Caderno de práticas - QUIMICA GERAL

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Química Geral Experimental
Roteiros de Aula Prática
Adaptação: Gilmara F. Eça e Floricea M. Araujo
Colaboração: Sivanildo da Silva Borges
Maio de 2017
ÍNDICE
AULA Nº 1 - REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO .................................................................... 3
AULA Nº 2 - APRESENTAÇÃO DE VIDRARIAS E EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO ................................. 5
AULA Nº 3 - TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA ...............................................10
AULA Nº 4 - TESTE DE CHAMA .............................................................................................................................................13
AULA Nº 5 – REATIVIDADE DOS METAIS .........................................................................................................................15
AULA Nº 6 - LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERATÔMICAS/INTERMOLECULARES ........................... 17
AULA Nº 7 - SOLUÇÕES ..............................................................................................................................................................19
AULA Nº 8 - ÁCIDOS E BASES .................................................................................................................................................21
AULA Nº 9 - EQUILÍBRIO QUÍMICO.......................................................................................................................................24 
AULA Nº 10 - TERMOQUÍMICA ..............................................................................................................................................27
AULA Nº 11 - CINÉTICA .......................................-....................................................................................................................30
AULA Nº 12 - OXI-REDUÇÃO E ELETROQUÍMICA ..........................................................................................................33
				
	
AULA Nº 1
REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO
Siga as instruções deste manual com atenção e respeite rigorosamente as precauções recomendadas. Consulte o professor toda vez que notar algo anormal ou imprevisto.
Sempre use guarda-pó (jaleco ou avental). Não será permitido o acesso as aulas ao aluno que não estiver usando o guarda-pó, calça e sapato fechado. Não fique passeando com o guarda-pó fora do laboratório, principalmente, em cantinas, corredores e salas de aula.
Evitem colares, pulseiras, salto alto, cabelos soltos durante os procedimentos de laboratório. 
Localize as saídas de emergência do laboratório, extintores de incêndio, chuveiro, lava olhos, armário de pronto-socorro, o telefone mais próximo, e tenha anotados os telefones do bombeiro e do pronto socorro. Verifique se os extintores são adequados para os potenciais combustíveis existentes no laboratório.
O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, evite brincadeiras que dispersem sua atenção e de seus colegas. Trabalhe com calma, atenção e responsabilidade. Esteja sempre ciente e respeite as principais regras de segurança.
Não fume ou deguste alimento durante sua permanência no laboratório.
Não use lentes de contato no laboratório, principalmente se estiver trabalhando com reagentes orgânicos ou equipamentos quentes.
Use óculos e luvas de proteção quando estiver manuseando produtos químicos perigosos.
Tenha cuidado com materiais inflamáveis; nunca os deixe próximo a chama. Qualquer incêndio deve ser abafado com a toalha ou apagado com o extintor tipo B (gás carbônico, CO2).
Evite contato de qualquer substância com a pele. 
Se algum produto químico for derramado, lave o local imediatamente com bastante água corrente. 
Todas as experiências que envolvam liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas na capela com exaustor ligado.
Para inalar o odor de uma substância, não coloque o recipiente sob o nariz. Em vez disso, com sua mão, traga um pouco de vapor para você.
Deixe qualquer peça de vidro quente esfriar bastante, ou coloque avisos. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma aparência que o vidro frio. 
 Coloque avisos para equipamentos quentes e para marcar qualquer experimento, a fim de evitar que outra pessoa mexa;
Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a extremidade aberta do mesmo para si ou para a pessoa mais próxima.
Nunca descarte material orgânico nas pias do laboratório; procure o lugar apropriado. Não jogue qualquer material sólido na pia.
Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco reagente antes de usá-lo. Leia duas vezes para ter certeza que pegou o frasco certo.
Ao preparar uma solução, coloque rótulo adequado no frasco que comportará a solução. E ao transferir qualquer substância do frasco de origem para outro recipiente, faça-o protegendo o rótulo.
Reagente usado não deve ser retornado ao frasco de origem. 
Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes líquidos, exceto o conta-gotas próprio de que alguns deles são providos. No caso de reagentes sólidos, coloque um pouco do reagente dentro da própria tampa ou de recipiente limpo e use uma espátula descontaminada. 
Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que desenvolva grande quantidade de calor.
Não aqueça reagentes em sistemas fechados.
Conserve limpos seus equipamentos e sua bancada. Evite derramar líquidos, mas, se o fizer, lave imediatamente o local. 
Ao se retirar do laboratório, deixe todo o equipamento limpo, lave as mãos, verifique se não há torneiras de água ou linhas de gás abertas.
Desligue todos os equipamentos elétricos posicionados sobre a bancada.
2. referência bibliográfica
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB).
AULA Nº 2
IDENTIFICAÇÃO DE APARELHAGEM COMUM 
EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA
1. VIDRARIAS
	
	BALÃO DE FUNDO CHATO 
Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, realizar reações com desprendimento de gases. 
	
	BALÃO DE FUNDO REDONDO 
Utilizado principalmente para reações em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo.
	
	BALÃO VOLUMÉTRICO 
Recipiente calibrado com volume definido. É utilizado para o preparo de soluções de concentração conhecida.
	
	BÉQUER 
Utilizado para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas e aquecer líquidos.
	
	ERLENMEYER 
Utilizado no aquecimento de líquidos, na dissolução de substâncias e para proceder reações entre soluções, tais como as titulações.
	
	BURETA 
Tubo calibrado usado para escoar medidas precisas de volume. Utilizado em análises volumétricas.
	
	CONDENSADOR
Utilizado na destilação, tem como finalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos.
	
	DESSECADOR 
Usado para armazenar substâncias em baixa umidade ou em atmosfera controlada.
	
	FUNIL DE SEPARAÇÃO 
Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na extração líquido/líquido.
	
	FUNIL DE COLO LONGO 
Usado na filtração simples.
	
	KITASATO 
Utilizado em conjunto com o funil de Buchner em filtrações a vácuo.
	
	PIPETA GRADUADA 
Utilizada para escoar volumes variáveis.
	
	PIPETA VOLUMÉTRICA 
Utilizada para escoar volumes definidos de líquidos.
	
	PROVETA OU CILINDRO GRADUADO
Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida.
	
	TUBO DE ENSAIO
Empregado para fazer reações em pequena escala, principalmente em testes de reação em geral. Pode ser aquecido com movimentos circulares e com cuidado diretamente sob a chama do bico de Bunsen.
	
	
	
	VIDRO DE RELÓGIO
Peça de vidro de forma côncava usada para pesagens, evaporações, etc.
	
	BALÃO DE DESTILAÇÃO
Usado em destilações. Possui saída lateral para adaptação de um condensador.
	
	PLACA DE PETRI
Usada para pesagens, evaporação,reações em pequena escala, cobrir béqueres e para realizar culturas microbiológicas. 
	
	COLUNA DE FRACIONAMENTO
Utilizada em destilações fracionadas
	
	APARELHAGEM PARA EXTRAÇÃO
Utilizado na extração sólido-líquido. É composto por um balão de fundo redondo, um extrator Soxhlet e um condensador de refluxo.
2. OUTROS EQUIPAMENTOS
	
	ALMOFARIZ COM PISTILO
Usado na trituração e pulverização de sólidos. 
	
	CADINHO 
Peça geralmente de porcelana ou de metais, cuja utilidade é aquecer substâncias a seco.
	
	CÁPSULA DE PORCELANA
Peça de porcelana usada para evaporar líquidos.
	
	FUNIL DE BUCHNER 
Utilizado em filtrações a vácuo. É usado em conjunto com o papel de filtro e o kitasato.
	
	MUFA
Usado para fixar equipamentos no suporte.
	
	ANEL OU ARGOLA
Usado como suporte do funil na filtração.
	
	BALANÇA DIGITAL 
Para a medida de massa de sólidos e líquidos não voláteis com grande precisão.
	
	BICO DE BÜNSEN
É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Mas contemporaneamente tem sido substituído pelas mantas e chapas de aquecimento.
	
	ESTANTE PARA TUBO DE ENSAIO 
É usada para suporte de tubos de ensaio.
	
	GARRA 
Usada para prender o condensador à haste do suporte ou outras peças como balões, erlenmeyers, etc.
	
	PINÇA DE MADEIRA 
Usada para prender o tubo de ensaio durante o aquecimento.
	
	PINÇA METÁLICA 
Usada para manipular objetos aquecidos.
	
	PISSETA OU PISSETE OU FRASCO LAVADOR 
Usada para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes.
	
	TRIPÉ 
Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela de amianto.
	
	SUPORTE UNIVERSAL 
Utilizado para montagem de equipamentos em geral.
	
	TELA DE AMIANTO 
Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de Bunsen. 
	
	TERMÔMETRO
Usado para medir temperatura.
	
	ESPÁTULAS
Usada para transferir substâncias sólidas. Podem ser feitas de diversos materiais e apresentar diversos formatos.
	
