Apostila Laboratório 2014-2

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UFSJ

Carlos Vilhena

09/12/2014

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FERAL DE SÃO JOÃO DEL REI
Campus Alto Paraopeba

Química Geral Experimental
Roteiros de aulas práticas para o curso de
Engenharia de Telecomunicações

Profa. Ana Cláudia Bernardes Silva

ATENÇÃO: Este material é um resumo de várias obras

Cronograma

1a aula: semana de 8 a 12 de setembro
2a aula: semana de 15 a 19 de setembro
3a aula: semana de 22 a 26 de setembro
4a aula: semana de 6 a 10 de outubro
5a aula: semana de 13 a 17 de outubro
6a aula: semana de 20 a 24 de outubro
7a aula: semana de 3 a 7 de novembro
8a aula: semana de 17 a 21 de novembro
9a aula: semana de 24 a 28 de novembro

Instruções Gerais

O trabalho em num laboratório requer cuidados especiais, quanto à SEGURANÇA, ao
manipular, armazenar ou transferir reagentes e materiais, e também exige PLANEJAMENTO e
ATENÇÃO, para executar procedimentos previamente estipulados. Recomenda-se que você leia
atentamente os roteiros das práticas e utilize a bibliografia sugerida para auxiliá-lo no
desenvolvimento dos trabalhos. Durante todo o período você será treinado nas técnicas básicas
de laboratório e adquirirá confiança na manipulação de reagentes e vidrarias. É recomendável
também que você consulte antes as referências específicas sobre toxidade de substâncias,
especialmente se você for alérgico ou bastante sensível a determinados tipos de compostos.
Observe sempre no rótulo do reagente dados sobre sua toxidade para manuseá-lo de forma
apropriada. Use sempre os dispositivos de segurança recomendados (óculos, luvas, capela, etc).
Num laboratório químico, seja com finalidade industrial ou acadêmica, procure sempre
realizar seus experimentos com PRECISÃO, de acordo com as especificações ou instruções nos
roteiros, anotando todas as observações que possam ser úteis na descrição posterior de seus
resultados, através de um RELATÓRIO. Não se esqueça de anotar as características dos
instrumentos utilizados, as quantidades e as especificações dos reagentes. Recorra sempre ao
professor ou ao técnico para tirar dúvidas.
Como procedimento usual, trabalhe sempre numa bancada limpa, com vidraria limpa e ao
terminar seu trabalho, LAVE todo o material utilizado. Use sempre água destilada para preparar
suas soluções. DESCARTE soluções e materiais, de acordo com as instruções de sua professora ou
de bibliografia especializada.
Finalmente, esteja sempre ATENTO ao que está ocorrendo no laboratório.

Noções Elementares de Segurança

A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como possa
parecer. É muito importante que todas as pessoas que trabalham em um laboratório tenham uma
noção bastante clara dos riscos existentes e de como minimizá- los. Nunca é demais repetir que O
MELHOR COMBATE AOS ACIDENTES É A PREVENÇÃO. O descuido de uma única pessoa pode pôr
em risco outras pessoas no laboratório e por esta razão as normas de segurança descritas abaixo
têm seu cumprimento exigido. Acima disto, espera-se que todos tenham consciência da
importância de se trabalhar em segurança, o que resultará em benefícios para todos.
(1) É OBRIGATÓRIO o uso de JALECO no laboratório.
(2) É OBRIGATÓRIO o uso de ÓCULOS DE PROTEÇÃO.
(3) É terminantemente PROIBIDO FUMAR em qualquer laboratório.
(4) É PROIBIDO trazer COMIDA ou BEBIDA para o laboratório. Da mesma forma, não se deve
provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva.
(5) NÃO USAR SANDÁLIAS OU CHINELOS NO LABORATÓRIO. Usar sempre algum tipo de calçado
que cubra todo o pé.
(6) Não usar lentes de contato durante o trabalho no laboratório, devido ao perigo de, num
acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea;
(7) Conservar os cabelos sempre presos ao realizar qualquer experimento no laboratório.
(8) Não deixar livros, blusas, etc, sobre as bancadas. Colocá-los no local apropriado para isso.
(9) SIGA RIGOROSAMENTE AS INSTRUÇÕES do professor. Não tente nenhuma reação
aleatoriamente pois, reações desconhecidas podem causar resultados desagradáveis.
(10) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso ao
manusear substâncias corrosivas como ácidos ou bases concentrados.
(11) Ao testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco diretamente sob o nariz. Os
vapores devem ser deslocados para a sua direção com o auxílio de uma das mãos enquanto a
outra segura o frasco.
(12) Nunca use o paladar para testar substâncias.
(13) Nunca acenda o bico de gás próximo a frascos contendo solventes orgânicos inflamáveis.
(14) NUNCA coloque água num ácido concentrado, mas sim o ácido sobre a água. O ácido deve ser
adicionado lentamente, com agitação constante. Quando se adiciona o ácido sobre a água, o ácido
tende a ionizar-se, liberando uma grande quantidade de calor (reação exotérmica), sendo o calor
liberado distribuído uniformemente na água – que deve ser em maior quantidade. Devido a isso a
reação não se torna tão violenta quanto a adição de água sobre o ácido. Neste caso, água sobre o
ácido, a reação será rápida e incontrolável pois a superfície de contato do ácido será maior, tendo
o suficiente para aquecer a água em pouco tempo. Portanto, NUNCA coloque água em ácido
concentrado.
(15) Todos os experimentos que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser
realizados na capela (câmara de exaustão).
(16) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não voltar a extremidade
aberta do mesmo para si ou para outra pessoa próxima.
(17) Não abandone sobre a bancada recipientes quentes, coloque-o sobre uma tela de amianto.
Lembrar que o vidro quente tem o mesmo aspecto do vidro frio. Coloque um aviso: “recipiente
quente”.
(18) Dedique especial atenção a qualquer operação que envolva aquecimento prolongado.
(19) Nunca abra um frasco de reagente antes de ler o rótulo.
(20) Ao retirar-se do laboratório, verifique se não há torneiras abertas (gás ou água). Desligue
todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e LAVE BEM AS MÃOS.
(21) Comunicar imediatamente ao professor ou ao técnico qualquer acidente ocorrido.
(22) Utilize apenas a quantidade exigida de reagentes. Nunca introduza sobras dos reagentes nos
seus respectivos frascos de origem, isso evitará desperdícios e contaminações.
(23) Identifique a localização e aprenda utilizar o extintor de incêndio existente nas proximidades
do laboratório.
(24) Ao retirar-se do laboratório verifique se não há torneiras (de água ou gás) abertas. Desligue
todos os equipamentos e deixe as vidrarias sempre limpas.
(25) LAVE SEMPRE SUAS MÃOS antes de deixar o laboratório.

