Apostila de Química Experimental 2016

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Universidade Federal de Campina Grande
Centro de Ciências e Tecnologia
Unidade Acadêmica de Engenharia química
Laboratório de Química Experimental
	
Apostila de Química Experimental
	Professores:
	Ana Cristina Silva Muniz
Flávio Luiz Honorato da Silva
José Amauri Almeida santos
Kepler Borges França 
Vimário Simões Silva
UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
PLANO DE ENSINO
DISCIPLINA: Química Experimental
CÓDIGO: 2107177
CARGA HORÁRIA: 30hs
NÚMERO DE CRÉDITOS: 02
PRÉ-REQUISITOS: -
OBJETIVO DA DISCIPLINA:
O ensino da Química Experimental apresenta quatro objetivos principais:
Familiarizar o estudante com os reagentes químicos;
Ensinar o estudante a medir massa e volume e a realizar algumas operações simples de análise, síntese e de identificação de matérias;
Fazer sentir ao estudante o sentido das medidas experimentais;
Ilustrar e consolidar conhecimentos apresentados em aulas expositivas (teóricas).
BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA
CHEM STUDY – Química, uma ciência experimental Trade. Anita Rondon Berardinelli e outros volumes 1, 2 e 3. São Paulo, Edart, 1967 e 1971, 617 p.
GIESBRECHT, E. e outros – Experiências de Química, São Paulo, Editora Hoderna, 1979.
WILLIE, A.B. e DEGREVE, L. Manual de Laboratório de Físico-químico, Editora McGraw-Hill do Brasil, São Paulo, 1980.
3. OBSERVAÇÕES GERAIS
As notas correspondentes aos Estágios são obtidas pela média dos Relatórios que os alunos preparam após a realização de cada experimento.
O Estágio Final da Disciplina Compreende a realização de uma prova em que o aluno demonstre conhecimentos teóricos e práticos dos assuntos cobertos pelo programa.
NORMAS E CONDUNTA
As experiências de Química Experimental demorarão no máximo duas horas. O aluno deverá chegar no laboratório na hora marcada, porém é tolerado um atraso de 10 (dez) minutos;
 As apostilas contendo instruções referentes à experiência a ser feita pelo aluno, devem ser estudadas em casa antes de realizá-las. Para o aprofundamento dos conhecimentos o aluno deve consultar os livros textos. No inicio de cada experiência serão feitos testes para a verificação da capacidade do aluno realizar a experiências. Preparação prévia insuficiente refletirá na nota do relatório;
Durante a experiência o aluno deverá tomar nota dos dados observados e colocá-los na folhas apropriadas, esta folha não pode ser rasurada, caso seja implicará na diminuição dos pontos obtidos com a preparação;
No caso de ausências ou falta de preparação, o aluno poderá recuperar somente uma prática, e esta deverá ser realizada na semana de recuperação no fim do semestre;
Terminando a experiência o aluno fará seu relatório e deverá entregá-lo no prazo de 07 (set) dias, ao monitor ou ao professor. Se a entrega do relatório foi feita após o prazo de 07 (sete) dias, mas dentro de 10 (dez) dias, a nota do relatório será dividido por 2 (dois). Em hipótese nenhuma será admitida a entrega após o décimo dia;
O aluno tem o direito de olhar o relatório depois da correção, dirigir-se-á então ao professor;
Para qualquer reclamação o aluno deverá se dirigir ao professor responsável pelo laboratório;
O Aluno que obter média global igual ou superior a 7,0 será considerado aprovado.
PARTE I
Roteiro do relatório;
Material do Laboratório;
Normas de Segurança;
Técnicas Elementares de Laboratório.
ROTEIRO DO RELATÓRIO
O aluno deverá apresentar o seu relatório da seguinte forma:
Nome e número da experiência;
Finalidade (Objetivo): formule brevemente o que é pesquisado com a experiência;
Teoria: resuma o fenômeno pesquisado, explique as fórmulas utilizadas;
Dados: coloque todos os dados que obteve, (juntamente a folha de dados), lembre-se das unidades;
Cálculos: faça os cálculos necessários conforme o que se pede na apostila;
Gráficos: se o resultado tiver que ser apresentado um gráfico, no alto da folha (geralmente papel milimetrado) deve-se indicar o título do gráfico, o nome do aluno e a data. Cada eixo cartesiano deve ter o nome e a unidade de grandeza representada. Consegue-se melhor apresentação do gráfico colocando-se somente os valores numéricos nas linhas espessas (de 5 em 5 cm). Os pontos marcados no gráfico devem contornados por pequenos círculos, com se mostra no exemplo seguinte.
Figura 1 – Gráfico exemplo
Questões: responda todas as questões que são pedidas na apostila de forma clara e precisa;
Conclusão: indique se os resultados obtidos concordam com os valores conhecidos através da leitura sobre os assuntos teóricos, procure explicar as diferenças que por ventura existam, discuta se a finalidade da experiência foi conseguida;
Bibliografia (Referências): coloque os livros em que estudou.
OBSERVAÇÕES:
Não somente o conteúdo, mas também o modo de apresentar, limpeza, organização e grafia se refletem na nota;
Dois ou mais relatórios iguais terão nota zero;
É obrigatório o uso de bata por ocasião da realização das experiências;
A arte de se preparar um relatório claro, conciso e limpo, é real vantagem para qualquer pessoa que trabalha em ciência.
MATERIAL DE LABORATÓRIO
Para as suas análises ou preparação, o estudante de química deve dispor de meios para aquecer e resfriar; para filtrar e destilar; para medir volume de líquidos e transferi-los de recipientes; para secar, calcinar e pesar. É evidente que a aparelhagem, da qual o estudante utiliza para efetuar todas estas operações, embora simples exige o perfeito conhecimento de suas finalidade bem como a necessária habilidade no seu manuseio que só a prática pode trazer. Nas figuras estão desenhados os principais materiais e seu uso mais comum.
Tubos de ensaio: manuseio de pequenas quantidades de sólidos e líquidos;
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Figura 2 – Ilustração de tubos de ensaios. A esquerda um tubo de ensaio simples, no centro um tubo de ensaio cônico graduado (para medida grosseira de precipitado) e a direita uma foto ilustrativa.
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 Figura 2
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 Béquer: transferência, manuseio e dissolução de sólidos e líquidos. Aquecimento de líquidos.
Figura 3 – Ilustração de béqueres
 Frasco cônico ou Erlenmeyer: manuseio de sólidos e líquidos. Titulação.
Figura 4 – Ilustração de Erlenmeyers
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Balão de fundo chato ou de Florence: estoque de líquidos em geral.
Figura 5 – Ilustração de balões de fundo chato
Fraco de sucção ou Kitassato: filtração à pressão-reduzida
Figura 6 – Ilustração do kitassato
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Cilindro graduado ou Proveta: medidas volumétricas grosseiras de líquidos.
Figura 7 – Ilustração de provetas
Bureta: medida volumétrica precisa de líquidos.
Figura 8 – Ilustração das buretas
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Pipetas: medidas volumétricas precisas de líquidos;
graduada ou de Mohr (A);
volumétrica ou de transferência (B).
Figura 9 – Ilustração das pipetas
Pipetador: Acopla-se a uma pipeta para auxiliar a puxar e expelir líquidos que apresente riscos se inalados ou em contato com a pele.
Figura 10 – Ilustração do pipetador
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Balão volumétrico: preparo de soluções titulantes
Figura 11 – Ilustração dos balões volumétricos
Funil: transferência e filtração de líquidos.
Figura 12 – Ilustração do funil
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12. Vidro de relógio: proteção de soluções evitando contaminações da atmosfera. Pequenas evaporações e cristalizações.
Figura 13 – Ilustração doVidro de relógio
13. Dessecador: secagem de substância em atmosfera anidra.
Figura 14 – Ilustração do dessecador�
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14. Pesa-filtro: pesagem e secagem de sólidos.
Figura 15 – Ilustração do pesa-filtro
15. Bastão de vidro: agitação e transferência de líquidos.
Figura 16 – Ilustração do bastão de vidro
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16. Funil de separação: decantação e separação de líquidos imiscíveis.
Figura 17 – Ilustração dos funis de separação
17. Funil de Büchner: filtração a pressão reduzida.
Figura 18 – Ilustração do funil de Büchner
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18. Cápsula de porcelana: evaporação de soluções.
Figura 19 – Ilustração da cápsula de porcelana
 