	CONTA-GOTAS
Utilizada para transferir volumes definidos de líquidos
	
	BASTÃO DE VIDRO
Utilizado para homogeneizar soluções, realizar transferência de líquidos.
	
	MANTA
Utilizada para realizar aquecimento.
	
	
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
FELICÍSSIMO, A. M. P. et al., Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos. PEQ – Projetos de Ensino de Química, Ed. Moderna, São Paulo, 1979.
Apresentação das Principais Vidrarias de Laboratório. www.fc.unesp.br/lvq/prexp02.htm
AULA Nº 3
TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA
OBJETIVOS
a) Aprender as técnicas de medidas de temperatura, massa e volume;
b) Diferenciar as vidrarias volumétricas das graduadas;
c) Utilizar algarismos significativos;
d) Distinguir o significado de precisão e exatidão.
INTRODUÇÃO 
As experiências de laboratório em química, assim como em outras ciências quantitativas, envolvem muito frequentemente medidas de massa e volume, que são posteriormente utilizados em cálculos. Nesta experiência, você medirá as massas e volumes da água, e utilizará os resultados obtidos para calcular a densidade da água.
Sempre que uma medida é efetuada, deve-se levar em consideração o erro a ela inerente. O erro de uma medida é muitas vezes limitado pelo equipamento que é empregado na sua obtenção. Em uma medida exata, os valores encontrados estão muito próximos do valor verdadeiro. A precisão refere-se à capacidade de reproduzir o mesmo valor entre medidas consecutivas. Medidas podem ser precisas sem serem exatas, devido a algum erro sistemático. O ideal é que as medidas sejam precisas e exatas. A precisão de uma medida pode ser melhorada aumentando-se o número de determinação de uma medida e fazendo-se o valor médio das mesmas.
2.1 Medidas de temperatura
Para se efetuar medidas de temperatura, é necessário que o laboratório esteja com temperatura estável, de preferência entre 20 OC e 25 OC, por conta das vidrarias que foram calibradas para medir volumes nessas temperaturas. Também é importante não ter correntes de ar, causadas por abre e fecha de porta constantemente.
2.2 Medidas de Volume
Para se efetuar medidas de volume, faz-se necessário a utilização de pipetas, provetas e buretas. As medidas de volume de um líquido com esses instrumentos são feitas comparando-se o nível do mesmo com os traços marcados na parede do recipiente. Na leitura do volume de um líquido usando-se um destes instrumentos, ocorre uma concavidade que recebe a denominação de menisco.
2.3 Medidas de Massa
As balanças são instrumentos adequados para medir massas. O seu manuseio requer muito cuidado, pois são instrumentos delicados e caros. Na sua utilização, devem ser observados os seguintes cuidados gerais:
-Manter a balança limpa;
-Não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança;
-Os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à temperatura ambiente;
-A balança deve ser mantida travada caso não estiver sendo utilizada;
-Nas balanças analíticas, os objetos devem ser colocados e retirados com a pinça 
-O operador não deve se apoiar na mesa em que a balança está colocada.
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Béqueres de 30 mL, 100 mL e 250 mL	
Termômetro		
Frasco de pesagem;	
Bastão de vidro	
Proveta de 25 mL	
Pipeta volumétrica de 25 mL:
Pissete 		
Balança
Conta-gotas		
Água e gelo	
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 EXPERIMENTO 1: Medidas de temperatura
a) Coloque cerca de 200 mL de água de torneira em um béquer e meça a temperatura utilizando um termômetro. Obs.: Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de algarismos significativos. Durante a medida mantenha o bulbo do termômetro totalmente imerso na água, sem tocar as paredes do recipiente.
b) Coloque no béquer 2 cubos de gelo picado. Agite com um bastão de vidro e meça a temperatura da mistura água/gelo a cada minuto até que fique constante.
c) Esse procedimento deverá ser feito em triplicata.
Qual é o critério necessário para definir se a temperatura está constante? Use um gráfico para ilustrar a alteração da temperatura em função do tempo.
4.2 EXPERIMENTO 2: Medidas de massa
Ao se efetuar as pesagens, é importante especificar o erro ou variabilidade da média (Vm) correspondente. Assim, ao se realizar três pesagens de um mesmo corpo, cujos resultados sejam, por exemplo 1,234 g; 1,233 g e 1,233 g, a maneira correta de se expressar a referida massa é a sua média, acrescida da variação 0,001: 1,233 ± 0,001 g.
Fórmulas para cálculo do erro:
	 N
Média (X) = Σ X
	 N
N = nº de medidas realizadas
Desvio padrão (σ) = (X1-X)2 + (X2-X)2 + (X3-X)2 
			 N - 1
Desvio padrão médio (σm) = σ
			 √N
Vm = X ± σm
a) Antes de efetuar as pesagens na balança, verifique:
- A capacidade e a precisão da balança;
- Se o prato está limpo;
- Se a balança está calibrada;
- Zere a balança.
b) Pese uma proveta de 25 ou 10 mL e adicione 100 gotas de água destilada utilizando um conta-gotas, pese novamente e leia o volume.
c) Determine a massa e o volume de uma gota e a massa equivalente a 1 mL de água.
d) Esse procedimento deverá ser feito em triplicata
e) Verifique a temperatura da água.
Você obteve um dado amplamente conhecido na literatura (qual?). Compare o dado obtido experimentalmente com o descrito no livro texto. Discuta a semelhança ou a disparidade do dado experimental obtido com aquele reportado na literatura.
4.3 EXPERIMENTO 3: Medidas de volume
a) Pese um béquer de 100 mL e anote a massa.
b) Meça 25 mL de água em uma proveta (verifique a temperatura da água) transfira para o béquer e pese-o novamente.
c) Adicione mais 25 mL de água ao béquer e pese-o. Repita essa etapa mais uma vez.
d) Execute o mesmo procedimento utilizando uma pipetavolumétrica de 25 mL.
Esse experimento permite comparar a precisão e a exatidão de medidas de volume obtidas com distintos materiais de vidro - proveta e pipeta. Compare os dados obtidos: suas médias, seus desvios padrão, os valores esperados e dê uma explicação plausível para seus resultados.
Sugestão: Utilize uma tabela de densidades da água em várias temperaturas para determinar a massa de 25 mL de água na temperatura em que a sua experiência foi realizada. Analise os seus dados e coloque os instrumentos de medição de volume que você utilizou em ordem crescente de exatidão. Justifique a sua resposta.
	Temperatura (°C)
	Densidade (g/mL)
	22
	0,9978
	23
	0,9975
	24
	0,9973
	25
	0,9970
	26
	0,9968
	27
	0,9965
	28
	0,9962
	29
	0,9959
	30
	0,9956
QUESTÕES EXTRAS:
1) Qual vidraria apresentou a medida mais precisa? Justifique.
2) Discuta a precisão dos seus resultados.
3) Qual experimento se aproximou da precisão? Justifique.
5. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB).
AULA Nº 4
TESTE DE CHAMA
1. OBJETIVOS
Utilizar o espectro de emissão para caracterizar os elementos químicos;
Observar a cor da chama obtida após aquecimento de alguns sais e em seguida relacionar a cor da chama com as mudanças de níveis energéticos do átomo.
2. INTRODUÇÃO
O cientista dinamarquês Niels Bohr elaborou, em 1913, uma nova teoria sobre a distribuição e o movimento dos elétrons. A teoria de Bohr parte do modelo atômico de Rutherford e fundamenta-se na teoria quântica da radiação, criada em 1900 pelo cientista alemão Max Planck. Bohr recebeu o Prêmio Nobel em 1922 por suas contribuições à teoria atômica. Bohr contribui com a teoria atômica ao explicar porque os gases emitem ou absorvem radiação com determinados comprimentos de onda.
A prática que será realizada a seguir, denominada de ‘Teste de Chama”, é utilizada para reconhecer os elementos químicos fazendo uso da coloração da chama.
 
MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Bico de Bunsen
Haste metálica
Pisseta
Béqueres
Reagentes
Solução de ácido clorídrico
Sol. de Cloreto de potássio
Sol. de Cloreto de estrôncio
Sol. de Sulfato de cobre II
Sol. de Cloreto de bário
Sol. de Cloreto de cálcio
Sol. de Cloreto de sódio
Sol. de Nitrato de cálcio
Sol. de Iodeto de sódio
Sol. de nitrato de lítio
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Mergulhe a haste metálica na solução de ácido clorídrico e em seguida coloque-a na chama até o desaparecimento da cor. 
Utilizando sempre a mesma haste metálica, mergulhe a extremidade da haste em uma das soluções fornecidas, levando-a em seguida ao bico de Bünsen ou lamparina. Anote a coloração observada na chama. 
Limpe a haste com a solução de ácido clorídrico antes de efetuar o teste com cada uma das outras soluções. Anote seus resultados no quadro 1 abaixo:
QUADRO I
	SAL
	CÁTION
	ÂNION
	COR
	λ (nm)
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Questionário
A cor observada para a solução na chama é característica do cátion, do ânion ou do composto? Explique?
Por que ocorre emissão de radiação após o aquecimento das substâncias? Justifique com base no postulado de Niels Bohr.
Considerando que o comprimento de onda da luz verde dos semáforos é de 522nm, qual é a freqüência dessa radiação? Dados: velocidade da luz c= 3,00 x 108 ms-1; 1nm = 10-9 m. Fórmula: f = c/λ.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB).
PARRY, R.W. et al. “Chemistry Experimental Foundations”., Prentice-Hall.IncEnglewood Cliffs, New Jersey, 1970, p.474-475.
SEMISHIN, V. “Laboratory Exercises in general Chemistry”. Peace Publishes Moscow.p.172-5,197-8,280-5.
VIVEIROS, A.V.; MARTINS.; ALVES F.M.; CEDRAZ, J.P.L.; LOBO, S.F. “ Filtração e Destilação”, “ in ” Roteiros de aulas práticas, Qui 134, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica. 
AULA Nº 5
REATIVIDADE DOS METAIS
1. OBJETIVOS
Identificar o princípio da organização da Tabela Periódica dos elementos químicos pela classificação em grupos de elementos químicos com propriedades semelhantes;
Reconhecer a variação periódica de algumas propriedades dos átomos dos elementos químicos;
2. INTRODUÇÃO
Na construção da Tabela Periódica os elementos são colocados em faixas horizontais (períodos) e faixas verticais (grupos ou famílias).
A característica que define a família de um elemento é a sua configuração eletrônica, sendo assim, os átomos de uma mesma família possuem propriedades químicas e físicas semelhantes e apresentam a mesma configuração eletrônica na camada de Valência.
Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos:
A mais comum é indicar cada família por um algarismo romano, seguido de letras A e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam a posição do elétron mais energético nos subníveis.
Os elementos do grupo A são conhecidos como elementos representativos por apresentarem o subnível s ou p como o mais energético. Os elementos do grupo B são conhecidos como elementos de transição por apresentarem o subnível d ou f como o mais energético. No final da década passada, a IUPAC propôs outra maneira: as famílias seriam indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B.
3. materiais e reagentes utilizados
• Amostra metálica de sódio (Na) e magnésio (Mg)
• Fenolftaleína
• 2 placas de petri 
• Lamparina ou bico de Bünsen;
• Pinça;
• Pedaço de alumínio metálico - Aℓ(s)
• Solução de HCℓ 1 mol L-1 e ácido muriático
• Solução de NaOH 1 mol L-1
• Tubos de ensaio
3.1 EXPERIMENTO 01 – GRUPO 01 - METAIS ALCALINOS
a) Observação da oxidação espontânea dos metais:
• Corte um pequeno pedaço de sódio e deixe-os por alguns minutos expostos ao ar.
• Verifique a coloração do metal.
Comentários: A coloração dos metais torna-se rapidamente esbranquiçada, devido à rápida formação de uma camada de óxido em suas superfícies.
A equação geral que representa a reação observada é:
2 Na2(s) + O2(g) → 2 Na2O(s)
b) Formação de hidróxidos:
• Coloque água até ¾ do volume da placa de petri e adicione um pequeno pedaço do metal. O sódio funde-se com o calor liberado na reação e fica "dançando" sobre a superfície da água;
• Observe a reação que ocorre imediatamente.
• Comentários: Os metais alcalinos são extremamente reativos e reagem vigorosamente com água, originando hidróxidos. As reações são extremamente exotérmicas (liberam calor). 
Adicione algumas gotas de fenolftaleína à solução. 
Comentários: A formação de hidróxido pode ser comprovada observando-se a coloração rósea que a solução adquire.
A equação geral que representa a reação observada é:
Na2O(s) + H2O(ℓ) → 2 NaOH(aq)
3.2 EXPERIMENTO 02 – GRUPO 02 - METAIS ALCALINOS TERROSOS
a) Formação de óxido:
• Aqueça, com o auxílio da pinça metálica, um pedaço de magnésio metálico em fita sobre um vidro de relógio (não olhe diretamente para a luz que se desprende, pois a luz emitida na combustão do magnésio é rica em radiação quimicamente ativa). Observe.
A equação que representa a reação é:
2 Mg(s) + 1 O2(g) → 2 MgO(s)
b) Formação de hidróxido:
• Adicione o resíduo da combustão em um tubo de ensaio com água ou em placa de petri. Agite e goteje fenolftaleína. A solução tornar-se-á rósea, pois em reação com água, o óxido de magnésio (MgO) forma o hidróxido de magnésio:
A equação que representa a reação é:
1 MgO(s) + 1 H2O(ℓ) →1 Mg(OH)2(aq)
3.3 EXPERIMENTO 03 – GRUPO 13 - FAMÍLIA DO ALUMÍNIO
a) Comportamento do alumínio com ácidos e bases:
• Adicione a um tubo de ensaio 2 mL de solução de HCℓ 1 mol L-1.
• Adicione a um outro tubo de ensaio 2mL de solução de NaOH 1 mol L-1.
• Acrescente em cada tubo um pedaço de alumínio.
• Observe.
Comentários: Em ambos os tubos ocorrem reação química, com o desprendimento de gás hidrogênio. As equações que descrevem estes processos são:
Em meio ácido:
1 Al(s) + 3 HCℓ(aq) ==➔1 AℓCℓ3(aq) + 3/2 H2 (g)
Obs: a reação demora alguns minutos para ser processada. Deste modo, você pode acelerar a reação, adicionando algumas gotas de ácido muriático concentrado ao tubo contendo a solução de HCl e o alumínio. 
Em meio básico:
1 Aℓ(s) + 1 NaOH(aq) + 1 H2O(ℓ) =➔1 NaAℓO2(aq) + 3/2 H2 (g)
Com base nas observações experimentais, responda os itens a seguir:
1- Por que não devemos tocar o sódio com as mãos?
2- Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína?
3- Porque o metal alcalino (sódio) é armazenado em solvente?
4- Descreva as diferenças e semelhanças entre o metal alcalino e alcalinos terrosos em relação à reatividade, a formação de óxidos e hidróxidos.
5- Porque os metais alcalinos são bem mais reativos que os metais alcalino-terrosos?
6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB).
AULA Nº 6
LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERATÔMICAS/INTERMOLECULARES
				
1. OBJETIVOS
Identificar o tipo de ligação formada entre elementos químicos em cada substância estudada.
Avaliar a miscibilidade entre diferentes substâncias polares e/ou apolares.
2. INTRODUÇÃO
Na natureza, átomos de elementos químicos se ligam, formando substâncias simples e/ou compostas, além de misturas homogênea ou heterogênea. Existem três tipos de ligações químicas: (a) iônica – formada entre metal e ametal; (b) covalente – formada entre ametais ou entre ametal e hidrogênio; e (c) metálica – cuja ligação é feita entre um mesmo tipo de metal ou diferentes.
Independente do tipo de ligação formada entre elementos químicos, quando duas ou mais substâncias aproximam, elas podem reagir ou interagir. A interação química é um tipo de força mais fraca que uma ligação. As interações ou forças de Van der Waals podem ser do tipo: íon-dipolo, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo permanente e dipolo-dipolo induzido (Forças de London). Cada uma dessas forças está relacionada com a polaridade de cada composto. 
A molécula de água, por exemplo, é polar e, assim como qualquer outro composto polar, tem afinidade por compostos também polares, como é o caso da água e açúcar (sacarose). Tanto a água quanto o açúcar têm o grupo oxigênio-hidrogênio (-OH). Já, o querosene ou óleo de cozinha, por exemplo, não são miscíveis em água, visto que estes são compostos apolares.
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Reagentes: 
Sulfato de cobre penta-hidratado (CuSO4 . 5H2O); 
Sílica (SiO2);
Cobre metálico em pó ou pequenos grãos;
Sacarose ou açúcar comum (C12H22O11);
Solução de ácido clorídrico (HCl);
 Solução de hidróxido de sódio (NaOH);
Cloreto de sódio (NaCl) sólido
Permanganato de potássio (KMnO4);
Querosene;
Etanol comercial;
20 tubos de ensaio + galerias;
15 vidros de relógio de tamanho médio;
Pissetes com água destilada;
3 espátulas;
Papel toalha. 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 Experimento 1:
Neste experimento usaremos um dispositivo com lâmpada, para testar a condutividade elétrica de diferentes substâncias sólidas e dissolvidas em água. A condutividade elétrica é uma propriedade capaz de diferenciar alguns tipos de substâncias. Durante cada teste, anote suas observações no quadro 1.
Coloque um pouco de cada uma das substâncias apresentadas no QUADRO 1 em um vidro de relógio;
Toque os terminais do dispositivo a ser usado para testar a condutividade, em dois pontos distintos da substância a ser testada;
Verifique se a lâmpada acende.
QUADRO 1
	Substância/Composto
	Conduz / não conduz corrente elétrica
	Tipo de ligação química
	Água destilada
	
