o elétrodo de cobre
(recebe elétrons).
 Convenção para representar uma pilha: indica-se primeiro o pólo negativo, colocando-se
os componentes do elétrodo no sentido em que a reação ocorre. Em seguida, representa-se o
pólo positivo com seus componentes no sentido em que a reação ocorre, separados do pólo
negativo por uma barra tracejada. Ao lado das soluções, anota-se sua concentração.
A (s) / A x+(aq) (1 mol/L) // B y+(aq) (1 mol/L) / B(s)
 PROCEDIMENTO:
PARTE 1:Célula Galvânica: Zn(s) / Zn2+(aq) (1 mol/L) // Cu2+(aq) (1 mol/L) / Cu(s)
1. Coloque na proveta 40 mL de solução aquosa de sulfato de zinco,ZnSO4 ,1 mol / L, e transfira
para um béquer de 50 mL. Em outra proveta, coloque 40 mL de solução aquosa de sulfato de
cobre (II), CuSO4, 1 mol / L, e transfira para outro béquer de 50 ml.
2. Lixe as lâminas de zinco e de cobre e limpe com um pedaço de papel toalha.
3. Ligue o elétrodo de zinco ao terminal negativo e o elétrodo de cobre ao terminal positivo do
voltímetro.
4. Mergulhe as lâminas nas soluções correspondentes, formando par galvânico. Coloque a
ponte salina (solução aquosa de KCl ou KNO3 em agar-agar) e efetue a leitura.
5. Terminada a leitura, retire os elétrodos e a ponte das soluções. Lave as placas, ponte e,
enxugue com um pedaço de papel toalha.
+
_
38
1. Esquematize a pilha construída no experimento.
2. Qual a função da ponte salina?
3. Entre Cu e Zn, qual apresenta maior potencial de redução? O que isto significa?
4. Qual dos metais tem maior facilidade em ceder elétrons?
5. Escreva a reação de oxidação do Zn e de redução do Cu2+(aq) . Indique o cátodo e o ânodo
bem como o fluxo de elétrons.
6. Como ficam as lâminas de Zn e Cu depois de desmontada a pilha?
7. Qual seria a equação global da pilha se, em lugar do elétrodo de Zn, colocássemos um elétrodo
de Ag, com a respectiva solução?
EXPERIMENTO NO. 07 a
TÍTULO: PILHA OU CÉLULA GALVÂNICA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_________________D_______DATA ___/___/____
39
INTRODUÇÃO:
 O acumulador ou bateria mais comum possui um eletrodo de Pb esponjoso (ânodo) e o outro de
PbO2 (cátodo), imersos em uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1,28 g/mL, que
atua como eletrólito. A bateria comum, utilizada em automóvel, é constituída por várias pilhas de
Pb interligadas para fornecer a d.d.p necessária. Como se trata de uma série de pilhas, ela é
chamada de bateria.
 Um acumulador de 6 V possui três (3) pilhas ligadas em série, enquanto que de 12 V possui seis
(6) pilhas ligadas em série.
 Quando a bateria está descarregada temos:
pólo (+) = cátodo
PbO2s + 2 e- + 4 H+(aq) Pb2+(aq) + 2 H2O(l)
Pb2+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(s)
pólo (-) = ânodo
 Pb(s) Pb2+(aq) + 2 e-
 Pb2+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(S)
 O chumbo das placas do ânodo oxida-se a íons Pb2+, que precipitam com os íons SO42-
provenientes do ácido sulfúrico, formando uma substância branca, o sulfato de chumbo (II), que se
deposita sobre as placas de chumbo. No cátodo, o dióxido de chumbo sofre redução, formando
íons Pb2+, que reagem com os íons SO42-, depositando-se também sobre as placas de chumbo
na forma de sulfato de chumbo (II).
 A bateria também funciona como um receptor de corrente elétrica, pois, quando o veículo está
em movimento, ela é carregada eletricamente, recebendo energia elétrica do alternador ou dínamo.
Isso faz com que o sulfato de chumbo (II) acumulado sobre as placas volte a formar o chumbo e o
dióxido de chumbo, ou seja, a corrente elétrica fornecida pelo alternador força a realização da
reação inversa da pilha:
 
 recarrega
 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 SO42-(aq)
 
 descarrega
 A recarga da bateria é feita pela aplicação de uma d.d.p de uma outra fonte (alternador),
invertendo-se os pólos. Desse modo, grande parte do H2SO4
 