Obs.: Normas de segurança específicas serão apresentadas na medida em que forem necessárias
durante a realização dos experimentos.

Noções Elementares de Primeiros Socorros em Caso de Pequenos Acidentes

1) Queimaduras:
a) Queimaduras causadas por calor seco (chama ou objetos aquecidos):
Queimaduras leves, refrescar com água fria, secar e aplicar pomada de picrato de butesina. No
caso de queimaduras graves, refrescar com água fria e cobrir com gaze esterilizada umedecida
com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%. Contatar um médico imediatamente.
b) Queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis:
Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância. Em seguida, lavar com solução de
bicarbonato de sódio (para neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar bases). Esta
última etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da reação
resultante poderá piorar a situação. Neste caso use apenas água corrente e chame a professora.

2) Ácidos nos olhos:
Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depoisdisso, aplicar solução
aquosa de bicarbonato de sódio 1%.

3) Álcalis nos olhos:
Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar solução
aquosa de ácido bórico 1 %.

4) Intoxicações por inalação de gases:
Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.

5) Na boca:
Os sólidos ou líquidos que atingem a boca podem ou não ser deglutidos. Caso não sejam
engolidos, retirar imediatamente e lavar repetidamente com bastante água. Caso sejam engolidos,
não induza o vômito se a pessoa estiver inconsciente. Caso a substância seja ácida, dê água, leite,
ou leite de magnésia (uma colher de sopa para cada copo de água). Caso a substância não seja
corrosiva ou derivada do petróleo, dê leite ou água morna e induza o vômito. Quando o vômito
começar, abaixe o rosto e coloque a cabeça do acidentado mais baixa que o quadril.

6) Mercúrio
Cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O mercúrio, além
de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou zinco em pó.

7) Toxidez
Procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida seriedade.

8) Cortes
Em caso de cortes provocados por vidrarias, retire os resíduos de vidro que estiverem no local
com uma pinça, lave o local com bastante água e coloque mertiolate.
9) Incêndios
Em caso de incêndio, lembrar que na ausência de um extintor, um jaleco pode servir como um
cobertor para abafar as chamas.

10) Atenção adequada
Evita a maioria dos acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe perfeitamente
bem o que se está fazendo.
EXPERIMENTO 1: Reconhecimento de Vidrarias e Introdução às Técnicas Básicas de
Laboratório

OBJETIVO: Conhecer as vidrarias e equipamentos utilizados rotineiramente em um laboratório
químico.

A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de uma
variedade de equipamentos de laboratório com finalidades específicas. A seguir são apresentadas
as principais vidrarias e equipamentos que serão utilizados nas aulas práticas:

Espátula: Retirada de porções de reagentes sólidos.
Vidro de relógio: pesagens e transporte de substâncias.
Tubo de ensaio: testes de reações químicas.
Béquer: usado para transferência de líquidos, aquecimento de líquidos
Proveta: medida aproximada de volumes de líquidos.
Bastão de Vidro: agitar soluções, auxiliar na filtração e outros fins.
Erlenmeyer: titulações
Kitassato: filtrações a vácuo
Pipeta Volumétrica: medida de volumes fixos de líquidos.
Pipeta Graduada: medida de volumes de líquidos.
Funil de Vidro: transferência de líquidos e em filtrações em laboratório
Funil de Buchner: usado em filtrações à vácuo.
Funil de Decantação: separação de líquidos imiscíveis.
Almofariz e Pistilo: triturar e pulverizar sólidos
Balão Volumétrico: preparo de soluções. Bureta: medidas precisas de líquidos. Utilizadas em
análises volumétricas.
Condensadores: condensar os gases ou vapores na destilação.
Balão de fundo redondo: aquecimento de líquidos, em destilações, etc.
Mufa: prender a garra no suporte universal Garra: prender vidrarias no suporte universal
Suporte Universal: prender vidrarias. Termômetro: medida de temperatura.
Adaptador de três vias: usado em destilações.
Pinça de madeira: segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no Bico de Bunsen.
Bico de Bunsen: aquecimento em laboratório.
Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto.
Coluna: cromatografia. Extrator de Soxhlet: extração contínua.
Pisseta: lavagens, remoção de precipitados e outros fins.
Trompa de vácuo: usado em conjunto com o kitassato e funil de Buchner.
Balança: pesagem de materiais e reagentes.
Chapa aquecedora e agitador magnético: aquecimento e agitação.
Centrífuga: Separação de misturas.
Pera de Borracha: Sucção de líquidos.
Alça de Níquel/Cromo: Utilizado para teste de chama.
Tela de amianto: Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do Amianto é distribuir
uniformemente o calor recebido pelo Bico de Bunsen.