	
	CuSO4.5H2O (s)
	
	
	CuSO4.5H2O (aq)
	
	
	Cun (s)
	
	
	Sílica: (SiO2)n (s)
	
	
	SiO2 (s) + H2O (aq)
	
	
	Sacarose, C12H22O11(s)
	
	
	Sacarose, C12H22O11(aq)
	
	
	HCl (aq)
	
	
	NaOH (aq)
	
	
	NaCl (s)
	
	
	NaCl (aq)
	
	
Quais substâncias conduziram corrente elétrica? Quais não conduziram? Explique por quê.
4.2 Experimento 2:
Neste experimento, vamos testar a miscibilidade entre alguns compostos, os quais estão descritos no quadro 2.
QUADRO 2
	Substância/Composto
	Nº de fases observada
	Grau de miscibilidade 
(baixo, moderado ou alto)
	Água + sacarose
	
	
	Água + querosene
	
	
	Água + álcool etílico
	
	
	Querosene + KMnO4 (aq)
	
	
	KMnO4 (aq) + água
	
	
	Água + querosene + detergente
	
	
	NaCl + enxofre
	
	
O que você pode dizer com relação à polaridade das substâncias testadas acima? 
Relacione a polaridade das substâncias com o grau de miscibilidade entre elas.
4.3 Experimento 3:
a) Em três cápsulas de porcelana, separadamente, adicione a medida de uma espátula dos seguintes compostos: Cloreto de sódio, enxofre, Sacarose.
b) Coloque as cápsulas, ao mesmo tempo, numa placa de aquecimento previamente aquecida e observe. 
Com base nas ligações químicas e forças intermoleculares, explique a sua observação para as três cápsulas.
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F. Preparando soluções e explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998.
FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979.
AULA Nº 7
SOLUÇÕES
	
1. OBJETIVOS
Entender o conceito de concentração.
Reconhecer a importância de expressar a concentração de uma solução.
Entender a estequiometria de reação
2. INTRODUÇÃO
Soluções são misturas homogêneas. Elas podem ser obtidas por dissolução de uma substância, chamada soluto, numa outra chamada solvente. As soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Exemplos comuns de soluções sólidas são as ligas como, por exemplo, aço e bronze. Um exemplo típico de solução gasosa é o ar atmosférico. Na verdade, qualquer mistura de gases é sempre uma solução. Já as soluções líquidas são obtidas por dissolução do soluto num solvente. Se o solvente é água, a solução é chamada solução aquosa. É muito importante saber a quantidade de soluto que está dissolvido numa dada quantidade de solução ou então as quantidades relativas de soluto e solvente. Estes valores expressam a concentração da solução, ou seja, a composição quantitativa dos seus componentes.
A concentração pode ser expressa de diferentes maneiras:
Relação massa de soluto / massa de solução;
Relação massa de soluto / volume de solução;
Relação quantidade de matéria de soluto / volume de solução;
Relação quantidade de matéria de soluto / massa de solvente.
A relação massa de soluto / massa de solução é denominada fração em massa do soluto e é usualmente transformada numa porcentagem, conhecida como título. Por exemplo, uma solução aquosa de HCℓ com título 36% contém 36 g de ácido clorídrico para cada 100g de solução. Na indústria é comum se expressar a concentração de uma solução pela relação massa de soluto / volume da solução, com unidade g/L (g L-1) ou kg/L (kg L-1). Esta relação é conhecida como concentração de soluto em massa.
Os dois outros modos citados para expressar a concentração de uma solução relacionam quantidade de matéria do soluto por volume de solução (denominada concentração de soluto em quantidade de matéria) ou por massa de solvente (denominada molalidade). A unidade de quantidade de matéria é o mol. O mol é usado para contar partículas tais como átomos, moléculas, íons, elétrons, do mesmo modo que se usa, por exemplo, dúzia para contar ovos. Uma dúzia corresponde a 12 unidades e ummol corresponde a 6,02x1023 unidades. Ainda, do mesmo modo que a massa de uma dúzia de ovos é diferente daquela de uma dúzia de limões, um mol de uma dada substância tem uma massa diferente daquela de um mol de outra substância. Assim, o uso do mol torna muito fácil saber, por exemplo, a quantidade de partículas do soluto existentes num dado volume de solução ou saber a sua massa. 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Reagentes: Hidróxido de sódio (NaOH) sólido; solução de HCl 0,1 mol L-1; 
Fenolftaleína (indicador);
Pissetes com água destilada;
2 Béqueres de 50 mL e 100 mL;
2 balões volumétricos de 50 mL e 1 de 100 mL;
1 pipeta volumétrica de 5 mL
2 provetas de 10 mL e duas de 25 mL
2 bastões de vidro;
Espátulas para pesagem de amostra;
Pipetador ou peras;
Termômetro de mercúrio;
Papel toalha;
Balança analítica.
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 Experimento 1: Preparo de solução de hidróxido de sódio, NaOH, de concentração 0,1 mol L-1
Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 50 mL dessa solução. Pese o NaOH com o uso de uma espátula, em béquer de 100 mL, adicione um pouco de água (mais ou menos uns 30 mL) e agite com um bastão de vidro. Transfira a solução para um balão volumétrico de 50 mL e dilua até a marca de aferição. 
Qual a quantidade de matéria de NaOH presente em 1 litro dessa solução?
Qual a concentração em g L-1?
4.2 Experimento 2: processo de diluição
Retire 5 mL da solução de NaOH 0,1 mol L-1 com uso de uma pipeta volumétrica, despeje em um balão volumétrico e dilua a 50 mL com água destilada. Tampe e agite. Qual a concentração de NaOH nesta solução diluída? Use a fórmula básica de diluição para calcular a concentração final de NaOH: CiVi = CfVf.
Pegue 20 mL da solução diluída anteriormente e coloque em uma proveta. Em seguida, despeje o conteúdo em um balão volumétrico de 100 mL e dilua com água destilada. Tampe e agite. Qual a concentração de NaOH nesta solução?
4.3 Experimento 3: processo de mistura
Adicione 10 mL da solução de NaOH 0,1 mol L-1, preparada no experimento 1, em um béquer e acrescente mais 10 mL da solução diluída preparada na letra “a” do experimento 2. Agite com um bastão de vidro. Calcule a concentração de NaOH nesta solução resultante. Qual a concentração de NaOH nesta solução?
Pegue a solução básica preparada anteriormente e misture com 20 mL de uma solução de HCl 0,05 mol L-1. Qual a reação química envolvida nesse processo? Adicione 2 gotas de fenolftaleína na solução, agite e veja se a mesma tem caráter ácido (solução incolor), básico (rosa forte) ou neutro (levemente rosado). Por quê isso aconteceu?
4.4 Experimento 4: Teste qualitativo (diferença de concentração)
Pegue 20 mL de cada uma das soluções preparadas (experimento 1, letra “a” do experimento 2 e letra “a” do experimento 3) e coloque em tubo de ensaio ou béquer pequeno. Acrescente 1 gota de fenolftaleína em cada recipiente, agite e observe se há diferença de coloração entre as soluções. Relacione a cor com a concentração de NaOH presente nas soluções.
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F. Preparando soluções e explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998.
FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979.
AULA Nº 8
ÁCIDOS E BASES
								