consumido na descarga será
regenerado, o que é feito pelo dínamo ou alternador do automóvel.
EXPERIMENTO NO. 07 b
TÍTULO: ACUMULADOR ou BATERIA
40
 Um dos problemas técnicos das constantes recargas efetuadas pelo alternador, consiste na
decomposição da água da solução
 Durante o funcionamento da bateria, pode ocorrer evaporação da água, o que altera a
concentração do eletrólito, descarregando parcialmente a bateria. Daí, a importância de manter
o nível do eletrólito com adição periódica de água destilada.
 Para se poder estimar o grau de descarga de uma bateria, mede-se a densidade da solução
ácida. Caso a bateria esteja descarregada, essa solução apresentará uma densidade inferior a
1,20 g/mL. A medida da densidade pode ser feita com a utilização de um densímetro.
 Normalmente, a concentração do ácido sulfúrico utilizado é da ordem de 37 % em massa, o que
corresponde a uma densidade de 1,28 g/cm3.
PROCEDIMENTO:
1. Eletrodos:
 pólo - : Lâmina cinza = chumbo esponjoso ou Pb.
 pólo + : Lâmina parda = chumbo com uma camada de óxido de chumbo (IV) ou dióxido de
 chumbo ou PbO2.
2. Coloque no béquer de 100 mL, 40 mL de solução 3,0 mol/L de ácido sulfúrico.
3. Prenda um eletrodo de chumbo ao terminal negativo (jacaré negro) e outro eletrodo de chumbo
ao terminal positivo (jacaré vermelho) de uma fonte de corrente contínua (transformador).
4. Conecte a fonte de corrente contínua na tomada de 220 V e deixe os eletrodos ligados por 10
minutos. Observe se ocorre algum fenômeno químico durante a eletrólise.
5. Deslique a fonte de corrente contínua da tomada e conecte a um voltímeto. O eletrodo de Pb
(cinza) no pólo negativo (jacaré negro) e o outro ao pólo positivo (jacaré vermelho). Anote o valor
observado no voltímetro.6. Terminada as observações, retire os eletrodos e devolva as soluções para um frasco coletor
(descarte).
2
41
Dados Coligidos:
Calcule
1. Potencial-padrão de redução do chumbo:
EoPb
 
= - d.d.p + EoPbO2
2. Esquematize a pilha construída no experimento.
3. Sentido da corrente e fluxo de elétrons no circuito metálico.
4. O ânodo e o cátodo.
EXPERIMENTO NO. 07 b
TÍTULO: ACUMULADOR OU BATERIA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
d.d.p
Eo1
Eo2
Diferença de potencial ou f.e.m da bateria
Potencial padrão de redução do PbO2 (teórico)
Potencial padrão de redução do Pb (teórico)
V
V
V
1,63 ou 1,695
- 0,300 ou - 0,36
Símbolo Grandeza Valor Unidade
42
5. No projeto de um reservatório para armazenar solução aquosa de Cd(NO3)2 , o engenheiro
dispõe dos metais:
 (X) folhas de flanders (Y) chapas galvanizadas (Z) chapas de cobre
 Dados os potenciais de redução:
Eo do Cd = - 0,403 V
Eo do Sn = - 0,136 V
Eo do Cu = +0,337 V
Eo do Zn = - 0,763 V
 A fim de evitar contaminação da solução com cátions provenientes das paredes do recipiente,
pode ser empregado o material: Justificar a resposta.
a) apenas (X) b) apenas (Y) c) apenas (Z) d) apenas (X) e (Z)
e) todas as chapas citadas.
A alternativa correta é: .....................................................................
6.Escreva as equações fundamentais de corrosão que ocorriam, caso se efetuasse
armazenamento empregando-se material incorreto.
7) É dada a d.d.p da pilha formada pelos metais A e B no meio S:
EB - EA
 
= + 690 mV.
A d.d.p ou f.e.m indica que o metal .................. é o ânodo, e o metal ............... é o cátodo. O metal
 ...................... corrói e o metal .................... fica protegido (não corrói). B tem maior potencial de
 ..........................................que A, e A tem maior potencial de ................................................que B.
43
EXPERIMENTO NO. 08
TÍTULO: ELETRÓLISE DA ÁGUA
INTRODUÇÃO:
 No caso da água pura, as moléculas, não se eletrolisam, mas na presença de um elétrólito
forte, elas se decompõem devido aos dois dipolos elétricos.
 Pólo positivo: a água cede elétrons (negativos), liberando gás oxigênio (elemento
eletronegativo) e cátions hidrogênio; ânodo, oxidação:
 H2O(l) 2e + 2H+(aq) + ½O2
 
(g)
 Pólo negativo: a água recebe elétrons, liberando gás hidrogênio (elemento eletropositivo) e
ânions hidróxido; cátodo, redução: 2 H2O(l) + 2e 2 OH -(aq) + H2
 
(g)
Na solução: 2 H+(aq) + 2 OH -(aq) 2 H2O(l)
______________________________________________________________________
 Na2SO4(aq)Reação: H2O(l) H2(g) + ½ O2(g)
 