PROCESSOS FÍSICOS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA

a) Filtração Simples e a Vácuo
A filtração simples é o processo usado para a separação de uma mistura heterogênea sólido-
líquido. Na filtração a vácuo de uma mistura sólido-líquido usa-se o funil de Buchner, cujo fundo é
perfurado e sobre o qual se coloca o papel de filtro.

b) Destilação Simples e Fracionada
Destilação simples é um processo de separação de misturas homogêneas de substâncias de
pontos de ebulição distantes.
A destilação fracionada é um processo de separação de misturas homogêneas de líquidos de
pontos de ebulição próximos.

c) Decantação
O processo de decantação é utilizado na separação de dois líquidos não miscíveis.

d) Centrifugação
É o processo usado para acelerar a sedimentação das fases.

PROCEDIMENTO

Reconhecimento de Vidrarias:
a) A turma deverá ser dividida em grupos para o trabalho em laboratório.
b) Cada grupo deverá fazer o reconhecimento das vidrarias e equipamentos que estiverem sob as
bancadas.
c) Os alunos deverão nomear e descrever a utilidade dos mesmos.
d) Uma folha contendo as informações acima mencionadas, além dos nomes dos estudantes,
deverá ser entregue ao professor.

QUESTIONÁRIO
1) Que cuidados devem ser tomados para diluição de um ácido concentrado ? Justifique sua
resposta.
2) O que é uma “capela” de laboratório químico ?
3) Como se deve proceder para sentir o cheiro de substâncias no laboratório ? Justifique.
4) Como devem ser tratadas as queimaduras com fogo ou objetos aquecidos no laboratório ? E em
caso de queimaduras com ácido ou álcalis ?
5) Quais as medidas que devem ser tomadas no caso de ingestão acidental de produtos químicos ?
6) Como se deve proceder se os olhos forem atingidos por respingos de ácido ou álcalis?
7) Qual o método mais adequado para separar uma mistura de acetona-água ?
8) Qual o método mais adequado para separar uma mistura clorofórmio-água ?
9) O aspirador de pó pode ser considerado um filtro ? Porquê ?
10) Porque uma mistura heterogênea sólido-líquido não deve ser destilada ?
11) Qual é a localização dos extintores de incêndio e como devem ser utilizados ?

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
-Manual de Segurança, Universidade de São Paulo - Instituto de Química, São Paulo, 1995, p.1-42.

EXPERIMENTO 2: Princípios de reatividade e reações químicas

OBJETIVOS:
- Conhecer e representar, através de equações, os tipos de reações químicas mais comuns.
- Conhecer alguns tipos mais comuns de reações químicas e fazer a comprovação de sua
ocorrência e caracterizações.
-Enfatizar as diferentes reatividades (estabilidades) apresentadas por diferentes substâncias em
função de suas estruturas moleculares.

INTRODUÇÃO

Reação química é uma transformação em que uma espécie de matéria, ou mais de uma, se
transforma em uma nova espécie de matéria ou em diversas novas espécies de matéria. As
mudanças que ocorrem em qualquer reação envolvem, simplesmente, a reorganização dos
átomos (lei da conservação da massa - Lavoisier).
Pode-se representá-la usando a equação química equilibrada, que mostra as quantidades
relativas dos reagentes (substâncias que se combinam na reação) e dos produtos (substâncias que
se formaram). Esta relação entre as quantidades dos reagentes e produtos químicos é a
estequiometria, e os coeficientes das fórmulas, na equação equilibrada, são os coeficientes
estequiométricos.
Numa equação química indicam-se os estados físicos dos reagentes e produtos. O símbolo
(s) indica sólido, (g) indica gás e (l) líquido.

MATERIAIS E REAGENTES:

MateriaisTubos de ensaio, termômetro, pinça de madeira, bastão de vidro, papel de filtro, pipeta de 10 mL,
béquer de 1 L (1); tubos de vidro resistente (2 cm de diâmetro e 23 cm de comprimento) (1); garra
(1); vidros de relógio pequenos (2); espátula metálica (1); pinça metálica (1) e pinça de madeira(1);
suporte para tubo de ensaio (1); bastão de vidro (1); mufa (1);

Reagentes e indicadores
Fita de magnésio, ácido clorídrico concentrado, solução de hidróxido de amônio, solução de cloreto
de sódio 1% m/v, solução de nitrato de prata 1% m/v, solução de ácido clorídrico 1 mol/L, solução de
hidróxido de sódio 1 mol.L-1, cloreto de amônio. solução de hidróxido de amônio 0,5 mol.L-1; solução
de sulfato de cobre 0,1 mol.L-1; solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v, ácido clorídrico 0,1 mol.L-
1; hidróxido de sódio 0,1 mol.L-1.

