APOSTILA PRÁTICAS - TGA

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
APOSTILA DE PRÁTICAS
PRÁTICAS DE QUÍMICA
MEDIANEIRA, 2019
CRONOGRAMA DE AULAS 
	TURMA
	
	TM23
	PRATICA
	3ª FEIRA
	
	13/08
	Prática 01 – Apresentação da disciplina; normas de segurança e regras de comportamento em um Laboratório Químico.
	20/08
	Prática 02 – Aferição e calibração de vidrarias.
	27/08
	Prática 03 – Densidade e precisão instrumental.
	03/09
	Prática 04 – Técnicas de separação de misturas.
	10/09
	Prática 05 – Preparo de soluções.
	17/09
	Prática 06 – Padronização de soluções. Diluição.
	24/09
	Revisão dos conteúdos.
	01/10
	Avaliação 1. Entrega relatório 1.
	08/10
	PLANEJAMENTO. 
	15/10
	Prática 09 – Identificação de ácidos e bases, indicadores e hidrólise salina. 
	22/10
	Prática 10 – Estequiometria.
	29/10
	Prática 11 – Cinética química.
	05/11
	Prática 12 – Equilíbrio químico.
	12/11
	Prática 13 – Eletroquímica. 
	19/11
	Revisão dos conteúdos.
	26/11
	Avaliação 2. Entrega do relatório 2.
	03/12
	Entrega das notas.
	10/12
	Avaliação substitutiva.
	17/12
	Finalização da disciplina.
1. Procedimento de Trabalho no Laboratório
	1. 	O trabalho num laboratório químico só é efetivo quando realizado conscienciosamente e com compreensão da sua teoria. Além disso, toda atividade experimental requer que o experimentador SEJA CUIDADOSO E ESTEJA ATENTO. Mesmo um experimento aparentemente inofensivo, pode resultar em conseqüências sérias quando planejado de maneira imprópria.
	2. 	Todo aluno ou grupo terá um LUGAR NO LABORATÓRIO (BANCADA), QUE DEVERÁ SER MANTIDO LIMPO E ARRUMADO. Somente os materiais necessários ao experimento deverão permanecer sobre a bancada.
3. 	O estudante, antes de iniciar o trabalho de laboratório deve: 
Conhecer todos os detalhes do experimento que irá realizar
Ter conhecimento sobre as propriedades das substâncias a serem utilizadas
Familiarizar-se com a teoria relativa ao tópico em estudo
Ter um protocolo experimental escrito envolvendo todas as atividades a serem realizadas.
Vestir avental e óculos de segurança sempre que trabalhar no laboratório (itens de uso pessoal que devem ser providenciados pelo aluno).
NUNCA REALIZE EXPERIMENTOS QUE NÃO SEJAM INDICADOS NO GUIA SEM ANTES CONSULTAR O PROFESSOR RESPONSÁVEL
Anotações de Laboratório
Utilize um caderno de uso exclusivo para as atividades de laboratório
Após estudar a atividade experimental a ser realizada, faça um protocolo do que será feito detalhando montagem de equipamentos, cálculo da massa de reagentes necessários para preparar soluções e uma lista sintética das etapas a realizar 
Anote todas as suas observações do trabalho experimental e suas conclusões.
Um relatório completo sobre a prática deverá ser entregue com um prazo máximo de 7 dias a partir da data de realização do experimento.
2. Regras Básicas de Segurança
 
