201832 1125 Apostila de Aulas de Laboratorio de Química

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MULTIVIX

Gabriel Ferreira

25/04/2018

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FACULDADE BRASILEIRA
Credenciada pela Portaria/MEC No 259 de 11.02.1999 – D.O.U. de 17.02.1999

AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL

ROTEIRO DE AULAS DE LABORATÓRIO
DOS CURSOS DE ENGENHARIA

Aluno (a): ________________________________________

FACULDADE BRASILEIRA
Credenciada pela Portaria/MEC No 259 de 11.02.1999 – D.O.U. de 17.02.1999

Apresentação

Esta apostila de aulas práticas foi elaborada para ser utilizada pelos alunos da
disciplina de Química Geral dos cursos de Engenharia Ambiental, Civil,
mecânica e elétrica da Faculdade Brasileira – MULTIVIX a partir de 2014.

O objetivo deste trabalho é uniformizar o conhecimento dos alunos em relação
ao Laboratório de Química e também adequar à discussão prática à teoria
abordada durante as aulas da disciplina de Química Geral.

A avaliação das aulas experimentais se dará através da elaboração e avaliação
de relatórios dos experimentos apresentados, com valores em conformidade
com o plano de ensino apresentado pelo professor em sala.

Professores autores da Apostila:
Alexandre Demo Agrizzi
Paulo Cesar Santos

Professores Colaboradores
Amanda Uliana de Carvalho
Edna Conceição Rocha Alves
Helber Barcelos da Costa
Lorena Bertanda
Maurício da Silva Mattar
Michelli dos Santos Silva

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Sumário

Descrição das Atividades

Página
Roteiro para elaboração do Relatório de Aula Prática 4
Aula 01: Segurança em Laboratório. Conhecendo equipamentos e
materiais de Laboratório
8
Aula 02: Teste de Chama 17
Aula 03: Fenômenos físicos e fenômenos químicos 19
Aula 04: Ligações Químicas 21
Aula 05: Identificando ácidos e bases com Indicadores 25
Aula 06: Estudo das Reações Químicas 29
Aula 07: Estequiometria: Rendimento de uma reação de precipitação 33
Aula 08: Preparação de Soluções Aquosas 35
Aula 09: Titulação ácido-base 38
Referências Bibliográficas 41

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Roteiro para Elaboração de Relatório de Aula Prática

1. Introdução

Um dos objetivos de ensino de uma disciplina experimental introdutória é
ensinar a redigir relatórios. A elaboração de relatórios é um procedimento
bastante corriqueiro durante o exercício de qualquer profissão técnico-científica
e, em certos casos, essa habilidade chega a ser usada como uma medida de
capacidade profissional. Ser um bom profissional envolve também saber
transmitir a outros os resultados de um trabalho. Espera-se que, aos poucos,
cada um dos alunos adquira a habilidade de redigir bons relatórios. A seguir,
são dadas algumas orientações sobre a redação de relatórios científicos, que
devem ser seguidas na elaboração dos relatórios referentes às diferentes
experiências realizadas.

2. Estilo Impessoal e Necessidade de Clareza

É praxe redigir relatórios de uma forma impessoal, utilizando-se a voz passiva
no tempo passado, pois se relata algo que já foi feito. Assim, para relatar a
determinação da massa de algumas amostras sólidas, pode-se escrever:

a)"A massa das amostras sólidas maciças foi determinada utilizando-se uma
balança...";

ou:

b)"Determinou-se a massa das amostras sólidas maciças utilizando-se uma
balança...”

Não deve ser usadas formas como: "Eu determinei a massa..." ou "Pesei as
amostras...".

Outro aspecto muito importante é ter sempre em mente que as pessoas que
eventualmente lerão o relatório poderão não ter tido nenhuma informação
prévia sobre aquilo que está sendo relatado. Isto significa que o relato que foi
feito deve ser realizado de modo que qualquer pessoa que leia o relatório
consiga efetivamente entender o que foi feito e como.

3. As Partes de um Relatório

Um bom relatório deve ser curto, de linguagem correta e não prolixo ou
ambíguo.
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As ideias devem ser expressas de maneira clara, concisa e em bom estilo de
linguagem. A formatação do relatório deve ser da seguinte forma.
Folha de papel: A4
Margens:
Esquerda e superior: 3 cm
Direita e inferior: 2 cm
Fonte: Arial
Tamanho: 12 com espaçamento entre linhas: 1,5.

Sobre as partes de um relatório:

CAPA
Cabeçalho:
Faculdade Brasileira – UNIVIX.
Disciplina: Química Geral
Curso: Engenharia Civil
Relatório da Aula Prática nº 01: Título da Experiência (Central, em negrito).
Nomes dos Alunos e referida turma

1 INTRODUÇÃO

Essa parte deverá conter uma breve introdução sobre os assuntos abordados
na aula prática (não precisa ser muito extensa), com referências e/ou citações
de livros, artigos e etc. Apresentação do assunto, procurando demonstrar sua
importância e interesse.

Obs.: Na introdução não se deve fazer menção aos resultados observados na
prática.

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DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL
CURSO: ENGENHARIA CIVIL
PROFESSOR: xxxxxxxxxxxxxxxxxxx

RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA Nº 01:
TÍTULO DA EXPERIÊNCIA

Nomes dos alunos/Turma

LOCALIDADE
MÊS/ANO

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2 OBJETIVOS

Qual é (são) o(s) objetivo(s) da experiência realizada (em poucas linhas).

3 MATERIAIS E REAGENTES

Citar os materiais e reagentes utilizados na aula prática.

4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

 Esta seção deve conter relatos exatos e claros de como foi feita a
experiência, de modo que, baseada nesses relatos, qualquer outra
pessoa possa repeti-la.
 Deve-se descrever, passo a passo, como a experiência foi realizada.
 Note que não basta copiar o procedimento experimental contido no
material referente à experiência, pois, na melhor das hipóteses, toda a
forma da redação terá de ser mudada.
 Lembre-se que a forma deverá ser impessoal, usando voz passiva
no tempo passado. Além disso, há necessidade de se especificar
claramente cada equipamento utilizado.

ATENÇÃO: Não incluam no “procedimento experimental” os dados coletados
no laboratório!

5 ANÁLISE E DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

 Apresente e discuta todos os resultados da execução da prática. Não
omita nada. Mesmo que o resultado não seja o previsto, também faz
parte a discussão do que deu errado. Apresente as reações químicas
ocorridas. Explique os fenômenos ocorridos.
 Devem ser discutidos os resultados finais obtidos, comentando-se sobre
a sua adaptação ou não, apontando-se possíveis explicações e fontes
de erro experimental.
 Uma maneira rápida de se registrar dados em um relatório é sob a forma
de tabelas ou gráficos.
 Os resultados quantitativos devem ser analisados tanto em relação à
precisão quanto à exatidão (peculiaridades do sistema estudado,
limitações do método empregado, erros operacionais, qualidade dos
aparelhos de medida, concordância com os valores teóricos ou
esperados, etc.).
 Os resultados qualitativos devem ser explicados baseando-se nos
conhecimentos teóricos (leis, propriedades físicas e químicas, equações
químicas, etc.).