1. OBJETIVOS
Testar a força ácida e básica de diferentes substâncias aquosas.
Avaliar o uso de diferentes tipos de indicadores químicos em soluções de ácidos e bases fortes e fracos.
2. INTRODUÇÃO
Os ácidos e bases podem ser fortes ou fracos. Isso vai depender dos íons liberados na dissociação da substância em meio aquoso. Por exemplo, o ácido nítrico (HNO3) é um ácido forte, pois, em meio aquoso se dissocia completamente, liberando íons H+. Essa é a teoria de Arrhenius. Em 1887, Arrhenius propôs que ácido é qualquer espécie que produz íons H+ em água e, base, produz íons OH−. Mais tarde, estudos dessas soluções aquosas apresentaram evidências de que esse íon H+ não existe, mas, que ele combinava-se quimicamente com a molécula H2O para formar o íon H3O+, o qual é chamado de hidrônio. Já, o ácido acético (CH3COOH), por exemplo, é um ácido fraco porque em meio aquoso se dissocia parcialmente. 
	Uma maneira de visualizar se o meio está ácido ou básico, é através do uso de indicador químico. Um indicador químico ácido-base é uma substância que muda de cor quando colocada em contato com um ácido ou uma base. Os indicadores se dissociam em meio aquoso através de uma reação de equilíbrio. Geralmente, os indicadores usados em laboratório são artificiais, tais como a fenolftaleína, o azul-de-bromotimol e o alaranjado-de-metila. Mas, na natureza, também existem muitas substâncias que podem ser extraídas de espécies vegetais e que funcionam como indicadores ácido-base. O mais conhecido é o extrato de repolho roxo. As substâncias presentes no extrato de repolho roxo que o fazem mudar de cor em ácidos e bases são as antocianinas. Esse indicador está presente na seiva de muitos vegetais, tais como uvas, jabuticabas, amoras, beterrabas, bem como em folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas. 
	A depender da acidez da solução a ser estudada, deve-se utilizar um indicador apropriado. Por exemplo, o verde de bromocresol é um indicador do tipo ácido, ou seja, em solução ácida (faixa de pH entre 3,8 e 5,4) apresenta-se na coloração verde. Já a fenolftaleína, é um indicador do tipo básico, apresentando-se coloração vermelha na faixa de pH entre 8,3 e 10, e incolor em meio ácido. A fenolftaleína (hc20h13o4) é uma substância orgânica e sua solução aquosa constitui um sistema em equilíbrio, representado por:
	HC20H13O4(aq) + H2O C20H13O4-(aq) + H3O+( aq)
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Soluções: 100 mL de ácido acético 0,1 mol L-1; 100 mL de ácido clorídrico 0,1 mol L-1; 100 mL de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1; Sabonete líquido; detergente; 100 mL de amoníaco diluído; suco de 3 limões; álcool etílico;
Pissetes com água destilada;
Flores de cores vermelha, rosa ou roxa ou extrato de repolho roxo;
Fenolftaleína (indicador);
2 pipetas graduadas de 10 mL;
2 béqueres de 50 mL;
6 balões volumétricos de 100 mL
10 vidros de relógio tamanho médio
5 conta-gotas
30 tubos de ensaio;
Galerias para tubos;
2 bastões de vidro;
Pipetador ou peras;
Papel toalha;
Fita de pH
Etiquetas ou marcador permanente
Dispositivo com lâmpada
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 EXPERIMENTO 1: FORÇA DE ÁCIDOS E BASES
	Neste experimento será usado um dispositivo com lâmpada, a fim de testar a força de ácidos e bases. Durante cada teste, anote suas observações.
Preparo das soluções de concentração 0,01 mol L-1: retire uma alíquota de 1 mL da solução de 0,1 mol L-1 com uma pipeta volumétrica e dilua 10 vezes com água destilada em uma proveta. Reserve cada solução diluída, pois, as mesmas serão usadas posteriormente. 
Coloque um pouco de cada uma das soluções em vidro de relógio. 
Toque os terminais do dispositivo a ser usado para testar a condutividade elétrica, em dois pontos distintos da solução; 
Verifique se a lâmpada acende e observe a intensidade da luz na lâmpada. Retire os terminais da solução e enxugue bastante com papel toalha.
QUADRO 1
	Substância
	Intensidade da luz observada
	Descrição da observação
	Ácido acético 0,1 mol L-1
	
	
	HCℓ 0,1 mol L-1
	
	
	HCℓ 0,01 mol L-1
	
	
	NaOH 0,1 mol L-1
	
	
	NaOH 0,01 mol L-1
	
	
	Amoníaco diluído
	
	
	Solução de detergente
	
	
	Suco de limão diluído
	
	
O que você pode concluir a respeito da força dos ácidos e bases utilizados? 
4.2 EXPERIMENTO 2: IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES
	 Neste experimento será testado o uso de diferentes indicadores (naturais:extratos de flores vermelha, rosa ou roxa) e artificial (fenolftaleína). A vantagem do uso de extrato de flor é a rapidez no seu preparo. A preparação do extrato deve ser feita no momento da aula prática, devido à fácil decomposição do extrato com o tempo (alguns minutos).
a) Para o indicador natural, coloque algumas flores da mesma espécie em um béquer de 50 mL envolvido em papel alumínio e adicione 10 mL de álcool etílico. Use um bastão de vidro para macerar as flores no álcool e reserve a solução obtida ao abrigo da luz. Se preferir, em vez de usar extrato de flor, use o extrato de repolho roxo.
b) Coloque 5 mL de cada solução do quadro abaixo, cada uma em um tubo de ensaio, lembrando de identificar os tubos antes.
c) Adicione 10 gotas do indicador natural ou 2 gotas de fenolftaleína em cada tubo contendo solução ácida ou básica, agite e observe a coloração resultante. Anote no quadro 2 as informações obtidas.
QUADRO 2
	
Solução
	pH da solução
	Cor da solução ácida/básica com o uso do indicador
	
	
	Indicador 1 (natural)
	Indicador 2 (artificial)
	Ácido acético (CH3COOH) 0,1 mol L-1
	
	
	
	HCℓ 0,1 mol L-1
	
	
	
	HCℓ 0,01 mol L-1
	
	
	
	NaOH 0,1 mol L-1
	
	
	
	NaOH 0,01 mol L-1
	
	
	
	Sabonete líquido diluído
	
	
	
	Detergente diluído
	
	
	
	Amoníaco diluído
	
	
	
	Suco de limão diluído
	
	
	