Realize todo o trabalho com substâncias voláteis na capela.
Trabalhe longe de chamas quando manusear substâncias inflamáveis.
Quando aquecer soluções num tubo de ensaio segure-o sempre com a abertura dirigida para longe de você ou seus vizinhos no local de trabalho.
Sempre coloque os resíduos de metais, sais e solventes orgânicos nos recipientes adequados.
Use os óculos protetores de olhos, sempre que estiver no laboratório.
Use sempre guarda-pó, de algodão com mangas compridas.
Não fume, não coma ou beba no laboratório.
Evite trabalhar sozinho, e fora das horas de trabalho convencionais.
Não jogue material insolúvel nas pias (sílica, carvão ativo, etc). Use um frasco de resíduo apropriado.
Não jogue resíduos de solventes nas pias. Resíduos de reações devem ser antes inativados, depois armazenados em frascos adequados.
Não entre em locais de acidentes sem uma máscara contra gases.
Nunca jogue no lixo restos de reações.
Realize os trabalhos dentro de capelas ou locais bem ventilados.
Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos) procure o médico indicando o produto utilizado.
Se atingir os olhos, abrir bem as pálpebras e lavar com bastante água. Atingindo outras partes do corpo, retirar a roupa impregnada e lavar a pele com bastante água. 
Não trabalhar com material imperfeito, principalmente o de vidro que contenha pontas ou arestas cortantes.
 Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando o seu escapamento.
 Não deixar vidro quente em lugares onde possam pegá-los indevidamente.
 Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa.
 Não aquecer reagentes em sistema fechado.
 Não provar ou ingerir drogas ou reagentes de laboratório.
 Não aspirar gases ou vapores.
Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido.
3. ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS SOCORROS
3.1.QUEIMADURAS
Superficiais: quando atingem algumas camadas da pele.
Profundas: quando há destruição total da pele.
Queimaduras térmicas - causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos)
Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, paraqueimol, furacim solução, etc.
Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%, ou soro fisiológico, encaminhar logo à assistência médica.
Queimaduras químicas - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc.
Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio a 1% e, novamente com água.
Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar com solução de ácido acético a 1% e, novamente com água .
Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água.
ATENÇAO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões - Não fure as bolhas existentes.
Não toque com as mãos a área atingida. - Procure um médico com brevidade.
c) Queimaduras nos olhos
Lavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro fisiológico, durante vários minutos, e em seguida aplicar gazes esterilizada embebida com soro fisiológico, mantendo a compressa, até consulta a um médico.
3.2. ENVENENAMENTO POR VIA ORAL
A droga não chegou a ser engolida. Deve-se cuspir imediatamente e lavar a boca com muita água. Levar o acidentado para respirar ar puro.
A droga chegou a ser engolida. Deve-se chamar um médico imediatamente. Dar por via oral um antídoto, de acordo com a natureza do veneno.
3.3. INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA
Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o descansar.
Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto adequado.
ATENÇÃO: "A CALMA E O BOM SENSO DO QUÍMICO SÃO AS MELHORES PROTEÇÕES CONTRA ACIDENTES NO LABORATÓRIO".
MATERIAIS UTILIZADOS NO LABORATÓRIO QUÍMICO
	Agitador Magnético
Utilizado no preparo de soluções e em reações químicas quando se faz necessário 
uma agitação constante ou aquecimento.
	
Almofariz com Pistilo
Usado na trituração e pulverização de sólidos em pequena escala.
	
Alonga
Serve para conectar o condensador ao frasco coletor nas destilações, direcionando o fluxo de líquido. Usado como suporte do funil na filtração.
	
Anel ou Argola
Preso à haste do suporte universal, sustenta o funil na filtração.
	
Balança Analítica
É usada para se obter massas com alta exatidão. 
Balanças semi-analíticas são também usadas para medidas nas quais a 
necessidade de resultados confiáveis não é crítica.
	
Balão de Destilação
É utilizado em destilações simples ou fracionado; o braço do balão é então
ligado ao condensador.
	
Balão De Fundo Chato
Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, 
fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser aquecido sobre o tripé e a 
manta aquecedora.
	
Balão de Fundo Redondo
Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado
a
um rotaevaporador. Utilizado também em reações com desprendimentos gasosos.
	
Balão Volumétrico
Possui volume definido e é utilizado para o preparo de soluções com precisão em 
laboratório. É utilizado para preparo de soluções e para medir com precisão um 
volume único e fixo descrito no balão. 
	
Bastão de Vidro
Serve para agitar ou transferir líquidos de um recipiente a outro. Ela é feita de vidro para não causar uma reação química na substância em questão.
	
Béquer 
É de uso geral em laboratório, servindo para dissolver substâncias, 
efetuar reações químicas, aquecer líquidos, etc. Também pode ser aquecido 
utilizando o bico de Bunsen em conjunto com a manta aquecedora.
	
Bico de Bunsen
É a fonte de aquecimento utilizada no laboratório. Não devem ser utilizadas substâncias inflamáveis.
	
Bureta
É um equipamento calibrado para medir o volume de líquidos precisamente. Ela é graduada em décimos de milímetro e é muito utilizada em titulações.
	
Cadinho
Geralmente é feito de porcelana. Serve para calcinação (aquecimento a seco e 
muito intenso) de substâncias. Poder ser colocado em contato direto com a chama 
do bico de Bunsen. Suporta altas temperaturas (acima de 500°C), dependendo do material que foi construído, ferro, chumbo, platina ou porcelana.
	