Corrente Contínua
 Para sabermos quando a água atinge em primeiro lugar o pólo elétrico, seguimos as seguintes
regras de ordem de descarga de ânions e cátions:
 Em relação aos ânions: concentração 1 mol / L.
 halogenetos > água > Nitratos ou Sulfatos
 X- > H2O > NO3- > SO42-
 diminui a eletropositividade logo aumenta o potencial de redução.
 Em relação aos cátions: concentração 1 mol / L.
 metais nobres > H+ > 4A > 3B a 8B > H2O > 3A > 2A >1A
 diminui a eletronegatividade logo diminui o potencial de redução.
 A lei de Faraday equaciona quantitativamente as eletrólises, fornecendo as massas das
substâncias pela equação:
 
I. t . M
m = ________
 96500 . e
m = massa da substância eletrolizada ou obtida (g)
I = intensidade de corrente elétrica (ampère = A)
t = tempo de eletrólise (s)
M = massa molar da substância simples
F = constante de Faraday = 96500 C / mol
e = quantidade ou número de mols de elétrons
+
_
44
e
e
fonte
Esquema:
PROCEDIMENTO:
1. Coloque no béquer 200 mL de Na2SO4 a 0,25 mol/L.
2. Coloque a solução de sulfato de sódio nas provetas, enchendo-as totalmente. Coloque sobre
cada proveta um pedaço de papel e NÃO DEIXE ENTRAR AR, vire-as de cabeça para baixo
dentro do béquer e retire os pedaços de papéis.
Obs: Não use o polegar para virar a proveta, evite entrar em contato com a solução, não crie
vícios.
3. Coloque os eletrodos de Pb dentro de cada proveta.
4. A eletrólise só ocorre dentro de cada proveta.
5. Retire um pouco de água do béquer sem deixar entrar ar, para que não transborde.
6. Conecte os jacarés e ligue a fonte de corrente contínua e marque o tempo. Os volumes dos
gases não podem ultrapassar a parte graduada de cada proveta, 25 mL.
7. Desligue a corrente elétrica e anote o tempo. Tire os eletrodos e anote o volume dos gases
produzidos.
8. Meça a temperatura da solução, considere esta temperatura dos gases hidrogênio e oxigênio.
9. Lave bem as mãos.
45
Dados Coligidos:
1. Reação da eletrólise por etapas:
1°. Dissociação iônica ou ionização :
2°. Semi-reação anódica = pólo :
3°. Semi-reação catódica = pólo :
4°. Regeneração da Água:
5°. Reação final :
EXPERIMENTO NO. 08
TÍTULO: ELETRÓLISE DA ÁGUA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
+
-
interpolação
verso da folha
Símbolo Grandeza ValorValor UnidadeUnidade
VH2
VO2
T
I
t
Pvap
Patm
M
R
F
e
Volume de gás hidrogênio
Volume de gás oxigênio
Temperatura da solução
Corrente
Tempo da eletrólise
Pressão de vapor
Pressão atmosférica
Massa molar do H2
Constante dos gases
Constante de Faraday
número de mol de elétrons
litros
litros
K
A
s
cm3
cm3
oC
mA
min
Torr
Torr
g/mol
Torr.L/K.mol
C / mol
mol
2,0
62,3
96500
2,0
46
Calcule:
1. A massa de hidrogênio obtida na eletrólise:
m m . R . TP . V = n . R . T onde n = ____ logo P.V =_________
M M
Se PH2 = Patm - Pvapor
 P . V . M
mH2=
_______ mH2=
 
 R . T
2. A massa de H2 que deveria ter sido obtida na eletrólise, usando a Lei de Faraday:
I . t . M
 mH2=____________
96500 . e
mH2=
3. O erro relativo percentual cometido, considerando 100% a massa téorica de H2:
 mexperimental
 
- mteórica% E = ___________________ . 100
mteórica
% E =
4. Quais gases são formados na eletrólise da água?
5. Aproxime um palito de fósforo aceso da boca da proveta que contém o maior volume de gás.
Observar.
47
INTRODUÇÃO:
 A termoquímica é um ramo da química que estuda as trocas de calor entre um sistema e o
meio ambiente, desenvolvidas durante uma reação química. Todo sistema possui um determinado
conteúdo energético e as reações químicas estão relacionadas com as variações deste conteúdo
energético.
 Calor de reação: é o calor liberado ou absorvido em uma reação química à pressão constante.
 Em Química, o calor de reação é usualmente expresso pela grandeza variação de entalpia
(∆H). A entalpia (∆H) é a medida do conteúdo térmico potencial de um mol de uma substância.
Pelo princípio da conservação da energia resulta:
 ∆H = ∑Hfinal - ∑Hinicial Unidades: joule (J)
calorias (cal)
 (produtos) (reagentes) 1 cal = 4,18 J
 Reações endotérmicas: são as reações químicas que absorvem energia na forma de calor
(prefixo endo = para dentro). Nesse caso:
 ∆H> O, pois Hf>Hi (o sistema absorveu calor do meio ambiente)
 Reações exotérmicas: são as reações químicas que liberam energia na forma de calor (prefixo
exo = para fora). Nesse caso:
 ∆H< O, pois Hf<Hi (o sistema liberou calor para o meio ambiente)
 Uma equação termoquímica completa inclui, além da reação estequiométrica, a variação de
entalpia (∆H) e a indicação do estado físicodas substâncias envolvidas.
Ex.: sólido (s), líquido (l), gás (g).
 Os calores de reação são classificados de acordo com os tipos das reações. Ex.: ∆H de
combustão, ∆H de neutralização (reações ácido-base), ∆H de dissolução e ∆H de formação.
 Este experimento tem por objetivo mostrar que o calor de reação pode ser medido
experimentalmente e, através de três exemplos de reações (uma endotérmica e duas exotérmicas),
como se pode calcular a variação de entalpia de um sistema.
EXPERIMENTO NO. 09
TÍTULO: TERMOQUÍMICA
48
 PROCEDIMENTO:
 PARTE I: Calor de dissolução exotérmica (CaCl2 em água)
1. Pese um erlenmeyer de 250 mL.
2. Coloque no erlenmeyer 50 mL de água destilada medidos com auxílio de uma proveta.
3. Meça a temperatura da água.
4. Pese 5,0 g de cloreto de cálcio anidro, CaCl2, e adicione no erlenmeyer. Agite o sistema
(erlenmeyer + termômetro).
5. Meça a temperatura máxima observada.
CaCl2(s) Ca2+(aq) + 2 Cl -(aq) ; ∆H < 0
 