PARTE EXPERIMENTAL

1ª Parte - Reatividade

a) Síntese do Cloreto de Amônio: na capela, com um conta-gotas, adicionar 1 mL de HCl
concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo adicionar a mesma quantidade de hidróxido
de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo com HCl. Aproximar
esta ponta até 1 cm acima da superfície da solução de hidróxido de amônio sem tocá-la. Observe.
Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio dispersa no ar.
Equação química:
Obs.: A amônia é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio, conforme representado
abaixo:
NH4OH(aq) → H2O(l) + NH3(g)

b) Deslocamento de Hidrogênio: em um tubo de ensaio contendo cerca de 1 mL de uma solução
de HCl 1 mol.L-1 adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm. Observar o
que ocorre.
Equação química:

c) Reação de Dupla Troca: adicione em um tubo de ensaio 1 mL de NaCl 1 % m/v e, em seguida,
adicione 1 mL de AgNO3 1 % m/v. Observar o que ocorre.
Equação química:

d) Reação Exotérmica /Neutralização Ácido-Base: adicione em um tubo de ensaio 1 mL de HCl a 1
mol.L-1 e com o auxílio de um termômetro meça a temperatura da solução e, em seguida, adicione
a mesma quantidade de NaOH a 1 mol.L-1 e meça a temperatura.
Equação química:

e) Reação Endotérmica/ Dissolução de NH4Cl: adicione 2 mL de água destilada em um tubo de
ensaio e anote a temperatura. Acrescente, ao tubo de ensaio, aproximadamente 200 mg de
cloreto de amônio e anote novamente a temperatura.
Equação química:

2ª Parte - Reações

Procedimento 1
-Em um tubo de ensaio, coloque 1 mL de solução 0,1 mol.L-1 de Cu2+.
-Adicione, gota a gota (20 gotas), pequena quantidade da solução de hidróxido de amônio (0,5
mol.L-1). Observe e anote o resultado.
-A seguir, adicione maior quantidade da solução de hidróxido de amônio até que haja nova
transformação. Anote o resultado e interprete.

Procedimento 2
-Coloque 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio.
-Adicione 1 gota de solução de fenolftaleína.
-Adicione 5 gotas de ácido clorídrico 0,1 mol.L-1. Agite.
-Adicione gota a gota a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L-1. Observe e explique o ocorrido.

QUESTIONÁRIO
1) Cite um exemplo de reação química que ocorre no seu dia a dia.
2) Quais as evidências que indicam a ocorrência de reações químicas?
3) O que é um precipitado?
4) Defina o que é uma reação de neutralização.
5) Quais das reações efetuadas podem ser classificadas como reações de oxirredução? Reescreva-
as, identificando em cada reação os números de oxidação de reagentes e produtos, a espécie
oxidante e a redutora.
6) Explique o que é fenômeno físico e fenômeno químico.
7) Qual é a fórmula da fenolftaleína e do tornassol?
8) Qual é a diferença entre reação e equação química?
9) Que função tem o peróxido de hidrogênio na reação de descoramento do
permanganato de potássio em meio ácido?

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

1) Voguel, A . I; Química Analítica Qualitativa, 5a Edição, Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.
2) Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de Ensino
de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979).
3) Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo J.G.; "Química Básica Experimental; Ed. Parma
Ltda., São Paulo (1981).

EXPERIMENTO 3: Estequiometria de reações químicas

OBJETIVO: Determinar a estequiometria da reação entre os íons cobre(II) e hidróxido ou entre
os íons prata(I) e cloreto.

INTRODUÇÃO

A fórmula química de uma substância indica a espécie e o número relativo dos átomos que
se combinam para formar a substância, enquanto as equações químicas indicam as substâncias
que reagem e as que são produzidas, bem como a relação molar das mesmas na reação.
Em condições idênticas, uma reação química obedece sempre às mesmas relações
ponderais, ou seja, obedece a uma determinada estequiometria. A estequiometria, portanto,
relaciona-se com as informações quantitativas que podem ser tiradas de uma reação química.
Havendo excesso de um dos reagentes, este excesso não reage, podendo ser recuperado.
Um método simples para determinar a estequiometria de uma reação é o método das
variáveis contínuas. Consideremos a sua aplicação no caso de 2 substâncias “A” e “B” (que podem
ser moléculas ou íons) que reagem formando o composto AxBy.

xA + yB AxBy (equação 1)

O problema consiste em determinar os valores de x e y. Para isso, devem ser efetuados
diversos ensaios, misturando-se quantidades variáveis de A e B, de tal modo que a soma das
concentrações iniciais de A e B na mistura seja sempre a mesma (mesmo número de mols total de
A e B, para um mesmo volume final de mistura, em todos os ensaios). A quantidade de produto
que se forma em cada ensaio deve ser medida, por meio de algum processo adequado.
O método consiste, portanto, em se verificar em qual dos ensaios se obtém a maior
quantidade de produto. A relação entre os números de mols de A e B usados neste ensaio nos dá a
relação entre x e y. No caso particular da equação 1, este resultado nos fornece, também, a
fórmula do composto AxBy.
Outro aspecto da estequiometria é a determinação de uma quantidade desconhecida de
um reagente. Neste caso, este reagente deve reagir totalmente com um outro, cuja quantidade
gasta pode ser determinada. Através da quantidade de reagente gasta pode-se, então determinar
a quantidade do produto que se forma. As técnicas frequentemente empregadas são: volumetria
(titulação) e gravimetria (pesagem de sólidos, precipitados).

MATERIAIS E MÉTODOS

Tubos de ensaio, bateria para tubos de ensaio, pipetas de 10 mL, bastão de vidro, régua, solução
0,5 M do reagente A, solução 0,5 M do reagente B.

PARTE EXPERIMENTAL

Procedimento:
a) Coloque em uma bateria, cinco tubos de ensaio e numere-os.
b) Conforme tabela abaixo, adicione em cada tubo de ensaio as quantidades respectivas
das soluções A e B.