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6 CONCLUSÕES

A conclusão deve ser uma
apreciação global dos experimentos, avaliando se
os objetivos propostos foram alcançados. Deve ser claro, curto e objetivo, em
poucas linhas.

ANEXOS

Deve conter os questionários (se houver) e suas respectivas respostas.

7 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

As fontes de pesquisa que você utilizou devem ser mencionadas no Relatório
da seguinte forma:

SOBRENOME DO AUTOR, Nome. Título da obra. Volume. Edição. Editora.
Cidade. Ano. Nº de páginas.

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Aula 01- Segurança em Laboratório de Química

 O Laboratório de Química é um local de trabalho potencialmente perigoso,
onde acidentes sérios podem ocorrer. Entretanto, se você trabalhar com o
devido cuidado e seguindo as normas de segurança, os riscos de acidentes
são minimizados.
 Para sua segurança e de todos, e para uma maior eficiência no trabalho,
manter o laboratório sempre organizado e limpo.
 O laboratório é um local de trabalho sério. Qualquer distração pode
resultar em acidentes graves. Portanto, trabalhe com atenção e
concentração no desenvolvimento de suas tarefas. Não converse sobre
assuntos não relacionados aos experimentos que estão sendo realizados e
nem faça brincadeiras.
 Sempre utilize jaleco e óculos de segurança. O jaleco deve ser utilizado
apenas no laboratório, e não em áreas como secretaria, cantina, sala de
aula, biblioteca e outros, uma vez que ele pode estar contaminado com
produtos químicos.
 No caso de pessoas com cabelos longos, os mesmos não devem estar
soltos, pois podem ocasionar acidentes.
 Vestuário inadequado deve ser evitado. Trabalhar sempre protegido com
vestimentas adequadas: calça comprida, sapatos fechados e avental
(guarda-pó/jaleco). Não se deve utilizar sandálias nem lentes de contato
durante o trabalho em laboratório.
 Jamais fume e nem se alimente no laboratório.
 Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente
cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases
concentrados.
 Dependendo do material que estiver sendo manuseado, é necessário o uso
de luvas adequadas.
 Sempre que proceder à diluição de um ácido concentrado, adicione-o
lentamente sob agitação sobre a água e não o contrário.
 Para evitar perda de material durante a transferência de líquidos de um
frasco para o outro, utilizar funil adequado para a operação. Se
eventualmente qualquer material for derramado, providenciar a limpeza
imediata do local.
 Nunca utilize vidraria quebrada, pois pode resultar em ferimentos e outros
acidentes graves.
 Nunca ligar o bico de gás próximo a solventes inflamáveis como álcoois e
hidrocarbonetos.
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 Ao acender o bico de gás, ter o cuidado de não abrir a torneira de gás antes
ter à mão a chama que deve acendê-lo.
 Não deixe vidro quente em local onde possam pegá-lo inadvertidamente.
 Um erro comum dos iniciantes é aquecer um líquido inflamável num
recipiente aberto, sobre uma chama livre. Este procedimento é
extremamente perigoso e pode causar acidentes sérios, não devendo ser
realizado. Nestes casos é recomendado o uso de mantas e placas
aquecedoras.
 O reconhecimento de produtos químicos pelo cheiro é uma prática comum
adotada pelos químicos. Ao realizar esta prática, nunca inalar vapores
diretamente a partir dos frascos. Neste caso, abane uma das mãos na abertura
do frasco, de modo a diluir os vapores com ar, direcionando-o para o nariz.
 Nunca aquecer frascos de vidros fechados, pois poderá ocorrer explosões.
 Nunca aquecer o conteúdo de tubos de ensaio direcionando-os para si
mesmo ou para outro estudante.
 Compostos voláteis e tóxicos como ácidos, bases e reagentes lacrimejantes
devem ser manuseados somente em capela de exaustão.
 Ao final de cada experimento, os reagentes devem ser descartados de
acordo com sua natureza. Por exemplo: ácidos devem ser neutralizados
com base e em seguida podem ser, então, eliminados em água corrente.
Para cada tipo de reagente, observar quais são as medidas a serem
tomadas para seu descarte. Lembre-se que alguns reagentes tais como
sódio e potássio são inflamáveis quando em contato com água!
 Sempre que for necessário verter resíduos na pia, principalmente se ela for
de aço inoxidável, fazer com a torneira aberta.
 O manuseio de cada reagente deve ser feito de acordo com sua natureza.
Portanto, antes de abrir qualquer frasco, leia as instruções contidas nos
rótulos. No caso de dúvidas, o professor deve ser consultado.
 Para evitar acidentes, os reagentes devem ser armazenados
adequadamente. Dependendo de sua natureza alguns devem ser
estocados na geladeira, outros em dessecadores, e outros ainda, podem
ficar em prateleiras ou armários.
 Pipete com a boca somente soluções aquosas não tóxicas (mesmo assim,
não é recomendado). Use sempre uma pera de sucção!
 Não retirar do frasco nenhum produto químico com as mãos;
 Nunca trabalhar sozinho no laboratório, pois no caso de acidentes, as
consequências poderão ser mais graves, devido a falta de socorro imediato.
 Antes de realizar qualquer experimento, tenha certeza de que entendeu
todo o procedimento a ser realizado inclusive o manuseio correto dos
equipamentos e dos reagentes. Qualquer dúvida consulte o professor antes
de iniciar o experimento.
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 Qualquer acidente, por menor que seja, deve ser comunicado
imediatamente ao técnico/professor.
 Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás)
abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e
lave bem as mãos.

Conhecendo equipamentos e materiais de Laboratório

1) Introdução.
A execução de qualquer experimento em Química envolve a utilização
de uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples,
porém com finalidades específicas. O emprego de um dado equipamento ou
material depende dos objetivos e das condições em que a experiência será
executada. Para facilitar a familiarização, correlacione o nome e a função de
cada equipamento ou material com a figura correspondente.

2) Material utilizado.

2.1) Material de vidro.

2.1.1) Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar
reações químicas em pequena escala. Figura ______.

2.1.2) Béquer: recipiente com ou sem graduação, utilizado
para o preparo de soluções, aquecimento de líquidos, recristalizações, etc.
Figura ______.

2.1.3) Erlenmeyer: frasco utilizado para aquecer líquidos ou
efetuar titulações. Figura ______.

2.1.4) Kitassato: frasco de paredes espessas, munido de
saída lateral e usado em filtrações sob sucção. Figura ______.

2.1.5) Balão de fundo chato: frasco destinado a armazenar
líquidos. Figura ______.

2.1.6) Balão volumétrico: recipiente calibrado, de precisão,
destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma dada
temperatura; utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas.
Figura ______.

2.1.7) Proveta: frasco cilíndrico com graduações, destinado a
medidas aproximadas de volume de líquidos. Figura ______.
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2.1.8) Bureta: equipamento calibrado para medida precisa de
volume de líquidos. Permite o escoamento de líquidos e é muito utilizada em
titulações. Figura ______.