H2O
 PARTE II: Calor de dissolução endotérmica (dissolução do NH4NO3 em água):
1. Pese um erlenmeyer de 250 mL.
2. Coloque no erlenmeyer 50 mL de água destilada.
3. Meça a temperatura da água.
4. Pese 5,0 g de nitrato de amônio, NH4NO3 , e adicione no erlenmeyer. Agite o sistema
(erlenmeyer + termômetro).
5. Meça a temperatura máxima observada.
NH4NO3(s) NH4+(aq) + NO3-(aq) ; ∆H > 0
 
H2O
49
Dados Coligidos: Parte I - Calor de dissolução (CaCl2 anidro em água)
Calcule:
1. A variação da temperatura para a solução e o vidro :
∆ t = tfinal
 
- tinicial
solução = vidro =
2. A massa de água e o número de mol de CaCl2 anidro (nsal). Considere a massa específica
da água (µ) = 1,00 g / mL.
3. A quantidade de calor absorvida pelo erlenmeyer (Q1):
Q = m
 erlenmeyer . cvidro. ∆ t
4. A quantidade de calor absorvida pela água com adição do soluto (Q2):
Q2 = mH2O . cH2O . ∆ t
5. O calor total absorvido (Q3):
Q3 = Q1+ Q2
Q3 =
 
 cal
Q3
 
= _________________ kcal; Q3 = _______________ kJ.
EXPERIMENTO NO. 09
TÍTULO: TERMOQUÍMICA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Símbolo
m1
ti
tf
m2
c1
c2
Grandeza
Massa do erlenmeyer vazio
Temperatura inicial da água
Temperatura após a mistura
Massa da solução
Calor específico da água
Calor específico do vidro
Valor
55
1,0
0,2
Unidade
g
°C
°C
g
cal / g. ° C
cal / g. ° C
50
Símbolo
m1
ti
tf
m2
c1
c2
Grandeza
Massa do erlenmeyer vazio
Temperatura inicial da água
Temperatura após a mistura
Massa da solução
Calor específico da água
Calor específico do vidro
Valor
55
1,0
0,2
Unidade
g
°C
°C
g
cal / g. ° C
cal / g. ° C
6. O calor total desprendido por mol de CaCl2
 
anidro, que é o calor de dissolução do CaCl2:
nsal ____________Q3
1 mol 
__________
QT
QT = kJ
7. Expresse a quantidade de calor liberada como ∆H e coloque-a na reação (∆H = - QT).
Dados Coligidos: Parte II - Calor de dissolução (NH4NO3
 
em água)
Calcule:
1. A variação da temperatura para a solução e o vidro :
∆ t = tfinal
 
- tinicial
solução = vidro =
2. A massa de água e o número de mol de NH4NO3
 
(nsal). Considere a massa específica da
água (µ) = 1,00 g / mL.
3. A quantidade de calor retirada do erlenmeyer (vidro) (Q1):
Q1 = merlenmeyer . c vidro . ∆t
4. A quantidade de calor retirada da água pela adição do soluto (Q2):
Q2 = mH2O . cH2O . ∆ t
5. O calor total retirado (Q3):
Q3 = Q1 + Q2
Q3
 