A concentração da solução ácida ou básica influenciou no valor do pH?
O que você pode concluir sobre o uso dos diferentes tipos de indicadores na identificação de soluções ácidas e básicas? 
QUESTÕES EXTRAS:
1) Como a escala de pH define a força de ácido e base?
2) Qual a relação entre a liberação de íons H+ com a força do ácido?
3) Qual a relação da força dos ácidos e bases com a condução de eletricidade?
4) Qual o indicador usado nos fornece melhor informação sobre a força do ácido?
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F. Preparando soluções e explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998.
FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979.
AULA Nº 9
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. OBJETIVOS
Entender o princípio da Lei de Le Chatelier;
Avaliar o efeito da temperatura sobre a reação de equilíbrio
2. INTRODUÇÃO
Nas reações químicas, reagentes são transformados em produtos. Assim, as concentrações das substâncias que reagem (reagentes, R) são diminuídas e as daquelas que se formam (produtos, P) são aumentadas. De acordo com a cinética química, as concentrações das substâncias afetam as velocidades das reações: ao longo de uma reação, a velocidade no sentido de R → P diminui e a de P → R aumenta. Num dado instante, atinge um ponto em que essas velocidades se igualam e diz-se que a condição de equilíbrio foi estabelecida. Considera-se que o equilíbrio químico é alcançado quando as reações direta e inversa ocorrem à mesma velocidade; esse sistema pode ser representado como abaixo, onde a seta dupla representa que as reações nos dois sentidos estão ocorrendo com as mesmas velocidades:
Quando sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar esta perturbação. Esse é o enunciado do “princípio de Le Chatêlier”, que pode ser usado para fazer previsões qualitativas sobre a resposta de um sistema em equilíbrio às diversas variações nas condições externas. 
A amônia (NH3), por exemplo, é uma base fraca e esta, quando se dissolve em água, se dissocia parcialmente em amônia e amônio (NH4+). Nessa reação de ionização da amônia são liberados também íons OH-, os quais deixam o meio básico. Se adicionarmos algumas gotas de fenolftaleína à solução, veremos uma cor característica do indicador em meio básico.
NH3(aq) + H2O(ℓ) NH4+(aq) + OH- (aq)
No entanto, se dissolvermos um pouco de cloreto de amônio (NH4Cℓ) à solução de hidróxido de amônio, observaremos a mudança de coloração da solução, devido a acidificação da solução causada pela liberação de íons H+ do cloreto de amônio. Assim, com o aumento da concentração de íons H+ na solução, a reação de equilíbrio é deslocada no sentido de minimizar a quantidade de íons OH- presente e formação de NH3. 
No caso de base forte como o hidróxido de sódio (NaOH), esta se dissocia totalmente em meio aquoso, liberando íons OH-. Com a adição de uma solução de ácido clorídrico (HCℓ), os íons H+ da solução ácida tenderão a neutralizar a quantidade de íons OH- da solução básica, para formar sal (NaCℓ) e água, onde o pH pode ser igual a 7, indicando meio neutro. Mas, a neutralização só ocorrerá se a quantidade de matéria (nº de mol) de NaOH e HCℓ nas soluções forem equivalentes. Veja as reações abaixo: 
Reações de ionização:
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
HCℓ (aq) → H+(aq) + Cℓ-(aq)
Reação de neutralização:
NaOH(aq) + HCℓ (aq) → NaCℓ (aq) + H2O(ℓ)
O cloreto de sódio (NaCℓ) formado na reação de neutralização é um sal neutro. Já, o bicarbonato de sódio (NaHCO3), por exemplo, encontrado em comprimidos efervescentes usados para sintomas de azia, é um sal básico. Ele neutraliza os efeitos de acidez do estômago. Este sal sofre hidrólise, ou seja, reage com a água, gerando ácido carbônico (H2CO3) e íons OH-. No experimento 2, você verá como funciona essa reação e o que acontece também quando fazemos o contato desta mistura básica com uma solução de ácido acético (vinagre). A reação produzirá íons acetato (CH3COO-) e um gás.
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Soluções: solução amoniacal; solução de ácido acético diluído ou vinagre comercial;
Cloreto de amônio (NH4Cℓ) sólido e bicarbonato de sódio (NaHCO3);
Pissete com água destilada;
Espátula;
2 béqueres de 100 mL;
Solução de fenolftaleína (indicador);
Fita de pH
2 conta-gotas
6 tubos de ensaio;
Almofariz e pistilo
Galeria para tubos;
Garrafa pet de 500 mL acoplada a uma mangueira com rolha;
Papel toalha;
Etiquetas ou marcador permanente
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 experimento 1: Reação de equilíbrio da amônia
Coloque em um tubo de ensaio 10 mL de uma solução amoniacal e 2 gotas de fenolftaleína. Agite. 
Qual é a cor e o pH da mistura?
	Comentário: A reação que representa a dissolução da amônia é:
	NH3(g) + H2O(ℓ) NH4+(aq) + OH- (aq)
 (amônia)		 (íon amônio)
b) Em seguida, com o uso de uma espátula ou colher pequena, adicione um pouco de cloreto de amônio no tubo de ensaio contendo a mistura. Agite e observe se há mudança de coloração e de pH. 
	Comentário: O íon amônio é um ácido fraco, pois, libera íon H+ em solução, o que levará à redução do pH, deixando a solução levemente básica ou a depender da quantidade dissolvida de cloreto de amônio, o pH pode tornar-se neutro. As reações envolvidas nesse processo são:
	NH4Cl(s) + H2O(ℓ) NH4+(aq) + Cl- (aq)
 	NH4+(aq) + Cl-(aq) + NH4+(aq) + OH- (aq) 2NH4+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
c) Adicione 5 gotas da solução amoniacal ao tubo contendo a solução testada e agite. Meça o pH novamente.
A solução agora tem caráter ácido, básico ou neutro? 
A solução mudou de cor? O que pode ter acontecido? 
Represente a equação química da reação entre o ácido e a base testada neste experimento?
O que você pode concluir sobre o equilíbrio da reação química? Discuta com base no princípio de Le Chatelier.
4.2 Experimento 2: Reação de equilíbrio do íon bicarbonato
a) Dissolva um pouco (colher rasa) de bicarbonato de sódio em 50 mL de água no béquer.
b) Adicione 3 gotas de fenolftaleína e agite. Qual a cor da solução? Meça o pH para confirmar e o meio está ácido (pH < 7) ou básico (pH > 7).
c) Coloque 50 mL de ácido acético comercial na garrada PET de 500 mL. 
d) Adicione a mesmaquantidade de bicarbonato de sódio dentro da garrafa contendo o vinagre e tampe imediatamente com a rolha acoplada à mangueira, a qual deve também estar com a outra ponta dentro do béquer. 
Qual foi o gás gerado dentro da garrafa PET quando se misturou vinagre com bicarbonato?
Você sabe qual é a equação química da reação entre o ácido e a base testada neste experimento? 
O que você pode concluir sobre o equilíbrio da reação química? Discuta com base no princípio de Le Chatelier.
	Comentário: O primeiro processo é a dissolução do bicarbonato de sódio:
	NaHCO3(s) + H2O(ℓ) Na+(aq) + HCO3-(aq)
(bicarbonato de sódio)		 (íon bicarbonato)
O íon bicarbonato gerado é uma base. Ao adicionar o ácido acético, o qual contém íons H+, este últimos reagem com os íons bicarbonato, formando gás carbônico (CO2) e água. Por isso, observa-se a presença de bolhas de gás:
	HCO3-(aq) + H+(aq) CO2(g) + H2O(aq) 
4.3 Experimento 3: efeito da temperatura sobre a reação de equilíbrio 
a) Adicione 10 gotas da solução amoniacal a cerca de 200 mL de água contidos em um béquer; 
b) Adicione algumas gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e observe a cor rosa indicativa de pH básico;
c) Transfira um pouco dessa solução para um tubo de ensaio (no máximo um terço do volume do tubo) e aqueça o tubo com o auxilio de uma lamparina ou de um bico de Bunsen;
Observe o que ocorre. 
d) Coloque o tubo de ensaio no banho de gelo e observe
NOTA: A reação de ionização da amônia é um processo exotérmico. Portanto, o aquecimento da solução faz com que o equilíbrio se desloque no sentido dos reagentes, o que leva ao desaparecimento da coloração rosa (ou esmaecimento dessa cor, caso a solução esteja muito concentrada em amônia), pois a concentração de OH– diminui. Ao se colocar o tubo aquecido no banho de gelo, aos poucos a coloração rosa reaparece, mostrando que o equilíbrio é deslocado no sentido dos produtos (aumentando, portanto, a concentração de OH– ).
1) Baseando-se nas observações da experiência, deter mine se a reação é endo ou exotérmica.
 2) Considerando o equilíbrio de ionização da amônia (Experimento1), o que ocorre com o valor da constante de equilíbrio da reação 9, quando: a) o tubo de ensaio é aquecido? b) o tubo de ensaio é resfriado?
5. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
Ferreira, L. H.; Hartwing, D. H.; Rocha-Filho, R. C. 1997. Algumas Experiências simples envolvendo o Princípio de Le Chatelier. Química Nova na Escola. Nº 5: 28-31.
AULA Nº 10
TERMOQUÍMICA
							
