Experimento 6 ao 10

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EXPERIMENTO 6 
01 – DE ACORDO COM AS CORES OBSERVADAS, QUAIS SÃO AS ESPÉCIES QUE 
FORNECEM A COLORAÇÃO PREDOMINANTE NAS SOLUÇÕES DOS TUBO 3, 4 E 4 DA 
PARTE 1? 
3 - CuCl4²- 4 – [Cu (H2O) 4 ] ²+ 5 – CuCl²- e [Cu (H2O) 4 ] ²+ 
02 – COLOQUE OS TUBOS 3, 4 E 5 EM ORDEM CRESCENTE DA CONCENNTRAÇÃO DA 
ESPÉCIE CuCl4²-. 
 4 > 5 > 3 
03 – UTILIZANDO EXPRESSÕES COMO “O EQUILIBRIO ESTÁ DESLOCADO MAIS PARA 
DIREITA” OU “O EQUILIBRIO ESTÁ DESLOCADO MAIS PARA O LADO DOS 
REAGENTES”, CARACTERIZE A SITUAÇÃO DO EQUILIBRIO VERIFICADA EM CADA UM 
DOS TUBOS DA PARTE 1. 
1 > deslocamento para esquerda; 2 > só foi diluído; 3 > deslocamento para a direita; 
4 > deslocamento para esquerda devido o excesso de H2O 
5 > não houve deslocamento, está em equilíbrio 
04 – QUAL A DIFERENÇA NA COMPOSIÇÃO (ESPÉCIES IÔNICAS) DAS SOLUÇÕES 
CONTIDAS NOS TUBOS 1 E 2 DA PARTE 1? 
No tubo 1, a solução aquosa de cobre está mais concentrada, e no tubo 2 ela está maior diluído, 
no entanto ambas possuem ion complexo. 
05 – AS MUDANÇAS OBSERVADAS SÃO REVERSÍVEIS? JUSTIFIQUE SUA RESPOSTA, 
EXEMPLIFICANDO-A COM UMA SITUAÇÃO OBSERVADA NESTE EXPERIMENTO. 
Sim, pois se adicionam mais HO o equilíbrio é deslocado para a direita, pelo excesso de produto. 
Se adicionado mais H2O, o equilíbrio irá deslocar para a esquerda. Como ocorreu no tubo 4 onde 
adicionamos H2O na solução amarela, ocasionando o deslocamento para a direção do produto. 
06 – QUAL É A FUNÇÃO DO CLORETO DE SÓDIO (NaCl) E DO ÁCIDO CLORÍDRICO (HCl) 
NOS EXPERIMENTOS REALIZADOS? 
Para mostrar o deslocamento do equilíbrio, no caso da esquerda para a direita pois aumenta a 
quantidade de produto. Fornecer os íons de Cloreto (Cl) que realizaram a reação de 
deslocamento de água. 
07 – A REAÇÃO EM ESTUDO É EXOTÉRMICA OU ENDOTÉRMICA? QUAL É O EFEITO DO 
AUMENTO DE TEMPERATURA SOBRE O EQUILÍBRIO DESSA PRÁTICA? JUSTIFIQUE 
SUA RESPOSTA APLICANDO O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER. 
De acordo com o princípio de Le Chatelier, quando aumentado a temperatura o equilíbrio é 
deslocado para a direita, portanto endotérmica. Exatamente o que ocorre no experimento, pois 
ao ser aquecida, a solução em equilíbrio (verde) é deslocada no sentido do produto (direita) 
ficando amarelada, ou seja, uma reação endotérmica. 
08 – QUAL O EFEITO DA DILUIÇÃO SOBRE EQUILÍBRIO DA REAÇÃO EM QUESTÃO? 
JUSTIFIQUE SUA RESPOSTA. 
Com a diluição será adicionado H2O e chegará a um ponto que terá em excesso no produto, 
portanto irá colocar o equilíbrio no sentido dos reagentes. 
09 – APRESENTE A EXPRESSÃO PARA A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K) DA REAÇÃO 
ESTUDADA. 
Reação [Cu (H2O)4 ]²+ + 4 Cl ⇌ [ CuCl4 ]²+ 4 H2O 
K = [ (CuCl)² ] . [H2O ]^4 
 [ (Cu (H2O) ^4] 2 . [Cl ^- ] 4 
 