= cal
51
 Q3
 
= _________________ kcal; Q3 = _______________ kJ
 6. O calor total absorvido por mol de NH4NO3, que é o calor de dissolução do NH4NO3:
 nsal _________ Q3
 1mol _________ QT
 QT = kJ
 7. Expresse a quantidade de calor absorvida como ∆H e coloque-a na reação(∆H = - QT).
52
INTRODUÇÃO:
 A composição básica de uma graxa inclue um lubrificante líquido, (óleo mineral ou sintético) e
um agente espessante, normalmente um sabão metálico entre 3 a 40% em peso, e, às
vezes,determinadas argilas. A introdução de outras substâncias como inibidores de oxidação e
de corrosão, agentes de oleosidade, untuosidade, adesividade, modificadores de estrutura,
corantes, produtos odoríferos, etc., transferem outras propriedades ao produto final.
 Para a fabricação industrial de uma graxa, utilizam-se dois processos básicos:
 a) O sabão, preparado anteriormente, é dispersado a quente no óleo apropriado, de acordo
com a proporção desejada. Este processo é usualmente empregado na fabricação das graxas à
base de sabão de alumínio e de lítio.
 b) O sabão é preparado a quente ou a frio, na presença de óleo lubrificante. Aqui, adiciona--se
o álcali em concentração adequada para total neutralização do ácido graxo ou das gorduras
(saponificação), previamente fundidos e misturados com parte do óleo lubrificante. Em seguida
incorpora-se o restante do óleo lubrificante.
 Além disso, o produto final dependerá da qualidade das matérias-primas empregadas e do
processo de fabricação. O óleo lubrificante pode ser leve, como os empregados para
transformadores, ou pesado como os óleos residuais para cilindros.
 Industrialmente, as graxas são preparadas em autoclaves, a pressões e temperaturas elevadas,
em processos automáticos ou semi-automáticos, o que foge ao nosso estudo.
 Este experimento, destina-se ao conhecimento da composição química de uma graxa assim
como a possibilidade de sua obtenção, nas condições laboratoriais.
PROCEDIMENTO:
1. Pese aproximadamente 6 g de ácido esteárico C17H35COOH em um copo descartável (300
mL). Transferir esse conjunto para um banho-maria.
2. Após a fusão do ácido esteárico, adicione aos poucos e sob agitação constante, 10mL de
solução alcoólica de KOH sobre a solução fundida.
3.Continue com a agitação até a graxa adquirir uma consistência pastosa.
4. Espere esfriar e acrescente aos poucos óleo SAE, homogeneizando completamente.
5. Adicionar uma pequena porção de grafite.
EXPERIMENTO NO. 10
TÍTULO: GRAXAS LUBRIFICANTES
53
1. Defina graxa lubrificante, cite quais são os seus componentes básicos e coadjuvantes.
2. O que é uma reação de saponificação?
3. Qual é a equação de obtenção do sabão?
4. Descreva qual o tipo de processo utilizado para obtenção da graxa nesse experimento.
5. Qual a função do grafite, Cgraf , na graxa produzida?
6. Necessita-se produzir 500 kg de uma dada graxa lubrificante industrial com 20% em peso de
um sabão de estearato de sódio. Dispondo de ácido esteárico, C17H35-COOH, e hidróxido do
sódio, NaOH, calcule a quantidade de ácido e de base que devem ser utilizados, supondo
rendimento de 100%. Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u e Na = 23u.
EXPERIMENTO NO. 10
TÍTULO: GRAXAS LUBRIFICANTES
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
54
INTRODUÇÃO:
 Macromoléculas são moléculas que apresentam um número muito grande de átomos
quimicamente interligados. Algumas delas podem ser encontradas na natureza (ex: amido, seda,
lã), enquanto outras denominadas de sintéticas (ex: nylon, poliestireno, PVC) são produzidas
industrialmente. A estas últimas damos o nome genérico de plásticos, que na verdade são
polímeros orgânicos sintéticos e que podem ser moldados em algum estágio de sua obtenção.
 O termo polímero tem origem grega, significa "muitas partes" e foi criado por J.J.Berzelius em
1832. Na polimerização por adição a interação dos monômeros resulta no polímero como único
produto e na polimerização por condensação forma-se o polímero e um subproduto. Na indústria
parte-se normalmente do monômero e durante sua obtenção participam substâncias que
desempenham funções específicas como plastificantes, catalisadores, estabilizantes, corantes,
cargas, etc.
 Os compostos que sofrem polimerização possuem ligações múltiplas reativas (C=C, C=O),
moléculas polifuncionais (glicóis, hidroxiácidos, diaminas) ou ainda compostos cíclicos capazes
de permitir a abertura do anel (óxidos de alcoilenos, lactonas, anidridos,etc.).
 Decorrente do tipo de polimerização (adição ou condensação) os plásticos podem ser divididos
de acordo com seu comportamento frente à ação do calor em termoplásticos (polietileno,
polipropileno) e termorígidos (baquelite, plaskon). Os primeiros apresentam maior resistência
quando aquecidos e normalmente podem ser reprocessados, mas os últimos costumam degradar.
 A maior parte da matéria-prima para a produção de polímeros provém do petróleo. Os polímeros
possuem uma enorme variedade de aplicações, pois suas propriedades os tornam funcionais
sob as mais diversas condições. Por este motivo, desempenham importante papel na engenharia,
bem como embalagens, tintas, adesivos, etc.
PROCEDIMENTO:
PARTE I: POLÍMERO "URÉIA - FORMALDEÍDO" (Polopax, Plaskon ou Beetle)
1. Pese 3 gramas de uréia em um copinho descartável de 50 mL (café).
2. Acrescente 5 mL de formol vagarosamente e dissolva totalmente a uréia com o auxílio do
bastão de vidro.
3. Dentro da capela, adicione 1 gota de HCl concentrado (conta-gotas) e mexa com o bastão de
vidro rapidamente. Limpe imediatamente o bastão com papel toalha (CUIDADO para não
polimerizar no vidro), acrescente mais 1 gota.
4. Não balance o copinho, pois a polimerização ocorrerá uniformemente, formando um produto
sólido.
EXPERIMENTO NO. 11
TÍTULO: POLÍMEROS
55
5. Após 10 minutos, o sólido formado deverá ser lavado com água corrente.
6. Rasgue o copinho e verifique as propriedades físicas do sólido. Jogue os restos da resina e o
copinho utilizado no lixo.
OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS
O NH2 O
C O = C H2C = 0 ou C = 0 CNH2 NH2
 