19. Cadinho de porcelana: calcinação
Figura 20 – Ilustração dos cadinhos de porcelana�
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20. Triângulo de ferro com porcelana: suporte para aquecimento de cadinhos ou cápsulas.
Figura 21 – Ilustração do triângulo de ferro com porcelana
21. Almofariz ou pistilo: titulação de sólidos.
Figura 22 – Desenho ou fotografia do almofariz ou pistilo
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22. Suporte universal(A) com mufa (B) e pinças (C): montagem de equipamentos em geral.
Figura 23 – Ilustração dos suportes universais e pinças
23. Pinças:
de Hoffmann: obstrução de tubos;
de Mohr: obstrução de tubos;
para tubos de ensaio: manuseio de tubos aquecidos;
para cadinhos: manipulação de cadinhos ou outros objetos aquecidos;
para buretas: suporte de buretas.
Figura 24 – Ilustração das pinças
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24. Tripé: suporte para aquecimento de frascos, balões e etc.
Figura 25 – Ilustração do tripé
25. Tela metálica com amianto: distribuição uniforme de calor durante o aquecimento indireto.
Figura 26 – Desenho ou fotografia da tela metálica de amianto
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26. Bico de gás: aquecimento em geral.
Figura 27 – Desenho ou fotografia do bico de gás
27. Anel: suporte para funis, francos, balões e etc;
Figura 28 – Ilustração do anel
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28. Escova: limpeza de frascos, tubos e etc.
Figura 29 – Ilustração das escovas
29. Espátulas: transferências de substâncias sólidas.
Figura 30 – Ilustração da espátula
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30. Suporte para tubo de ensaios
Figura 31 – Ilustração do suporte para tubos de ensaios
31. Frasco para lavagem ou pisseta: lavagem de frascos, precipitados e etc.
Figura 32 – Ilustração das pissetas
NORMAS DE SEGURANÇA
O laboratório é um ambiente de trabalho seguro. Embora não seja propriamente perigoso, a imprudência e desatenção podem causar acidentes desagradáveis. Por isso, tenha em mente algumas normas básicas de segurança.
Não fume no laboratório. Constantemente, você estará manuseando substâncias tóxicas ou inflamáveis. O cigarro pode ser causalmente contaminado com algum reagente, provocando intoxicações graves;
Caso haja acidente de grandes proporções (incêndios, explosões, etc) mantenha-se o mais calmo possível. Tome alguma iniciativa, mesmo que seja a de desimpedir a área o mais rápido possível;
Conheça todas as saídas do laboratório, bem como a localização dos extintores de incêndios;
Não jogue nenhum material sólido (metais, vidros, papeis, etc) dentro da pia ou nos ralos. Coloque-se no cesto de lixo existente.
Ao jogar qualquer substancia liquida na pia, faça-o diretamente sobre o ralo e escoe água abundantemente (juntamente com olíquido ou após escoá-lo);
Não coloque nenhuma substância na boca (a menos que você seja autorizado pelo professor), nem cheire substâncias alguma diretamente. Desloque os vapores emitidos com a mão, para que você possa sentir os odores emitidos sem perigo de intoxicação, conforme a figura 33.
Figura 33 – Ilustração da regra de segurança 5.
Nunca olhe diretamente nem aproxime seu rosto em demasia de algum frasco contendo líquidos em aquecimentos ou com reações se processando;
Não use os frascos de laboratório para beber nenhum líquido mesmo que você tenha absoluta certeza de sua limpeza. Da mesma forma não coma qualquer coisa durante o trabalho.
Evite contato prolongado da pele com qualquer substância. Seja particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas, como ácidos e bases, concentrados, evitando derramamento nas mãos, face ou outras partes de seu corpo ou em suas roupa. Se, apesar de seus cuidados, isto ocorrer, lave a região atingida abundantemente com água, especialmente em caso de respingo nos olhos. Chame imediatamente o professor. Igualmente solicite o auxilio do professor em casos de queimaduras, cortes, ingestão de líquidos ou outro qualquer acidente;
Não esqueça do perigo de líquidos inflamáveis diretamente em um chama;
Não utilize vidros rachados ou quebrados;
Não misture nenhuma solução com outra para satisfazer sua “curiosidade cientifica”. Conseqüências sérias podem surgir da mistura inadvertência de certas substâncias;
Use um avental para proteger suas roupas;
Mantenha sua bancada de trabalho limpa e desimpedida, colocando sobre ela apenas o equipamento necessário, evitando a colocação de livros, cadernos, bolsas, casacos, etc, sobre ela.
Todos os experimentos que envolvem a liberação de gases e vapores tóxicos devem ser realizados na câmara de exaustão (capela);
Não coloque as rolhas dos frascos de reagentes sobre as bancadas. Uma vez retirada um frasco de seu lugar, retorne-o imediatamente após o seu uso. Limpe qualquer derramamento (sólidos ou líquidos) sobre a bancada;
Ao introduzir uma espátula em um frasco, certifique-se primeiro de que ela está limpa e seca;
Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras de água ou gás abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e lave suas mãos.
1.4 Técnicas Elementares de Laboratório
Uma vez conhecidos os primeiros equipamentos de laboratórios, você deve estar habilitado a manuseá-lo. Há, entretanto, técnicas especiais que devem ser observadas a fim de que o seu trabalho não seja comprometido pelo uso inadequado do material, abordaremos apenas as mais comuns. Outras, mais sofisticadas, serão abordadas oportunamente.
Aquecimentos: em laboratório, antes de aquecer qualquer substâncias, é preciso que você conheça sua natureza. Acidentes graves têm ocorrido provocando cegueira, deformações na pele, etc, simplesmente pela inobservância desta regra elementar. Água e éter de petróleo, por exemplo, são líquidos com propriedades inteiramente distintas e, por isso mesmo, devem ser aquecidos diferentemente;
Aquecimento por bico de gás: é um dos aparelhos mais utilizados em laboratório para fins de aquecimento, permitindo alcançarem-se temperaturas de ordem de 1500°C. Seu uso restringe-se apenas ao aquecimento de sólidos e líquidos, a não ser que condições extremas de segurança sejam tomadas. Há vários tipos de bico de gás. Todos, entretanto, obedecem ao mesmo principio de funcionamento: o gás combustível é introduzido em uma haste vertical, onde há uma abertura para entrada de ar atmosférico, sendo queimado na sua parte superior. Tanto a vazão do gás como a entrada de ar pode ser controlada de forma conveniente. A figura 34 mostra o bico de Tirril e nas figuras 35 e 36, aparecem os outros dois tipos comuns: o de Busen e o de Mecker, respectivamente.
	
Figura 34 – Bico de Tirril
	
Figura 35 – Bico de Busen
	
Figura 36 – Bico de Mecker
Para acender o bico de gás, proceda da seguinte maneira:
Feche completamente a entrada de ar no bico;
Abra lentamente a válvula de gás e aproxime a chama de um fósforo lateralmente, obtendo uma chama grande e luminosa, de cor amarela;
Abra vagarosamente a entrada de ar de modo que a chama fique completamente azul. Não permita a admissão excessiva de ar, que dará chama característica (figura 37) que pode se apagar;
Figura 37 – Ilustração da Chama.
Caso a chama se apague eu haja combustão no interior do tubo, feche a entrada de gás e reinicie asoperações anteriores.
Um bico corretamente regulado permite a distinção de três zonas de combustão: um cone interno, pálido, que constitui a chamada Zona Neutra, e que é a região mais fria da chama, onde ainda não se verificou a combustão dos gases; um cone intermediário, azul claro, de temperatura mais elevada que a camada anterior, chamada Zona Redutora; e finalmente, um cone externo, de coloração violeta, chamada Zona Oxidante, onde se obtém as mais altas temperaturas da chama. A figura 38, mostra as diferentes regiões de um bico de fás aceso.
Figura 38 – Ilustração das Zonas de Combustão
Introduza um palito de fósforo nas três zonas, da chama de um bico de gás, e observa o que ocorre. Sabendo manusear o bico de gás, você deve apenas ser previdente ao efetuar certas operações de aquecimento.
Assim, tubos de ensaios, ao serem aquecidos, devem ser ligeiramente inclinados e segures através de uma pinça, conforme mostrando na figura 39 aquecendo-o na superfície do líquido (e não no fundo) e agitando-o, vez por outra, fora da chama. Mantenha a boca do tubo na direção oposta da do seu rosto e certifique-se que nenhum colega será atingido caso seja expelido algum líquido (figura 40). 
	
	Figura 39 – Ilustração do Procedimento adequado de aquecimento de substâncias em tubos de ensaio
	Figura 40 - Ilustração de uma situação que possa ocasionar acidentes.
Se um Becker ou algum outro frasco de vidro deve ser aquecido com algum líquido, coloque-o sobre um anel, adaptado a um suporte universal, em uma altura conveniente. Não se esqueça, porém, de colocar uma tela de amianto sobre o anel a fim de evitar danos ao frasco sob aquecimento direto.
Caso você deseje levar o líquido à ebulição, recomenda-se colocar algumas esferas de vidro, pedaços pequenos de algum material poroso (cerâmica, porcelana, carborundum) a fim de evitar uma ebulição violenta, provocada pelo superaquecimento. Contudo, faça isto antes de iniciar o aquecimento.
Banho-Maria: utilizado para o aquecimento de substâncias inflamáveis e de baixo ponto de ebulição (inferior a 100°C). Os mais sofisticados, são aquecidos eletricamente e permitem a estabilização de temperaturas através de termostatos;
Banho de areia: permite o aquecimento a temperaturas elevadas. A areia pode ser substituída por algum metal de alto ponto de fusão;
Banho de ar quente: também para o aquecimento de substâncias de alto ponto de fusão ou ebulição;
Banhos líquidos de alta temperatura: semelhante ao “banho-maria”, usado para aquecer substâncias de ponto de ebulição superior ao da água. Os líquidos mais comuns empregados são a glicerina (ponto de ebulição 220°C) e os óleos minerais (pontos de ebulição variando entre 250 a 300°C).
Trabalho com vidro: freqüentemente em laboratórios é necessária a imprevisão de certos aparelhos para atender às necessidades de certos trabalhos. Para tal finalidade, você dispõe de vara de tubos de vidro, que devem ser modificados para o uso.
Corte e polimento: coloque a vara de vidro sobre uma superfície plana. Imobilize-a firmemente com uma das mãos e com a outra faça um pequeno risco sobre sua superfície, no ponto de corte, empregando a aresta de uma lima triangular. Faça isto movendo a lima firmemente em um só direção. Agora, segure o vidro com as duas mãos, conforme mostrado na figura 41 de tal forma que os polegares fiquem do lado oposto do risco, pressionando as extremidades da vara em direção a você. Pressão excessiva ou uma corte pouco profundo com a lima, provocarão uma superfície irregular ao ponto de ruptura. Verifique que o vidro apresenta-se com arestas cortantes. Estas podem ser eliminadas pelo aquecimento na chama oxidante em um bico de gás, conforme indica a figura 42. Evite um aquecimento prolongado para não provocar uma deformação no diâmetro do tubo (figura 43).
Figura 41 – Ilustração da forma correta de pressionar o bastão.
	