EXPERIMENTO 7 
01 – PARA CADA SUBSTÂNCIA TESTADA (SÓLIDOS PUROS OU MATERIAIS DIVERSOS) 
MOSTRE COMO FOI FEITA A IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ, NEUTRALIDADE OU 
ALCALINIDADE DA SOLUÇÃO AQUOSA EM QUESTÃO. 
Com o preparo das soluções de Na2CO3 e N2HCO3, para se identificar a acidez e a basicidade 
foi utilizada os indicadores fenolftaleína e vermelho de metila. Na solução de Na2CO obtivemos 
um pH maior que 8,4 indicando uma basicidade e também um valor de Pka elevado, mesmo 
resultado com N2HCO3. Já o vermelho de metila conseguimos confirmar a classificação das 
soluções como bases já que ambos tiveram pH maior que 5,8. 
02 – (GRUPO 1: SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS PURAS) PARA AS SOLUÇÕES BÁSICAS, 
ESCREVA A EQUAÇÃO QUIMICA DA REAÇÃO ENTRE A ESPÉCIE QUE ATUA COMO 
BASE E A ÁGUA, INDICANDO OS PARES DE ÁCIDOS E BASES CONJUGADOS. 
01) Na2CO3 + H2O ⇌ Na2HCO3^+ + OH^- Na2CO3 > base 
Na2HCO3^+ > Ácido conjugada 
 
02) NaCO3 + H2O ⇌ H2CO3 + OH^- + Na^+ NaOH > base conjugada 
 H2CO3 > Ácido conjugado 
03 – PARA AS SOLUÇÕES ÁCIDAS, ESCREVA A EQUAÇÃO QUÍMICA DA REAÇÃO ENTRE 
A ESPÉCIE QUE ATUA COMO ÁCIDO E A ÁGUA, INDICANDO OS PARES DE ÁCIDOS E 
BASES CONJUGADOS. 
01) NH4Cl + H2O ⇌ NH4 + HCl HCl > Ácido 
 HCl + H2O ⇌ H^+ + Cl^- Cl^- > Base conjugada 
 
02) H3BO3 + H2O ⇌ H2BO3^- + H^+ H3BO3 > Ácido 
 H2BO3^- > Base conjugada 
04 – (GRUPO 2: MATERIAIS COMERCIAIS) PARA CADA UM DOS MATERIAIS 
INVESTIGADOS, INDIQUE O COMPONENTE RESPONSÁVEL PELA REAÇÃO ACIDA OU 
BÁSICA OBSERVADA E ESCREVA A EQUAÇÃO QUÍMICA DE REAÇÃO ENTRE ESSE 
COMPONENTE E A ÁGUA: 
 
05 – (TÍTULAÇÃO ÁCIDO – BASE) MOSTRE OS CÁLCULOS FEITOS PARA A TITULAÇÃO 
DO HCl 1,0 MOL/L COM NaOH 1,0 MOL/L. EXPLIQUE O VALOR ENCONTRADO PARA A 
CONCENTRAÇÃO DO HCl. ELE SE APROXIMOU DO VALOR TEÓRICO DE 1,0 MOL/L? SE 
NÃO, FORNEÇA UMA POSSÍVEL EXPLICAÇÃO PARA A DIVERGÊNCIA ENCONTRADA. 
m = v = m.v 
NaOH = 1 mol/l 
V¹ = 10,5 ml 
Mt = 1 mol 
Vt = 1 mol 
 
EXPERIMENTO 8 
01 – QUAL É A FUNÇÃO DO AMIDO NAS REAÇÕES ESTUDADAS? 
Quando existe iodo presente na reação, o amido funciona como um indicador onde forma um 
complexo de intensa coloração azul. 
02 – RELATE E JUSTIFIQUE O EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A VELOCIDADE DA 
REAÇÃO ESTUDADA. 
Com o aumento da temperatura a velocidade da mudança de coloração aumentou, ou seja, 
menos tempo. Isso ocorre, pois, o aumento da temperatura, a energia cinética das partículas 
1HCl + 1NaOH > 1NaCl + 1H2O 
mTitulado = 1 mol . 10,5 ml / 10 ml 
 
mt = 1,05 mol/l 
aumenta, consequentemente mais colisões. O oposto quando a temperatura foi menos, 
diminuindo a agitação e as colisões das moléculas demorando mais para ocorrer a reação. 
03 – RELATE E JUSTIFIQUE O EFEITO DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES SOBRE A 
VELOCIDADE ESTUDADA. 
Basicamente, quanto maior a quantidade de reagente, maior será o tempo para ocorrer a reação, 
pois terá mais partículas para se misturarem. Então a quantidade é proporcional ao tempo, 
quanto mais, maior o tempo. 
 
