Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
Autora: Marilza Sampaio Aguilar, D.C. APOSTILA DE QUÍMICA CURSO DE ENGENHARIA ELÉTRICA 1 ÍNDICE Página Normas de Segurança.......................................................................................................03 Equipamentos e Aparelhagens.........................................................................................04 PRÁTICAS 1. Cálculos Químicos ......................................................................................................09 2. Termoquímica I............................................................................................................. 11 Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas 3. Termoquímica II...........................................................................................................11 Determinação da Capacidade Calorífica de um Frasco Dewar Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (aq) 4. Termoquímica III.............................................................................................. ............14 Determinação do Calor de Dissolução do NaOH (s). Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (s) 5. Termoquímica IV............................................................................................................16 Verificação Experimental da Lei de Hess 6. Transferência Eletrônica...............................................................................................17 7. Pilhas Eletroquímicas...................................................................................................18 8. Corrosão – Tipos de Pilhas ..........................................................................................21 9. Corrosão do Ferro.........................................................................................................23 10. Eletrólise.....................................................................................................................24 11. Leis de Faraday – Eletrodeposição.............................................................................26 12. Cinética I .....................................................................................................................28 13. Cinética II ....................................................................................................................31 14. Cinética III....................................................................................................................33 2 Normas de Segurança As técnicas e normas de segurança no laboratório de química têm como objetivo a preservação e defesa da saúde individual e coletiva das pessoas, a conservação dos equipamentos de laboratório e de suas dependências e a criação de condições propícias para obtenção de resultados corretos e dignos de segurança. Os princípios descritos abaixo devem ser rigorosamente observados. 1º. O laboratório de química é um lugar para trabalho sério e ordenado. EVITE BRINCADEIRAS, MESMO QUE A AULA NÃO TENHA COMEÇADO. 2º. É PROIBIDO fumar, comer ou beber no laboratório. 3º. É OBRIGATÓRIO o uso de guarda-pó de algodão durante as aulas práticas. Óculos de segurança devem ser sempre utilizados no manuseio de produtos químicos voláteis, ou sempre que as instruções de trabalho assim o recomendarem. 4º. Utilize somente calças compridas e sapatos fechados durante as aulas práticas. 5º. Todos devem prender os cabelos e retirar jóias dos pulsos e das mãos. Produtos químicos podem cair nesses locais e causar queimaduras, ferimentos produtos e até mesmo problemas ósseos. 6º. Não use lentes de contato, pois os vapores de algumas soluções podem reagir com elas e causar problemas sério a sua visão. 7º. Procure familiarizar-se imediatamente com a localização e o uso de extintores de incêndio, chuveiros de emergência, pia para lavagem de olhos e caixa de primeiros socorros. 8º. Realize cada prática somente após ter lido as instruções corretamente. Siga-as e respeite rigorosamente as precauções recomendadas. Consulte o seu professor sempre que notar algo anormal ou imprevisto. 9º. Limite-se às experiências indicadas nas instruções e autorizadas pelo professor. 10º. Leia sempre o rótulo de qualquer frasco reagente antes de servir-se deles. 11º. Não recoloque no frasco uma solução, mesmo não usada, a menos que seja informado de modo contrário por seu professor. Não coloque objetos estranhos nos frascos dos reagentes. 12º. Não use a mesma pipeta para medir soluções diferentes. 13º. Não toque nos produtos químicos. Use para isso o instrumento adequado. 14º. Não coloque o nariz diretamente sobre o recipiente para sentir o cheiro de uma substância. Em vez disso, com a sua mão, traga um pouco do vapor até ele. 15º. Não aqueça bruscamente nenhum sólido ou líquido. Lembre-se de que o vidro possui resistência limitada, não permitindo a realização de reações com elevada liberação de energia. 16º. Quando uma aparelhagem estiver em funcionamento, ela deve ser continuamente observada. 17º. Tenha CUIDADO COM AS TORNEIRAS DE GÁS do laboratório. Quando TERMINAR de usar o Bico de Bunsen, verifique se elas ficaram bem FECHADAS. 