	Figura 42 – Procedimento de aquecimento da ponta do bastão.
	Figura 43 – À esquerda a forma correta da ponta e a direta a forma errada.
Estiramento: o vidro, quando suficientemente aquecido em temperaturas elevadas, torna-se, plástico e permite o seu estiramento de forma muito fácil, isto, entretanto, deve ser feito com todo cuidado possível para evitar queimaduras sérias. Tomo um tubo de vidro e aqueça-o na parte central, imprimindo um movimento de rotação na vareta, para, permitir um aquecimento uniforme (veja adiante figura 44). Continue aquecendo e girando a vareta até que a porção aquecida amoleça. Force levemente as extremidades do tubo uma contra a outra para engrossar a espessura das paredes de vidro. Só então, remova o tubo da chama, continuando a girar por alguns segundos e, gradualmente, puxe suas extremidades até que a porção aquecida seja reduzida ao diâmetro desejado (figura 44).
Figura 44 – Ilustração da seção 2.2
Coloque o tubo estirado sobre uma tela de amianto e deixe-o esfriar por logo tempo. Ao retornar o vidro, certifique-se de que ele esteja suficientemente frio, pois não há distinção aparente entre o vidro frio e o vidro quente.
O tubo estirado pode ser cortado e usado como capilar ou como pipeta (figura 45)
Figura 45 – Indicações das regiões de corte
Dobra: para esta operação, adapte ao bico de gás (verifique se ele está frio antes de adaptação) uma peça, como a mostrada na figura 46, conhecida como “borboleta”, regulando a chama corretamente.
Figura 46 – Ilustração da regulagem da chama do bico de gás com espalhador.
Aqueça o tubo de vidro no lugar onde você deseja dobrá-lo, mantendo-o, como antes, em movimento de rotação (figura 47).
Figura 47 – Ilustração do movimento.
Continue a aquecê-lo até que o vidro amoleça. Remova-o da chama e dobre no ângulo desejado (figura 48).
Figura 48 – Ilustração do movimento de dobrar.
Quando corretamente executada, a dobra mostra-se suave e gradual, sem alterações no diâmetro do tubo. Caso contrario, ela se mostrará deformada (figura 49).
Figura 49 – Deformações possíveis. À esquerda a forma correta e as demais as formas incorretas.
Seja paciente. O trabalho em vidro é uma arte e requer traquejo e experiência. A figura 50 exemplifica algumas peças que podem ser feitas com facilidade por você, usando as técnicas descritas.
Figura 50 – Algumas peças feitas com a técnica descrita.
Mais uma vez lembramos a você: procure certificar-se de que o vidro está frio. Faça o polimento das arestas do tubo.
Inserção de tubos de vidros em rolhas (cortiça ou borracha): para inserir um tubo de vidro em uma rolha, esta deve ter um furo igual ao diâmetro externo do tubo ou ligeiramente menor. Faça o polimento das arestas do tubo. Lubrifique o tubo e a parte interna do furo com glicerina (água em ultimo caso). Envolva suas mão com uma toalha, segure o vidro e a rolha firmemente e vá pressionando-o no furo cuidadosamente com um movimento giratório, conforme mostra a figura 51.
Figura 51 – Ilustração da lubrificação
Procure segurar o tubo junto a rolha. Não use força demais. Seja cuidadoso. Para a inserção de termômetro, tome os mesmos cuidados e preceda da forma análoga.
Caso você deseje remover o tubo da rolha, lubrifique-o com glicerina, colocando-o também no furo. Proteja suas mão com uma toalha e procure remover o tubo puxando-o delicadamente com um movimento de rotação. Se o vidro não se mover, tome um furador de rolhas, com o diâmetro pouco maior que o tubo, e introduza-o, em torno do vidro, na rolha, o que lhe permitirá retirá-lo facilmente (figura 52).
Figura 52 - Ilustração da remoção segura de rolhas
Pesagem: uma das mais comuns e importantes operações de laboratório é a determinação de massas ou “pesagem”.
Uma massa desconhecida é determinada comparando-a com algum corpo, de massa conhecida, tomada como padrão.
Embora haja balança completamente distintas essencialmente podemos enquadrá-las em apenas dois tipos: as de partos e as de pratos simples.
Dentre este doistipos, muitas espécies de balanças são encontradas em laboratórios, desde as mais grosseiras até as de mais alta sensibilidade. Vejamos as mais comuns:
Balanças de Plataforma (figura 53): utilizadas para pesagens de 0,1g até centenas de gramas.
Figura 53 – Ilustração da Balança de Plataforma
Balança de escala tripla (figura 54): empregada para pesagens entre 100 e 0,01g.
Figura 54 –Ilustração da Balança de Escala Tripla
Balança analítica de dois pratos (figura 55): se uma maior precisão nas pesagens for necessária, recomenda-se o uso de balança analítica, cuja sensibilidade chega a 0,0001g ou 0,1g.
Figura 55 –
Sua utilização só é recomendada para trabalhos que exigirem grande precisão, caso contrario, o tipo anterior satisfaz plenamente.
Balanças elétricas: a moderna Tecnologia tem desenvolvido balanças de maior exatidão e manejo simplificado. São balanças de pratos simples, onde a leitura da massa é feita através de uma escala digital (figura 56), que emprega um sistema ótico especial.
Figura 56 –
Há dois tipos principais destas balanças: as de prato superior (figura 57).
Figura 57 -
Estes dois tipos,são hoje de grande uso, praticamente tendo substituído os outro modelos, já completamente obsoletos.
O manejo de qualquer destas balanças requer cuidados especiais por ser um instrumento preciso e de grande sensibilidade. Assim, não toque na balança antes de saber como empregá-las: procure o manual que acompanha a balança para familiarizar-se com seu uso ou consulte a bibliografia indicada.
Como cuidados gerais, contudo, observe as seguintes precauções:
Não remova os pratos nem os troque com os de outra balança. Mantenha a balança no seu lugar;
Não coloque na balança nenhuma substância que não esteja na temperatura ambiente;
Mantenha a balança em local onde a vibração, mudanças de temperatura ou de umidade e movimento de ar sejam mínimos;
Conserve limpa a balança, retirando qualquer respingo, partícula ou poeira de seus pratos com uma escova especial;
Nunca coloque qualquer objeto diretamente sobre a balança. Líquidos e sólidos, em pó ou granulados, devem ser mantidos em algum recipiente seco, previamente pesado (tarado) e à temperatura ambiente. Se, durante a pesagem, o material for passível de interagir com a atmosfera (evaporação, oxidação, absorção da umidade), o frasco deve ser fechado. Para sólidos que não requerem proteção da atmosfera e que sejam inertes, a pesagem é feita colocando-se sobre os pratos uma folha de papel adequada;
Toda transferência de substâncias e/ou de pesos, deve ser feita somente quando os pratos estiverem travados;
Execute todas as operações com movimentos suaves e cuidadosos;
Use pinças e espátulas e nunca os dedos para manusear os objetos e substâncias sendo pesadas;
Ao terminar seu trabalho, remova todas os pesos e objetos da balança. Mantenha-a coberta ou fechada. No caso de balanças elétricas, tenha a certeza de que ela está desligada.
Manuseio de Sólidos: para retirar um sólido de um vidro (em pó ou granulado) use uma espátula limpa (figura 58). Caso você não disponha de uma espátula e o vidro for de boca suficientemente larga, incline o frasco girando-o para um lado e para o outro (figura 59). Alguns frascos são dotados de uma cavidade na rolha, que facilita a remoção dos cristais de seu interior (figura 60).
Figura 58 – Demonstração de com retirar um sólido de um vidro.
Figura 59 – Forma ideal de retirar o sólido do recipiente sem o auxílio da espátula.
Figura 60 – Ilustração da transferência de sólido de frascos dotados de cavidade na rolha.
Transfira o sólido para uma folha de papel e só então coloque-o em um frasco ou leve-o à balança, conforme mostram as figuras 61 e 62.
Seja parcialmente. Retire apenas a quantidade necessária e feche imediatamente o frasco para evitar a entrada de poeira e umidade.
Figura 61 – Transferência do sólido do papel para um tubo de ensaio
Figura 62 – Transferência do sólido do papel para a pesagem.
Manuseio de Líquidos: ao retirar líquidos de um frasco algumas precauções devem ser tomadas:
Leia duas vezes o rótulo do frasco para assegurar-se de que você tem em mãos os reagentes desejados;
Se você estiver manuseando líquido corrosivo, verifique se o frasco não está externamente umedecido, antes de tocá-lo;
Se estiver, limpe-o com um pano úmido e depois seque-o em uma toalha.
Para verter um líquido de um frasco, faça-o sempre do lado oposto ao rótulo para evitar que o líquido escorra externamente e danifique a etiqueta de identificação, impedindo a leitura do nome da substância;
Antes de derramar o líquido, incline o frasco de modo molhar o gargalo e a rolha. Retire a rolha e umedeça a borda externa do gargalo, recolocando-a no lugar, conforme mostra a figura 63. Isto evitará que o líquido precipite-se bruscamente do frasco;
Figura 63 – Ilustração da seção 5 d).
Depois, tome a rolha entre os dedos indicadores e médios e vede o líquido no frasco desejado, empregando um funil ou um bastão de vidro, conforme a figura 64.
Figura 64 – Transferência de líquido entre recipientes.
Uma vez terminada a operação, feche imediatamente o frasco do reagente e reponha-o em seu lugar, limpe qualquer líquido que escorra pelas paredes do frasco;
Sob nenhuma hipótese, coloque bastão, pipetas ou tubos no interior do frasco de reagentes ou jamais retorne o líquido não utilizado ao frasco para evitar contaminações. Por isso, retire apenas o necessário;
Nunca tente colocar líquidos de um frasco grande em um frasco pequeno. Para isso, coloque o líquido em um becker e introduza-o diretamente ou com o auxilio de uma pipeta, de um funil ou conta gotas, conforme o caso;
Para diluir ácidos concentrados, derrame lentamente a ácido em água, agitando continuamente com um bastão. Jamais coloque água em ácidos.
Para medir uma certa quantidade de líquido é usual determinar seu volume, em vez de sua massa. Os instrumentos mais utilizados em laboratórios para esse fim são: o cilindro graduado ou proveta, a pipeta, a bureta e o bastão volumétrico.
Em virtude da tensão superficial e da capilaridade, os líquidos, em contato com as paredes dos diversos equipamentos volumétricos, não apresentam uma superfície perfeitamente plana. Assim, para efetuar a leitura de uma certa medida, mantenha seus olhos ao nível da superfície, evitando erros de paralaxe e lei a medida correta é efetuada observando a curvatura da superfície, chamada de menisco. A medida é correspondente à superfície inferior do menisco (figura 65).
Para líquidos de coloração muito intensa é recomendável a leitura da parte superior do menisco. Mas apenas para esta classe de líquidos.
Procure não colocar líquidos aquecidos acima da temperatura ambiente nos instrumentos. Normalmente, eles são aferidos a uma certa temperatura, gravada no próprio vidro.
Tenha por habito lavar os equipamentos imediatamente após o seu uso. Vejamos algumas particularidades na utilização dos instrumentos citados (buretas, provetas, pipetas e etc):
Figura 65 – Ilustração do menisco (para o caso da figura, inferior)
Cilindro graduado ou proveta: é um dos mais simples, mais utilizados e dos menos preciso dentre os instrumentos volumétrico. Como regra geral, para realizar a medida de um dado volume com a proveta não utilize uma cujo total seja superior a dez vezes o volume a ser tomado.
Pipeta: é utilizado na medida precisa de líquidos. As graduadas permitem a leitura de diferentes volumes e as volumétricas podem ser utilizadas para a transferência de volumes fixos (denominados alíquotas).
As pipetas são carregadas por sucção, na sua parte superior, através de um bulbo de borracha (figura 66).
Figura 66 – Ilustração da pipetação.
Quando o líquido estiver acima da marca volumétrica da pipeta, retire o bulbo e rapidamente coloque o dedo indicador, da mão que segura a pipeta, na sua parte superior, retirando-o do frasco(figura 67).
Figura 67 – Forma de segurar fechando a pipeta.
Peque um papel absorvente, limpo ou um papel e filtro e seque a pipeta externamente. A seguir, mantenha a pipeta na posição vertical, escoe o líquido excedente em um frasco, até a marca de aferição, isto é feito aliviando suavemente a pressão do indicador sobre a pipeta e imprimindo nela, com a outra mão, um leve movimento de rotação nos dedos sentidos. Não deixe nenhuma gota excedente aderente à ponta do instrumento, removendo-o tocando a pipeta na parede do frasco.
Realizadas estas operações, tome o frasco onde o líquido deve ser drenado, incline-o ligeiramente e coloque a pipeta sobre ele verticalmente, de tal forma que sua extremidade inferior toque a parede interna do frasco (figura 68).
Retire do dedo indicador e sua extremidade superior e deixe que o líquido escoe naturalmente, sem forçar a sua saída. Não retire o líquido que permanece na ponta da pipeta, internamente. Ela foi calibrada considerando esta quantidade remanescente (figura 69). Entretanto, mantenha a pipeta em contato com a parede do frasco, cerca de 10 a 20 segundos depois de completamente escoado o líquido.
	