H
Uréia (amidas) diamida de Metanal (IUPAC) aldeido (al)
 ác. Carbônico aldeido fórmico
formaldeído
H - N - H ... - N - ...
 | |
 C=O C=O
 | |
H - N - H CH2 H - N - H ...- N - CH2 - N -...
 | || + |
 C=O + O + H - N - H C=O + n H2O
 | + | |
H - N - H CH2 C=O ...- N - CH2 - N -...
 || | |
O H - N - H C=O
 |
Uréia Formaldeído ... - N - ...
Polímero uréia-formaldeído
 REAÇÕES DE PREPARAÇÃO:
 PARTE II - POLICLORETO DE VINILA (PVC)
 1. Pese 5 g da resina de PVC em um copo descartável (300 mL) e adicione, aos poucos, sob
intensa agitação,o plastificante DOP (C24H38O4 P.M.= 390,57; dioctil ftalato), bata bem, até
adquirir um aspecto homogêneo e viscoso.
2. Transfira aproximadamente metade dessa mistura para uma placa de Petri numerada limpa e
seca. Espalhe o material com auxílio do bastão de vidro, para obter uma fina camada (polimerização
mais rápida na estufa).
3. À outra metade, ainda no copinho, adicione uma colher rasa de CaCO3
 
que atua como carga,
bata bem, ate o homogeneizar. Coloque a massa em outra placa numerada e espalhe-a.
4. Coloque-as na estufa a 120 oC por aproximadamente 15 minutos.
5. Após a polimerização retire as placas da estufa, espere esfriar e retire os plásticos, compare
as propriedades fisicas (cor, dureza,resistência, etc).
56
Exercício:
1. Cite três componentes coadjuvantes na fabricação de um plástico de engenharia.
2. Em relação à obtenção do Beetle, o que se pode dizer sobre a dureza do material obtido?
3. Escreva as principais diferenças entre as polimerizações realizadas nesse experimento?
4. Esquematize e classifique a reação de polimerização do Etileno (H2C=CH2).
5. Classifique os plásticos em função da sua termoestabilidade. Dê um exemplo de cada.
6. O monômero de estireno, C8H8, é um hidrocarboneto líquido (µ = 1,3 g / mL) utilizado para a
obtenção do poliestireno, (C8H8)n
 