Cápsula de Porcelana
Peça de porcelana usada para evaporar líquidos das soluções e na secagem 
de substâncias. Podem ser utilizadas em estufas desde que se respeite o limite de 
no máx. 500°C.
	
Condensador
Utilizado na destilação tem como finalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos. Os mais comuns são os de Liebig (retos), mas há também o de bolas e de serpentina. É comumente utilizado em conjunto com o balão de destilação. 
	
Conta Gotas
Utilizado quando se deseja adicionar a uma reação/solução apenas algumas gotas de um determinado líquido, que pode ser um indicador, ou solvente, etc.
	
Dessecador
Usado para guardar substâncias em atmosfera com baixo índice de umidade. Nele se guardam substâncias sólidas para secagem. Sua atmosfera interna deve conter baixo teor de umidade, para isso, em seu interior são colocados agentes secantes, como sílica gel.
	
Erlenmeyer
Tem as mesmas finalidades que o béquer ao fazer titulações, aquecer líquidos e dissolver substâncias, dentre outras, mas tem a vantagem de permitir a agitação manual – o seu afunilamento em cima anula o risco de perda de material.
	
Espátulas e Colheres
Utilizadas para transferência de sólidos, são encontradas em aço inox, porcelana, níquel, osso e pp.
	
Estante para Tubos de Ensaio
É usada para suporte dos tubos de ensaio.
	
Estufa
Com controle de temperatura através de termostato é utilizada para a secagem de material; costuma alcançar até 300°C.
	
Funil de Buchner
Acoplado ao kitassato e munido de papel de filtro é usado nas filtrações a vácuo.
	
Funil Haste Longa
Ele é feito de vidro e é utilizado na transferência de substâncias entre recipientes e na filtragem de substâncias como o auxílio de um filtro de papel.
	
Funil de Separação
O funil de bromo é utilizado para separar líquidos não miscíveis, ou seja, através da decantação. A torneira embutida nele permite que seja separado com facilidade.
	
Garra de Condensador
Espécie de braçadeira que prende o condensador ou outras peças, como balões, erlenmeyers e outros à haste do suporte universal.
	
Garra Dupla
Utilizada para fixar buretas durante a utilização.
	
Kitassato 
Utilizado em conjunto com o funil de Büchner em filtrações a vácuo. Compõe a aparelhagem das filtrações a vácuo. Sua saída lateral se conecta a uma trompa de vácuo. É utilizado para uma filtragem mais veloz, e também para secagem de sólidos precipitados. 
	
Manta Aquecedora
Equipamento usado juntamente com um balão de fundo redondo; é uma fonte de calor que pode ser regulada quanto à temperatura.
	
Medidor de pH
Também chamado de pHmetro, mede o pH de uma solução. É constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. 
	
Mufla
A mufla é um aparelho que produz altas temperaturas. É utilizada na calcinação de substâncias por aquecimento até 1800ºC.
	
Papel Filtro
Serve para separar sólidos de líquidos. O filtro deve ser utilizado no funil comum.
	
Pinça de Madeira
Utilizada para segurar tubos de ensaio em aquecimento, evitando queimaduras nos dedos.
	
Pinça Metálica ou Tenaz
Serve para manipular objetos aquecidos.
	
Pipeta Graduada
Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes variáveis. Não pode ser aquecida e não apresenta precisão na medida. Mede volumes variáveis e não pode ser aquecida.
	
Pipeta Pasteur
Usada para lavagem de vidrarias com solventes não aquosos ou então para transferências.
	
Pipeta Volumétrica
Usada para medir e transferir volume de líquidos, não podendo ser aquecida, pois possui grande precisão de medida. Mede um único volume, o que caracteriza sua precisão.
	
Pipetador tipo Pera
Acoplado a uma pipeta ajuda a “puxar” e a “expelir” pequenos volumes de líquidos.
	
Pisseta ou Frasco Lavador
Frasco de plástico usado para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes.
	
Placa de Petri
Peças de vidro ou plástico. Utilizadas para desenvolver meios de cultura bacteriológicos e para reações em escala reduzida e também para observar a germinação das plantas e de grãos de pólen ou o comportamento de pequenos animais, entre outros usos.
	
Proveta Graduada
A proveta é um instrumento preciso e, portanto, altamente recomendado para medição de líquidos. Pode ser encontrada em volumes de 25 até 1000ml. Não pode ser aquecida.
	
Suporte Universal
É empregado na sustentação de peças e sistemas. Ele pode segurar, por exemplo, a bureta ou o funil de bromo.
	