18º. Comunique a seu professor qualquer acidente que aconteça, por menor que seja, bem como quaisquer problemas com o material a ser utilizado na aula prática. Procure sempre verificar a sua vidraria de trabalho. Não utilize material rachado. 19º. Ao terminar as atividades, todo o material deve ser criteriosamente lavado e a bancada limpa. 20º. Lembre-se de que o seu professor é o seu orientador e deseja que você saiba manipular com precisão os equipamentos de um laboratório químico. 3 EQUIPAMENTOS E APARELHAGENS A seguir serão apresentados alguns equipamentos e aparelhagens que serão utilizadas durante o decorrer deste curso. 3 4 2 1 – Balão Volumétrico: É um balão de fundo chato e gargalo comprido, calibrado para conter determinado volume de líquido, que é indicado por um traço de referência presente no gargalo. Ao ajustar o volume , a tangente inferior do menisco deve coincidir com o traço de referência. É utilizado no preparo de soluções. 2 – Bécher: Copo de vidro de tamanho variado utilizado para aquecer e cristalizar substâncias, recolher filtrados, misturar reagentes, transferência de líquidos, realizar reações químicas, entre outras aplicações. Pode ser aquecido diretamente com o uso de tripé e tela de amianto, em banho - maria ou banho de óleo 3 – Termômetro de Mercúrio: É um utilizado para medir a temperatura de líquidos, possuindo ampla faixa de medidas que pode variar de temperaturas positivas à negativas. 4 – Erlenmeyer: Recipiente de vidro utilizado principalmente em titulações, devido a sua forma que facilita a agitação sem que ocorra perda do líquido. Também pode ser utilizado para a realização de reações químicas, mistura de reagentes, transferência e aquecimento de líquidos. 4 5 6 7 8 9 5 – Estante: Suporte de vários tamanhos para tubos de ensaio. 6 – Tubos de Ensaio: Tubo cilíndrico utilizado, principalmente, na execução de reações simples. 7 – Suporte Universal: Suporte metálico utilizado na montagem de aparelhagens mais complexas, tais como aparelhagens para filtração e destilação. 8 – Anel ou Garra: Suporte para funil, tubo em U, destiladores e etc. 9 – Funil de Vidro: É utilizado para filtração e para transferência de líquidos. Na filtração adapta-se ao funil um papel de filtro, algodão ou algodão de vidro. Para aumentar a velocidade da filtraçãodeve apresentar colo longo. 10 – Frascos para Reagentes: São frasco nos quais estocam-se soluções. Existem em diversos tamanhos. Podem ser de vidro ou de plástico, âmbar ou incolor. Nos frascos âmbar são colocadas as soluções que são sensíveis à luz. 5 12 – Bico de Bunsen: É um bico de gás especialmente construído para uso em laboratório. O gás chega ao bico através de um tubo de borracha ligado a uma torneira existente na bancada do laboratório. O ar entra através de orifícios distribuídos em torno de um anel que existe na base do bico. O ar e o gás se misturam no tubo e a quantidade de ambos pode ser regulada manualmente. 11 – Proveta: É utilizada para medir volumes líquidos sem grande precisão. 13 – Balão Volumétrico: É um balão de fundo chato e gargalo comprido, calibrado para conter um volume exato de líquido. Possui no gargalo um traço de referência que marca o volume exato do líquido. Ao ajustar o volume, a tangente inferior do menisco deve coincidir com o traço de referência, quando estiverem na mesma altura que os olhos do observador. 6 14 – Pipeta Volumétrica: É utilizada na medição precisa de volumes de líquidos. Possui na parte superior uma marca que indica até onde devemos preencher a pipeta para obter o volume exato. 15 – Pipeta Graduada: É um tubo de vidro alongado que serve para efetuar medições de volumes líquidos. 16 – Frasco Lavador ou Pissete: Este dispositivo pode ser utilizado para completar o volume exato de líquido em um balão volumétrico, para lavagem de precipitados e para carrear precipitados. De uma forma geral contém água destilada, mas pode conter álcool etílico, acetona, solução de bicarbonato de sódio e etc. 7 18 – Tripé: É o suporte da tela de amianto. 17 – Vidro de Relógio: É utilizado na pesagem direta de reagentes. 19 – Tela de Amianto: Tem a propriedade de moderar o aquecimento evitando a quebra de frascos de vidro que não suportam o aquecimento direto. Também pode ser utilizada simplesmente como suporte para vidrarias. 20 – Balança Analítica: É um instrumento de pesagem capaz de pesar uma massa com uma precisão de 0,0001 mg. 8 1. CÁLCULOS QUÍMICOS DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO CÚPRICO Objetivo: Determinar experimentalmente o número de moléculas de água na molécula de CuSO4.nH2O. Introdução: Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida. Cada um destes compostos contém um número constante de moles de água combinados com 1 mol de substância anidra. Nesta experiência, será determinado o número de moléculas que hidratam o sulfato de cobre II. Obtém-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, retirando a água e pesando depois o sal anidro. X .(H2O)Y → X + YH2O sal hidratado sal anidro O aquecimento é efetuado em banho de areia, cuja temperatura não deve ultrapassar os 230oC , pois à temperatura mais elevada pode ocorrer uma reação secundária indesejável, ou seja, o aparecimento de um sal cinzento: Cu2(OH)2SO4. Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação da água, e consequentemente, o fim do aquecimento. Procedimento Experimental: 1. Pesar um cadinho de porcelana limpo. m1 = ____________________ g 2. Colocar no cadinho 1,0 - 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau. Pesar novamente. m2 = ____________________ g A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado. m3 = m2 - m1 = _______________ - ______________ = ___________________ g 3. Colocar o cadinho com a substância no banho de areia de modo que a areia cubra o cadinho até 3/4 de sua altura. 4. Mergulhar o termômetrono banho de areia, de modo que o bulbo do termômetro esteja na altura do fundo do cadinho (ver figura). 5. Aquecer o banho de areia até 230oC e manter o aquecimento até que a substância se torne branca. 9 Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC. 6. Transferir o cadinho, com a pinça metálica cuja a ponta tenha sido previamente aquecida na chama do bico de Bunsen, para o dessecador. 7. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. m4 = ____________________ g Cálculos: Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g) Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1 m5 = ______________ - ______________ = ____________________ g Massa de água = m6 = m3 - m5 m6 = ______________ - ______________ = ____________________ g Número de mols de CuSO4 = n1 n1 = m5/M1 M1 = massa molecular do CuSO4 n1 = ______________ - ______________ = ____________________ g n2 = m6/M2 M2 = massa molecular da água n2 = ______________ - ______________ = ____________________ g Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre II = x n2 n1 X 1 mol X = n2/n1 = ________ = ________ mols Questões: 1. Por que o aquecimento do cadinho com o sulfato de cobre II não pode ser feito diretamente com a chama do bico de Bunsen? 2. Por que o bulbo do termômetro deve ficar na mesma altura do fundo do cadinho, no banho de areia? 3. O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse superior a 230oC? 4. Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 5. Por que devemos aquecer a ponta da pinça metálica, ao usá-la para transferir o cadinho para o dessecador? 10 2. TERMOQUÍMICA I Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas INTRODUÇÃO: A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção de calor, durante uma transformação química. O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas (reações que liberam calor) e reações endotérmicas ( reações que absorvem calor) MATERIAL NECESSÁRIO: 2 Tubos de ensaio, 2 bécheres de 50 mL, pinça de madeira, vidro de relógio e pissete com água. REAGENTES: H2SO4 concentrado, I2 (s), Zn (s), NaHCO3 (s), solução de HCl 1:1, Ba(OH)2 (s) e solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1ª EXPERIÊNCIA: Reação Exotérmica Colocar em um tubo de ensaio 10,0mL de água. Adicionar, cuidadosamente, gotas de solução de H2SO4 concentrado. Sinta com as pontas dos dedos o aquecimento do tubo de ensaio. A ionização do H2SO4 é fortemente exotérmica: H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H2O+ + SO4 – + Q (calor) 2ª EXPERIÊNCIA: Reação Exotérmica Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena quantidade de zinco em pó. Adicionar, cuidadosamente com a pipeta, 5 gotas de H2O. Sinta com as pontas dos dedos o aquecimento do tubo de ensaio. I2 (s) + Zn (s) → ZnI2 (s) + Q (calor) 3ª EXPERIÊNCIA: Reação Endotérmica Colocar num Bécher de 50mL seco, 1,000g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio) e adicionar gotas de solução de HCl 1:1. Notar que o Backer esfria bastante, a ponto de haver condensação de vapor d’água. HCl (aq) + NaHCO3(s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 4ª EXPERIÊNCIA: Reação Endotérmica Colocar num Bécher de 50mL seco, 1,000g de Ba(OH)2 (hidróxido de bário) e adicionar gotas de solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. Notar que o Bécher esfria bastante, a ponto de haver condensação de vapor d’água. Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 11 3. TERMOQUÍMICA II Determinação da Capacidade Calorífica de um Frasco Dewar Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (aq) INTRODUÇÃO: Calor de neutralização é a quantidade de calor liberada na formação de um mol de água ao se fazer a reação de um ácido forte com uma base forte, em quantidades estequiométricas, em solução aquosa, nas condições padrão. A reação de neutralização é sempre exotérmica, e o calor liberado é sempre constante para ácidos e bases fortes, pois a reação iônica não se altera em função das substâncias, podendo ser representadas pela equação: H+ + OH – H2O ∆H = – 13,7 Kcal Quando o ácido ou a base não estão totalmente dissociados, o calor de neutralização corresponde à combinação dos íons H+ e OH– menos a energia necessária para dissociar as moléculas do ácido e/ou da base. Exemplo: o ácido acético em solução está parcialmente dissociado. Pela neutralização com uma base forte, teremos: HC2H3O2 + OH – C2H3O – 2 + H2O MATERIAL NECESSÁRIO: Frasco de Dewar, termômetros com divisões de 0,1ºC, tubo de ensaio, rolhas de cortiça perfuradas, solução 1N de HCl, solução 1N de NaOH. REAGENTES: Solução 1N de NaOH e solução 1N de HCl. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1ª Parte: Determinação do equivalente em água (ou capacidade calorífica C) do frasco de Dewar: a) Colocar, por meio de pipeta, 100,0 mL de água destilada no frasco de Dewar e anotar a temperatura exata, t1. b) Colocar, por meio de pipeta, 100mL de água destilada em um Bécher e aquecer a cerca de 60°C. Anotar a temperatura exata, t2. c) Verter a água aquecida, rapidamente, no frasco de Dewar, agitar com haste apropriada e anotar a temperatura mais alta observada, t3. d) O calor cedido pela água mais quente deve ser igual ao recebido pela água mais fria e pelo frasco de Dewar, sendo calculado pela fórmula: Q cedido = Q recebido Como Q = m.c.∆t Considerando c H2O = 1 cal /g°C e a massa da garrafa desprezível: 100 (t2 – t3) = C (t3 – t1) + 100 (t3 – t1) Obs.: O frasco de Dewar será substituído por uma garrafa térmica. 2ª Parte: Determinação do calor de neutralização: 12 a) Colocar na garrafa térmica, por meio de pipeta, 100,0 mL de solução 1N de NaOH. Anotar essa temperatura (t4). b) Colocar em um Bécher, por meio de pipeta, 100,0 mL de solução 1N de HCl. c) Verter, de uma só vez, a solução de HCl sobre a do NaOH, agitar e anotar a temperatura mais alta observada (t5). e) Considerando a massa das soluções igual a 200g, a capacidade calorífica calculada no item anterior e o calor específico da água igual a 1 cal/g°C, teremos que a reação forneceu a seguinte quantidade de calor: Q(cal) = 200 (t5 – t4) + C (t5 – t4) 13 4. TERMOQUÍMICA III Determinação do Calor de Dissolução do NaOH (s) Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (s) INTRODUÇÃO: MATERIAL NECESSÁRIO: Becher, Erlenmeyer, tela de amianto, termômetro, cilindro graduado de 200mL, balança de precisão. REAGENTES: Ácido clorídrico 0,25M, ácido clorídrico 0,50M, hidróxido de sódio sólido, hidróxido de sódio 0,5M. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: A – Determinação do calor de dissolução. NaOH(s) + água ⇒ NaOH(aq) + Q1 1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco. massa do Erlenmeyer = ............... 2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto para isola-lo termicamente da mesa de trabalho. Colocar no Erlenmeyer 200mL de água destilada. Medir a temperatura da água(T1) e pesar o Erlenmeyer. T1 = massa da água = 3. Pesar em um vidro de relógio 2,00g de hidróxido de sódio, com aproximação de 0,01g. massa do hidróxido de sódio = ................. 4. Colocar o hidróxido de sódio pesado na água contida no Erlenmeyer. Agitar lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida(T2). 5. Calcular a quantidade de calor, em calorias, libertada na reação. Q1 = (m H2O + m NaOH) . C H2O . (T2-T1) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T2-T1) Considere: C H2O = 1 cal/g °C e C vidro = 0,2 cal/g °C B – Determinação do calor de neutralização NaOH(s) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q2 1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco. Massa do Erlenmeyer = ............... 2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto. Colocar no Erlenmeyer 200,0mL de ácido clorídrico (HCl) 0,25M. Medir com o termômetro a temperatura do ácido clorídrico(T3). Pesar o Erlenmeyer. T3 = Massa do HCl = 14 3. Pesar em um vidro de relógio 2g de hidróxido de sódio sólido, com aproximação de 0,01g. Massa do hidróxido de sódio = ............... 4. Colocar o hidróxido de sódio pesado no ácido clorídrico contido no Erlenmeyer. Agitar, lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida. T4 = .................................. 5. Calcular a quantidade de calor, em calorias, libertada na reação. Q2 = (m HCl + m NaOH) . C HCl . (T4 -T3) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T4 -T3) Considere C HCl = C H2O 15 5. TERMOQUÍMICA IV VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS INTRODUÇÃO: MATERIAL NECESSÁRIO: PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: A – Determinação do calor de neutralização NaOH(aq) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q3 1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco massa do Erlenmeyer = ............... 2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto. Colocar no Erlenmeyer 100,0 mL de ácido clorídrico 0,50M. Medir com o termômetro a temperatura do ácido clorídrico(T1). T1 = ............... Colocar no Becher 150,0 mL de solução de hidróxido de sódio 0,50M. 3. Despejar cuidadosamente no ácido clorídrico no Erlenmeyer a solução de hidróxido de sódio contida no Becher. Agitar, lentamente, a solução com o termômetro. Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida(T2). 4. Calcular a quantidade de calor, Q3, em calorias, libertada na reação. Q3 =200. C H2O . (T2-T1) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T2-T1) Somando-se a equação termoquímica da dissolução do hidróxido de sódio em água e a equação da neutralização do hidróxido de sódio e ácido clorídrico, obtém-se a equação termoquímica da reação entre hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico: NaOH(s) + H2O ⇒ NaOH(aq) + Q1 NaOH(aq) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q3 NaOH(s) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q Como se tinha anteriormente: NaOH(s) + HCl(aq) ⇒ NaCl(aq) + H2O + Q2 Conclui-se que Q2 = Q1 + Q3. Somar os valores de Q1 e Q3. Verificar se o valor da soma é igual ao valor de Q2. 