, através de uma polimerização por adição. Calcule o volume,
em litros, do monômero que deve ser utilizado para obtenção de 10,4 kg de polímero.
EXPERIMENTO NO. 11
TÍTULO: POLÍMEROS
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_______________D________DATA ___/___/____
57
INTRODUÇÃO:
 Comparemos dois fatos: a "explosão" de um "flash" fotográfico e o enferrujamento de um prego
de ferro. Ambos envolvem reações químicas, mas estas reações diferem em suas velocidades.
 Enquanto uma se processa rapidamente, outra se processa mais vagarosamente, podendo
durar semanas, meses e até anos.
 A finalidade dessa reação é mostrar a influência da concentração do reagente, de um catalisador
e da temperatura na velocidade de uma reação.
PROCEDIMENTO:
 O experimento consta de quatro partes:
PARTE I - MEDIDA DO TEMPO DE UMA REAÇÃO - PADRÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico,H2C2O4, 0,25 mol / L em um tubo de ensaio.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico, H2SO4, 4 mol / L.
3. Prepare um cronômetro ou um relógio para marcar tempo (deve marcar segundos).
4. Acrescente à mistura do tubo de ensaio,4 mL de solução aquosa de permanganato de
potássio, KMnO4, 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
5. Controle com o relógio o tempo gasto até a solução mudar de coloração (padrão). Anote o
tempo de reação na tabela.
PARTE II - VARIAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO QUANDO
A CONCENTRAÇÃO DIMINUI
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4mol / L.
3. Acrescente 10 mL de água destilada e agite o tubo de ensaio.
4. Prepare o relógio para fazer a leitura do tempo de reação.
5. Acrescente à mistura do tubo de ensaio, 4 mL de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
6. Controle com o relógio o tempo gasto até a solução mudar de coloração (igual ao padrão).
Anote o tempo de reação na tabela.
EXPERIMENTO NO. 12
TÍTULO: VELOCIDADE DE REAÇÃO
58
 PARTE III - EFEITO DE UM CATALISADOR NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4 mol / L.
3. Adicione 5 gotas de solução de sulfato de manganês (II),MnSO4, 0,1mol / L.
4. Adicione 4 mL de solução aquosa de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio. Observe o
tubo de ensaio até mudança de coloração (igual ao padrão).
5. Anote o tempo de reação na tabela.
 PARTE IV - EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A VELOCIDADE DA REAÇÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Pipete 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4 mol / L.
3. Adicione 4 mL de solução aquosa de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
4. Em seguida, introduza o tubo de ensaio num banho-maria. Observe o tubo de ensaio até mudança
de coloração.
5. Anote o tempo de reação na tabela.
59
Tabela em segundos (s):
Exercício:
1) O tempo de reação na Parte II deve ser maior ou menor do que o observado na Parte I?
2) Qual a diferença, em termos de substâncias reagentes, da Parte I em relação a Parte II?
3) Qual é o volume total das substâncias que participam na reação da Parte II?
4) Quanto mais dispersas ou afastadas entre si as substâncias que reagem, mais lenta é
a reação. Então, qual das reações é de se esperar uma menor velocidade de reação?
5) Os dados do experimento, estão de acordo com as deduções teóricas?
6) Na parte III da experimento, como age o Sulfato de Manganês(II)?
7) Depois de feita a Parte IV do experimento, o que podemos concluir sobre o efeito da temperatura na
velocidade de uma reação?
EXPERIMENTO NO. 12
TÍTULO: VELOCIDADE DE REAÇÃO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Grupos
Padrão
Parte II
Parte III
Parte IV
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 2 Média
60
solução óleo + álcool
1 gota
bacia com giz
D
D
D
D
1
2
3
4
bacia vista em planta
INTRODUÇÃO:
 A massa molar de qualquer substância, quando submetida às condições normais de temperatura
e pressão, contém 6,02 . 1023 moléculas. Esse número recebe o nome de Constante de Avogadro.
Ácido Oleico: C17H33COOH
PROCEDIMENTO:
1. Coloque água na bacia até 2 cm de sua borda e deixe a água estabilizar.
2. Conte 4 vezes o número de gotas existente em 1 mL de solução alcoólica de ácido oleico a
 2,24g/L (pipeta volumétrica de 1 mL);
3. Faça a média dos números de gotas, arredonde para no. inteiro;
4. Aplique uma finíssima camada de talco ou pó de giz sobre a água;
5. Com a mesma pipeta deixe cair 1 gota da solução no centro da superfície da água, na bacia,
de uma altura de 3 cm;
6. Meça em 4 direções diferentes o diâmetro da mancha de óleo (película) formada.
Esquema:
EXPERIMENTO NO. 13
TÍTULO: CONSTANTE DE AVOGADRO - MÉTODO DA PELÍCULA DE ÓLEO
61
Dados Coligidos:
Calcule:
1. O volume de 1 gota de solução
1
Vg= ___
Ng
2. A massa de ácido oleico em 1 gota
mác.= C . Vg
3. O volume de ácido oleico em 1 gota
 mác.Vác.= ____
 µ
4. A área da película média de óleo (considerada circular).
pi. (D)2A= ______
 