2.1.9) Pipeta: equipamento
calibrado para medida de volume
de líquidos. Existem dois tipos de pipetas: pipeta graduada Figura ______
para escoar volumes variáveis, e pipeta volumétrica Figura ______ para
escoar volumes fixos e precisos de líquidos.

2.1.10) Funil: Utilizado na transferência de líquidos de um
frasco para outro ou para efetuar filtrações simples. Figura ______.

2.1.11) Vidro de relógio: usado geralmente para cobrir
béqueres contendo soluções e finalidades diversas. Figura ______.

2.1.12) Dessecador: utilizado no armazenamento de
substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo teor de
umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias sob pressão
reduzida. Figura ______.

2.1.13) Bastão de vidro: usado na agitação e transferência de
líquidos. Figura ______.

2.1.14) Funil de separação: equipamento para separar líquidos
imiscíveis. Figura ______.

2.2) Material de porcelana.

2.2.1) Funil de Büchner: utilizado em filtrações por sucção,
devendo ser acoplado a um kitassato. Figura ______.

2.2.2) Cápsula: usada para efetuar evaporação de líquidos.
Figura ______.

2.2.3) Cadinho: usado para a calcinação de substâncias.
Figura ______.

2.2.4) Almofariz e pistilo: destinados à pulverização de
sólidos. Além de porcelana, podem ser feitos de ágata, vidro ou metal. Figura
______.

2.3) Material metálico.

2.3.1) Suporte (Figura______.), mufa (Figura______) e garra
(Figura ______): peças metálicas usadas para montar aparelhagens em geral.
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2.3.2) Tela de amianto: tela metálica, contendo amianto,
utilizada para distribuir uniformemente o calor, durante o aquecimento de
recipientes de vidro à chama de um bico de gás. Figura ______.

2.3.3) Tripé: usado como suporte, principalmente de telas e
triângulos. Figura ______.

2.3.4) Bico de gás (Bunsen): fonte de calor destinada ao
aquecimento de materiais não inflamáveis. Figura ______.

2.3.5) Espátula: usada para transferir substâncias sólidas.
Figura ______.

2.4) Materiais diversos.

2.4.1) Suporte para tubos de ensaio: Figura ______.

2.4.2) Pinça de madeira: utilizada para segurar tubos de
ensaio no aquecimento ou adição de substâncias corrosivas. Figura ______.

2.4.3) Pissete ou pisseta: frasco contendo geralmente água
destilada, álcool ou outros solventes, usado para efetuar a lavagem de
recipientes ou materiais com jatos do líquido nele contido. Figura ______.

2.4.4) Estufa: equipamento empregado na secagem de
materiais por aquecimento, em geral até 200oC. Figura ______.

2.4.5) Mufla ou forno: utilizada para a calcinação de
substâncias, por aquecimento em altas temperaturas (até 1000 ou 1500oC).
Figura ______.

2.4.6) Manta elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos
inflamáveis, contidos em balão de fundo redondo. Figura ______.

2.4.7) Centrífuga: instrumento que serve para acelerar a
sedimentação de sólidos em suspensão em líquidos. Figura ______.

2.4.8) Balança: instrumento para determinação de massa.

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Figura 1: Representação esquemática do material de laboratório.
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3) Técnicas básicas de Laboratório

3.1) Manuseio de um bico de Bunsen.
O primeiro passo para usar o bico é fechar a entrada de ar. A seguir,
abre-se a válvula de gás e acende-se. A chama que se obtém é grande,
amarela e luminosa. Abre-se em seguida a entrada de ar, lentamente, até que
a chama se torne azul. Notam-se duas regiões cônicas distintas: a interna,
mais fria, chamada de zona redutora, e a interna, quase invisível, chamada de
zona oxidante. A parte mais quente da chama está situada logo acima do cone
interno. Este é o tipo de chama mais utilizado em operações de laboratório.

Figura 2: Representação esquemática do Bico de Bunsen.

3.2) Medida de volume de líquidos.
A medida de volume do líquido é feita comparando-se o nível do mesmo
com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para
líquidos transparentes deve ser feita na parte inferior do menisco, estando a
linha de visão H do operador perpendicular à escala graduada para evitar erros
de paralaxe.

3.3) Técnicas de uso de material volumétrico.
Para o uso de pipetas, mergulha-se a pipeta, limpa e seca, no líquido a
ser medido. Aplica-se sucção na parte superior da pipeta, com o auxílio de uma
pêra ou pipetador, aspirando o líquido até um pouco acima da marca. Nesta
operação, a ponta da pipeta deve ser mantida sempre mergulhada no líquido,
caso contrário, será aspirado ar. Deixa-se, então, escoar o líquido excedente,
até que a parte inferior do menisco coincida com a marca e em seguida,
encosta-se a ponta da pipeta na parte interna do recipiente destinado a receber
o líquido e deixa-se escoar. Espera-se mais 15 segundos e afasta-se a pipeta,
sem tentar remover o líquido remanescente na ponta.
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Ao se utilizar uma bureta, deve-se verificar se ela está limpa e seca, e
com a torneira adequadamente lubrificada. Prende-se a bureta verticalmente
em um suporte e adiciona-se o líquido até acima do zero da escala. Abre-se a
torneira e deixa-se escoar líquido suficiente para encher a ponta da bureta
abaixo da torneira. Acerta-se o zero. Coloca-se o frasco para receber o líquido
sob a bureta e deixa-se o líquido escoar, gota a gota. Após o escoamento da
quantidade necessária de líquido, espera-se 10 a 20 s e lê-se o volume
retirado.

3.4) Filtração simples.
Utiliza-se um funil simples no qual foi adaptado um cone de papel de
filtro. Inicialmente, umedece-se o papel com uma pequena quantidade do
solvente com que se está trabalhando. Efetua-se a filtração, tomando o
cuidado de não encher o filtro até a borda. Os últimos traços do sólido são
transferidos para o papel de filtro com o auxílio de jatos de solvente, utilizando
uma pisseta. Lava-se o sólido com pequenas porções do solvente.

3.5) Técnicas de Pesagem
A balança é um dos instrumentos mais importantes do laboratório. É um
instrumento delicado. Alguns tipos de balanças nos dão resultados pouco
precisos enquanto outros nos dão resultados mais rigorosos. Este segundo tipo
de balança dado seu grande emprego em química analítica, é chamada
balança analítica. As balanças analíticas geralmente pesam até a quarta casa
decimal.

Quando usar uma balança deve-se, antes de tudo, verificar qual a
capacidade máxima da mesma. A balança, sendo um aparelho de precisão
delicado, não pode suportar cargas excessivas, o que acarretaria estragos na
mesma. A carga máxima da balança vem impressa na própria balança.
Normalmente, a capacidade máxima das balanças analíticas estarem torno de
100 a 200g.