16 6. TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA INTRODUÇÃO: A transferência eletrônicabaseia-se no princípio de OXI-REDUÇÃO, onde OXIDAÇÃO é a perda de elétrons por um átomo e REDUÇÃO é o ganho de elétrons por um átomo. Para átomos metálicos a perda e ganho de elétrons é medida pelo potencial elétrico “E°” que é medido em Volts. Todo o átomo que perde e ganha elétrons tem seu “E°”. Chama-se Transferência Eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em contato, pelo menos dois metais diferentes, em que se observa que o metal de maior E° transfere elétrons para o metal (íon metálico) de menor E°. Em resumo: Só pode ocorrer Transferência Eletrônica do metal de maior E° para o metal de menor E° MATERIAL NECESSÁRIO: Bécher 150mL (3) e bombril. REAGENTES: FeSO4 1N, Al2(SO4)3 1N, ZnSO4 1N, CuSO4 1N, Pb(NO3)2 1N, AgNO3 0,1N, placas metálicas: Zn, Cu, Fe, Pb. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1. Separe lâminas de cobre (Cu), zinco (Zn), chumbo (Pb) e ferro (Fe). 2. Limpe as lâminas com um bombril para retirar a camada já oxidada existente. 3. Em três Bécheres coloque (metade do Becher) solução de sulfato de zinco (ZnSO4), sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), respectivamente. 4. Mergulhe as lâminas nos Bécheres conforme indicado nas figuras da próxima página. Aguarde 2 a 3 minutos a reação ocorrer. ATENÇÃO: Ao passar a lâmina de um Becher para o outro, lave muito bem a mesma. OBSERVE CADA SISTEMA E VERIFIQUE SE HOUVE DEPOSIÇÃO DE ÍON METÁLICO NA LÂMINA. 17 Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO3) em Becher e mergulhe cada lâmina durante um minuto. Observe. 18 7. PILHAS ELETROQUÍMICAS Pilhas são dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas. Na pilha o eletrodo (metal) de maior Eo cede elétrons para o de menor Eo. Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a variação da corrente (d.d.p.) em volts. Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma PONTE SALINA, que tem a(s) função(ões) de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico). As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas. Na pilha, o eletrodo (metal) de maior E° cede elétrons para o de menor E°. Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma Ponte Salina, que tem as funções de fechar o circuito e manter o equilíbrio iônico do sistema. OBJETIVO: Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas montadas em laboratório. MATERIAL NECESSÁRIO: Tubo em “U”, Becher de 150mL (3), multímetro (ou um voltímetro), algodão, bombril. REAGENTES: KCl 3N, ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1 M, Pb(NO3)2 0,1 M, placas metálicas: Zn, Pb, Cu. 19 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1. Faça uma Ponte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão. (Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.) 2. Limpe as lâminas a serem usadas com bombril. 3. Monte a pilha abaixo, colocando o voltímetro na escala de 3V (leitura direta). Procure colocar os metais certos no Ânodo e Cátodo do voltímetro, caso contrário o ponteiro irá deslocar-se para a ESQUERDA. Valor Teórico: ∆E° = + 0,76 V – (–0,34 V) = + 1,10V E° Zn = + 0,76 Valor Prático: _______________________________ E° Cu = – 0,34 4. Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a anterior: OBSERVAÇÕES: a) Sempre ao passar de uma pilha para outra, lave a Ponte Salina. b) Procure experimentar o que ocorre usando duas Pontes Salinas. 20 8. CORROSÃO – TIPOS DE PILHAS INTRODUÇÃO: Nos processos de corrosão, são destacados os principais tipos de pilhas eletroquímicas a seguir, nas quais se verifica que as reações em ação criam espontaneamente uma força eletromotriz: – Pilha de eletrodos metálicos diferentes. – Pilha de concentração. – Pilha de temperaturas diferentes. No caso de processo não espontâneo devem ser destacadas as pilhas eletrolíticas. Nesta atividade observaremos alguns exemplos de Pilhas de Eletrodos Metálicos Diferentes e Pilhas de Concentração. Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes: É o tipo de Pilha de Corrosão que ocorre quando dois metais diferentes estão em contato e imersos num mesmo eletrólito; também chamada de Pilha Galvânica. São exemplos de Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes: Pilha Ativa-Passiva, Pilha de Ação Local. Pilha de Concentração: Existem casos em que se tem material da mesma natureza, mas que podem originar uma diferença de potencial, ocasionando processos de corrosão. Isto ocorre quando se tem um mesmo material metálico em contato com diferentes concentrações de um mesmo eletrólito, ou em contato com o mesmo eletrólito, porém em locais em que os teores de gases dissolvidos são diferentes. Tem- se no primeiro caso a Pilha de Concentração Iônica e no segundo caso a Pilha de Aeração Diferencial. OBJETIVO: Observar alguns exemplos de pilhas de eletrodos metálicos diferentes e pilhas de concentração. MATERIAL NECESSÁRIO: Tubo em “U”, 1 par de “fios jacaré-jacaré”, bombril, Bécher 250mL, mufa, garra, suporte Universal. REAGENTES: Placas de zinco comercial, zinco P.A., ferro, cobre e alumínio, sol. de NaCl 3%, sol. de ferricianeto de potássio (K3(FE(CN)6) 1N,HgCl2comercial (CUIDADO! É MUITO TÓXICO!), H2SO4, indicador fenolftaleína, ferroxil (sol. de ferricianeto de potássio e fenolftaleína). 