EXPERIMENTO 9 
01 – COLOQUE OS METAIS ESTUDADOS EM ORDEM DE CRESCENTE REATIVIDADE 
FRENTE AOS AGENTES OXIDANTES USADOS. JUSTIFIQUE A RESPOSTA. 
Dentre os metais escolhidos foram ( Mg, Cu e Al ). Mg > Al > Cu. O cobre é menos reativo entre 
os escolhidos. Como foi visto experimentalmente o magnésio tem sido o mais reativo, pois obteve 
uma maior velocidade de oxidação. 
02 – ALGUM DOS METAIS PESQUISADOS É ANFÓTERO? POR QUÊ? 
O alumínio, pois foi o único dos três metais estudados em que reagiu tanto com a base, quanto 
com o ácido. De acordo com o conceito, anfótero é a substância que pode se comportar como 
um ácido ou base, dependendo do reagente presente. 
03 – APRESENTE EQUAÇÕES QUÍMICAS COMPLETAS CORRESPONDENTES AS 
REAÇÕES OBSERVADAS. 
Mg + 2HC > MgCl2 + H2 Cu + 2NaOH > Cu(O^4)2 + 2Na 
Mg + HAc > MgAc + H2 Cu + 4HNO3 > Cu(NO3)2 + 2HO + 2NO2 
Mg + NaOH > Mg(OH2) + Na 
 Al + HCl > 2AlCl3 + 3H2 
 Al + 3NaOH > Al(OH)3 + 3Na 
04 – INDIQUE ALGUNS METAIS QUE REAGEM ESPONTANEAMENTE COM ÁGUA. 
JUSTIFIQUE SUA RESPOSTA. 
K , Na, Mg – reagem espontaneamente com a água, pois possuem uma alta reatividade , o que 
permite que o H+ da água “pegue” elétrons do elemento e libere gás hidrogênio para o meio. 
05 – DE UM MODO GERAL, METAIS PODEM SER OBTIDOS POR REDUÇÃO DOS 
RESPECTIVOS ÓXIDOS EMPREGANDO GÁS HIDROGÊNIO SOB TEMPERATURAS 
ELEVADAS: MO (ÓXIDO METÁLICO) + H2 (g) > METAL (s) + H2O (l). 
QUAIS DOS METAIS PESQUISADOS SERÃO MAIS FACILMENTE OBTIDOS POR ESSA 
REAÇÃO? JUSTIFIQUE. 
O cobre, pois é o menos reativo dos metais estudados, portanto o oxigênio teria sua ligação com 
cobre quebrada e formaria uma nova ligação com o hidrogênio. 
06 – EM SUA OPINIÃO, PODMEOS ESTOCAR UMA SOLUÇÃO DE HIDRÓXIDO DE 
POTÁSSIO A 10% EM TANQUES DE FERRO OU DE ALUMÍNIO? POR QUÊ? 
Não, pois o potássio é um dos metais com maior reatividade, portanto reagiria com o ferro e 
alumínio facilmente. 
 