O processo de pesagem varia de acordo com o tipo de balança
empregada, mas cuidados gerais na técnica de determinação de massa são
sempre os mesmos:
A) Conhecer previamente o modo de funcionamento do aparelho. Em
caso de dúvida, consultar o catálogo.
B) Verificar se a balança está nivelada observando através de um nível
em forma de bolha. Para nivelar a balança gira-se os pés localizados na parte
frontal da mesma (depende da balança).
C) Retirar poeiras ou detritos do(s) prato(s) com pincel apropriado.
D) Verificar se as escalas da balança estão ajustadas, isto é, se as
mesmas estão indicando zero
grama. Esta operação comumente é chamada
zerar a balança (existe dispositivo para se acertar o zero).
E) Nunca pesar substâncias corrosivas, voláteis ou higroscópicas em
frascos abertos.
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F) Nunca colocar material diretamente no prato. Devam ser utilizados
recipientes adequados (cadinho, pesa-filtro, becker, etc.) que devem estar
limpos e secos.
G) O material a ser pesado deve estar a temperatura ambiente O
material quente cria em redor de si uma corrente ascendente de ar que o torna
mais leve.
H) Pesar os objetos com as janelas laterais fechadas.
I) Conserve a balança limpa. Se durante a operação partículas cair no
prato, retirá-las imediatamente.
J) A balança quando não está em uso deverá estar fechada e desligada.
K) Abrir e fechar a balança lentamente, com cuidado.

4) QUESTIONÁRIO (anexo do Relatório)

4.1) Quais as vidrarias para medição de volumes que possuem maior
precisão?
4.2) Descreva a técnica de pesagem em balanças analíticas?
4.3) Por que algumas vidrarias não podem secar em estufa? Dê exemplos
dessas vidrarias.
4.4) O que é erro de paralaxe?
4.5) Qual equipamento você utilizaria para separar líquidos imiscíveis?
4.6) Esquematize uma filtração simples, indicando os nomes dos
equipamentos utilizados.

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Aula 02 – Teste de Chama

INTRODUÇÃO
É comum em festas de fim de ano ou em diversos tipos de comemorações o
uso de fogos de artifício. A pirotecnia é uma prática antiga que foi aperfeiçoada
com o advento do conhecimento químico. Isso de fato aconteceu, quando se
acrescentou à pólvora sais de magnésio e alumínio que permitiram grandes
efeitos luminosos durante suas explosões. Esses efeitos foram diversificados
pelo uso de outros sais, de diferentes elementos químicos, que produzem no
céu diferentes colorações. Esse fenômeno, aparentemente simples, tem suas
explicações nos espectros de emissão ou espectros atômicos que cada átomo
apresenta. A Figura 1 apresenta os espectros atômicos específicos para o
hidrogênio, mercúrio e neônio. Observe que pode-se fazer uma analogia com
os espectros atômicos com a impressão digital de cada ser humano, que é
única, uma vez que cada átomo apresenta linhas características quando
comparado ao espectro contínuo.

Sua evidência pode ser explicada quando o sistema atômico recebe certa
quantidade de energia externa e os elétrons, podem ser levados de um nível de
mais baixa energia para um nível de mais alta energia. Quando os elétrons
retornam ao nível original emitem de volta a energia absorvida, em forma de
um fóton. Macroscopicamente, o que é evidenciado pela coloração específica
de cada átomo. A evidência da quantização da energia juntamente com as
ideias já desenvolvidas por Rutherford, sobre seu modelo atômico, foi o que
possibilitou a Niels Bohr a criação de um novo modelo atômico, que ficou
conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr.

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OBJETIVOS
Observar a emissão de luz de coloração característica de cada elemento
químico no experimento (calor da chama);

MATERIAIS E REAGENTES
Sulfato de cobre (CuSO4)
Cloreto de cálcio (CaCl2)
Cloreto de sódio (NaCl)
Cloreto de bário (BaCl2)
Cloreto de potássio (KCl)

Algodão
Álcool etílico
Béquer 50 mL
Vidro de Relógio
Vela
Pinça
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
- Em diferentes béqueres, colocar uma pequena quantidade de cada sal a ser
testado. Solubilizar os sais em cerca de 5 mL de álcool etílico;
- Umedecer um pequeno pedaço de algodão em cada uma das soluções
salinas preparadas. E em seguida, com o auxílio de uma pinça colocar o
algodão sobre o vidro de relógio;
- Com bastante cuidado, aproximar a chama da vela ao algodão e observar a
chama criada.

QUESTIONÁRIO
1) Quais as cores observadas para cada sal testado?
2) Faça a distribuição eletrônica do cobre, do cálcio, do sódio, do bário e do
potássio.
3) Se fossem testados sulfato de cálcio (CaSO4) e o sulfato de sódio
(Na2SO4), qual a cor esperadas para cada chama?

REFERÊNCIAS
SILVA, R.R; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química
Experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. p. 240-252
GIESBRECHT, E. (coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos
Básicos, PEQ - Projetos de Ensino de Química, São Paulo: Ed. Moderna, 1982.
RUSSEL, J.B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1994.

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Aula 03 – Fenômenos Físicos e Químicos

INTRODUÇÃO
- Fenômeno Físico é aquele que não altera a estrutura das substâncias, ou seja, não
altera sua composição química.
- Fenômeno Químico é aquele que altera a estrutura da substancias, modificando sua
composição química.
Experimentalmente, é possível diferenciar os fenômenos físicos dos químicos pela
observação das alterações ocorridas durante as experiências. A formação de
gases, de produtos insolúveis (denominados precipitados) e de colorações
inesperadas no sistema, são fortes indícios da ocorrência de um fenômeno
químico, uma vez que possuem características diferentes das dos reagentes
usados.

Observe cuidadosamente os reagentes usados: seu estado físico; se está puro ou
em mistura; sua coloração, etc., com o objetivo de analisar as modificações
ocorridas.
OBJETIVO
Verificar, por procedimento experimental, as diferenças entre os fenômenos químicos e
os fenômenos físicos.
MATERIAIS E REAGENTES
 Bico de bunsen
 Tubos de ensaio
 Estante para tubos
 Pinça de madeira
 Chumbo (Pb)
 Zinco (Zn)
 Sacarose (C12H22O11)
 Cloreto de Sódio (NaCl)
 Ácido clorídrico 1M (HCl)
 Sulfato de sódio (Na2SO4)
 Cloreto de Bário (BaCl2)
 Cloreto de ferro III (FeCl3)
 Tiocianato de amônio (NH4SCN)

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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Experimento A: Aquecimento
1- Aquecer pequena porção de sacarose (açúcar) em um tubo de ensaio seco.
Observar a carbonização. Deixar esfriar e observar.
Experimento B: Dissolução
1- Colocar pequena porção de cloreto de sódio (NaCl) em um tubo de ensaio. Juntar
quantidade de água apenas suficiente para dissolver o cloreto de sódio. Agitar.
Observar a dissolução. Aquecer a solução obtida cuidadosamente até precipitar o sal
dissolvido. Observar o precipitado.
2- Colocar pequeno pedaço de zinco (Zn) em um tubo de ensaio. Juntar 2 mL de ácido
clorídrico 1M (HCl). Observar. Esperar até que não se note mais a presença de zinco.
Aquecer, então, cuidadosamente na capela para evaporar o ácido clorídrico e observar.
Experimento C: Precipitação
1- Colocar 1 mL de solução de sulfato de sódio (Na2SO4) em um tubo de ensaio. Juntar
1 mL de solução de cloreto de bário (BaCl2). Agitar. Observar. Colocar o tubo na
estante e deixar decantar o precipitado.
Experimento D: Coloração
1- Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III (FeCl3) em um tubo de ensaio. Juntar
1 mL de solução de tiocianato de amônio (NH4SCN). Agitar. Observar.