Figura 68 – Transferência do líquido na pipeta para o frasco.
	
Figura 69 – Ilustração do líquido remanescente no bico da pipeta.
Uma prática bastante difundida em laboratório é pipetar líquidos com a boca, ou seja, succionar o líquido através da pipeta, colocando a boca na sua extremidade superior. Não é, entretanto, uma prática recomendável por dois motivos principais: primeiro, porque pode contaminar os reagentes, e segundo, porque tem provocado acidentes relativamente graves, como intoxicações e queimaduras, especialmente na pipetagem de soluções de arsênio e mercúrio, líquidos corrosivos e voláteis, etc. Mesmo assim, se você utilizar esta técnica, mantenha a ponta da pipeta inteiramente mergulhada no líquido, enquanto você estiver pipetando, e fique atento para interromper a sucção a tempo do líquido não atingir sua boca. Uma outra alternativa é usar um tubo de segurança, como o mostrado na figura 70.
Figura 70 – Ilustração de uma alternativa para tubo de segurança.
Bureta: é um instrumento que também fornece medidas precisas de volume, tendo a vantagem de ser graduada de tal forma a fornecer a leitura do volume escoado a qualquer instante.
Para se trabalhar com a bureta, ela é primeiramente carregada com uma pequena quantidade da solução a ser medida. Inclina-se depois a bureta, girando-a, de tal forma que o líquido lave toda a sua superfície interna. A seguir, rejeita-se este líquido, escoando-o completamente o enche-se a bureta com o auxilio de um funil, a um nível superior ao da marca zero. Escoa-se, então, o líquido lentamente até que seu nível alcance a marcação mais próxima da de um número inteiro. Este número deve ser anotado. Depois de escoado o volume desejado, por diferença entre a leitura final da bureta e a leitura inicial, obtém-se o volume do líquido gasto na operação.
Na figura 71, é mostrada a técnica do trabalho com uma bureta, normalmente utilizada em titulações, gotejando-se a solução em um frasco cônico, que é continuamente agitado com a mão, direita. Melhores resultados são também conseguidos colocando-se este frasco sobre uma folha de papel branca, facilita a distinção de viragem de cor de indicador.
Figura 71 – Ilustração de uma titulação volumétrica.
Como recomendações finais no uso da bureta, não escoe o líquido muito rapidamente, mantendo uma vazão de aproximadamente 1 a 2 gotas por segundo, diminuindo-a ao se aproximar o ponto de viragem do indicador. Quando você julgar que este ponto foi atingido, anote o volume gasto e mais algumas gotas de reagentes, para certificar-se melhor. Finalmente, não deixe nenhuma bolha de ar ficar retida no interior da bureta.
Balão volumétrico: algumas vezes é necessário preparar uma solução de volume conhecido (solução tituante). Embora isto possa ser feito com o auxílio das pipetas e buretas, torna-se um método pouco prático e tedioso, principalmente se o volume total exceder o desses instrumentos. Por exemplo, o preparo de um litro de solução pelo uso de uma pipeta de 25 mL, requer 40 medidas.
Uma técnica mais satisfatória e precisa é, pois, usar balões volumétricos, disponíveis em uma extensa gama de capacidades. Para preparar uma solução de uma certa massa conhecida de um sólido solúvel, em um volume conhecido, pesa-se o sólido em um becker e adiciona-se o solvente com agitação. Se for necessário aquecer, para uma completa dissolução, faca-o com cuidado para evitar perda de material, o que pode ser evitado cobrindo-se o becker com o vidro de relógio (figura 72). Deixe a solução esfriar e, com o auxílio de um funil, introduza-a no balão, usando um bastão como guia para o líquido (figura 64).
Lave o becker (conforme a figura 73), bem com o bastão, o funil e o vidro de relógio (se for o caso), diversas vezes, adicionando as águas de lavagem ao balão.
	
	Figura 72 – Lado correto de cobrir um becker com vidro de relógio.
	Figura 73 – Ilustração da lavagem do becker com auxílio da pisseta.
Depois completamente do balão até que a face interior do menisco atinja a marca volumétrica gravada bem seu gargalo. Para adicionar a porção final de líquido, use um conta gotas, deixando que o solvente escorra pelo gargalo e aguardando algum tempo para que o líquido escoe completamente, antes de adicionar outra gota.
Finalmente, tampe o balão com uma rolha apropriada e misture bem a solução, invertendo o frasco de 20 a 30 vezes agitando-o.
Para diluição de líquidos concentrados, basta introduzir um dado volume no balão, com auxílio de uma pipeta e completar o volume conforme descrito anteriormente. Se, durante a diluição, houver forte desprendimento de calor, faça uma diluição preliminar em um becker e só depois transfira a solução, já fria, para o balão, completando o volume sobe resfriamento.
Nunca aqueça um balão volumétrico ou introduza nele uma solução aquecida.
Filtração e decantação: a filtração consiste na separação de sólidos de um líquido através de um material poroso. A decantação é um outro método de separação de líquidos mais simples, que consiste meramente na sedimentação de sólidos, por ação da gravidade, retirando-se o líquido da forma adequada.
Como material poroso filtrante, empregam-se tecidos (especialmente vidro, asbestos, etc). A porosidade do filtro é também bastante variável. Evidentemente, se o filtro tem poros largos, o líquido escoará mais rapidamente, porém, menor será a quantidade de partículas retidas. Por isso a escolha do método de filtração depende enormemente do material a ser filtrado (de tamanho de partículas de resíduo).
O material poroso mais empregado em laboratório é o papel de filtro. Para adaptá-lo ao funil, dobre-o na seqüência mostrada na figura 74.
Figura 74 – Forma de dobra o papel de filtro para filtragem.
Abra o papel em forma de cone, com o rasgo para fora, e coloque-o no funil. Umedeça-o com água e pressione sua borda superior de modo a fixá-lo sem bolhas de ar. Quando for colocar o líquido no funil, mantenha sue nível 1/3 abaixo da sua borda superior e coloque a ponta de forma a tocar a parede lateral do becker (figura 75) para evitar perdas de líquido. Melhor ainda, é cobrir o becker com um vidro de relógio.
Figura 74 – Ilustração da forma de transferir o líquido para filtragem.
Ao trabalho com líquidos corrosivos ou quando as propriedades redutoras do papel foram inconvenientes trabalhos com funis de vidro sintetizados (figura 75) ou com cadinhos de fundo porosos (figura 76).
	