1. OBJETIVOS
Determinar a capacidade calorífica de um metal;
Determinar a entalpia associada a uma reação química.
2. INTRODUÇÃO
Quando uma reação química ocorre ou mesmo um processo de dissolução, uma quantidade de energia pode ser liberada ou absorvida no meio. A quantidade de energia envolvida em uma transformação química ou a variação de energia (ΔH) é estudada em termoquímica. Se há liberação de energia, tem-se um processo chamado EXOTÉRMICO (ΔH < 0). Quando ΔH > 0, o processo absorve energia e é denominado ENDOTÉRMICO, isto é, libera calor. 
Pode-se definir calor como uma forma de transferência de energia em conseqüência de uma diferença de temperatura. Quando as partículas do corpo mais quente colidem com as do corpo mais frio, elas transferem uma parte da sua energia cinética e assim, as partículas mais lentas aumentam de velocidade e as mais rápidas, diminuem. Esta transferência de energia continua até que as partículas tenham a mesma energia cinética média ou, em outras palavras, a mesma temperatura. Nas mudanças de fase, a energia adicionada é usada para romper as forças atrativas entre as partículas em vez de aumentar sua energia cinética média, mantendo-se constante a temperatura.
	A quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 1 g de uma substância em 1oC é o seu calor específico, o qual é medido em cal g oC. 
	É importante ter uma informação quantitativa sobre as mudanças de energia associadas com as reações químicas. Essas informações são obtidas na termoquímica, que é o estudo das variações de energia que acompanham uma dada reação. O calor envolvido (liberado ou absorvido) numa reação à pressão constante é numericamente igual ao que se chama de variação de entalpia da reação, simbolizada por ΔH. Assim, ΔH = q (à pressão constante). Como calor é absorvido (q > 0) numa reação endotérmica e liberado (q < 0) numa reação exotérmica, ΔH para uma reação endotérmica tem valor positivo (ΔH > 0) e, para uma reação exotérmica, tem valor negativo (ΔH < 0). Nos cálculos termoquímicos costuma-se considerar o calor envolvido numa reação química como sendo a variação de entalpia, uma vez que a maioria das reações é realizada a pressão constante. Quando a equação química é representada acompanhada do valor de ΔH da reação, ela é chamada equação termoquímica.
Exemplo: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(ℓ)		ΔHo = −888 kJ
Como o ΔH depende das condições em que a reação acontece, nas medidas termoquímicas essas condições devem ser especificadas. Assim, para comparar as variações de energia envolvidas nas reações químicas, é importante saber sob que condições a reação é realizada. A temperatura e a pressão devem ser especificadas. Quando cada uma das substâncias numa reação está à pressão de 1 bar (1 bar = 0,987 atm) diz-se que ela está no seu estado padrão. O calor envolvido numa reação, sob esta condição e a temperatura indicada (em geral 25 oC ou 298 K) é denominado calor padrão de reação ou entalpia padrão de reação. O primeiro termo é mais freqüentemente usado e o símbolo é ΔHo, com o sobrescrito (o) especial para indicar as condições padrão (pressão = 1 bar). Assim, a entalpia padrão de combustão do CH4(g), ΔHo, é igual a −888 kJ/mol de metano. As medidas de entalpia de reação são geralmente executadas através do uso de calorímetros. Essas medidas fornecem informações sobre as energias de ligação. Por outro lado, a utilização das energias de ligação, permite a previsão de calores de reação, cujas medidas muitas vezes são impossíveis de serem realizadas.	 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Reagentes: cloreto de sódio (NaCℓ), bicarbonato de sódio (NaHCO3), álcool etílico (C2H5OH), hidróxido de sódio (NaOH) e cloreto de amônio (NH4Cl);
100 mL de solução de HCl 0,5 mol L-1;
Pedaços de cobre;
Fenolftaleína (indicador);
Pissetes com água destilada;
6 Béqueres de 50 mL e um de 100 mL;
2 balões volumétricos de 50 mL e 1 de 100 mL;
2 pipetas volumétricas de 2 mL
2 provetas de 25 mL e duas de 50 mL
2 bastões de vidro;
Espátulas para pesagem de amostra;
Pipetador ou peras;
Termômetro de mercúrio;
Papel toalha;
Balança analítica;
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1 experimento 1: Verificar se o processo é endotérmico ou exotérmico.
a) Dissolva 1 colher pequena rasa de cada uma das seguintes substâncias sólidas em 10 mL de água destilada, cada uma em um recipiente: cloreto de sódio (NaCℓ), bicarbonato de sódio (NaHCO3), hidróxido de sódio (NaOH) e cloreto de amônio (NH4Cl). Faça a dissolução de uma substância por vez, e meça imediatamente a temperatura da solução com um termômetro de mercúrio.
b) Dissolva 2 mL de álcool etílico (C2H5OH) em 10 mL de água destilada e meça imediatamente a temperatura da solução.
Quais substâncias representam o processo ENDOTÉRMICO? 
Quais substâncias representam o processo EXOTÉRMICO?
4.2 experimento 2: calcular o calor específico do cobre metálico
Pegue um pedaço de cobre metálico e determine a sua massa;
Amarre o metal com um cordão e coloque-o em um recipiente contendo água em ebulição;
Deixe-o imerso na água durante 15 minutos;
Em um tubo de ensaio, coloque 30 mL de água e meça a temperatura;
Depois de aquecido, transfira o metal rapidamente para dentro da água contida no tubo, agite e anote a temperatura máxima atingida.
Calcule o calor específico do metal, sabendo que o calor específico por unidade de massa da água é igual a 1 cal g.oC e a densidade é 1 g mL-1.
A capacidade caloríficado metal pode ser calculada admitindo-se que o calor transferido pelo metal é absorvido pela água. Pequenas perdas para o ambiente serão desprezadas.
O calor absorvido pela água pode ser calculado usando-se expressão:
q = m.c.ΔT
Em que: m = massa da água (g)
c = capacidade calorífica da água, por unidade de massa (cal/g.oC)
ΔT = variação de temperatura da água (oC)
O calor transferido pelo metal também pode ser calculado pela expressão:
q = m.c.ΔT
Em que:	m = massa do metal (g)
c = capacacidade calorífica do metal, por unidade de massa (cal/g.oC)
ΔT = variação de temperatura do metal (oC)
qmetal = qágua
4.3 experimento 3: determinação do calor associado a uma reação química de neutralização.
Com o uso de espátula, pese 0,4 g de hidróxido de sódio (NaOH) em um béquer. 
Adicione 20 mL da solução de HCℓ 0,5 mol L-1 ao béquer contendo o NaOH, agite a mistura com bastão de vidro e meça a temperatura máxima alcançada pela solução. 
 Adicione 2 gotas do indicador químico fenolftaleína à mistura e agite. Qual a coloração observada? Meça o pH da solução e tente corrigir o pH para que este fique neutro. Lembre-se que em uma reação de neutralização de ácido forte com base forte, o pH da solução deve ser igual a 7.
Escreva a equação termoquímica que representa o processo acima. 
Experimentalmente, sabe-se que o ΔHo neutralização entre ácido e base forte, sob condição padrão (25ºC e 1 atm) é igual a -57,7 KJ por mol-1 de H2O formada (ou -13,8 kcal/mol). Deste modo, calcule o ΔHo neutralização para a reação acima, considerando os dados utilizados.
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Felicíssimo, A.M.P. et al. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979.
RUSSEL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron Books, 1994.
ATKINS, P. W. Physical Chemistry. 4a ed. Oxford: Oxford University Press, 1990. p. 28-55.
AULA Nº 11
CINÉTICA
							
1. OBJETIVOS
Discutir fatores que afetam as velocidades das reações;
Verificar como a concentração dos reagentes e a temperatura alteram a velocidade de uma reação;
2. INTRODUÇÃO
Algumas reações, previstas para ocorrerem sob o ponto de vista da termodinâmica, na prática considera-se como se não ocorressem em virtude de suas velocidades serem muito baixas. É o que ocorre na reação entre os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (O2) para formar água líquida (H2O), cujo valor da energia livre de Gibbs é negativo, ΔGo = −237,2 kJ mol-1, mas a reação aparentemente não ocorre, nas condições de temperatura (298 K) para a qual esse valor de ΔGo é encontrado:
Esse fato é explicado pela cinética química. Aqui, o fator energético que deve ser analisado é a chamada energia de ativação, a qual está associada à energia necessária para quebra das ligações nos reagentes.
Um modelo simples e útil para explicar porque algumas reações são mais rápidas que outras é o da Teoria das Colisões. Segundo esse modelo, para uma reação ocorrer, partículas dos reagentes ao colidirem umas com as outras, algumas ligações devem ser quebradas e novas devem ser formadas. Entretanto, nem todas as colisões levam à formação de produtos. Um requisito para que isso aconteça é que a colisão deve ocorrer com energia suficiente para quebrar as ligações apropriadas nos reagentes. Outro requisito para que uma colisão seja produtiva é que as partículas aproximem-se com a orientação adequada, de modo que os átomos possam formar novas ligações.
Colisões que ocorrem com energia suficiente para promover a quebra de ligações nos reagente e com a orientação adequada para que novas ligações possam ser formadas, são chamadas colisões eficientes. Aqui serão estudados fatores que contribuem para um maior número de colisões eficientes e, portanto, para aumentar a velocidade de uma dada reação. É importante lembrar que aumentar a velocidade de uma reação é aumentar a quantidade de matéria de reagente que se transforma ou de produto que se forma, por unidade de tempo.
As velocidades das reações químicas são afetadas por fatores que alteram o número de colisões eficientes por unidade de tempo: quanto maior for esse número, maior será a velocidade da reação e vice-versa. Dentre esses fatores têm-se aqueles relativos aos reagentes – concentração e estado de agregação –, e os relativos às condições da reação – temperatura, catalisador, pressão.
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Ácido ascórbico sólido;
Bicarbonato de sódio (NaHCO3);
Soluções de iodato de potássio (ver procedimento abaixo);
100 mL de solução de ácido clorídrico (HCℓ) 1 mol L-1; 
2 provetas de 10 mL;
1 conta-gotas;
5 béqueres de 50 mL;
5 tubos de ensaio;
1 béquer de 200 mL
Aquecedor de água;
Termômetro de mercúrio;
Gelo
3.1 Modo de Preparo das soluções do experimento 1: 
a) Solução de amido: a suspensão de amido pode ser preparada pela adição de uma colher de chá de amido de milho a 50 mL de água. Aqueça até ferver e deixe esfriar. 
b) Solução de ácido ascórbico 0,034 mol L-1: dissolva 3 g deste reagente em um pouco de água num béquer. Transfira para um balão volumétrico de 500 mL e complete com água destilada até a marca de aferição. 
c) Solução de iodato de potássio (KIO3) 0,05 mol L-1: a massa molar desse reagente é 214 g mol-1. Então, dissolva 5,35 g de iodato de potássio em água, completando o volume para um total de 500 mL em um balão volumétrico. 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
experimento 1: Efeito da concentração
Neste experimento será estudada a reação conhecida como “relógio de iodo”, a qual consiste em um dos métodos de obtenção dessa substância. Para isso serão usadas soluções de ácido ascórbico (C6H8O6, vitamina C), de iodato de potássio e amido como indicador químico. Enquanto houver vitamina C no meio, o sistema ficará incolor. Mas, quando toda a vitamina C for consumida, a concentração de iodo aumentará, formando-se um complexo com o amido e o sistema mudará subitamente para a cor azul. As equações a seguir ilustram as alterações que ocorrem:
1ª Reação (lenta): IO3–(aq) + 3C6H8O6(aq) → I–(aq) + 3C6H6O6(aq) + 3H2O(l)
2ª Reação (lenta): IO3–(aq) + 5I–(aq) + 6H+(aq) →3I2(aq) + 3H2O(l)
3ª Reação (rápida): I2(aq) + C6H8O6(aq) →2I–(aq) + C6H6O6(aq) + 2H+(aq)
a) Pegue 2 provetas de 10 mL. Em uma delas, coloque 10 mL de solução de iodato (IO3−) 0,05 mol L-1 e acrescente 2 gotas de solução de amido. Na outra, coloque 10 mL de solução de ácido ascórbico 0,034 mol L-1.
b) Pegue um béquer de 50 mL, coloque sobre um papel branco e adicione, ao mesmo tempo, as duas soluções preparadas no item 1. Anote, no QUADRO 1, o tempo necessário para observar a formação da cor azul, indicando a formação de iodo (I2).
QUADRO 1
	Teste
	[IO3-] (mol L-1)
	[C6H8O6] (mol L-1)
	Tempo de reação
(s)
	1
	0,05
	