QUESTIONÁRIO
Com base nos experimentos realizados indique se os fenômenos abaixo são Físicos ou
Químicos e explique sua resposta.
1) A fusão e a solidificação.
2) A carbonização.
3) A dissolução do cloreto de sódio em água.
4) A mistura do zinco e ácido
clorídrico.
5) A mistura do sulfato de sódio e o cloreto de bário.
6) A mistura do cloreto de ferro III e o tiocianato de amônio.

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Aula 04 – Ligações Químicas

INTRODUÇÃO

Substâncias iônicas são aquelas formadas por íons (cátions e ânions) ligados entre si
por forças de natureza elétrica. Substâncias moleculares ou covalentes são formadas
a partir do compartilhamento de elétrons entre os átomos dos elementos que estão se
ligando. Apesar de não possuírem íons em sua constituição, as moléculas podem
apresentar pólos elétricos, devido à diferença de eletro negatividade dos elementos;
neste caso, são denominadas moléculas polares. Quando não há diferença de
eletronegatividade ou quando a resultante dessas diferenças é nula, a molécula é
denominada apolar. As substâncias moleculares têm suas moléculas atraídas entre si
por forças denominadas de intermoleculares. No caso de substâncias cujas moléculas
sejam apolares a força de atração que justifica sua existência nos estados sólido e
líquido é denominada de dipolo induzido – dipolo induzido; no caso de substâncias
cujas moléculas sejam polares a força intermolecular é denominada dipolo permanente
– dipolo permanente ou simplesmente dipolo – dipolo. Há um tipo de dipolo – dipolo,
muito forte, que ocorre entre moléculas onde o hidrogênio esteja ligado a oxigênio,
nitrogênio ou flúor. Esta força recebe o nome particular de ponte de hidrogênio (ou
ligação de hidrogênio).
Nas substâncias moleculares, de um modo geral, dois fatores influem nos PF e PE:

a) TIPO DE FORÇA INTERMOLECULAR.

Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores os seus PF e PE.

b) TAMANHO DAS MOLÉCULAS

Quanto maior for o tamanho de uma molécula, maior será a sua superfície, o que
propicia um maior número de interações com as moléculas vizinhas, acarretando PF e
PE maiores para comparar os pontos de fusão e ebulição de diferentes substâncias,
devemos considerar esses dois fatores.

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A solubilidade de uma substância (denominada soluto) em outra (denominada
solvente), está relacionada à semelhança das forças atuantes nas mesmas (iônicas ou
intermoleculares). Em consequência disso, substâncias iônicas e substâncias
moleculares polares tendem a se solubilizar em solventes também polares, enquanto
que substâncias apolares tendem a se solubilizar em solventes apolares. O
envolvimento as partículas do soluto pelas moléculas do solvente é denominado de
solvatação e, no caso do solvente usado ser a água é comum substituir-se o termo por
hidratação. O fenômeno da dissolução é fundamentalmente um processo físico-
químico, dependendo, em grande extensão, das forças de coesão que ligam:
 As moléculas do solvente;
 As partículas do soluto;
 As moléculas do solvente e as partículas do soluto.

Embora não seja possível prever com precisão absoluta quando uma substância é
solúvel em outra, podemos estabelecer genericamente que:

OBJETIVOS:
Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias iônicas e
moleculares.
Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica de uma
substância influi na solubilidade em determinados solventes.

MATERIAIS E REAGENTES

Pipeta 1 mL
Suporte Universal
Garras
Bico de Bunsen
Tubos de ensaio
Estante para tubos
Pinça de Madeira
NaCl
ZnCl2
Naftaleno sólido
Iodo sólido
Sacarose
Álcool Etílico
Óleo comestível
Tetracloreto de Carbono ou Querosene

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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

I . Substâncias Iônicas e Moleculares Frente ao Aquecimento:

Procurar um dos professores, levando um tubo de ensaio, para que uma pequena
quantidade de iodo seja adicionada ao tubo. Retorne à sua bancada e aqueça o tubo,
com o auxílio de uma pinça de madeira, até observar alguma mudança no estado físico
do iodo. Em três tubos de ensaio, adicionar respectivamente sacarose, cloreto de zinco
(ZnCl2) e cloreto de sódio (NaCl) ( todos no estado sólido ). Aquecer, com o auxílio de
uma pinça de madeira, cada um dos tubos até observar mudança no seu estado físico.

II. Polaridade e Solubilidade

 Em três tubos de ensaio adicionar, utilizando pipetas volumétricas,
respectivamente, 1,0 mL de água, 1,0 mL de
Álcool etílico e 1,0 mL de querosene. A cada um dos tubos adicionar 2 gotas de óleo
comestível, agitar intensamente e observar os resultados.
 Repetir o procedimento anterior, substituindo o óleo comestível por quantidades
pequenas e equivalentes de: Cloreto de sódio; Naftaleno; Iodo.

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QUESTIONÁRIO

1) Considerando o aquecimento das substâncias no item I, explique, levando em
conta o tipo de ligação química, o tipo de força intermolecular, etc., a diferença de
comportamento observada.

2) Pode-se observar que o iodo é uma substância que sublima. Todas as substâncias
moleculares sublimam? Justifique a sua resposta.

3) Apesar de termos aquecido o cloreto de sódio, não foi possível observar sua fusão.
Todas as substâncias iônicas têm ponto de fusão tão elevado quanto o NaCl?
Justifique.

4) Explicar o comportamento observado no procedimento II da prática, levando em
conta o tipo de ligação química, a polaridade ou não das substâncias usadas e,
conseqüentemente, suas forças intermoleculares.

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Aula 05 – Identificando Ácidos e Bases com Indicadores

INTRODUÇÃO

Ácidos e bases (também chamadas de álcalis) são costumeiramente
lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivas capazes de
dissolver metais como se fossem comprimidos efervescentes. Mas a presença
dos ácidos e base na nossa vida cotidiana é bem mais ampla e menos
agressiva do que se imagina. Eles também são componentes usuais de
refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene ou cosméticos. São
ainda matérias-primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações
industriais.

A definição mais tradicional dos ácidos e bases foi dada pelo cientista sueco
Svante Arrhenius, que estabeleceu os ácidos como substâncias que, em
solução aquosa, liberam íons positivos de Hidrogênio (H+), enquanto as bases,
também em solução aquosa, liberam hidroxilas, íons negativos OH-.