EXPERIMENTO10 
PARTE 1: PILHAS ELETROQUÍMICAS 
01 – QUAIS SÃO OS FATORES QUE DETERMINAM A VOLTAGEM DE UMA PILHA 
ELETROQUÍMICA? 
Os fatores que determina a voltagem de uma pilha eletroquímica são: concentração dos 
reagentes, natureza das reações químicas e as espécies que ocorrem oxidação e redução. O 
potencial de oxidação e de redução do metal que constitui o eletrodo. A diferença de potencial 
(ddp) é a diferença que existe entre os potenciais de cada eletrodo e é medida em volt (V). 
02 – QUAIS SÃO OS FATORES QUE DETERMINAM A VIDA ÚTIL DE UMA PILHA 
ELETROQUÍMICA? 
Os fatores determinantes de uma vida útil da pilha eletroquímica é: temperatura da pilha, tensão 
do aparelho em que ela se encontra, estado físico dos reagentes e também o tipo de eletrólito 
presente nela. 
03 – QUAL É A FUNÇÃO DA SOLUÇÃO DE CLORETO DE SÓDIO NAS PILHAS 
ESTUDADAS? 
O cloreto de sódio tem a função de reestabelecer a neutralidade do sistema, funcionando como 
ponte salina. No que desrespeito a ponte salina, tem a função de permitir o transporte de cargas 
de uma solução para outra. 
04 – QUAL É A FUNÇÃO DO PAPEL DE FILTRO E DO ALGODÃO NAS PILHAS 
ESTUDADAS? 
O algodão permite a passagem de íons entre o tubo com a solução de NaCl, ou seja, o algodão 
funciona como uma membrana semipermeável. Já o papel de filtro atua conduzindo íons na 
solução de NaCl. 
 
05 – ESCREVA AS SEMIRREAÇÕES DOS PROCESSOS QUE OCORREM NOS ELETRODOS 
DE CADA PILHA ESTUDADA, ASSIM COMO A REAÇÃO QUÍMICA GLOBAL. 
 
06 – NO PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL DA PILHA DE DANIEL SIMPLIFICADA, VOCÊ 
COMPAROU O RESULTADO OBTIDO NO EXPERIMENTO COMO O VALOR TEÓRICO. 
DEMONSTRE AQUI SEUS CÁLCULOS E, CASO TENHA ENCONTRADO ALGUMA 
DIVERGÊNCIA ENTRE OS RESULTADOS, EXPLIQUE OS EVENTUAIS MOTIVOS QUE 
LEVARAM AS VARIAÇÕES ENCONTRADAS. 
O valor encontrado foi de 0,98 V, ou seja, menor que 1,1 V. Isso se deve ao fato de que os metais 
utilizados possuem uma camada de oxidação que não foi completamente retirada quando os 
metais foram limpos. 
PARTE 2: PROCESSOS ELETROLÍTICOS 
07 – INTERPRETE OS FENÔMENOS OBSERVADOS NOS ELETRODOS, ESPECIFICANDO, 
TAMBÉM, OS ELETRODOS ONDE FOI OBSERVADA A DEPOSIÇÃO DE ZINCO E A 
FORMAÇÃO DE IODO (CATODO OU ANODO). 
Ao ligar o sistema à fonte de corrente contínua, iniciou-se a eletrólise. No cátodo, ocorreu 
redução do zinco, caracterizado pela disposição. Já o ânodo, ocorreu oxidação de iodo, dando 
uma coloração amarelada na solução próximo ao ânodo. 
08 – ESCREVA AS SEMIRREAÇÕES DOS PROCESSOS QUE OCORREM EM CADA 
ELETRODO, ASSIM COMO A REAÇÃO QUÍMICA GLOBAL. 
 
 
09 – EXPLIQUE OS FENÔMENOS OBSERVADOS DURANTE O DESCARREGAMENTO DA 
BATERIA, A QUAL FOI “CARREGADA” ANTERIORMENTE POR MEIO DA ELETRÓLISE DA 
REAÇÃO QUÍMICA ESTUDADA. DESCARREGAR A BATERIA É UM PROCESSO DE 
ELETRÓLISE? JUSTIFIQUE SUA RESPOSTA. 
Depois de carregar a bateria através de uma reação não-espontânea, ela foi descarregada pelo 
processo inverso. Sendo assim, o Zn oxidou e voltou para a solução. Portanto, descarregar 
bateria não é eletrolítico, pois é espontâneo. 
10 – POR QUE A VOLTAGEM NA FONTE DEVE SER DE ATE 10 VOLTS? O QUE PODE 
ACONTECER NO SISTEMA REACIONAL CASO UMA VOLTAGEM MUITO ALTA FOR 
APLICADA? 
Caso a bateria seja exposta a uma voltagem maior que 10V, ocorre o fenômeno de eletrólise, 
que separa hidrogênio e oxigênio da água. A bateria ferve, perdendo a água, não armazena mais 
energia, acaba se danificando. Sendo assim, a voltagem tem que ser menor que 10V.