FACULDADE EDUCACIONAL ARAUCÁRIA FINAL

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FACULDADE EDUCACIONAL ARAUCÁRIA
ROGERIO GIRARDELLO
LEO MESQUITA
AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA
Trabalho de aulas práticas de química apresentado a Professora Patrícia Ribeiro S. do Curso de Química Aplicada a Engenharia Civil da Faculdade Educacional de Araucária.
ARAUCÁRIA
2016
INTRODUÇÁO
Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH
Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, como o próprio nome já diz, os indicadores indicam se uma solução é ácida ou básica.
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é um ácido ou uma base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.
Aula 02. Reações de precipitação 
A precipitação é a formação de um sólido durante a reação química. O sólido formado na reação química é chamado deprecipitado. Isso pode ocorrer quando a substância insolúvel, o precipitado, é formado na solução devido a reação química ou quando a solução foi super saturada por um composto. A formação do precipitado é um sinal de mudança química. Na maioria das vezes, o sólido formado "cai" da fase, e se deposita no fundo da solução (porém ele irá flutuar se ele for menos denso do que o solvente, uma suspensão).
Essa reação é útil em muitas aplicações industriais e científicas pelo qual a reação química pode produzir um sólido que será coletado da solução por filtração, decantação ou centrifugação.
Aula 03. Pilhas Eletroquímicas
As pilhas são sempre formadas por dois eletrodos e um eletrólito. O eletrodo positivo é chamado de cátodo e é onde ocorre a reação de redução. Já o eletrodo negativo é o ânodo e é onde ocorre a reação de oxidação. O eletrólito é também chamado de ponte salina e é a solução condutora de íons.
Para você entender como isso gera corrente elétrica, veja o caso de uma das primeiras pilhas, a pilha de Daniell, em que havia um recipiente com uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) e, mergulhada nessa solução, estava uma placa de cobre. Em outro recipiente separado, havia uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)) e uma placa de zinco mergulhada. As duas soluções foram ligadas por uma ponte salina, que era um tubo de vidro com uma solução de sulfato de potássio (K2SO4(aq)) com lã de vidro nas extremidades. Por fim, as duas placas foram interligados por um circuito externo, com uma lâmpada, cujo acendimento indicaria a passagem de corrente elétrica
Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que transformam energia química em energia elétrica por meio de um sistema apropriado e montado para aproveitar o fluxo de elétrons provenientes de uma reação química de oxirredução. A pilha de Daniell é um exemplo deste sistema. 
OBJETIVO
Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH 
Os principais objetivos da prática foram: produzir um indicador natural ácido-base; detectar a zona de viragem do indicador; analisar as distintas cores das soluções e determinar a função de cada solução. Mostrar as várias técnicas de medição do pH de soluções de diferentes tipos como básicas, acidas ou alcalinas.
Aula 02. Reações de precipitação 
Produzir um ou mais precipitados através de uma reação química de metátese, ou seja, dupla troca a partir de alguns compostos disponíveis. Avaliar o precipitado formado e identificá-lo, relatando a pratica por escrito ao final. 
Aula 03. Pilhas Eletroquímicas
Por intermédio do estudo do experimento clássico da Pilha de Daniell, estudar e entender a eletroquímica como resultado da tendência das substâncias em receber ou doar elétrons, formando íons e culminando na criação de corrente e outros fenômenos elétricos.
MATERIAIS E METODOS
Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH 
Alaranjado de metila
Vermelho de metila
Azul de bromotimol
Vermelho de fenol
Fenolftaina
Timolftaeina
Pissete com agua destilada
NaCl 1 mol/L
HCl 1 mol/L
Solucao de pH desconhecido
Papel tornassol
Tubos de ensaio
Bastao de vidro
NaOH 1 mol/L
Dividi-los em duas sequencias de 6 tubos
Adicionar 3 ml de agua destilada em cada tubo
Adicionar 1 gota de NaOH 1 mol/L nos 6 tubos da primeira sequencia e 1 gota de HCl 1 mol/L aos tubos de segunda sequencia
Adicionar uma gota vermelho de metila ao 1 tubo da 1 sequencia e da 2 sequencia
Nos próximos tubos repetir o procedimento do item anterior com os demais indicadores
Tabelar os resultados obtidos, avaliando a mudança de coloração para cada indicador
Aula 02. Reações de precipitação 
Tubo de ensaio
Estante para tubo
Pipeta
Pera
Solução NaOH 0,1mol/L
Solução de Ca(OH)2 01 mol/L
Solucao de Mg(NO3)2 0,1 mol/L
Solucao de Na2CO3 0,1 mol/L
Solucao de CuSO4 0,1 mol/L
Enumerar os tubos de ensaio de 1 aq 10 e realizar as misturas especificadas abaixo, colocando cerca de 3ml de cada solução e agitando posteriormente.