Tubo de
Ensaio
1 2 3 4 5
Quantidade
de Solução
(A)/mL
2 4 6 8 10
Quantidade
de Solução
(B)/mL
10 8 6 4 2
Altura do
Precipitado
(cm)

c) Com o auxílio de um bastão de vidro, misture cada um dos tubos de ensaio e deixe decantar por
aproximadamente 20 minutos ou use centrífuga.
d) Meça com uma régua a altura do precipitado em cada tubo. Como o produto formado é pouco
solúvel, pode-se, também, filtrar os precipitados formados e pesá-los (para isso é necessário antes
da pesagem lavá-los com água destilada e álcool etílico e colocá-los na estufa à temperatura de
100-110ºC durante 15 minutos).
e) Com os dados obtidos, construa um gráfico representando na abscissa os volumes (em mL) das
soluções A e B e na ordenada, a altura dos precipitados (em cm)
f) Com base no gráfico, determine a fórmula mínima do precipitado formado na reação entre os
componentes das soluções A e B.

QUESTIONÁRIO

1) Escreva a equaçãoquímica desta reação.
2) Cite as causas de erros que podem alterar o resultado da experiência feita. Que outro
procedimento poderia ser adotado para melhoria dos resultados obtidos?
3) Nos tubos 1,2 e 3 quais são os regentes limitantes?
4) Suponha que o composto da solução A possua massa molar igual a 331 g/mol e B 166 g/mol.
Qual a massa de B necessária para reagir quantitativamente com 1,0 mol de A, sabendo-se que B
apresenta 80% de pureza? Baseia-se no gráfico obtido pela experiência.
5) Reagiram-se 10,0 g de NaOH com quantidade suficiente de HCl. Quantos gramas de cloreto de
sódio foram obtidos sabendo-se que o rendimento da reação foi de 75%?
6) Com base no experimento realizado calcule:
a) O número de moléculas em 66,2 g do composto A (massa molar = 331 g/mol).
b) O número de moléculas de B necessárias para reagir com 66,2 g de A.
7) Quantos mols de NaHCO3 há em 508 g desta substância?
8) O hidróxido de lítio sólido é usado nos veículos espaciais para remover o dióxido de carbono
exalado na respiração. Este hidróxido reage com dióxido de carbono gasoso e forma o carbonato
de lítio sólido além de água líquida. Quantos gramas de dióxido de carbono podem ser absorvidos
por 1,0 g de hidróxido de lítio?
9) A aspirina se forma na reação entre o ácido salicílico e o anidrido acético. Se forem misturados
100 g de cada reagente, qual a massa máxima de aspirina que se pode obter?

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1) Russel J. B. Química Geral, 2ª Edição, Editora Makron Books do Brasil, São Paulo, 1994, v. 1, p.
51.
2) Brown, T. L, LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E. Química - Ciência Central, 7ª Edição, Editora LTC, Rio
de Janeiro, 1999.
3) Kotz, C. J., Treichel, P. Jr. Tradução de Horácio Macedo, Química & Reações Químicas, 3ª Edição,
Editora LTC, v. 1, 1998, p. 134.

EXPERIMENTO 4 – Equilíbrio Químico

OBJETIVO

Observar reações químicas interessantes e coloridas que são exemplos de sistemas químicos em
equilíbrio. Verificar como esses sistemas respondem às mudanças nas concentrações dos
reagentes ou produtos ou a mudanças na temperatura. Verificar também que a direção do
deslocamento de equilíbrio tende a compensar, pelo menos parcialmente, a mudança nas
condições, princípios estabelecidos pela primeira vez de forma clara por Le Chatelier.

INTRODUÇÃO

Qualquer equação que descreva uma reação química real resume o resultado de um experimento
(mais frequentemente de uma série de experimentos). Alguém teve de medir os reagentes,
realizar a reação, identificar os produtos e medir quantitativamente o número de moles de
produtos produzidos por mol e reagente consumido. O último passo é a escrita de uma equação
química balanceada que resume concisamente as observações experimentais.
Muitas reações químicas prosseguem essencialmente até o final, mas algumas param em um
ponto de equilíbrio que fica entre a reação nula e uma reação essencialmente completa. Estado de
equilíbrio é aquele em que a velocidade da reação num sentido se iguala à velocidade da reação
no sentido oposto da equação. Para essas reações, o mesmo ponto de equilíbrio pode ser
alcançado partindo de qualquer um dos dois extremos da reação, por meio da mistura dos
reagentes ou dos produtos, claramente indicando que as reações químicas podem progredir ou
regredir.
Em princípio, cada reação química é uma reação de duplo sentido, mas se o ponto de equilíbrio
favorecer grandemente os reagentes, dizemos que não há reação. Se o ponto de equilíbrio
favorecer muito a formação dos produtos, dizemos que a reação é completa. Para cada um desses
dois extremos é difícil medir experimentalmente as concentrações de todos os reagente e
produtos em equilíbrio. No primeiro caso (reagentes grandemente favorecidos), a concentração
de produtos é praticamente zero. No segundo caso (produtos grandemente favorecidos),
nenhuma quantidade significativa de reagentes será produzida quando os produtos forem
misturados. Então, quando o equilíbrio favorece fortemente os produtos, a reação parece ir
apenas a uma direção: reagentes → produtos.
Quase todas as reações químicas consomem ou liberam energia (são designadas,
respectivamente, reações endotérmicas e exotérmicas). Por essas reações podemos olhar a
energia como se fosse um reagente ou produto e, pela adição de energia ao sistema (por
aquecimento) ou pela remoção de energia do sistema (por resfriamento), podemos produzir um
deslocamento do ponto de equilíbrio químico. As concentrações de reagentes e de produtos
mudam para refletir esse novo equilíbrio. Existe uma complicação adicional que deve ser
considerada. Nem todas as reações químicas são rápidas. De fato, algumas são tão lentas que você
poderia se enganar pensando que nada ocorreu, considerando, porém, que o ponto de equilíbrio,
quando finalmente alcançado, poderia favorecer a formação dos produtos de maneira acentuada.
A velocidade com a qual uma reação química alcança o equilíbrio será considerada quando
estudarmos a cinética das reações químicas.
Para as reações que alcançam rapidamente o equilíbrio, o ponto de equilíbrio pode ser alcançado
a partir dos reagentes ou dos produtos, o que enfatiza a natureza dinâmica das reações químicas.
As reações que serão estudas neste experimento são todas rápidas e você será capaz de observar
quase imediatamente os efeitos das mudanças de concentração dos reagentes ou dos produtos.
Você observará particularmente no período de mudança da concentração de um reagente ou de
um produto que o ponto de equilíbrio se desloca numa direção que tende a compensar a
mudança. Esse comportamento pode ser resumido pelo princípio geral que foi enunciado
completamente pela primeira vez em 1884, pelo químico francês Henri Louis Le Chatelier. Uma
reação química que tem seu equilíbrio deslocado por uma por uma mudança nas condições
(concentrações, temperatura, pressão, volume) prossegue em busca de um novo estado de
equilíbrio na direção que atenua, pelo menos parcialmente, essa mudança.