Assim, quando diluído em água, o ácido clorídrico (HCl) ioniza-se em:
HCl H+ + Cl-

Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água, libera
um íon hidroxila OH-, definindo-se assim como base:
NaOH Na+ + OH-

Existem outras teorias sobre ácidos e bases que complementam a teoria de
Arrhenius, sendo que as mais importantes são as de Bronsted-Lowry e a teoria
de Lewis.

A acidez de uma solução é medida quantitativamente pela concentração de
íons H+ presentes, usando-se uma escala exponencial: o logaritmo decimal da
concentração com o sinal trocado, conhecido como pH = – log [H+]. Nesta
experiência você terá oportunidade de identificar os ácidos e bases através de
substâncias apropriadas chamadas indicadores.
As substâncias indicadoras ou Indicadores são substâncias ácidas ou básicas
que mudam de cor conforme o pH da solução. Como o ponto final da reação
pode se realizar com diferentes pH, existe uma série de indicadores que
mudam de cor em diferentes graus de acidez.

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Na tabela 1 estão exemplos de substâncias indicadoras e sua faixa de pH:

Tabela 1 - Indicadores ácido-base intervalo de viragem e cores apresentadas

OBJETIVOS

a) Identificar substâncias ácidas e básicas pela ação de Indicadores.
b) Verificar a mudança de cor nos diferentes Indicadores testados.

MATERIAIS E REAGENTES

- Tubos de ensaio e suporte
- Pipetas volumétricas de 1 e 10 mL
- Béqueres de 100 mL
- água destilada
- Solução de fenolftaleína 1%
- Solução de azul de bromotimol
- solução de alaranjado de metila
- fitas de papel de tornassol
- Soluções desconhecidas

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

I. Identificação de Soluções Desconhecidas

Colocar em 8 tubos de ensaio 5 mL de água destilada e adicionar 0,5 mL de
cada uma das 8 soluções desconhecidas:

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1. Solução A
2. Solução B
3. Solução C
4. Solução D
5. Solução E
6. Solução F
7. Solução G
8. Solução H

OBS.: As medidas acima podem ser aproximadas, não precisando, caso
desejar, de utilizar pipetas para as medições.

Agitar cada tubo e mergulhar a ponta de um papel de tornassol em cada um
deles. Observar a cor.

Divida cada solução obtida em 3 tubos de ensaio e proceda aos testes com os
indicadores seguintes:

Tabela 01 – Cores adquiridas pelos indicadores em presença das substâncias, HCl,
HNO3, H2SO4, NaOH, NH4OH, suco de limão, água de cal e vinagre.

Indicador
Substâncias
Azul de
bromotimol
Fenolftaleína Alaranjado
de metila
Papel de
Tornassol
Solução A
Solução B
Solução C
Solução D
Solução E
Solução F
Solução G
Solução H

II. Demonstração Papel Indicador e pHmêtro

Em 3 béqueres de 50 mL colocar aproximadamente 20 mL de Água de cal,
vinagre e água destilada. Em seguida mergulhar o papel indicador em cada
uma das soluções e anotar o resultado obtido. Feito isso, iniciar a medição do
pH de cada solução com o auxílio de um pHmêtro e anotar o resultado obtido.
Compara os valores de pH encontrados em cada método.

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QUESTIONÁRIO

1) Quais substâncias testadas são ácidas e quais são básicas? Justifique.

2) O que são indicadores ácido-base?

3) Em relação aos indicadores, quais são as alterações de cor observadas em
cada um?

4) Qual ácido orgânico está presente no vinagre? É um ácido fraco ou forte?

5) Qual a vantagem do papel indicador universal, sobre os indicadores?

6) Após a identificação das soluções desconhecidas pelo professor, represente
a fórmula molecular dos ácidos e bases inorgânicos e faça a dissociação dos
mesmos.

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Aula 06 – Estudo das Reações Químicas

INTRODUÇÃO

O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras diferentes
é que se chama de reação química. As espécies originais são chamadas
reagentes e as que resultam após a reação são os produtos. Equações
químicas são representações gráficas das reações.

Existem diferentes tipos de reações, descritas a seguir:

- Em uma reação de síntese, partimos de mais de um reagente e obtemos um
único produto.

- Na reação de decomposição, obtemos mais de um produto a partir de um
único reagente.

- Nas reações de simples troca ou deslocamento, uma substância simples
reage com uma substância composta, deslocando desta última uma nova
substância simples.

- Nas reações de dupla troca, dois reagentes permutam seus íons ou radicais
entre si, dando origem a dois novos compostos.

- Nas reações de oxirredução ocorre a troca de elétrons entre as espécies
reagentes. As espécies que cedem elétrons são redutoras, e as que recebem
elétrons são oxidantes.

- Nas reações de combustão, uma substância reage com oxigênio do ar,
podendo desprender gás carbônico e água, se a substância for orgânica (C, H,
O).

Em muitas reações químicas há desprendimento de calor: são reações
exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a reação é endotérmica.

OBJETIVOS

a) Identificar os diferentes tipos de reações químicas.
b) Classificar e equacionar reações.

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MATERIAIS E REAGENTES

- Estantes com tubos de ensaio
- Pipetas de 1,0 mL, 5,0 mL e 10 mL
- Pinça tesoura
- Pinça madeira
- Cápsula de porcelana
- Espátula de metal
- Béquer de 100 mL e 50 mL
- Provetas de 50 mL e 10 mL
- Termômetro
- Bastão de vidro do fundo chato
- Solução de cloreto de sódio 0,1 M
- Solução de iodeto de potássio 0,1 M
- Solução de brometo de potássio 0,1 M
- Magnésio em fita ou raspas
- Solução de cloreto de ferro III a 3%
- Solução de amido
- Solução de hidróxido de sódio a 10%
- Fenolftaleína 1%
- Solução de hidróxido de sódio 1 M
- Fio de cobre
- Solução de nitrato de prata a 5%
- Palha de aço (bombril)
- Solução de sulfato de cobre II 1 M
- Carbonato de cálcio
- Solução de ácido clorídrico 1 M
- Água oxigenada
- Solução de ácido sulfúrico diluído
- Hidróxido de sódio
- Solução de tiocianato de amônio a 5%
- Acetato de sódio

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1. Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 5,0 mL de solução de cloreto de
sódio a 5,0 mL de solução de Brometo de Potássio. Observar. Anotar.

2. Colocar em um tubo de ensaio de 5,0 mL de solução de cloreto de ferro III e
adicionar, a seguir, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 10%. Observar
se houver formação de um precipitado, caso contrário, adicionar um pouco
mais de base.

3. Levar um pequeno fragmento de magnésio seguro por uma pinça-tesoura
(não use pinça de madeira) à chama do bico de gás. (Muito cuidado ao
observar, a luz emitida pode prejudicar a vista). Observar. Anotar. Recolher o
produto em uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 mL de água destilada e
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agitar com bastão de vidro para homogeneizar. Adicionar 2 gotas de
fenolftaleína. Observar. Anotar.

4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de solução de nitrato de
prata, imergir cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e observar
após cinco minutos. Anotar.