21 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1ª EXPERIÊNCIA: Eletrodos Metálicos Diferentes 1. Monte a aparelhagem ao lado. 2. Limpe muito bem os eletrodos com bombril antes de usá-los. 3. Encha o tubo em “U” com solução de NaCl 3%. 4. Mergulhe dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro, ligando-os por meio de um fio de cobre ou outro condutor. 5. Goteje fenolftaleína no lado do eletrodo de ferro. Observe e anote. 6. Retire os eletrodos. Mude a solução de NaCl 3% por outra nova. Limpe novamente os eletrodos. 7. Desta vez mergulhe um eletrodo de ferro e outro de cobre nas extremidades do tubo em “U”. 8. Goteje ferricianeto de potássio 0,1 M no lado do ferro e fenolftaleína no lado do cobre. 9. Observe e anote. 10. Foi percebida alguma mudança de coloração nos experimentos acima realizados? Qual? Descreva a(s) reação(ões) química(s) envolvida(s) se houverem. 2ª EXPERIÊNCIA: Pilha Ativa-Passiva 1. Limpe muito bem uma placa de alumínio. 2. Coloque uma PEQUENA quantidade de HgCl2 sobre a placa (mostre esta quantidade ao seu professor). Adicione, aproximadamente, 3 gotas de água sobre o HgCl2. 3. Deixe a placa com os reagentes sobre a bancada por alguns minutos. Observe e anote. 3ª EXPERIÊNCIA: Pilha de Ação Local 1. Monte o esquema ao lado. 2. Em um Bécher de 250mL adicione cerca de 150mL de H2SO4 1M. 3. Mergulhe, parcialmente, nesta solução uma placa de zinco. Observe. 4. Retire o zinco e mergulhe uma placa de cobre tendo o cuidado de apenas encostá-lo ao zinco (vide esquema). Observe. 22 9. CORROSÃO DO FERROObjetivo Observar a oxidação do ferro em diferentes situações. MATERIAL NECESSÁRIO Sete tubos de ensaio; dois béqueres; conta-gotas ; oito pregos de ferro; dois pedaços de fio de cobre; dois pedaços de magnésio (ou zinco) ; cloreto de sódio e suco de limão PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Em um béquer, misture 20mL de água e uma colher de chá de sal. Agite a mistura até a completa dissolução do sal. Vamos chamar essa solução de A. 2. No outro béquer, misture 10mL de suco de limão e 10mL de água. Chamaremos essa solução de B. 3. Prepare os tubos de ensaio conforme a tabela a seguir: Tubo Conteúdo 1 3mL de água + um prego 2 3mL de solução A + um prego 3 3mL de solução A + um prego + um pedaço de fio de cobre (Cu) 4 3mL de solução A + um prego + um pedaço de magnésio (Mg) 5 3 mL de solução B + um prego 6 3mL de solução B + um prego + um pedaço de fio de cobre (Cu) 7 3mL de solução B + um prego + um pedaço de magnésio (Mg) 4. Para cada um dos tubos escreva as reações que ocorreram. 23 10. ELETRÓLISE INTRODUÇÃO: A Eletrólise é o processo de forçar uma reação não-espontânea a ocorrer pelo uso da corrente elétrica. Em uma célula eletrolítica, a corrente é fornecida por uma fonte externa. A eletrólise exige o uso de corrente contínua. Em uma cuba eletrolítica temos uma fonte de alimentação (FA) determinando a polaridade dos metais ligados (cátodo e ânodo) e a transformação da CA e CC. OBJETIVO: Verificar os diferentes produtos e subprodutos da eletrólise de vários compostos diferentes. MATERIAL NECESSÁRIO: Eletrodo de grafite (1 par), eletrodo de cobre (1 par por grupo), tubo em “U, fonte (12V), suporte universal, 1 par de garras, 1 par de mufas, 1 par de “jacarés”. REAGENTES: NaCl 3% p/p comercial, fenolftaleína, Kl 3% p/p comercial, tetracloreto de carbono, NH4OH concentrada. 24 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1ª EXPERIÊNCIA: Eletrólise da solução aquosa de NaCl 1. Limpe os eletrodos de cobre e de grafite com bombril. 2. Limpe o tubo em “U” que será utilizado. 3. Monte o esquema abaixo usando o tubo em “U”; encha-o com solução de NaCl 3% p/p comercial. 4. Coloque aproximadamente 4 gotas de fenolftaleína em um dos lados e observe. O que ocorreu? Justifique. 5. As reações que ocorrem são as seguintes: NaCl Na+ + Cl – H2O H+ + OH – ÂNODO (cobre): 2Cl– – 2e– Cl2 ↑ CÁTODO (grafite): 2H+ + 2e– H2↑ SUBPRODUTO: NaOH 2ª EXPERIÊNCIA: Eletrólise do NaCl (aquoso) – ataque dos gases. 1. Monte o mesmo esquema utilizado na experiência passada, tendo o cuidado de limpar muito bem o tubo em “U” antes de iniciar a nova eletrólise e de usar uma outra solução de NaCl 1N. 2. Use a mesma fonte mas substitua o eletrodo de grafite por um eletrodo de cobre, assim, nesta eletrólise, só serão usados eletrodos de cobre. 3. Identifique onde é o ANODO E O CÁTODO. 4. As reações que ocorrem durante a eletrólise são as seguintes: ÂNODO (cobre): 2Cl– – 2e– Cl2↑ CÁTODO (cobre): 2H+ + 2e– H2 ↑ 5. No lado do ÂNODO coloque, aproximadamente, 4 gotas de amônia (NH4OH) concentrada. Observe. 6. Ocorreu alguma mudança de coloração? Se ocorrer, qual o produto formado e qual(is) a(s) reação(ões) química(s) correspondente(s)? 25 3ª EXPERIÊNCIA: Eletrólise da solução aquosa de Kl. 1. Ainda usando o mesmo esquema das experiências passadas, limpe o tubo em “U”, troque a solução de NaCl por uma solução de KI 0,1 M e substitua ambos os eletrodos por eletrodos de grafite. 2. Identifique o ANODO e CÁTODO. 3. As reações que ocorrem durante a eletrólise são: Kl K + + l – H2O H+ + OH – CÁTODO (grafite): 2H+ + 2e– H2 ↑ ÂNODO (grafite): 2l– – 2e– I2 ↓ 4. No lado do ANODO pingue algumas gotas de tetracloreto de carbono. 