	Figura 75 – Ilustração do funil de filtro sintetizado.
	Figura 76 – Ilustração dos cadinhos com o fundo poroso.
Se houver uma grande quantidade de sólido sedimentado, verta o líquido com cuidado, agitando a menos possível a solução, impedindo, assim, que os sólidos obstruem os poros do filtro, dificultando a passagem do líquido. Para a remoçãodo sólido, depois de escoado o líquido, lave o becker, conforme mostrado na figura 77.
Figura 77 – Ilustração da remoção de sólidos sedimentados com auxílio da pisseta.
Para se obter uma filtragem mais rápida e para a filtração de líquidos voláteis, é conveniente dobrar o papel da forma indicada na figura 78, adaptando-o, depois de aberto, ao funil.
Figura 78 – Forma correta de dobra o papel de filtro para filtragens rápidas.
Para processos de filtração excessivamente lentos, emprega-se a filtração a vácuo (figura 79). O pequeno frasco à direita, na figura abaixo, deve ser usado como uma medida de segurança, impedindo que algum líquido extravasado seja perdido ou penetre na linha de vácuo.
Figura 79 – Ilustração da filtração a vácuo.
Quando se utiliza este método de filtração, coloque um papel de tamanho adequado sobre o funil de Büchner, faça a sucção e molhe o papel com uma pequena porção da própria solução a filtrar. Observe o papel está perfeitamente fixado ao filtro e só então inicie a filtração.
Centrifugação: muitas vezes, os sólidos em suspensão em um líquido, são tão finamente divididos que sua sedimentação é impossível por decantação, exigido a utilização de uma centrifuga para separá-los do líquido, ou ainda apresenta sedimentação muito lenta, e a centrifugação aceleraria o processo. É essencial que a centrifuga (figura 80) esteja balanceada, o que se faz colocando-se tubos de massas iguais em lados opostos do receptáculo.
Figura 80 – Ilustração da centrifuga. A esquerda um modelo mais arcaico, mas demonstra sua funcionalidade.
Destilação: técnica para a separação de uma mistura de líquidos, que não formem azéotropos. A montagem do equipamento é mostrada na figura 81.
Figura 81 – Ilustração do processo de destilação em laboratórios.
Secagem e Evaporação: muitas substâncias absorvem a umidade do ar, e, por isso, devem ser mantidas em atmosferas anidras. Para evitar que a umidade interfira em certas determinações quantitativas, a amostra é mantida em estufa a 110°C, durante um cento, e levada ao dessecador para esfriar e ser posteriormente pesado (figura 82). O grande inconveniente do emprego de estufa é que ela exige um tempo excessivamente longo de secagem. Uma técnica mais moderna, é a que utiliza a secagem sob luz infra-vermelha, realizada em alguns minutos apenas (5 a 10 minutos).
Após a secagem, a amostra é levada ao dessecador para esfriar, sem voltar a absorver umidade, e ser posteriormente pesada (figura 83 a). Caso haja risco de contaminação no dessecador, coloque o pesa filtro em um becker, conforme mostra a figura 83 b.
	
	Figura 83 a – Ilustração do processo de resfriamento em dessecador para evitar umidade
	Figura 83 b – Ilustração da utilização do becker para resfriamento.
Jamais peque pesa-filtro ou um cadinho com a mão depois de tarado e seco. Utilize sempre uma pinça (figura 84 a) ou use o artifício mostrado na figura 84 b.
	
	Figura 84 a – Ilustração da manipulação do cadinho ou pesa-filtro com a pinça.
	Figura 84 b - Ilustração da manipulação do cadinho ou pesa-filtro com o artifício.
Para a evaporação em cápsulas, observe a figura 85 a e para a calcinação em cadinho, veja a figura 85 b.
	
	Figura 85 a – Forma de aquecimento para evaporação em cápsulas.
	Figura 85 b - Forma de aquecimento para calcinação em cadinho.
Uma outra técnica de calcinação em cápsulas, é a mostrada na figura 86.
	
Figura 86 – Forma de aquecimento da cápsula e o cadinho com o triângulo de ferro com porcelana.
PARTE II
EXPERIÊNCIA 1 – DENSIDADE DE SÓLIDOS;
EXPERIÊNCIA 2 – COLETA DE GASES;
EXPERIÊNCIA 3 – CONSERVAÇÃO DA MASSA;
EXPERIÊNCIA 4 – SOLUÇÕES; 
EXPERIÊNCIA 5 – ESTUDO DAS VELOCIDADES DE UMA REAÇÃO QUÍMICA;
EXPERIÊNCIA 6 – REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO (REDOX); 
- EXPERIÊNCIA 7 – TIPOS DE REAÇÃO; 
- EXPERIÊNCIA 8 – EQUILÍBRIOS QUÍMICOS.
EXPERIÊNCIA Nº 1
- DENSIDADES DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS -
01 – INTRODUÇÃO
A massa específica ou densidade exprime a massa ou a quantidade de matéria contida na unidade de seu volume. Uma substância densa é aquela que contém uma grande quantidade de matéria em um pequeno volume.
 	 (01)
A densidade é usualmente expressa em gramas por centímetros cúbicos (g/cm³) em gramas por mililitro (g/ml) ou em libras por pé cúbico (lb/ft³).
A densidade relativa de um corpo é o número que exprime a relação existente entre a massa (ou o peso) deste corpo e a massa (ou peso) de um igual volume de uma substância tomada como padrão; freqüentemente para sólidos e líquidos, a substância padrão é a água, enquanto que, para gases, o ar atmosférico é usado como padrão. A densidade relativa varia em função da temperatura. Assim, o símbolo ρ20 ou d20 significa que a densidade relativa foi determinada a 20ºC e se refere a densidade da água a 4°C (1g/ml).
02 – OBJETIVO DA EXPERIÊNCIA
Determinar a densidade de algumas amostras (sólidos metálicos, água e soluções aquosas de etanol e cloreto de sódio) e comparar os valores obtidos com os encontrados na literatura. Abaixo encontramos alguns valores de densidades para diversos metais (tabela 1).
TABELA 1 – Densidade (em g/cm³) à temperatura de 20°C.
	Metal
	Cobre
	Alumínio
	Chumbo
	Magnésio
	Aço
	Estanho
	Ouro
	Prata
	Zinco
	Dens.
	8,96
	2,7
	11,4
	1,8
	7,8
	7,3
	19,3
	10,5
	7,1
03 – MATERIAL NECESSÁRIO
�
Balança Analítica;
Termômetro;
Proveta;
Barômetro;
Termômetro
Amostras metálicas;
Densímetro;
Picnômetro;
Água;
Soluções aquosas de etanol;
Soluções aquosas de cloreto de sódio.
�
04 – METODOLOGIA: DENSIDADE DE SÓLIDOS
Tome uma das amostras e pese na balança analítica;
Coloque numa proveta de 25 mL quantidade de água suficiente para cobrir totalmente a amostra recebida;
Leia o volume inicial;
Deixe a amostra escorregar lentamente na proveta e depois agite cuidadosamente a proveta;
Leia o volume final (água + amostral);
Repetir o procedimento com as outras amostras.
05 – DADOS EXPERIMENTAIS
	TABELA 2 – Dados obtidos na experiência (densidade de sólidos)
	AMOSTRA
	PESO (g)
	VOLUME INICIAL (ml)
	VOLUME TOTAL (ml)
	1
	10
	50
	62
	2
	
	
	
	3
	
	
	
	4
	
	
	
	5
	
	
	
	TEMPERATURA °C)
	
	PRESSÃO (mmHg)
	
06. METODOLOGIA: DENSIDADE DE LÍQUIDOS (PARTE I)
	Determinação da densidade da água e das soluções de álcool com concentrações diferentes utilizando o picnômetro.
6.1 Tome um picnômetro vazio e pese numa balança analítica;
6.2 Coloque no picnômetro um volume conhecido da amostra (água , solução aquosa);
6.3 Pese o picnômetro com a amostra.
07 – DADOS EXPERIMENTAIS
	TABELA 3 – Dados obtidos na experiência (Densidade de Líquidos - Parte I)
	AMOSTRA
	Volume (mL)
	Massa inicial ( g)
	Massa final ( g)
	1
	
	
	
	2
	
	
	
	3
	
	
	
08 – METODOLOGIA: DENSIDADE DE LÍQUIDOS (PARTE II)
	Determinação da densidade de soluções de cloreto de sódio em concentrações diferentes.
8.1 Coloque numa proveta de 500 ou 250 ml, determinado volume da solução de NaCl;
8.2 Em seguida, coloque o densímetro e faça a leitura da densidade;
8.3 Repetir o procedimento para outras soluções.
	
