Relatório Prática Físico-Química II

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Universidade de Uberaba - UNIUBE
Ensino á distância
Prática de Físico-Química Experimental II
Aluno: Elisangela Gonçalves Siriani. RA-1125086 
Professor Tutor: Carolina Freitas de Araújo.
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PRÁTICA 1 DE 3
CINÉTICA QUÍMICA
Belo Horizonte, MG.
28/09/2019 
Introdução
A cinética química é o campo da química que estuda a velocidade das reações e procura entender os mecanismos por meio dos quais elas acontecem. Esse estudo é muito importante, pois permite compreender questões relacionadas ao nosso cotidiano, como veremos adiante.
Alguns fatores influenciam a rapidez das transformações química. Conhecendo essas variáveis, é possível acelerar ou retardar uma reação. Os fatores que influenciam na velocidade das reações são:
Concentrações;
Temperatura;
Superfície de contato;
Catalisador.
 	
Objetivo
Desenvolver em laboratório os fatores que influenciam na velocidade das reações.
3-Materiais e Métodos 
3.1- Materiais
Béquer de 250 mL de vidro;
Tubos de ensaio;
Agitador magnético;
Amido solúvel P.A.;
Balança;
Pera;
Iodeto de Potássio;
Peróxido de Hidrogênio;
Pastilha de Sonrisal;
 3.2- Métodos
VELOCIDADE DA REAÇÃO
Em um béquer de 250 mL, pesou-se 3g de amido e solubilizou-se em 300ml de água, agitou-se até total solubilização;
 Em outro béquer de 250ml pesou-se 2,5g de iodato de potássio, e adicionou-se 300ml, agitou-se até total solubilização;
Colocou-se 5ml da solução de Iodato em dois tubos de ensaio, separando-se como tubo 1 e 2, no tubo 1 colocou-se 5ml de solução de amido e no tubo 2 2,5 ml de solução de amido completando com água;
Houve a viragem da solução em ambos os tubos e o mais concentrado observou-se a viragem mais rápida.
TEMPERATURA
Adicionou-se 5ml de solução de Iodato de Potássio em dois tubos de ensaio;
Adicionou-se 5ml de solução de Amido nos dois tubos de ensaio;
Resfriou-se um tubo de cada solução em banho de gelo, logo após retirou-se do banho de gelo e misturou com os outros tubos observando a reação ocorrida nos tubos. O mais frio reação mais lenta.
SUPERFICIE DE CONTATO
Utilizou-se pastilhas de sonrizal, em dois tubos de ensaio colocou-se em um um pedaço e em outro triturou-se , obsevou-se no tudo com a pastilha triturada uma liberação mais rápida de O2, sendo mais rápida a reação.
CATALISADOR
Adicionou-se em dois tubos de ensaio peróxido de Hidrogênio, adicionando Iodeto de Potássio em um tubo observou-se a reação mais rápida devido ao catalisador.
Resultados e discussões
Observaram-se nos vídeos as reações de acordo com a cinética química, portanto no laboratório conseguimos realizar somente a prática referente à superfície de contato devido à falta do roteiro.
Conclusão
Foi possível observar mesmo sem algumas práticas não realizadas no laboratório as reações referentes ao estudo.
7- Anexo
	Durante a prática não conseguimos realizar de forma objetiva pois não estávamos com o roteiro referente às práticas, pois não foi enviado, e nem no roteiro do professor tutor.
	7-Referências
Vídeo aula Cinética química;
 
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Aluno: Elisangela Gonçalves Siriani. RA-1125086 
Professor Tutor: Carolina Freitas de Araújo.
PRÁTICA 2 DE 3 
EQUÍLIBRIO QUÍMICO
Belo Horizonte, MG.
28/09/2019 – 13:30min ás 14h30min
1-Introdução
Quando uma reação química começa a ocorrer, os reagentes começam a desaparecer com uma certa velocidade (v1) e começa a aparecer o(s) produto(s), Figura 1. No momento em que começa a aparecer o(s) produto(s), num sistema fechado, estes começam a reagir entre si com um velocidade (v2) muito pequena (no início v2 = zero) no sentido de formar os reagentes que os originaram. Quando a velocidade v1 tende a diminuir, a velocidade v2 tende a crescer.
Quando as duas velocidades forem iguais, isto é v1 = v2, alcançamos o estado de equilíbrio. Este estado de equilíbrio é expresso por uma constante de equilíbrio, que estabelece quando v1 = v2.
O estado de equilíbrio é um estado dinâmico e não estático e estabelecido entre produtos e reagentes, no qual não havendo mudanças ele se mantém constante e é expresso pela constante de equilíbrio.
 