5. Observe. Ocorreu alguma mudança de coloração? Qual o objetivo de se acrescentar tetracloreto de carbono (CCl4) apenas no lado do ânodo? 26 11. LEIS DE FARADAY - ELETRODEPOSIÇÃO INTRODUÇÃO: Faraday estabeleceu duas leis básicas para as cubas eletrolíticas. 1ª Lei: A massa de qualquer substância depositada ou liberada num eletrodo é proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa o eletrólito, ou seja: m = it onde: m = massa i = intensidade de corrente (ampares) t = tempo (segundos) Logo, o produto de i (A) x t (s) = Q + carga elétrica em coulombs. Então: m = Q 2ª Lei: As massas de diferentes substâncias, depositadas ou liberadas pela mesma quantidade de eletricidade são proporcionais aos seus equivalentes. Então haverá um valor notável de carga que é capaz de depositar ou liberar o equivalente de qualquer substância. Este valor é denominado i faraday (if) = 96500 coulombs. Combinando as duas leis temos: m = E Q m = E.I.T — ---------- F 96500 A Eletrodeposição é o processo através do qual se deposita a massa de uma determinada substância em um eletrodo. Para se realizar uma eletrólise devemos usar uma fonte de corrente contínua, porque a eletrólise exige este tipo de corrente. Outro fato é que a fonte determina a “polaridade” dos eletrodos. A eletrodeposição baseia-se nas Leis de Faraday, ou seja: m = (E.i.t) : 96500 E = Atg : NOX 1 Faraday = 96500 C onde: m = massa depositada i = corrente usada (em Ampéres) t = tempo (segundos) E = equivalente eletroquímico Atg = átomo grama NOX = número de oxidação Em uma eletrodeposição temos: migram para cátions = cargas positivas cátodo (–) migram para ânions = cargas negativas ânodo (+) 27 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – LEIS DE FARADAY: Colocar em uma cuba solução de sulfato de cobre 0,5 M já preparado. Selecionar dois eletrodos, um de grafite e outro de cobre, pesar o de grafite que servirá de “catodo”. Imergir os eletrodos na solução e conectá-los aos terminais de uma fonte de corrente contínua provida ou ligada a um amperímetro. Assegurar-se que o eletrodo previamente pesado esteja ligado ao terminal negativo da fonte Marcar o tempo e ligar à fonte de corrente contínua, iniciando a contagem de tempo. Deixar que a eletrólise ocorra por 2 minutos, anotando o valor da intensidade de corrente utilizada. Desligar a fonte anotando o tempo de eletrólise. Secar o catodo em estufa e pesá-lo. Comparar a massa prática com a teórica e observar a causa de prováveis erros. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL – ELETRODEPOSIÇÃO : Esquema de uma cuba eletrolítica: AB = SAL Eletrólito = gerador de cargas elétricas. MATERIAL: Becher 400mL, eletrodos de grafite, eletrodos de cobre, tenaz, tela de amianto, fonte, 1 par de “jacarés”, forno de Lavoisier, balança digital. CuSO4 1N. PROCEDIMENTO: 1. Monte uma aparelhagem idêntica ao esquema de uma cuba eletrolítica indicada acima. 2. Encher a cuba (ou Becher) com uma solução de sulfato de cobre 1N. 3. Use nesta eletrólise um eletrodo de cobre e outro de grafite. 4. Limpe muito bem ambos os eletrodos com bombril. 5. Após estar limpo e seco o eletrodo de grafite, PESE-O. Anete o valor (m1). 6. Ligue os eletrodos à fonte. Ligue-a e use a corrente que o professor pedir. Deixe-a ligadapor 3 minutos. Desligue. 7. Após os 3 minutos, retire o eletrodo de grafite, seque-o e pese-o. Anote também este valor (m2). Obs.: A secagem do eletrodo é feita no Forno de Lavoisier e se a temperatura estiver muito alta, a secagem deve ser BEM RÁPIDA (aproximadamente 1 minuto) para não haver perda do depósito. 8. Calcule a massa de cobre depositada (m1 – m2). 9. Compare o valor obtido no laboratório com o valor teórico, usando as Leis de Faraday. Obs.: Em toda eletrodeposição a peça a ser RECOBERTA deve ser colocada no CÁTODO. O ÂNODO deve ser do MESMO metal que o íon metálico existente na solução que fará o recobrimento. 28 12. CINÉTICA QUÍMICA I FATORES QUE INFLUEM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES INTRODUÇÃO A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um produto é formado. Muitos fatores influem na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato entre os reagentes. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Efeito da temperatura: Em três tubos de ensaio colocar cerca de 5 mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,05 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um prego pequeno novo. a) 1o tubo: deixar á temperatura ambiente. b) 2o tubo: aquecer à 40-50oC, em banho-maria. c) 3o tubo: aquecer diretamente na chama (CUIDADO!!! Peca orientação ao seu professor!!!). Anotar as observações. Explique o que ocorreu. 