09 – DADOS EXPERIMENTAIS
	
 TABELA 4 – Dados obtidos na experiência (densidade de líquidos)
	Amostra
	Concentração da solução (g/l)
	Densidade Prática (g/m l)
	Densidade Teórica (g/m l)
	1
	10
	
	
	2
	
	
	
	3
	
	
	
	4
	
	
	
	5
	
	
	
10 – QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
10.1 Com base nos dados observados, calcular as densidades das amostras em g/cm³ e o erro percentual (02):
 	 (02)
10.2 Explicar a influência da temperatura na densidade dos sólidos.
10.3 Explicar como a determinação da densidade seria afetada se:
a) Aamostra não ficasse completamente submersa na água da proveta;
b) Ocorresse a formação de bolhas na superfície da amostra.
10.4 Explique outras prováveis fontes de erro desta experiência, justificando-as.
10.5 Por que a água é usualmente empregada como substâncias padrão nos cálculos de densidades relativas?
10.6 Calcule a densidade dos seguintes casos:
	
a) Uma esfera metálica que tem um diâmetro de 0,715 cm e por massa 1,755g;
b) De uma liga metálica na forma de um disco chato com 3,15 cm de diâmetro e 0,45 cm de espessura, com um orifício de 0,70 cm de diâmetro, localizado no centro. A massa do disco é de 22 g.
10.7 Com os dados da densidade e concentração das soluções de cloreto de sódio, plotar um gráfico com estes valores.
10.8 Determinar a densidade da solução de cloreto de sódio de concentração desconhecida.
EXPERIÊNCIA Nº 2
- COLETA DE GASES -
01 – INTRODUÇÃO
Os gases preparados em laboratórios são, geralmente, coletados por deslocamento de água. Conforme é mostrado nas figuras a baixo. Um gás coletado dessa maneira, sobre a superfície da água encontrar-se-á uma mistura de gás em vapor d’água. As moléculas de água que evaporam também exercem uma pressão chamada de pressão de vapor. O grau de saturação do gás em vapor dependerá tão somente da temperatura. A pressão que exerce cada componente (água ou gás).
Figura 1
Pt = Pgás + Pv(H2O) (01) 
Assim, se o nível de água é o mesmo dentro e fora do cilindro de recolhimento (figura 1) a pressão dentro e fora deve ser a mesma e é igual a pressão atmosférica (P (atm)). Assim, a pressão parcial de gás é portanto:
P(gás) = P(atm) – Pv(H2O) (02) 
Por outro lado, se o nível da água no cilindro e no banho não é o mesmo a pressão atmosférica é “compensada” pala soma da pressão do gás, do vapor d’água e a pressão exercida pela coluna d’água (Ph), ou seja;
P(atm) = Pgás + Pv(H2O) + Ph	 (03)		 
Dessa forma, a pressão parcial do gás será igual a;
Pgás = P(atm) – (Pv(H2O) + Ph) 	 (04)
 TABELA 1 – Pressão de vapor de água (PvH2O) em mmHg à temperatura T (°C)
	T
	PvH2O
	
	T
	PvH2O
	20
	17,5
	
	25
	23,8
	21
	18,6
	
	26
	25,2
	22
	19,8
	
	27
	26,6
	23
	21,1
	
	28
	28,3
	24
	22,4
	
	29
	30,0
	
	
	
	30
	31,8
02 – OBJETIVO
Determinar o volume do gás hidrogênio produzido quando uma amostra de um metal reage com o ácido clorídrico. Esse volume será medido à temperatura ambiente e à pressão ambiente.
03 – MATERIAL NECESSÁRIO
	Balança Analítica;
Barômetro;
Termômetro;
Proveta de 250 mL;
Fita de Magnésio;
Becker de 50 mL;
Tubo em “U”;
Mangueira;
	Tubo com saída lateral ou tubo de ensaio;
Cuba;
Suporte;
Régua de 30 cm;
Pipeta;
Rolha;
Solução de HCl 2,0M;
Papel laminado.
04 – METODOLOGIA
Pesar, uma quantidade de magnésio extra entre 0,1 e 0,2: Anote o valor do peso;
Encha a cuba até ¾ com água;
Encha a proveta completamente. Coloque um papel laminado sobre a boca da proveta bem cheia de água e então emborque a proveta para dentro da cuba. Fazendo isso rapidamente, o papel não cairá. Retire o papel desde que a boca da proveta esteja completamente dentro da água da cuba;
Pipete 10 mL da solução de ácido clorídrico 2,0 M e colocar no tubo com a saída lateral;
Montar o tubo em “U” conectado com a mangueira sobre a boca da proveta;
Feche o tubo com a saída lateral com a rolha que se encontra no final da mangueira;
Colocar a fita de magnésio na saída do tubo de forma que essa fita não entre imediatamente em contato com a solução de ácido clorídrico;
Após fechado a saída do tubo, faça o magnésio entrar em contato com a solução do ácido;
Depois que a reação cessar, espere um cento intervalo de tempo para deixar e tubo esfriar;
Meça a altura da coluna d’água.
Figura 2
05 – DADOS EXPERIMENTAIS
TABELA 2 – Dados obtidos na experiência nº 2
	Massa de magnésio
(g)
	Temperatura ambiente
(°C)
	Pressão ambiente
(mmHg)
	Volume de
gás hidrogênio
(m l)
	Altura da coluna d’água
(cm)
	
	
	
	
	
06 – TRATAMENTO DOS RESULTADOS
Determine o número de moles de magnésio usados;
Determine a pressão parcial de gás hidrogênio;
Determine o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente;
 Reduza o volume do gás hidrogênio às condições normais de pressão e temperatura (CNTP).
07 – QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
Sabendo-se que 1 mol de Mg produz 1 mol de H2 qual é o volume de 1 mol de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de atm?
Se a massa de um mol de hidrogênio é 2,0g, qual é a massa de um litro de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de 1 atm, ou seja, qual a massa específica do hidrogênio em g/L, naquelas condições de temperatura e pressão?
Como explica a dependência da densidade dos gases com a temperatura e a pressão?
Quais as fontes de erros encontrados neste experimento?
EXPERIÊNCIA Nº 3
- CONSERVAÇÃO DA MASSA -
01 – INTRODUÇÃO
Quando uma reação química ocorre em um sistema fechado, a soma das massas das espécies reagentes é rigorosamente igual a soma das massas espécies produtos desta reação. Este pode ser interpretado como o enunciado da Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier – a matéria não pode ser criada nem destruída, mas somente transformada.
Entretanto, a maioria das transformações químicas é acompanhada de liberação ou absorção de energia. A massa associada a uma quantidade definida de energia é dada por uma equação importante, a equação de EINSTEIN.
		(01)
Nessa equação, E é energia, m é a massa e c é a velocidade da luz no vácuo.
A quantidade de energia ganha ou perdida numa transformação química qualquer devido ao ganho ou perda de energia é extremamente pequena e desprezível. Assim a Lei da Conservação da massa, na prática continua sendo válida.
02 – OBJETIVO
Determinar a massa total antes e depois das seguintes reações;
 (01)
. (02)
03 – MATERIAL NECESSÁRIO
Balança Analítica;
3 Erlenmeyers de 50 mL ou 3 tubos de ensaio pequenos com rolha;
Bécker de 50 mL;
Pipeta de 10 mL;
Pipeta de 5 mL;
04 – METODOLOGIA
Pipetar 5 mL de solução de Na2CO3, 0,1 mol/L, e colocar no erlenmeyer. Feche o erlenmeyer com a rolha;
Pipetar 5 mL de solução de CaCl2, 0,1 mol/L, e colocar num frasco com tampa;
Pipetar 10 mL de solução de H2SO4, 0,1 mol/L, e colocar em um frasco, feche o frasco com a tampa;
O exterior do erlenmeyer e dos frascos devem estar completamente secos;
Colocar simultaneamente todo conjunto (erlenmeyer ou tubos) na balança e pesar;
Adicionar cuidadosamente fora da balança a solução de CaCl2, 0,1 mol/L, na solução de Na2CO3 no erlenmeyer. Agitar lentamente para que as soluções se misturem e tome nota do que acontecer;
Devolva o conjunto incluindo o frasco vazio à balança e pese novamente todo o conjunto.
Remover, novamente, o conjunto da balança e adicionar agora todo o conteúdo do frasco de H2SO4, 0,1M. Agite lentamente e anote o que acontecer;
Devolva o frasco e o erlenmeyer à balança e pese novamente todo o conjunto.
05 – DADOS EXPERIMENTAIS
TABELA 1 – Dados obtidos na experiência nº 3
	Pressão atmosférica
(mmHg)
	Temperatura ambiente
(°C)
	Massa da 1º pesagem
(g)
	Massa da 2º pesagem
(g)
	Massa da 3º pesagem
(g)
	
	
	
	
	
06 – INTERPRETAÇÕES DOS RESULTADOS
Com base nos dados obtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa?
Calcular o número de mols de cada solução utilizado nesta reação.
Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas.
Qual a origemda turvação observada na primeira reação?
07 – QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
Numa reação de neutralização foram utilizados 25 mL de solução de ácido sulfúrico para neutralizar 50 mL de solução de hidróxido de sódio 0,3 mol/L. Determinar a concentração do ácido antes da reação e a concentração em mol/L do sal formado.
Explicar os enunciados nas leis de Proust e Dalton.
Considere a seguinte reação: 2 Na3PO4 + 3 Ba (NO3)2 ( Ba3(PO4)2 + 6 NaNO3.
Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 g de Ba (NO3)2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados?
 