Termômetro
Mede a temperatura de substâncias ou do ambiente. 
	
Triângulo de Porcelana
Suporte para cadinhos de porcelana colocados em contato direto com a chama do bico de Bunsen.
	
Tripé
Apoio para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a manta aquecedora.
	
Trompa de Vácuo
Dispositivo de vidro ou metal que se adaptam à torneira de água, cujo fluxo arrasta o ar produzindo “vácuo” no interior do recipiente ao qual estão ligados. Elas possuem um único sentido de passagem de água, por isso deve-se cuidar para a indicação no aparelho da posição que ficará para baixo.
	
Tubo de Ensaio
Nele podem ser feitas reações em pequena escala e pode ser aquecido diretamente sob a chama do bico de Bunsen.
	
Vidro de Relógio
Peça de Vidro de forma côncava é usado em análises e evaporações em pequena escala, além de auxiliar na pesagem de substâncias não voláteis e não higroscópicas. Não pode ser aquecida diretamente.
PRÁTICA 02 - AFERIÇÃO E CALIBRAÇÃO DE VIDRARIAS
INTRODUÇÃO
 A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém, com finalidades específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e das condições em que a experiência será executada. Contudo, na maioria dos casos, a seguinte correlação pode ser feita:
A. Aparelhagem de Vidro: tubo de ensaio, béquer, erlenmeyer, balão volumétrico, provetas, buretas, pipeta, funil, vidro relógio, bastão de vidro.
B. Aparelhagem Metálica: suporte de ferro, mufla, garras, pinça metálica, Tela de amianto, tripé, bico de gás, argola.
C. Aparelhagens Diversas: espátulas, frasco lavador ou pisseti, pinça de madeira, forno, cadinho.
Medidas de massa de sólidos
	A massa de um corpo é determinada por comparação com padrões de massas conhecidas, com a utilização de balanças. Embora se trate de medida de massa, o procedimento é comumente denominado “pesagem”. Há uma grande variedade de balanças de laboratório, desde
as mais grosseiras até as de mais alta sensibilidade.
	É comum se encontrar, por exemplo, balanças de escala tríplice, para determinação de massas até centenas de gramas, com precisão de ± 0,1g ou ±0,01g, e balanças analíticas, para carga máxima de 160 g, com precisão de ± 0,0001g.
a. Cuidados gerais com balanças de laboratório:
	As balanças são instrumentos delicados e caros que devem ser manejados com cuidado, para que permaneçam em boas condições de funcionamento. Recomendam-se os seguintes cuidados gerais:
 A balança deve ser mantida limpa. Caso algum material caia sobre o prato ou outra parte da balança, deve serimediatamente removido.
 Os reagentes não devem ser colocados diretamente sobre o prato da balança, mas em recipientes apropriados (pesafiltro,béquer, vidro de relógio etc.) que devem estar limpos e secos.
 Os objetos a serem pesados devem estar à temperatura ambiente.
 Terminada a pesagem, todos os objetos devem ser removidos dos pratos e os botões, massa aferidas ou cavaleiros(conforme o caso) recolocados na posição zero.
b. Técnicas de determinação de massa:
	As balanças analíticas, mais utilizadas atualmente nos laboratórios, são balanças elétricas de um só prato. Além dos cuidados gerais mencionados no item anterior, estas balanças exigem precauções adicionais, tais como:
 Quando não estiver sendo utilizada, a balança deve ser mantida travada e as portas laterais fechadas.
 Quando o objeto a ser pesado é colocado ou retirado do prato, a balança deve estar TRAVADA.
 Os objetos a serem pesados não devem ser pegos com a mão, mas com uma pinça ou uma tira de papel.
 O operador ou outra pessoa não deve se apoiar no balcão da balança, durante a pesagem.
As etapas envolvidas na utilização de uma balança analítica são, em resumo:
 acerto do nível
acerto do zero
 pesagem propriamente dita
 leitura da massa do objeto, no painel da balança