0,034
	
	2
	0,02
	
	
	3
	0,01
	
	
c) Repita os itens “a” e “b” para as soluções de iodato dos testes 1 e 2, mas, mantendo-se a concentração de ácido ascórbico. Anote os resultados na coluna tempo. Para preparar as soluções de iodato dos testes 1 e 2, você terá que fazer cálculos de diluição, partindo da solução de 0,05 mol L-1. Dica: CiVi = CfVf.
Qual foi a relação de dependência da velocidade da reação com a concentração do iodato?Use a teoria das colisões para explicar os resultados obtidos.
experimento 2: Efeito da temperatura
Num tubo de ensaio colocar 10 ml de ácido clorídrico a 20ºC, no segundo tubo colocar 10 ml do mesmo ácido a 50ºC e no terceiro tubo colocar 10 ml a 80ºC. Adicionar nos três tubos a mesma quantidade de fio de alumínio e observe.
Registre o tempo que o metal desaparece.
QUADRO 2
	Teste
	Temperatura (ºC)
	Tempo de reação (s)
	1
	
	
	2
	
	
	3
	
	
Em qual dos testes a reação foi mais rápida? E mais lenta?
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Felicíssimo, A.M.P. et al. Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino de Química. São Paulo:Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979.
TEÓFILO, R. F.; BRAATHEN, P. C.; RUBINGER, M. M. M. 2002. Reação relógio iodeto/iodo com material alternativo de baixo custo e fácil aquisição. Química Nova na Escola. Nº 16: 41-44.
AULA Nº 12
OXI-REDUÇÃO E ELETROQUÍMICA
1. OBJETIVOS
Entender como funciona uma reação de oxi-redução.
Identificar a eletrólise como uma reação não-espontânea.
2. INTRODUÇÃO 
Os processos que envolvem transferências de elétrons em reações são chamadas oxi-redução ou redox. Isso é bastante usado em eletroquímica. Reações de oxi-redução são bastante comuns como, por exemplo, combustão, obtenção e corrosão de metais, fotossíntese, respiração etc.
Há dois tipos básicos de processos eletroquímicos: i) um no qual energia elétrica é gerada a partir da reação de oxi-redução – processo espontâneo; ii) outro em que a reação ocorre com fornecimento de energia elétrica – processo não espontâneo. O processo espontâneo é conhecido como pilha, a exemplo dos diversos tipos de pilhas utilizadas comercialmente. Quando a energia elétrica é empregada para promover a reação química, o processo recebe o nome de eletrólise, muito importante na produção dos metais, hidróxido de sódio, hipoclorito de sódio etc.
A figura 1 representa um sistema é chamado de célula galvânica ou pilha, que será testado no experimento 1. Célula galvânica é uma célula eletroquímica na qual uma reação química espontânea pode ser usada para gerar corrente elétrica. À medida que a reação acontece, ocorre a migração de íons através de material poroso ou de ponte salina: íons de carga positiva migram em direção ao cátodo e íons de carga negativa migram em direção ao ânodo.
Figura 1 – Experimento de oxi-redução: pilha de Daniel
Semi-reações:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e−		Eo = + 0,763 V
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e−		Eo = − 0,337 V
A variação de potencial ou potencial da célula (Eºcel) pode ser calculada pela soma do potencial do elemento que está oxidando e do que está sendo reduzido. Lembre-se: espontaneamente, o cobre será reduzido e o zinco oxidado. Como a semi-reação do cobre está mostrando o processo contrário, inverta a equação e o sinal do potencial de redução (Eº). O potencial da célula será:
Eºcel = Eºoxi + Eºred
Eºcel = +0,763 + 0,337
Eºcel = 1,1 V
Podemos comparar a força oxidante e redutora das espécies químicas envolvidas no processo. Tem maior força oxidante aquele elemento que tem maior facilidade de ganhar elétrons e se reduzir, fazendo o outro elemento oxidar. Já o elemento de maior força redutora é aquele que tem maior facilidade para doar elétrons (se oxida), ou seja, faz o outro reduzir o nox. Esse é um processo que ocorre espontaneamente. No entanto, existem processos que para ocorrerem, faz-se necessário forçar o sistema, é o processo de eletrólise.
A eletrólise é um processo de passagem de uma corrente elétrica através de uma solução iônica ou sal fundido para promover a reação redox. A eletrólise altera a polaridade dos eletrodos. Ao invés das reações que ocorreriam espontaneamente nos eletrodos, com o suprimento externo de energia, observa-se a ocorrência de reações reversas. Assim, para a redução, os elétrons são forçados para o catodo; este eletrodo ainda é o sítio de redução, mas na eletrólise ele está carregado negativamente, pois o suprimento externo de energia força os elétrons para o local da reação. O anodo ainda é o sítio de oxidação, mas na eletrólise ele é carregado positivamente. Ao forçar a oxidação do material, o suprimento externo remove os elétrons da região de reação de oxidação.
No experimento 02 será feita a eletrólise da água (H2O), usando um equipamento semelhante ao representado na FIGURA 2. Observe-o atentamente para, através dos resultados obtidos, você identificar os produtos da reação.
Tubo em U contendo solução salina
Eletrodos de grafite (inerte)
Cortiça com orifícios laterais para saída de gás 
Figura 2 – Experimento de eletrólise da água (Fonte: http://www.eaulas.usp.br/portal)
A reação de decomposição da água envolve duas semi-reações, as quais ocorrerão nas extremidades internas do tubo em U. Em um dos lados do tubo será observada a presença de gás hidrogênio (cátodo: pólo NEGATIVO onde ocorrerá a redução do hidrogênio). No outro lado será notada presença de gás oxigênio (ânodo: pólo POSITIVO onde ocorrerá a oxidação do hidrogênio). Veja as semi-reações a seguir:
Potencial da célula, Eocel = − 2,06 V (REAÇÃO NÃO-ESPONTÂNEA, desfavorável)
3. MATERIAIS UTILIZADOS:
Luvas de borracha;
Arame de cobre de 1,5 a 2 mm;
Alicate;
Água destilada;
Béquer;
Nitrato de prata (AgNO3);
Álcool etílico;
Algodão; 
Bastão de vidro;
Lixa.
4.1 experimento 1: Formação de prata a partir de íons prata
Neste experimento serão observadas as reações de oxirredução ou deslocamento durante a formação de prata metálica.
Coloque as luvas de borracha e despeje 200 mL de água destilada no bequer e adicione 2 g de nitrato de prata, e com bastão de vidro agite até complete dissolução do sólido.
Lixe o fio de cobre e limpe-o com o algodão embebido no álcool. Enrole o fio no formato de um boneco.
Mergulhe o fio de cobre na solução de nitrato de prata.
Observe. 
O que acontece com o fio de cobre?
Quais os produtos da reação envolvida?
Apresente a equação química balanceada com base nas meias-reações.
Figura 3 – Experimento de oxi-redução
4.2 experimento 2: eletrólise
Preencha o tubo em U com solução aquosa de sulfato de sódio 1 mol L-1. 
Conecte os terminais da fonte aos eletrodos de grafite (os quais já estão fixados à cortiça);
Feche as duas extremidades do tubo com as cortiças.
Ligue a fonte e aguarde alguns minutos.
Observe o volume dos gases formados e a coloração da solução nos dois tubos.
Retire os terminais e as cortiças dos orifícios do tubo. 
Adicione em cada um dos lados, 3 gotas de fenolftaleína (indicador). A fenolftaleína em meio ácido apresenta-se na cor AZUL e em meio básico fica ROSA. Porém, neste caso, ficará azul em meio básico.
Em qual lado do tubo foi produzido hidrogênio gasoso e em qual lado foi gerado gás oxigênio? Deduza sua resposta com base na coloração da fenolftaleína em meio ácido e básico.
Por que os volumes dos gases produzidos foram diferentes? 
Você consegue identificar qual lado do tubo representa o cátodo? E o ânodo?
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, S. L. E HOLME, T. A. Química geral aplicada à engenharia. Tradução: Maria Lúcia Oliveira. São Paulo: Cengage Learning Edições Ltda. 2010
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: Makron-Books do Brasil, vol. 2, 1994.
Video-aula da USP. Eletroquímica. http://www.eaulas.usp.br/portal/video.action;jsessionid=776D29C059B58DF5776FC0A72424C392?idItem=364. Acessado em 26.02.2016.