EXPERIÊNCIA Nº 4
- SOLUÇÕES -
01 – INTRODUÇÃO
Soluções são definidas como misturas homogêneas. Geralmente uma solução é considerada por um componente em maior quantidade, o solvente e um ou mais componentes denominados soluto.
As soluções podem ser sólidas, líquidas e gasosas. As soluções, líquidas são obtidas pela dissolução de um gás, líquido ou sólido em um líquido. Se asse líquido for a água, a solução é chamada de solução aquosa.
As propriedades das soluções, por exemplo, cor ou sabor, depende, de sua concentração. As concentrações das soluções expressam-se com maior freqüência pela quantidade de substância contida numa determinada quantidade em peso ou em volume da solução ou solvente. Geralmente, empregamos os seguintes termos para expressar as concentrações das soluções: composição centesimal (%), a molar (M1), molal (W), normal (N) e fração molar (x).
Em laboratório, para determinar as concentrações das soluções utiliza-se geralmente o método de titulação. Titulação é a determinação de uma concentração desconhecida de uma solução através de uma solução de concentração conhecida, medindo-se os volumes das soluções reagentes. Uma vez que na titulação as reações entre as substâncias se desenvolvem em quantidades equivalentes (Principio da equivalência), torna-se mais fácil expressar as concentrações das soluções em unidades de normalidades. As normalidades das soluções são inversamente proporcionais aos seus volumes.
 (01)
Onde, V1 é o volume inicial da solução;
N1 é a normalidade inicial da solução;
V2 é o volume final da solução (após diluição ou concentração);
N2 é a normalidade final da solução (após diluição ou concentração).
02 – OBJETIVO
Preparação, diluição, padronização e titulação de soluções.
03 – MATERIAL NECESSÁRIO
	Balança Analítica;
Buretas;
Pissetas ;
Provetas;
Indicadores de pH;
Pipetas;
	Funil;
Bécker;
Balão volumétrico:
Bastão de Vidro;
Erlernmeyer;
04 – METODOLOGIA
PARTE I – Preparação e Diluição de soluções.
Utilizando os dados do rótulo calcule, o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar 500 mL de solução a 1N;
Calcule o volume da solução anterior necessário para preparar 250 mL de solução 0,1N. Meça esse volume com uma proveta e adicione em um balão de 250 mL contendo cerca de 100 mL, de água destilada. Lave algumas vezes a proveta com um pouco de água destilada transferindo sempre para o balão. Agite cuidadosamente o balão. Adicione água destilada até completar os 250 mL. Agite novamente até homogeneizar a solução.
PARTE II – Preparação de uma solução de NaOH
Determine a quantidade de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para preparar 250 mL de solução 0,1N.
PARTE III – Padronização da Solução de Ácido Clorídrico com Carbonato de Sódio.
Calcule a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 30 mL de solução a 0,1N de ácido clorídrico;
Pese em um vidro de relógio limpo e seco, a massa de carbonato de sódio calculada e transfira quantitativamente para um erlenmeyer de 125 mL. A quantidade de água utilizada nesse processo deve ser 40 mL;
Adicione, a seguir, algumas gostas de indicador alaranjado de metila e titule essa solução com a solução de ácido clorídrico preparada na Parte I seguindo a técnica de titulação.
PARTE IV – Titulação de uma base por um ácido.
Transfira para um erlenmeyer de 125 mL, 10 mL da solução de hidróxido de sódio ;
Adicione, a seguir, algumas gotas de indicador fenolftaleína e titule essa solução com a solução de ácido clorídrico padronizada na Parte III.
05 – DADOS EXPERIMENTAIS
TABELA 1 – Dados obtidos na experiência nº 4
	
	Volume de HCl utilizado
(m l)
	Parte III
	
	Parte IV
	
	Temperatura (°C)
	
06 – TRATAMENTO DOS RESULTADOS
PARTE III – Calcule a concentração molar do ácido preparado;
PARTE IV – Calcule a concentração molar da base preparado.
07 – QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
7.1 Para preparação de uma solução de sulfato de alumínio 0,4 mol/L, calcule a massa de soluto necessária para 250 ml de solução. Admitindo o sal 100% ionizado, encontre as concentrações dos íons presentes.
7.2 Numa titulação de solução de KOH foram utilizados 45 ml de solução 0,3 mol/L desta base e um consumo de 55 ml de ácido clorídrico. Calcule as concentrações comum, molar e normal do ácido utilizado.
7.3 Uma solução de ácido sulfúrico contendo 571,6 g de H2SO4 por litro de solução tem densidade de 1,329 g/mL. Calcule (a) a porcentagem em massa; (b) a fração molar do soluto; (c) a molalidade; (d) concentração em mol/L e a normalidade.
7.4 Explique o princípio seguido numa operação de diluição.
EXPERIÊNCIA Nº 5
	-
	ESTUDO DA VELOCIDADE DE
UMA REAÇÃO QUÍMICA
	-
01 – INTRODUÇÂO
Entre os fatores que afeta, a velocidade de uma reação, estão a Concentração dos Reagentes e a Temperatura. Nesta experiência você vai investigar o papel destes dois fatores estudando a reação entre ácido sulfúrico e o tiossulfato de sódio.
	reação (01)
		 reação (02)
Onde o enxofre insolúvel precipita-se sob a forma de Iodo. O tempo de decorre entre o inicio da reação e o aparecimento dos primeiros vestígios de turvação dependerá dos fatores acima citados.
Para determinar o papel de cada um deles (Concentração de reagente e a temperatura) independentemente, você vai, na Parte I, variar apenas a concentração de um dos reagentes e, na Parte II, vai variar a temperatura.
02 – OBJETIVO
Mostrar, quantitativamente, a influência da concentração e temperatura sobre o tempo necessário para que uma reação química se processe.
03 – MATERIAL NECESSÁRIO
	8 tubos de ensaios;
Termômetro:
Cronômetro;
	Béckers;
Pipetas;
Bico de Bunsen ou chapa aquecedora;
04 – METODOLOGIA
Parte: I (Influência da concentração de reagentes)
Encher as três buretas com águas, solução de tiossulfato sódio e solução de ácido sulfúrico, respectivamente;
Colocar em quatro tubos de ensaios numerados as quantidades de tiossulfato de sódio e água indicadas na Tabela 1-A;
Colocar em outros quatro tubos, 4mL de ácido sulfúrico;
Misture ao tubo 1.a o volume de um dos tubos contendo ácido sulfúrico, agitar rapidamente e iniciar a contagem do tempo desde o momento em que os líquidos entram em contato até o aparecimento do primeiro indicio de turvação;
Realizar experiências análogas com os restantes dos tubos a notando os resultados dos tempos.
Parte: II (Influência da temperatura)
Colocar, em quatro tubos de ensaios numerados, 2 mL da solução de tiossulfato de sódio e 4 mL de água;
Em outros quatro tubos de ensaios colocar 4 mL de solução de ácido sulfúrico;
Coloque um dos tubos de ensaio contendo a solução de tiossulfato de sódio e um outro contendo a solução de ácido sulfúrico em um becker de 250 mL contendo água;
Aquecer o banho até uma temperatura cerca de 10°C maior do que a temperatura inicial. Misturar o conteúdo dos tubos, agitar rapidamente a iniciar a contagem do tempo desde o momento em que os líquidos foram misturados até o inicio da turvação;
Realizar o procedimento anterior em temperatura mais elevada.05 – DADOS EXPERIMENTAIS
TABELA 1-A – Dados obtidos na experiência nº 5 - Parte I
	Nº do tubo de ensaio
	Volume (mL)
Na2S2O3 (a)
	Volume (mL) de
H2O (b)
	Volume (mL) de
H2SO4 2,0M
	Tempo
(s)
	1.a
	6
	0
	4
	
	1.b
	4
	2
	4
	
	1.c
	3
	3
	4
	
	1.d
	2
	4
	4
	
	1.e
	1
	5
	4
	
	Temperatura Ambiente (°C)
	
TABELA 1-B – Dados obtidos na experiência nº 5 - Parte II
	Nº do tubo de ensaio
	Temperatura
(°C)
	Tempo
(s)
	2.a
	
	
	2.b
	
	
	2.c
	
	
	2.d
	
	
	Temperatura Ambiente (°C)
	