4
5. A espessura da película de óleo.
 Vác.E= ____
 
A
6. O volume de uma só molécula de óleo na película (considerar cúbica)
Vmolécula = E3
EXPERIMENTO NO. 13
TÍTULO: CONSTANTE DE AVOGADRO - MÉTODO DA PELÍCULA DE ÓLEO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Símbolo
Ng
D
C
µ
M
Grandeza
número de gotas em 1mL
diâmetro médio da película
concentração da solução alcoólica de ácido oleico
densidade do ácido oleico concentrado (puro)
Massa molar do ácido oleico
Valor
2,24
0,895
282,5
Unidade
gotas
cm
g / L
g /mL
g / mol
62
7. O número de moléculas na mancha de óleo
Vácido.
N
 moléculas= _________
Vmolécula
8. Constante de Avogadro (NAvogadro = NA):
M . Nmoléculas
NA = ___________
 mácido.
N A =
Exercício:
1. Calcular o número de moléculas que estão contidas em 0,5 L de água, sabendo-se que a
µH2O = 1g/mL.
2. Quantas moléculas há em 100 µg de carbonato de cálcio, CaCO3?
3. Quantas moléculas estão contidas em 0,112 L de gás amoníaco, NH3, na CNTP?
4. 80 mg de uma substância, no estado de vapor, contém 3,01 . 1020 moléculas. Calcular a
massa molar aproximada da substância.
63
EXPERIMENTO NO. 14
TÍTULO: CORROSÃO
INTRODUÇÃO:
 Grande parte do ferro produzido nas siderúrgicas é perdida ao longo do tempo, porque o ferro,
em determinadas condições sofre corrosão.
 A ferrugem é constituída por óxido de ferro (III) hidratado, entre outras substâncias. Assim, um
meio de recuperar o ferro corroído é a reciclage,, ou seja, submeter a sucata ao processo de alto-
forno.
 Outros metais, como alumínio (Al) e zinco (Zn), também initeragem com o oxigênio do ar. No
entanto, os óxidos e outros materiais formados nesse processo recobrem a superfície desses metais,
impedindo que a corrosão se estenda. Esta propriedade é utilizada para proteção do alumínio,
revestindo o metal com fina camada de seu óxido que se incorpora à sua superfície.
 Há ainda metais, como o ouro e a platina, que não apresentam sinais de transformação, mesmo
quando exposto ao ar e à umidade por longo período. Isso pode ser exemplificado pelo fato desses
metais serem encontrados na natureza como substâncias simples.
 O processo de corrosão do ferro pode ser controlado a partir de estudo dos fatores que influenciam
no enferrujamento.
 A modernidade está intimamente ligada ao uso de metais, que são obtidos pela extração de
importantes recursos naturais não-renováveis, que são os minérios.
 A corrosão de metais leva ao desperdício de recursos, de energia (na obtenção), e a outros
prejuízos econômicos e sociais.
 Assim, é de fundamental importância conhecer os principais agentes de corrosão (oxigênio da
atmosfera, água, ácidos, álcalis, etc) e os processos pelos quais atuam. Através desse conhecimento,
pode-se idealizar processo para evitar a corrosão.
 CORROSÃO:
 A maioria dos metais interage com oxigênio da atmosfera gerando óxidos; a intensidade e a
rapidez com que o fazem, porém, variam conforme o metal. Sódio, Na, por exemplo, logo que
exposto ao ar, perde seu brilho prateado, transformando-se num óxido com características básicas,
óxido de sódio. Nessa transformação, átomos de sódio oxidam-se a íons de sódio e átomos de
oxigênio se reduzem a íons de óxido.
 4 Na 4 Na + 4 e
 O + 4 e 2 O
 Conclusão: 4 Na + O 4 Na + 2 O = 2 Na O
(s)
(s)
(s)(s)
(g)2
(s)
2(g) (s) (s)2
+
+ -
-
64
 Por esse motivo, para evitar a oxidação do sódio, insto é, sua deterioração ou corrosão, conserva-
se o metal imerso no querosene. O metal Mg também interage com o oxigênio, porém nçao tão
rápido quanto o sódio. Outros metais, como o Al e o Zn, interagem lentamente. A camada de
óxido produzida, porém, protege-os, impedindo o prosseguimento de sua corrosão. Já o ouro e
a platina podem permanecer por longo tempo em contato com o ar, sem alterar seu brilho, sua cor
e sua durabilidade.
 Por outro lado, o ferro exposto ao ar, com o passar do tempo, sofre um processo de corrosão
chamado de enferrujamento. O produto da corrosão, a ferrugem, é uma substância marrom
avermelhada, porosa quebraidça. É o oxido hidratado de ferro (III), de composição indeterminada,
representada pela fórmula molecular Costuma-se também representar a ferrugem
pela fórmula molecular Fe(OH) .
 A corrosão do ferro, uma transformação de oxirredução, pode ser explicada por mecanismo
que envolve duas (2) transformações, formando uma pilha.
1º. A oxidação, em que o Fe cede elétrons, transofrmando-se em Fe .
2º. A redução, em que o O dissolvido em água recebe elétrons, formando OH .
 Esse valor positivo de indica que o processo de oxirredução ou redox vai ocorrer
espontaneamente. Posteriormente, o ferro (II) formado se oxida a ferr (III).
3
2+
(aq)
Eº
2 Fe(OH)2 (s) + O2 (g) + H2O (l) 2 Fe(OH)3 (s) ou Fe2O3 . n H2O (s)12
O2 (g) + H2O (l) + 2 e 2 OH
 -
(aq)
1
2
Fe (s) Fe
2+
(aq) + 2 e
 Fe(s) + O2 (g) + H2O (l) Fe(OH)2 (s)12
Eº = (+0,41 V) - (-0,44 V) = + 0,85 V
-
32 2Fe O . H O
65
 PROCESSO:
Numere os tubos de 0 a 8 e coloque-os numa estante para tubos de ensaio.
Tubo 0: Coloque um prego limpo e polido.
Tubo 1: No tubo seco, coloque alguns grãos de CaCl anidro. Em seguida, coloque um
 prego e tampe comum pedaço de algodão.
Tubo 2: Coloque um prego, cubra-o com água de torneira.
Tubo