5. Colocar em um tubo de ensaio 3,0 mL de solução de sulfato de cobre II.
Introduzir uma pequena porção de palha de aço, de forma que a mesma fique
totalmente imersa na solução. Observar e anotar o que ocorre.

6. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1 g de carbonato de cálcio.
Adicionar 5 mL de ácido clorídrico 1 M. Observar. Anotar.

7. Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio.
Juntar 1 mL de solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar.

8. Colocar 3,0 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio.
Adicionar 3,0 mL de ácido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar
3,0 mL de água
oxigenada. Agitar. Adicionar 2 gotas de uma solução de amido. Observar.
Anotar.

9. Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 mL de água
destilada verificar sua temperatura. Anotar.

10. Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 mL de água
destilada verificar sua temperatura. Anotar.

QUESTIONÁRIO

1) Escreva a equação química da reação que ocorreu na etapa 1.
Classifique-a.

2) Com relação a etapa 2, responda:
a) Qual a fórmula e o nome do composto insolúvel formado.
b) Escreva a equação da reação que se processou e classifique-a.

3) Com relação a etapa 3, responda:
a) Com que substância combinou-se o magnésio?
b) Qual a fórmula e o nome da substância branca que se forma nessa
combinação?
c) Após a diluição com água destilada do produto formado e adição da
fenolftaleína o que aconteceu? Por quê?
d) Escreva a equação da reação observada e classifique-a.

4) Com relação a etapa 4, responda:
a) Qual a substância que se formou sobre o cobre?
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b) Porque a solução que era incolor tornou-se azul?
c) Escreva a equação da reação e classifique-a.

5) Com relação a etapa 5, responda:
a) Por que houve descoramento da solução?
b) A reação observada poderia ocorrer no sentido inverso? Justificar.
c) Escreva a equação da reação e classifique-a.

6) Com relação a etapa 6, responda:
a) Qual o nome e a fórmula de gás formado?
b) Escreva a equação da reação e classifique-a.
c) Por que o H2CO3 não aparece no produto da equação?

7) Com relação a etapa 7, responda:
a) Qual o nome e a fórmula do produto insolúvel formado.
b) Escreva a equação da reação e classifique-a.

8) Com relação a etapa 8, responda:
a) Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio, ácido sulfúrico
e água oxigenada, indicando os números de oxidação de todos os átomos
dos elementos participantes.
b) Qual a substância oxidante e qual o redutor?
c) Porque se adiciona 2 gotas de solução de amido ao produto formado? O
que aconteceu?
d) Explique.

9) Com relação a etapa 9, responda.
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura?
b) A diluição do hidróxido de sódio é um processo endotérmico? Explique.

10) Com relação a etapa 10, responda:
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura?
b) A diluição do acetato de sódio é um processo endotérmico ou exotérmico?
Explique.

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Aula 07 – Estequiometria: Rendimento de uma reação de
Precipitação

INTRODUÇÃO

Uma equação química convenientemente ajustada fornece informações a respeito das
quantidades dos reagentes consumidos e produtos formados. A relação estequiométrica
entre produtos e reagentes permite calcular a massa de produto a ser obtida a partir de
massas conhecidas dos reagentes. Essa massa, contudo, é um valor teórico, já que a
manipulação dos reagentes sempre induz à perdas, por mais cuidados que possamos ter. A
relação entre a quantidade de substância obtida experimentalmente e a quantidade
calculada, multiplicada por cem, nos fornece o rendimento percentual da reação. O cromato
de bário, um sólido amarelo, insolúvel em água, é precipitado pela reação entre cloreto de
bário e cromato de potássio, em meio aquoso.

OBJETIVO

Determinar a porcentagem de rendimento de uma reação química, aplicando estequiometria.

MATERIAIS E REAGENTES

- 02 vidros de relógio
- Funil
- 02 provetas
- suporte com anel de ferro
- 02 béqueres
- Bico de gás
- 03 bastões de vidro
- Estufa
- papel de filtro
- dessecador
- cromato de potássio
- cloreto de bário

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1) Pese 0,80 g de cromato de potássio e transfira para um béquer de 250 mL, adicione
100 mL de água destilada, medida em proveta. Agite com bastão de vidro até a completa
dissolução. Aqueça a solução até iniciar a fervura.

2) Pese 0,60 g de cloreto de bário e transfira para um béquer de 250 mL. Adicione 50 mL
de água destilada medida em proveta. Agite com bastão de vidro até completa dissolução.

3) Pese um papel de filtro.
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4) Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração.

5) Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o
bastão.

6) Adapte o papel de filtro ao funil.

7) Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de precipitado. Leve
o béquer e o bastão de vidro com água destilada para remover qualquer resíduo de
precipitado. Coloque a água de lavagem no funil.

8) Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire o
papel de filtro e coloque-o sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado.

9) Leve o precipitado para secar em estufa à 150oC, por quinze minutos. Retire o
precipitado seco da estufa e coloque-o para resfriar num dessecador.

10) Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido.

QUESTIONÁRIO

1. Escreva a equação química correspondente à reação observada. Indique o precipitado
formado. Qual é o seu nome?

2. Qual a finalidade de se aquecer a solução de cromato de potássio?

3. Por que a filtração deve ser realizada com o máximo de cuidado?

4. Qual a finalidade de se lavar o precipitado obtido com água destilada?

5. Calcule o rendimento teórico da reação. Calcule o rendimento prático. Compare o
resultado prático com o calculado teoricamente. Calcule o rendimento percentual da reação.

6. Discuta as causas dos desvios, que porventura forem encontrados, entre o resultado
prático e o teórico.

7. Numa queima de 30 gramas de grafite puro obtiveram-se dióxido de carbono com 90% de
rendimento. Qual foi a massa de produto encontrada?

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Aula 08 – Preparação de Soluções Aquosas e Diluição

INTRODUÇÃO

Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias (soluto + solvente)
que formam um sistema homogêneo.

Geralmente o componente em maior quantidade é chamado de solvente e
aquele em menor quantidade é chamado de soluto. Frequentemente, é
necessário saber as quantidades relativas de soluto e solvente na solução,
entendendo-se, portanto como concentração de uma solução, a quantidade de
soluto contida em uma quantidade especificada do solvente na solução.

No preparo de uma solução as operações a serem efetuadas podem ser
resumidas nos seguintes itens:

 Fazer os cálculos das quantidades de soluto;
 Pesar ou medir o soluto;
 Dissolver o soluto em um béquer, usando quantidade de solvente;
 Transferir o soluto, quantitativamente, para um balão volumétrico;
 Completar o volume com o solvente até a marca de aferição;
 Homogeneizar a solução;
 Rotular o balão volumétrico.

Quando preparamos uma solução aquosa em laboratório, a sua concentração
não será exata, e por isso, teremos que padronizar esta solução com
substâncias chamadas de padrões primários.

As características principais de uma substância para ser empregada como
padrão primário são:

 Ser composto estável, ou seja, não ser higroscópico, oxidável ou sujeito à
carbonatação.
 Ser sólido e não sublimar.
 Ser
de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação.