	Os dispositivos de trava e semitrava, os botões que acionam as massas aferidas, bem como detalhes de operação, variam de uma balança para outra, por isso recomenda-se consultar o manual da balança para obter instruções específicas sobre o seu uso.
Medida de volume de líquidos
	De um modo geral, para medidas aproximadas de volumes de líquidos, usam-se cilindros graduados ou provetas, enquanto, para medidas precisas, usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos, que constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura padrão de calibração é 20ºC.
	A medida do volume do líquido é feita comparando-se o nível do mesmo com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na parte inferior do menisco, estando a linha de visão H do operador perpendicular à escala graduada (Fig. 1.2), para evitar erro de paralaxe.
Fig. 1.2. Leitura do menisco de um líquido.
OBJETIVOS 
 - Manusear instrumentos de medida, efetuando de maneira correta a leitura de massa, volume e temperatura; 
 - Comparar a sensibilidade dos diferentes instrumentos utilizados; 
 - Utilizar a densidade da água como uma propriedade física capaz de calibrar instrumentos volumétricos. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Materiais necessários
Bureta de 25 ml 
Suporte Universal
Pipeta Volumétrica de 25ml 
Garra para Bureta
Pipeta Graduada de 10 ml 
Pêra
Proveta de 25ml 
Termômetro
Béquer de 50 ml
Balão volumétrico de 50ml
Pissete com água destilada
6 Erlenmeyers de 50ml com Rolha
Parte A
	Verifique se os erlenmeyers que lhe foram fornecidos estão devidamente limpos e secos.
Marcar os erlenmeyers como 1, 2, 3, 4, 5 e 6. Pese estes frascos, com as rolhas correspondentes, em uma balança analítica e anote suas medidas.
Utilizando o suporte universal e a garra apropriada, monte a bureta e em seguida chame o responsável para verificar a sua montagem e orientá-lo sobre a correta manipulação da bureta. 
Encha a bureta com água, observando para que não haja bolhas de ar retidas na região abaixo da torneira. Se forem observadas bolhas de ar, abra a torneira, deixando o fluxo de água arrastá-las. Termine de completar o volume da bureta, anotando em seguida a leitura do volume inicial.
Transfira aproximadamente 25 ml da água contida na bureta ao frasco 1, feche o frasco com a rolha correspondente, espere cerca de 30 segundos para que a água escorra pelas paredes da bureta e então leia o volume final, anotando-o devidamente.
Utilizando a pipeta volumétrica, transfira com o auxílio de uma pera (chame o responsável para explicar-lhe a correta manipulação da pipeta e da pera) 25 ml de água ao frasco 2, tampando-o em seguida com a rolha correspondente. 
Repita o procedimento utilizando a pipeta graduada, transferindo a água para o frasco 3. 
Observe a temperatura e, com a mesma balança utilizada anteriormente, pese os frascos com as rolhas e anote os novos valores na folha de relatório.
Encha a proveta, o balão e o béquer até a marca com água. Transfira cada conteúdo ao frasco 4, 5 e 6, respectivamente. Volte a fechá-los com as rolhas e pese-os em seguida. 
Parte B
Para verificarmos a confiabilidade dos resultados faremos replicatas de uma das medidas.
Esvaziar 3 erlenmeyers e enumerar como 1, 2, 3. Pese estes frascos, com as rolhas correspondentes, em uma balança analítica e anote suas medidas.
Encha três vezes o balão de 50ml e transfira para os erlenmeyers. Faça a pesagem e os cálculos necessários.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:_____________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 02 - AFERIÇÃO E CALIBRAÇÃO DE VIDRARIAS
Com base nos dados experimentais complete a tabela.
Temperatura:________ Densidade: ________
	Vidraria
	Massa da vidraria (g)
	Massa conjunto (g)
	Massa H2O
(g)
	 Volume H2O (mL)
	Erro relativo
(%)
	Bureta 25mL
	