Tubo 01: Hidroxido de sodio + Sulfato de cobre
Tubo 02: Hidroxido de sodio +Carbonato de sódio
Tubo 03: Hidroxido de sodio + Nitrato de magnésio
Tubo 04: Hidroxido de sodio + Hidroxido de cálcio
Tubo 05: Hidroxido de cálcio + Sulfato de Cobre
Tubo 06 Hidroxido de cálcio +Carbonato de sódio
Tubo 07 Hidroxido de cálcio +Nitrato de magnésio
Tubo 08 Nitrato de magnésio+ Sulfato de cobre
Tubo 09 Nitrato de magnésio+ Carbonato de sódio
Tubo 10 Carbonato de Sodio + Sulfato de Cobre
Aula 03. Pilhas Eletroquímicas
Bequer de 100 ml e de 250 ml
Tubo de vidro em U
Pipeta de 10 ml
Voltímetro
Placas de Cu Fe e Zn
Lixas
Solucao de CuSO4 0,001 mol;L e 01 mol L
Solucao de Fe So4 1,0 mol L
Solucao de NaCl 3%
Solucao de ZnSO4 1,0 mol L
Limpar as placas de Cu , Zn e Fe, com lixa
Mergulhar a lamina do metal na solução correspondente, cada sitema deste corresponde a uma semi pilha
Preparar uma ponte salina, adicionar a solução salina no tubo U, ate completar o volume, fechar as pontas com algodão, cuidar com bolhas.
Coloque as extremidades da ponte salina interligando sistemas
Ligar o terminal negativo na placa Zn e positivo em outra placa
Trocas os terminas de placas.
Inverta os terminas e remova a ponte salina.
Repita o procedimento para outras duas pilhas seguintes.
Pilha 01 
Zn(S) Zn SO4 1 mol L, CuSO4 1 mol L
Pilha02
Fe(S), FeSO4 1 mol L, CuSO4 1 mol L, Cu (S)
Pilha 03
Zn(s), ZnSO4, FeSO4 1 mol L, Fe(s)
RESULTADOS
 Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH
Agua destilada – fita azul e rosa – não houve coloração
Cloreto de sódio – 2 fita azul ficou rosa
Hidroxido de Sodio – 3 fita azul ficou azul, e rosa ficou azul
Base quando a fita rosa fica azul seu pH esta acima de 8, Abaixo de 6 acido, e 7 neutro.
Questões de apoio
Conclui-se que pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7).  O papel tornassol pode se apresentar em três diferentes cores: vermelha, azul ou neutra. Tornassol vermelho é usado para testar bases, tornassol azul para testar ácidos e tornassol neutro para testar os dois. O papel tornassol muda de cor ao entrar em contato com uma determinada solução. Exemplo: O papel tornassol azul, em presença de uma solução ácida, muda da cor azul para a vermelha. Isso ocorre porque os íons reagem mudando o arranjo dos átomos presentes no indicador. O papel tornassol vermelho, em contato com uma base, muda da cor vermelha para a azul. O papel neutro, em contato com ácidos, torna-se vermelho; em contato com bases, torna-se azul.
Aula 02. Reações de precipitação 
Tubo 01: Hidroxido de sodio + Sulfato de cobre – COLORACAO AZUL
Tubo 02: Hidroxido de sodio +Carbonato de sódio – NÃO HOUVE NADA
Tubo 03: Hidroxido de sodio + Nitrato de magnésio – BRANCO E MISTRURA
Tubo 04: Hidroxido de sodio + Hidroxido de cálcio – BRANCO
Tubo 05: Hidroxido de cálcio + Sulfato de Cobre – AZUL
Tubo 06 Hidroxido de cálcio +Carbonatode sódio – BRANCO
Tubo 07 Hidroxido de cálcio +Nitrato de magnésio – BRANCO
Tubo 08 Nitrato de magnésio+ Sulfato de cobre – AZUL
Tubo 09 Nitrato de magnésio+ Carbonato de sódio – BRANCO
Tubo 10 Carbonato de Sodio + Sulfato de Cobre – AZUL - FLOTOU
Quando o reagente fica em cima - FLOTOU
Quando fica em Flocos Mistura – DECANTOU
Formou pó – PRECIPITOU
Um precipitado pode ser formado ao misturarmos duas soluções aquosas na forma iônica. O precipitado sólido é formado quando a concentração destes íons, em solução, tiver uma quantidade suficiente para superar o produto de solubilidade do precipitado que se formará.   Na verdade, a reação de precipitação é o inverso da dissolução de um sal pouco solúvel (precipitado) que apresenta um produto de solubilidade bastante baixo.
Aula 03. Pilhas Eletroquímicas
Sulfato de Cobre – 40 ml
Sulfato de Ferro – 40 ml
Sulfato de Zinco – 40 ml
Voltimetro – 1,10V
Zn-+Cu+
Cu+Fe = 0,64
Zn + Fe – 0,31
No procedimento 1 foi feita a verificação qualitativa de tabela de potencial de redução. Ao mergulhar o Zn na solução de Cu(II), verificou-se que uma camada avermelhada de cobre sólido se depositou sobre o Zn, concluindo-se que foi uma reação espontânea. Fato que já era esperado, pois o potencial padrão de redução do ferro é menor que do cobre significando que o ferro tem maior tendência a se oxidar que o cobre, logo a reação deveria ocorrer. 
No segundo procedimento, executou-se a montagem da pilha de cobre e zinco, também chamada de pilha de Daniell. De acordo com o esperado, o multímetro deveria indicar uma voltagem de +1,10V, ocorrendo desgaste do eletrodo de zinco e aumento do eletrodo de cobre e descolorimento da solução azul de sulfato de cobre (II). O desgaste e aumento dos eletrodos não foram vistos devido ao curto tempo em que os eletrodos permaneceram na solução, assim como o descolorimento não teve efeito significativo. Porém, observou-se, no multímetro uma voltagem de +0,97V. Essa voltagem tem um valor menor que o esperado provavelmente devido à concentração das soluções não ser mais de 1 mol/L (concentração em que os potencias padrão de redução foram determinados.