OBJETIVO

Preparar algumas soluções aquosas em laboratório.

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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

- Soluções a partir de reagentes sólidos:
100 mL de NaOH 0,1 mol/L
50 mL de NaCl 2% m/v

A) Calcular quantos gramas são necessárias para preparar 100,0 mL desta
solução.

B) Pesar a massa correspondente e em seguida dissolvê-lo usando cerca de
50 mL de água destilada.

C) Transferir quantitativamente a solução que está no béquer para um balão
volumétrico.

D) Completar o volume com água destilada até a marca de aferição.

E) Rotular o balão volumétrico.

- Soluções a partir de reagentes líquidos
50 mL de HCl 0,2 mol/L

A) Calcular quantos mililitros são necessários para preparar 100,0 mL desta
solução, baseando-se nos dados descritos no rótulo do produto.

B) Pipetar o volume correspondente e em seguida transferi-lo para um balão
volumétrico.

C) Completar o volume com água destilada até a marca de aferição.

D) Rotular o balão volumétrico.

- Diluição de soluções
A partir das soluções produzidas anteriormente, preparar as seguintes
soluções:
50 mL de NaOH 0,05 mol/L
100 mL de NaCl 0,25%
100 mL de HCl 0,15 mol/L

A) Calcular quantos mililitros são necessários para preparar o volume de cada
solução.

B) Pipetar o volume correspondente e em seguida transferi-lo para um balão
volumétrico.

C) Completar o volume com água destilada até a marca de aferição.

D) Rotular o balão volumétrico.
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QUESTIONÁRIO

1) Como se prepara 100,0 mL de uma solução 2,5 mol/L de ácido sulfúrico a
partir de ácido sulfúrico concentrado (d = 1,84 g/mL e 98% em massa)?

2) Como se prepara uma solução 0,40 M de Ca(OH)2? Descreva.

3) Descreva, de uma maneira geral, o preparo de uma solução de cloreto de
sódio 2,0 mol/L.

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Aula 09 – Titulação ácido-base

INTRODUÇÃO

Uma reação ácido-base é uma reação química que ocorre entre um ácido e
uma base. Diversos conceitos existem os quais há definições alternativas para
os mecanismos de reação envolvidos e suas aplicações em resolver problemas
relacionados. Apesar de diversas similaridades nas definições, sua importância
torna-se aparente como métodos de análise diferentes quando aplicadas às
reações ácido-base para espécies gasosas ou líquidas, ou quando o caráter do
ácido ou da base puder ser um tanto mais ou menos aparente.

Titulação (ou Volumetria) é uma técnica comum de laboratório em análise
química quantitativa, usado para determinar a concentração de um reagente
conhecido. O método consiste em reagir completamente um volume conhecido
de uma amostra com um volume determinado de um reagente de natureza e
concentração conhecida (solução padrão). A substância de interesse em
qualquer determinação recebe o nome de analito. A espécie química com
concentração definida recebe o nome de titulante, que é, em geral, uma
solução obtida a partir de um padrão primário, podendo ser um sal ou uma
substância gerada na solução que se deseja valorar. A solução a ter sua
concentração determinada recebe o nome de titulado.

Neste processo faz-se reagir um ácido com uma base para que se atinja o
ponto de equivalência. À medida que é adicionado o titulante ao titulado, o pH
da solução (titulante + titulado) vai variar, sendo possível construir um gráfico
desta variação, ao qual se dá o nome de curva de titulação. O ponto de
equivalência pode variar dependendo da concentração inicial do titulante e do
titulado.
ácido+ + base− → sal + água

Normalmente, para se fazer uma titulação, utiliza-se um frasco de erlenmeyer
(onde são postos o titulado, água, um indicador ácido/base) e uma bureta,
onde está contido o titulante.

OBJETIVO
Determinar a concentração, em mol/L, de uma solução de HCl (ácido clorídrico)
através de titulação com solução de NaOH (hidróxido de sódio).

MATERIAIS E REAGENTES

- Bureta de 25 mL;
- Pipeta volumétrica de 10 mL;
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- Erlenmeyer de 250 mL;
- Béqueres de 100 mL;
- Solução de NaOH de concentração 1,0585 mol/L;
- Solução de HCl de concentração desconhecida (amostra);
- Indicador: Fenolftaleína (solução alcoólica a 1%);

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

A) Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L

Utilize a solução de NaOH preparada na aula anterior.
Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente
com 25,00mL da solução de NaOH 0,1mol/L. Pese numa balança analítica
exatamente a massa calculada e transfira quantitativamente para um
erlenmeyer de 250mL. Meça numa proveta 50mL de água destilada fria e
recém fervida e transfira para o erlenmeyer, para dissolver completamente o
biftalato de potássio. Adicione duas gotas de fenolftaleína 1% e homogeneíze.

Lave uma bureta de 50mL com pequena quantidade da solução de NaOH
0,1mol/L. Fixe a bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de
controle de escoamento. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta
com solução de NaOH 0,1 mol/L e observe se há vazamento. Verifique se há
bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a
torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH
0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte
superior. Monte o sistema de agitação magnética.

Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1M, até mudança de
coloração do indicador de incolor para rosa. Anote o volume gasto e calcule o
fator de correção, utilizando a seguinte fórmula.
F.C. = Vreal ou seja: F.C. = 25,0
Vgasto Vgasto
Em seguida, calcule a concentração real da solução de NaOH 0,1M,
multiplicando-se pelo fator de correção.
Finalmente, transfira a solução de NaOH 0,1 mol/L para frasco de plástico e
escreva no rótulo o nome da solução, concentração, data, fator de correção e
turma.

B) Preparação da solução de vinagre
Homogeneíze a amostra de vinagre branco e pipete uma alíquota de 5 mL para
um balão volumétrico de 50mL. Complete o volume com água destilada e
acerte o menisco. Agite para homogeneizar.
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C) Determinação da acidez total no vinagre
Pipete uma alíquota de 25mL da solução de vinagre preparada anteriormente e
transfira para um erlenmeyer de 250mL. Meça 40mL de água destilada numa
proveta e adicione no erlenmeyer. Adicione 2 a 3 gotas de solução alcoólica de
fenolftaleína e homogeneíze.
Lave a bureta de 50mL com um pouco de NaOH 0,1mol/L. Descarte este
volume. Fixe a bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de
controle de escoamento. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta
com solução de NaOH 0,1mol/L e observe se há vazamento. Verifique se há
bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a
torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH
0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte
superior.
Titule com a solução de NaOH 0,1mol/L
até mudança de coloração para
levemente rosa. Anote o volume e calcule o teor de ácido acético no vinagre
em g/100 mL.

QUESTIONÁRIO
1) Porque é necessário padronizar a solução de NaOH utilizada na titulação?
2) Descreva os cálculos necessários para determinar o Fator de Correção para
a solução de NaOH.
3) Descreva os cálculos necessários para encontrar o teor de ácido acético no
vinagre.
4) Indique se o vinagre testado possui o teor de ácido acético descrito na
legislação e no rótulo.

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