06 – TRATAMENTO DOS RESULTADOS
Parte: I (Influência da concentração de reagentes)
A concentração de tiossulfato de sódio na solução inicial é 0,5. Calcular a suas concentrações em cada uma das soluções diluídas preparadas levando em consideração o volume total da solução em cada tubo de ensaio (a + b);
Por que é importante que o volume total para todas as diluições seja de 10 mL?
Construa um gráfico com o tempo no eixo vertical (ordenada) e a concentração de Na2S2O3 no eixo horizontal (abscissa). Use também os dados obtidos por seus colegas;
Que generalização pode você estabelecer a respeito da influência que tem a variação da concentração sobre o tempo de reação?
Que relação existe entre o tempo de reação e a velocidade de reação?
Parte: II (Influência da temperatura)
Construa um gráfico, colocando a temperatura no eixo horizontal (abscissa) e o tempo no eixo vertical (ordenada);
Que relações gerais você pode deduzir do gráfico obtido?
Faça uma previsão de tempo de reação a 15°C e a 50°C.
07 – QUESTÕES PARA O RELATÓRIO
Construa um gráfico apresentando o inverso do tempo (1/t), em função da temperatura. Que tipo de função você obtém?
EXPERIÊNCIA Nº 6
- REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO (REDOX) -
01 – INTRODUÇÃO
Em reações químicas temos processos de perdas e ganhos de elétrons que ocorrem simultaneamente. À medida que uma espécie se oxida, outra se reduz. Uma das características é que o número total de elétrons perdidos por uma espécie é igual ao número total de elétrons recebidos pela outra.
Acompanhe o exemplo:
Quando mergulhamos uma fita de magnésio (Mg) em uma solução aquosa de ácido clorídrico [HCl(aq)] temos uma efervescência pela liberação de gás hidrogênio e, após certo tempo, a fita de magnésio “desaparece”, isto é, o magnésio é consumido. A reação ocorrida pode ser representada por:
 Mg(s) + 2 HCl(aq) ( MgCl2(aq) + H2(g)
Ou
Mg(s) + 2 H+(aq) ( Mg2+(aq) + H2(g)
Enquanto o Mg(s) se transforma em Mg2+(aq), ele perde 2 elétrons por átomo de magnésio (Mg) e, portanto, o Mg(s) sofre uma oxidação. Ao mesmo tempo, os dois íons H+(aq) se transformam em H2(g), ocorrendo um ganho de 2 elétrons e, portanto, os íons H+ sofrem uma redução.
Semi-reação de oxidação: Mg(s) ( Mg2+(aq) + 2 e-
Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e- ( H2 (g)
 ---------------------------------- 
Reação global: Mg(s) + 2 H+(aq) ( Mg2+(aq) + H2 (g)
02 – OBJETIVO
	Observar alteração de nox de elementos químicos em uma reação quando uma amostra de ferro reage com hipoclorito de sódio.
03 - MATERIAL NECESSÁRIO
Palha de aço;
Hipoclorito de sódio (NaClO);
Béquer;
Pinça.
04 - METODOLOGIA
4.1 Coloque uma pequena amostra da palha de aço aberta no béquer;
4.2 Cubra a mostra com o hipoclorito de sódio;
4.3 Deixe o sistema sob ligeiro aquecimento por cerca de 10 minutos;
4.4 Após o tempo de aquecimento, remova cuidadosamente a amostra com a pinça;
4.5 Observe o que apareceu no fundo do béquer e relacione com a equação dada não- balanceada:
 
Fe + NaClO ( Fe2O3 + NaCl
05 - TRATAMENTO DE DADOS
5.1 Qual o nox do ferro nos compostos mencionados?
5.2 Qual o nox do cloro nos compostos mencionados?
5.3 Quais os elementos cujo nox não varia?
5.4 Sabendo que a variação do nox de cada átomo de ferro corresponde à perda de 3 elétrons , determine a quantidade de elétrons recebida por átomo de cloro na reação.
5.5 Indique o agente redutor e o agente oxidante.
06 - QUESTÕES
6.1 O enxofre é um sólido amarelo encontrado livre na natureza. Ele participa da constituição de várias substâncias e íons, tais como: S8, H2S, SO2, H2SO3, H2SO4, SO42-, Na2S2O3 e Al2(SO4)3. Determine o nox do enxofre em cada uma dessas espécies químicas.
6.2 São dadas as equações químicas, não-ajustadas, a seguir:
I. KClO3 + H2SO4 ( HClO4 + ClO2 + K2SO4 + H2O
 II. KMnO4 + HCl ( KCl +MnCl2 + H2O + Cl2
Para cada uma dessas equações, determine:
Os seus coeficientes, considerando os menores números inteiros possíveis;
O agente redutor; 
O agente oxidante.
 
6.3 Oxalato de Cálcio monoidratado (CaC2O4 . H2O) aquecido ao ar decompõe-se gradativamente seguindo três etapas (I, II e III). As equações das reações e as respectivas faixas de temperatura em que elas ocorrem são dadas a seguir:
CaC2O4 . H2O (s) ( CaC2O4 (s) + H2O (g) (faixa de temperatura:130 – 210 ºC)
CaC2O4 (s) ( CaCO3 (s) + CO (g) (faixa de temperatura: 420 – 510 ºC)
CaCO3 (s) ( CaO (s) + CO2 (g) (faixa de temperatura: 630 – 760 ºC)
a) Esboce um gráfico, massa de sólido em função da temperatura de aquecimento, que representa essa decomposição. Inicie com uma massa qualquer à temperatura ambiente. Indique no gráfico as substâncias que estão presentes nas seguintes faixas de temperatura: 25 – 130 ºC, 210 – 420 ºC e 510 – 630 ºC
b) Qual das equações dadas representa uma reação de óxido-redução? Justifique.
EXPERIÊNCIA Nº 7
- TIPOS DE REAÇÃO -
01 - INTRODUÇÃO
Existem várias maneiras de se classificar reações. Uma delas relaciona o número de substâncias que reagem e o número de substâncias produzidas. De acordo com esse critério, podemos ter os seguintes tipos de reação:
Reações de Síntese ou Adição: quando dois ou mais reagentes se combinam para originar um único produto.
A + B ( C
Reações de Análise ou Decomposição: quando um único reagente se decompõe, originando dois ou mais produtos.
A ( B + C
Reações de Simples Troca ou Deslocamento: quando uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma nova substância simples e outra composta.
A + XY ( AX + Y ou A + XY ( AY + X
Reações de Dupla Troca: quando duas substâncias compostas reagem entre si, trocando seus componentes e dando origem a duas novas substâncias compostas.
AB + XY ( AX + BY
02 - OBJETIVO
	Observar a reação que ocorre, equacioná-la e classificá-la de acordo com a teoria dada.
03 – MATERIAL NECESSÁRIO
�
10 cm de fita de magnésio;
Pinça de madeira;
Bico de Busen;
Fenolftaleína;
Béquer com água;
30 ml de água destilada.
�
04 – METODOLOGIA
Coloque a amostra da fita de magnésio na pinça;
Observe a coloração da fita;
Queime a amostra no bico de Busen (não olhe diretamente para a luz emitida pela combustão do magnésio);
Recolha o produto da queima da fita de magnésio e observe a coloração;
Coloque a de água destilada no béquer e acrescente algumas gotas de fenolftaleína. Logo após, junte o produto da queima da fita de magnésio recolhido anteriormente.
05 – TRATAMENTO DE DADOS
5.1 Equacione a reação ocorrida entre o magnésio e o oxigênio do ar. Classifique-a.
5.2 Observando o sistema água, fenolftaleína e fita de magnésio queimada, qual a alteração do sistema perceptível a olho nu? Justifique.
5.3 Equacione a reação que ocorre entre o produto a queima da fita de magnésio e a água. Classifique essa reação.
06 – QUESTÕES
6.1 Classifique as seguintes reações:
a) 2 KClO3 ( 2 KCl + 3 O2
b) N2 + 3 H2 ( 2 NH3
c) 2 HNO3 + Ca(OH)2 ( Ca(NO3)2 + 2 H2O
d) CaCO3 ( CaO + CO2
e)2 KI + Cl2 ( 2 KCl + I2
f) 2 NO2 ( N2O4
g) Mg + 2AgNO3 ( Mg(NO3)2 + 2 Ag
h) BaCl2 + H2SO4 ( BaSO4 + 2 HCl
i) C12H22O11 ( 12 C + 11H2O
EXPERIÊNCIA Nº 8
- EQUILÍBRIOS QUÍMICOS -
01 – INTRODUÇÃO
	
	Quando um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa, e as concentrações molares de todos os participantes permanecem constatntes. Se, sobre esse equilíbrio, não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Porém se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Este é o tema do Princípio de Le Chatelier que diz:
“Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”.
	Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão e temperatura.
	A constante de equilíbrio não se altera com variações das concentrações dos participantes, com variação do volume nem com a pressão exercida.
A solução de dicromato (Cr2O2-7 (aq)) apresenta coloração alaranjada e, em meio básico, estabelece o equilíbrio:
Cr2O2-7 (aq) + H2O (l) ↔ 2 CrO2-4 (aq) + 2 H+
Como o íon CrO2-4 (aq) apresenta coloração amarela, a cor da solução será determinada pelo íon que estiver em maior concentração na solução. A ação de ácidos e bases pode provocar um deslocamento nesse equilíbrio, perceptível pela variação de cor.
 
02 – OBJETIVO
	Observar o deslocamento de equilíbrio de uma solução de dicromato de potássio com a adição de uma solução com caráter básico e posteriormente com uma solução de caráter ácido. 
03 - MATERIAL NECESSÁRIO
Tubos de ensaio;
Pipetas;
Solução de dicromato de potássio;
Solução de hidróxido de sódio;
Solução de ácido clorídrico.
04 - METODOLOGIA
Solução de dicromato de potássio: pese 1,5 g de dicromato de potássio e o dilua em água suficiente para preparar 100 ml de solução;
Solução de hidróxido de sódio: pese 0,4g de hidróxido de sódio e o dilua em água suficiente para preparar 100 ml de solução;
Solução de hidróxido de sódio: use 1ml de ácido clorídrico e o dilua em água suficiente para preparar 100 ml de solução;
Coloque uma porção da solução de dicromato de potássio em um tubo de ensaio e observe a coloração da solução;
Adicione lentamente algumas gotas da solução de hidróxido de sódio até observar mudança de coloração;
Anote a coloração;
Adicione algumas gotas da solução de ácido ao tubo de ensaio até observar mudança na coloração e anote a nova cor.
05 - TRATAMENTO DE DADOS
5.1 Qual a coloração inicial do dicromato antes da adição de qualquer outro reagente?
5.2 E após a adição da solução de hidróxido de sódio? Nesse equilíbrio haverá predominância de qual íon?
5.3 Explique o deslocamento ocorrido com a adição do hidróxido?
5.4 Qual a coloração após a adição da solução de ácido clorídrico ? Nesse equilíbrio haverá predominância de qual íon?
5.5 Explique o deslocamento ocorrido com a adição do ácido?
06 - QUESTÕES
6.1 Explique como os seguintes fatores influenciam no equilíbrio químico:
a) Concentração; 
b) Pressão; 
c) Temperatura.
6.2 Qual o efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio químico? 
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