MATERIAIS E REAGENTES

- água;
- 6 tubos de ensaio;
- alaranjado de metila;
- fenolftaleína;
- Solução de HCl 6M;
- Solução de HCl 12M;
- Solução de NaOH 6 M;
- Solução de NH3 0,1 M;
- Solução de NH4Cl 1 M;
- Solução hidroalcóolica de CoCl2 (em etanol e água)
- Béquer com água aquecida;
- Béquer com água com gelo;
- Solução de cloreto de sódio 5,4 M

PARTE EXPERIMENTAL

a) Efeitos de ácidos e bases nos indicadores
Coloque 3 mL de água em tubo de ensaio, adicione uma gota de alaranjado de metila. Adicione
depois 2 gotas de HCl 6M. Em seguida, 4 gotas de NaOH 6 M.
Repita o experimento usando o indicador fenolftaleína em vez do alaranjado de metila. Registre
suas observações.
HIn + H2O H3O
+ + In-

b) Equilíbrio ácido fraco – base fraca
Coloque 3 mL de solução 0,1 M de NH3 em um tubo de ensaio e adicione uma gota de
fenolftaleína. Observe e anote as mudanças ocorridas. Em seguida adicione algumas gotas de uma
solução 1 M de NH4Cl, poucas gotas de cada vez, agitando.
Em outro tubo coloque 3 mL de solução 0,1 M de NH3 em um tubo de ensaio e adicione uma gota
de fenolftaleína. Em seguida adicione duas gotas de uma solução HCl 6 M, agitando.
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)

c) Equilíbrio dependente da temperatura dos íons complexos de Co (II)

• Em um tubo de ensaio, coloque 2 mL da solução vermelha hidroalcóolica 0,1 M CoCl2.
• Adicione, cuidadosamente, HCl concentrado até observar qualquer variação. Justifique.
• Ao mesmo tubo de ensaio adicione, lentamente, H20 destilada até observar alguma mudança
macroscópica.
• Anote o resultado. Considere a diluição efetuada. Justifique.
• Aqueça o mesmo tubo de ensaioem banho-maria.
• Observe e justifique.
• Resfrie o tubo em água corrente.
• Observe e justifique.
.
d) Equilíbrio de soluções saturadas
Adicione em um tubo de ensaio 4 mL de uma solução saturada (5,4 M) de cloreto de sódio e 2 mL
de solução concentrada (12 M) de HCl. Misture. Observe e registre suas observações.

Experimento 5– Determinação de Propriedades Físicas – Solubilidade e
Miscibilidade

OBJETIVO
- Investigar a natureza das diversas substâncias por determinação de diferentes propriedades
físicas.

INTRODUÇÃO
As diferentes ligações químicas levam a interações interatômicas/intermoleculares
distintas. Como consequência, as diversas substâncias químicas apresentam propriedades físicas
características.
Assim, os sólidos iônicos apresentam interações elestrostáticas entre os íons tão fortes que
a fusão só é possível a temperaturas muito elevadas e sua vaporização só a temperaturas
altíssimas. Entretanto, é preciso considerar a presença de solvente nos sólidos, o que
normalmente alarga a faixa de fusão. Por esse motivo, a temperatura de fusão (TF) constitui um
dos critérios de pureza mais utilizados para substâncias sólidas.
Para as substâncias líquidas, geralmente utiliza-se como critérios de pureza a temperatura
de ebulição (TE) e o índice de refração. Os compostos com ligações covalentes apresentam em
geral temperaturas de fusão e de ebulição menores, uma vez que as interações intermoleculares
são bem mais fracas: dipolo-dipolo nos compostos polares (ligações covalentes polares) e dipolo-
dipolo induzido nos compostos apolares (ligações covalentes apolares ou momento dipolo nulo).
A solubilidade, isto é, a possível dissolução (de um sólido) ou miscibilidade (de um líquido)
em um líquido qualquer, também é influenciada pelo tipo de interação molecular existente.
Substâncias polares e apolares se dissolvem em solventes quimicamente semelhantes. Portanto, a
dissolução ou não de uma substância em um determinado solvente indica a sua natureza química.
A cristalização é um processo físico usado para purificar ou separar sólidos com base em
sua solubilidade, sendo favorecida para sólidos iônicos, onde as forças eletrostáticas facilitam a
formação de cristais. Além das propriedades físicas já mencionadas, também são importantes a
densidade, o aspecto físico (cor, por exemplo), a viscosidade, dentre outras.