2. Efeito da concentração: Em dois tubos de ensaio colocar 5,0 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). A um dos tubos adicionar 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 ml de HCl 0,6 mol/L. O que ocorre? Equação química da reação: Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 3. Efeito do catalisador: a) Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida, adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Tente equacionar a reação química em questão. b) Em dois tubos de ensaio colocar um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a liberação de gás hidrogênio (H2), juntar 2 gotas de KMnO4 0,05 mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicionar um pequeno cristal de nitrato de sódio (NaNO3). Observar o que sucede. Junto ao seu professor, questione como funciona o mecanismo dessa CATÁLISE. Equações químicas: Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 29 2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 3. Superfície de contato: Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos tubos adicionar 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitar os tubos de ensaio e comparar os tempos de reação. Fe(s) + HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) Questões: 1. Por que o aquecimento acelera as reações químicas? 2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no procedimento 2? 3. Sem adição de catalisadores as reações se processam? 4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos materiais reagentes? 5. Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso cotidiano, onde a velocidade das reações químicas pode se alterada. 30 13. CINÉTICA QUÍMICA II FATORES QUE INFLUEM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL EXPERIÊNCIA 1 1. Em três béqueres adicionar 100 ml de água em cada um sendo que: a) no béquer 1 – adicionar água gelada b) no béquer 2 – adicionar água à temperatura ambiente c) no béquer 3 – adicionar água aquecida (40oC) 2. Adicionar em cada béquer, um de cada vez, 1 comprimido efervescente e anotar o tempo gasto até a dissolução completa. 4. Anotar o tempo de reação de cada béquer: � béquer 1 – tempo de reação=__________________s � béquer 2 – tempo de reação=__________________s � béquer 3 – tempo de reação=__________________s EXPERIÊNCIA 2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Colocar no vidro de relógio 1 comprimido efervescente 2. Adicionar 1 gota de água no centro do comprimido e aguardar até o final da reação 3. Anote o que você observou EXPERIÊNCIA 3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Em dois béqueres adicionar, em cada um, 40 ml de água à temperatura ambiente. 31 2. No béquer 1 adicionar um comprimido efervescente inteiro e marcar com o cronômetro o tempo gasto até a dissolução completa 3. No béquer 2 adicionar um comprimido efervescente triturado e marcar com o cronômetro o tempo gasto até a dissolução completa 4. Comparar os tempos das reações 32 13. CINÉTICA QUÍMICA (II) "RELÓGIO QUÍMICO" Objetivo: Estudar, experimentalmente, a variação da velocidade de uma reação química em função da variação da concentração de um dos reagentes. Introdução: Dada uma reação química genérica: A + B → C + D Podemos determinar a velocidade de uma reação em função da quantidade de cada um dos reagentes que foi consumida ou da quantidade de um dos produtos formados num certo intervalo de tempo. Supondo-se que num intervalo de tempo (∆t) segundos, são consumidos (∆n) mols do reagente A, a velocidade média dessa reação será dada pela expressão: Vm = ∆n/ ∆t mols de A/s Vários fatores podem influenciar a velocidade de uma reação tais como: concentração dos reagentes, temperatura, ação de catalisadores, etc. Para estudar a velocidade de uma reação, é necessário determinar a rapidez com que se forma um dos produtos ou a rapidez com que se consome um dos reagentes. Nessa experiência, será estudado o efeito da concentração de um dos reagentes na reação entre uma solução A, contendo íons iodato (IO3-) e uma solução B, contendo íons bissulfito (HSO3-) e amido como indicador. O início da reação pode ser representado da seguinte forma: IO3- + 3HSO3- → I- + 6SO4-2 + 3H+ Esta é a etapa lenta. Quando os íons HSO3- tiverem sido consumidos, os íons I- reagirão com os restantes dos íons IO3- para produzir I2. 5 I- + 6H+ + IO3- → 3I2 + 3H2O Reação rápida O iodo molecular (I2) forma com o amido presente na solução, uma substância azul que indica que a reação se processou até esse ponto. Para estudar o efeito da variação da concentração de um dos reagentes sobre o tempo da reação, é preciso que se façam diluições da solução A para variar a concentração do íon iodato. Em cada caso, a concentração do íon bissulfito é mantida constante, assim como a temperatura. 33 Materiais e reagentes: Tubos de ensaio Estante para tubos de ensaio Béqueres de 50 ou 100mL Bastão de vidro Cronômetro Solução A (4g/L de KIO3) Solução B (0,85g/L de NaHSO3 e aproximadamente 2g de amido) Procedimento experimental: 1. Colocar num tubo de ensaio, 1 mL de solução A . 2. Adicionar 9mL de água destilada. 3. Determinar a concentração (g/L) da solução do tubo. C = _________ g/L 4. Em outro tubo de ensaio, colocar 10mL de solução B. 5. Verter o conteúdo dos dois tubos em um béquer e rapidamente, disparar o cronômetro. 6. Agitar constantemente o sistema até que haja o primeiro sinal de alteração de cor. Anotar o tempo. Tempo gasto = ________ segundos. 7. Proceder analogamente com oito tubos de ensaio, aumentando a quantidade de solução A e diminuindo a quantidade de água destilada. Conforme a tabela: Solução A mLH2O destil. mL C (g/L) Solução B mL Tempo (s) 1 9 10 2 8 10 3 7 10 4 6 10 5 5 10 6 4 10 7 3 10 8 2 10 9 1 10 34
Compartilhar