2-Objetivo
	Analisar os equilíbrios químicos e suas situações reversível ou irreversível.
3- Materiais
5 pipetas de Pasteur
5 tubos de ensaio
Solução K2CrO4 0,05 mol/L
Solução K2Cr2O7 0,05 mol/L
Solução de HCl 1 mol/L
Solução de NaOH 1 mol/L
Espátula metálica
Papel indicador universal
Bico de Busen
Garra de madeira para tubo de ensaio
Água fria
Solução NH4OH 0,5 mol/L
Solução NH4Cl sólido
Vidrarias:
1 bastão de vidro
5 béquer de 50 mL de vidro
4- Métodos
1ª Parte
Separou-se dois tubos de ensaio, que serão utilizados como padrão de cor, e acrescentou-se as seguintes soluções:
Tubo 1: 2 mL de solução de cromato de potássio 0,05 mol/L.
Tubo 2: 2 mL de solução de dicromato de potássio 0,05 mol/L
Adicionou-se, em outro tubo de ensaio (tubo 3), 1 mL de solução de cromato de potássio 0,05 mol/L e adicionar, em seguida, aproximadamente 10 gotas de solução de ácido clorídrico 1 mol/L. Comparar a cor desta solução com as dos tubos 1 e 2.
Em seguida, adicionou-se, ao mesmo tubo 3, 2 mL de solução de hidróxido de sódio 1 mol/L (gota a gota). Homogeneizou-se a mistura e comparou-se novamente a cor da solução com os tubos 1 e 2. Levar em consideração a diluição ocorrida.
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
2ª Parte
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 2 mL de solução de amônia 0,5 mol/L e verificou-se o pH com papel indicador universal pH 11. A constante de ionização da amônia é 1,8x10-5.
Em seguida, adicionou-se ao sistema uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido. Verificando o novamente o pH que foi para 9.
Em um outro tubo de ensaio, adicionou-se 2 mL de solução de amônia 0,5 mol/L. Pingando 3 gotas do indicador fenolftaleína na solução e agitando.
Em seguida, aquecer o tubo de ensaio no bico de Bunsen. Observar.
Logo após, colocar o tubo de ensaio na água fria. Observar.
NH3 + H2O NH4+ + OH- ∆H < O
Resultados de discussões:
Foi possível identificar o equilíbrio quando ocorreu a variação de temperatura com o aumento da temperatura houve um deslocameto em direção aos produtos. E na variação de pH aumentando os íons deslocam o equibrio para a formação de amônia.
Conclusão:
A partir do experimento foi possível por meio de várias etapas , colocar em prática os conceitos de equilíbrio químico e de reversibilidade , por meio da compreensão do principio de Le chatellier.
Referências
Vídeo aula Uniube Equilíbrio Químico;
Química Nova, São Paulo;
Universidade de Uberaba - UNIUBE
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PRÁTICA 3 DE 3 
ELETROQUÍMICA(Pilha de Daniell)
Belo Horizonte, MG.
28/09/2019 – 14:30min ás 16h30min
1-Introdução
A eletroquímica abrange todos os processos químicos que envolvem transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise. (Resumindo: pilha e bateria são processos químicos que ocorrem espontaneamente e gera corrente elétrica, já a eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica).A primeira pilha foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizava discos de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina.Os discos foram chamados de eletrodos, sendo que os elétrons saiam do zinco para o cobre, fazendo uma pequena corrente fluir.
Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco,
mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuia um tubo que ligava as duas cubas, este tupo foi chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.
	Catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons, já o anodo é o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorre perda de elétrons
 2-Objetivo
Medir diferenças de potencial entre eletrodos; estabelecer uma série de potenciais de redução padrão que medem a maior ou menor tendência de uma dada espécie para aceitar elétrons.
 3 – Materiais e Reagentes:
Placas de zinco; 
Placas de cobre; 
Esponja de aço;
12 Béckers de 100 mL;
6 Pontes Salinas (Tubos em U);
Multímetro;
Solução 1 mol/L KCl
Solução 1 mol/L de ZnSO4;
Solução 1 mol/L de Cu SO4;
4 – Procedimento Experimental:
Colocou-se a solução de sulfato de cobre 1 mol/L num becker de 100 mL e mergulhou-se na solução uma lâmina de cobre previamente limpa. Ligou o eletrodo de cobre ao terminal positivo de um multímetro.Colocou a solução de sulfato de zinco 1 mol/L num béquer semelhante e introduza a barra de zinco. Ligue este eletrodo ao terminal negativo do multímetro. Estabeleça o contato entre as duas soluções, com uma ponte salina, e faça a leitura de voltagem.
 5-Resultados e discussões: 
5.1- Escreva as semi-reações da pilha:
Anodo Zn (s) – Zn2+(aq) + 2e-
Catodo Cu2(aq)+ 2e- -- Cu(s)
Escreva a equação global:
Zn(s) +Cu2+(aq) --- Zn2+ (aq) + Cu (s|)