MATERIAIS E REAGENTES

Vidrarias e equipamentos
- Tubos de ensaio e estante para tubos
- Conta gotas ou pipeta de Pasteur
- Tampas para tubos de ensaio
- Proveta de 50 mL
- Béqueres
- Pipetas
- Espátula

Reagentes e Solventes

- Água destilada
- Óleo
- Detergente
- Acetato de etila
- Etanol
- Gasolina
- Clorofórmio
- NaCl
- Sacarose
PROCEDIMENTOS

1 – Solubilidade e Polaridade

a) Coloque em 3 tubos de ensaio numerados de 1 a 3, uma ponta de espátula de NaCl.
b) Adicione a cada tubo, respectivamente, 5 mL de água (tubo 1), 5 mL de etanol (tubo
2), 5 mL de clorofórmio (tubo 3).
c) Agite vigorosamente os tubos e observe a solubilidade a temperatura ambiente.
d) Repita o procedimento para a sacarose.
e) Construa uma tabela com os resultados.

2 - Miscibilidade

a) Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de água e 1 mL de etanol. Observe.

b) i- Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de água e 1 mL de óleo. Observe.
ii – Adicionar 0,2 mL de detergente e observar. Tampar o tubo, agitar.
iii- Esperar alguns minutos e observar o que ocorre.

c) i- Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de água e 1 mL de acetato de etila. Observe.
ii – Adicionar 0,2 mL de detergente e observar. Tampar o tubo, agitar.
iii- Esperar alguns minutos e observar o que ocorre.

d) Repita a letra b usando etanol em vez de água.

e) Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de água e 1 mL de gasolina. Observe.

f) Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de etanol e 1 mL de gasolina. Observe.

3 – Determinação do álcool na gasolina

a) Em uma proveta graduada de 50 mL adicione 25 mL da amostra de gasolina.
c) Complete o volume da proveta com água.
d) Feche bem a proveta e agite vigorosamente.
e) Deixe em repouso até a separação das camadas líquidas imiscíveis.
f) Faça a leitura do volume de gasolina na proveta (Vg).
g) Após a mistura, qual a porcentagem de álcool na gasolina?
h) Por que se adiciona álcool anidro à gasolina e não álcool hidratado?

UM POUCO DE DIVERSÃO - O LEITE PSCODÉLICO

Materiais:
Vidro de relógio ou placa de petri;
Leite;
Corantes alimentícios;
Detergente líquido para lavar louças.
Procedimento:
1) Coloque o leite na placa de petri;
2) Adicione gotas dos corantes alimentícios de diferentes cores no leite;
3) Pingue 1 gota de detergente líquido no meio do leite e observe o efeito resultante
4) Continue pingando o detergente em diferentes partes do leite. Essa parte também pode ser feita
molhando um palito de dente no detergente e tocando em diferentes pontos da superfície do leite.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

VOGEL, A.I. Química Orgânica – Análise Orgânica Qualitativa, Volumes 1 e 2.
SHRINER, R.L. Identificação Sistemática dos Compostos Orgânicos – Manual de Laboratório.
SILVA, G.D.F. Práticas de Química Orgânica (UFMG).
SOLOMONS, T.W.G. Organic Chemistry, 6 ed.
TARANTO, M.A. Práticas de Química Orgânica (CEFET-MG).
EXPERIMENTO 6: CINÉTICA QUÍMICA

OBJETIVO
Analisar a influência da concentração, superfície de contato e natureza dos reagentes e da
temperatura na velocidade de algumas reações químicas.
INTRODUÇÃO

MATERIAIS E REAGENTES
- Sódio metálico
- Magnésio metálico em fita
- Solução de ácido clorídrico 0,1 mol L-1
- Solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1
- Solução de iodato de potássio 2,0 g L-1
- Solução de ácido sulfúrico 3,0 mol L-1
- Solução de sulfito de sódio 0,40 g L-1
- Amido
- Comprimido de sonrisal
- Espátula
- Tubo de ensaio
- Suporte para tubo de ensaio
- Proveta de 50 mL
- Béquer de 50 mL
- Béquer de 250 mL
- Pipeta graduada de 5 mL
- Pêra
- Álcool etílico
- Cronômetro
- Bico de Bünsen
- Tripé
- Tela de amianto
- Termômetro
- Garra de madeira
- Almofariz e pistilo
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PARTE EXPERIMENTAL
1. Natureza dos Reagentes
- Em um tubo de ensaio contendo 3,0 mL de água coloque um pedaço pequeno de sódio metálico.
Observar a reação.
- Em um tubo de ensaio contendo 3,0 mL de álcool etílico coloque um pedaço pequeno de sódio.
Observar a velocidade da reação comparando-a com a da experiência anterior.

2. Fator Concentração
- Em dois tubos de ensaio coloque: no primeiro 2 mL de solução de ácido clorídrico 0,1 mol L-1, e
no segundo 2 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Adicione dois pedaços
aproximadamente iguais de fita de magnésio, um em cada tubo. Observe a velocidade das
reações.
- Observações: Para evitar a decomposição dos reagentes as soluções de sulfito de sódio e de
amido devem ser preparadas no início da aula.
Misture as soluções A e B em um béquer, conforme proporções mostradas na Tabela 1, e marque
com um cronômetro o tempo necessário para o aparecimento da cor azul na solução.
Solução A: - 46,0 mL de solução de iodato de potássio 2,0 g L-1
- 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 3,0 mol L-1
Solução B: - 25,0 mL de solução de sulfito de sódio 0,40 g L-1
- 25,0 mL de amido solúvel 2,0 g L-1 (dissolver previamente em água quente)

Tabela 1: Volumes de solução usados em cada mistura
Volumes Frasco 1 Frasco 2 Frasco 3 Frasco 4 Frasco 5
H2O (mL) 0,0 4,0 8,0 12,0 16,0
Solução A (mL) 10,0 8,0 6,0 4,0 2,0
Solução B (mL) 10,0 8,0 6,0 4,0 2,0
Tempo (s)
OBS: Todas as misturas devem ter volume final de 20,0 mL.

3. Fator Temperatura- Em um tubo de ensaio à temperatura ambiente coloque 5 mL de solução A + 5 mL de solução B +
5 mL de água e anote o tempo gasto para a reação ocorrer.
- Repetir o procedimento como solicitado abaixo.
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-- Faça a reação aquecendo o tubo em banho-maria a aproximadamente 50 oC e anote o
tempo gasto.
-- Faça a reação mantendo o tubo mergulhando em água gelada. Anote o tempo gasto.

4- Superfície de Contato
Tome um comprimido de sonrisal e divida em duas partes iguais. Triture uma das partes, e
coloque em um béquer de 50 mL com 10,0 mL de água destilada. Marque o tempo decorrido até
que a reação se complete. Repita o procedimento com a parte do comprimido não triturado.

EXPERIMENTO 7: ELETROQUÍMICA

A eletroquímica estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas espontâneas
(em pilhas ou baterias) e a transformação química gerada pela passagem da corrente elétrica numa
solução.
A principal condição em uma reação de oxi-redução é a transferência de elétrons do agente redutor
para o oxidante. Assim, foi preciso estabelecer potencias relativos de oxidação e redução para os
elementos, tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi atribuído,
arbitrariamente, o potencial de 0 (zero) volt. Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o
hidrogênio são atribuídos potencias positivos e àqueles que ganham elétrons facilmente, potenciais
negativos.
H
+
(aq)
+ -e ½ H
2 (g)
(Eº= 0 volt)
Utilizando esses valores, encontrados em Tabelas de Potencial Padrão de Redução ou Oxidação, é
possível rever a espontaneidade de reações de oxi-redução. Se o potencial apresentar valor positivo, a
reação será espontânea; caso contrário, o sistema somente sofrerá transformação às custas de um
trabalho elétrico.
Potencial Padrão de Redução

Objetivos:
25

Observar a espontaneidade das reações de oxidação e redução, bem como montar uma pilha de cobre
e zinco (Pilha de Daniell).

Parte Experimental:
Materiais:
Voltímetro (1), eletrodo de cobre(1), eletrodo de zinco(1), tubo em U para a ponte salina (1), béquer
de 50 mL (2), garra (1), condutores metálicos (fios de cobre) (2), palha de aço, pipetas graduadas de 10
mL (2), algodão.
Reagentes e indicadores:
ZnSO
4
, CuSO
4
, solução saturada de KCl, 1 prego, lâminas metálicas: cobre (2) e zinco (1). Se possível as
lâminas deverão ter as dimensões de 3cm x 4cm.

Procedimentos:
Preparo de soluções
- Preparar 50 mL de solução de ZnSO4 0,5mol/L
- Preparar 50 mL de solução de CuSO4 0,5mol/L
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação.
- Coloque em um tubo de ensaio pequena quantidade da solução de cobre (II).
- Mergulhe nesta solução um prego (previamente limpo com a palha de aço).
- Observe as condições iniciais de reação e anote alguma evidência de transformação.
- Escreva a equação que descreve a reação química.
- Qual é o fenômeno que ocorreu na superfície do metal?
- Explique o que ocorreu baseando-se no potencial da reação.
- Coloque em um béquer a solução de Zn(II) e mergulhe uma lâmina de cobre.
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- Observe e anote os resultados.
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)
- Coloque, em um béquer, 25 mL da solução de sulfato de cobre(II) e num outro, 25 mL da solução de
sulfato de zinco(II).
- Encha um tubo em U com solução saturada de KCl e, em seguida, coloque um chumaço de algodão
nas extremidades do tubo, tomando cuidado para não deixar entrar bolhas de ar. Esse procedimento é
necessário para preparação da ponte salina.
- Monte o sistema conforme o esquema da figura abaixo:

- Feche o circuito intercalando o voltímetro entre os eletrodos (ligue o eletrodo de zinco ao terminal
negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro).
- Escreva as equações das semi-reações que ocorrem nos eletrodos (catodo e anodo) e a reação global.
- Leia a diferença de potencial no voltímetro.
- Após a leitura, desligue o voltímetro e retire os eletrodos das soluções. - Com o auxílio da Tabela de
Potencial de Redução, calcule a diferença de potencial (Δεº) da pilha.
- Compare o valor experimental com o teórico.

PARTE EXPERIMENTAL