	
	
	
	
	Pipeta vol. 25mL
	
	
	
	
	
	Pipeta grad. 10mL
	
	
	
	
	
	Proveta 25mL
	
	
	
	
	
	Béquer 50 mL
	
	
	
	
	
	Balão vol. 50ml
	
	
	
	
	
Erro relativo= (volume obtido – volume verdadeiro)/ volume verdadeiro x 100
Dentre as vidrarias de laboratório conhecidos nessa prática, qual possui maior exatidão? Escreva as vidrarias em ordem de exatidão.
Qual é a diferença conceitual entre: massa, peso e densidade?
Com base nas replicatas para a aferição do balão volumétrico pede-se:
	Réplica
	Massa da vidraria (g)
	Massa conjunto (g)
	Massa H2O
(g)
	 Volume H2O (mL)
	Erro relativo
(%)
	1
	
	
	
	
	
	2
	
	
	
	
	
	3
	
	
	
	
	
A média, o desvio padrão, e o coeficiente de variação.
A fim de se determinar experimentalmente o volume de um certo frasco no laboratório, este é inicialmente pesado vazio, e depois é pesado novamente cheio com água deionizada. A temperatura da água usada é medida e a densidade desta água é obtida usando uma tabela adequada. Numa aula experimental, os seguintes dados forma obtidos por um estudante:
Massa do frasco cheio de água = 50,0078 g
Massa do frasco vazio = 25,0324 g
Temperatura da água = 26,00 °C
Densidade da água a 26,00 °C = 0,99681 mg/L
Com esses dados, calcule corretamente o volume do frasco.
PRÁTICA 03 – DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE
introdução
	A densidade de uma substância é uma grandeza que relaciona a massa de um material com o volume por ele ocupado. A substância menos densa fica na parte superior quando misturada com substâncias mais densas que ela e vice-versa. É possível também modificar a densidade de uma substância por misturá-la com outras menos ou mais densas. 
Objetivos
Manusear material de laboratório; 
Aplicar o conteúdo adquirido em aula; 
Observar e interpretar os resultados obtidos nos experimentos; 
Registrar os resultados por meio da escrita.
MATERIAIS E REAGENTES
- 01 proveta de 10 mL;
- Amostras de sólido;
- água destilada;
- pinça.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Procedimento 
a. Colocar cerca
de 7 mL de água em uma proveta de 10,00 mL. Ler corretamente o volume de água contido na proveta. 
b. Determinar a massa de uma das amostras de sólido em uma balança semi-analítica. 
c. Colocar, com cuidado, a amostra de sólido na proveta de modo que o mesmo fique imerso na água. 
d. Observar a variação do volume de água e anotar. 
e. Repetir com as demais amostras os procedimentos a, b, c, d. 
f. Determinar a densidade das amostras dos sólidos. 
g. Indicar os dados obtidos no quadro abaixo. 
h. Calcular a densidade média do sólido e compará-la o valor dado na literatura e calcule o erro percentual. 
i. Construir um gráfico, massa versus volume com os dados obtidos. 
j. Calcular através do gráfico a densidade do sólido e o erro percentual. 
k. Comparar os valores de densidade obtidos pela média e pelo gráfico. 
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 03 – DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE 
1. Anote as massas pesadas:
	Amostra nº
	Massa do sólido (g)
	Volume de água (mL)
	Volume de água+sólido (mL)
	Volume do sólido
	Densidade
	1.
	
	
	
	
	
	2. 
	
	
	
	
	
	3. 
	
	
	
	
	
 2. Repita o experimento em triplicata para 1 das amostras.
	Amostra nº
	Massa do sólido (g)
	Volume de água (mL)
	Volume de água+sólido (mL)
	Volume do sólido
	Densidade
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
3. Descreva o que você observou no experimento.
4. Calcular a densidade média do sólido e compará-la o valor dado na literatura e calcule o erro percentual.
5. Construir um gráfico, massa versus volume com os dados obtidos.
6. Calcular através do gráfico a densidade do sólido e o erro percentual.
7. Comparar os valores de densidade obtidos pela média e pelo gráfico.
8. Explique porque, em dias muito frios, é possível encontrar uma camada de gelo na superfície dos lagos. 
9. Uma solução aquosa foi preparada dissolvendo-se certa massa de hidróxido de sódio (NaOH) em 600 mL de água, originando um volume de 620 mL. Qual será a massa do soluto presente nessa solução? (Dados: densidade da solução = 1,19 g/mL; densidade da água = 1,0 g/mL).
PRÁTICA 04 – TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
introdução
	Praticamente tudo o que existe na natureza está na forma de misturas. Muitas destas misturas datam da formação dos astros, inclusive a Terra. Já na pré-história o Homem sentiu a necessidade de efetuar separações, como separar pedra de terra, para confecção de suas ferramentas. Hoje a situação não é diferente, apenas as necessidades mudaram e novas técnicas foram desenvolvidas. Separamos ferro da magnetita e da hematita, sal da água do mar, essências e corantes das plantas, celulose da madeira e uma infinidade de substâncias das mais variadas misturas. 
	As técnicas se aprimoraram de forma a tornar possível a separação de praticamente qualquer tipo de mistura, bastando conhecer o estado físico e as características do que desejamos separar. Algumas misturas são difíceis de visualizar sem o recurso de instrumentos. Aço, como o de uma colher, por exemplo, não pode ser reconhecido como mistura mesmo com o auxílio de microscópio. Já o sangue, que é uma mistura de milhares de componentes pode ser reconhecido como mistura se observado ao microscópio. 
	Os métodos de separação consistem geralmente em processos físicos, porém estão quase sempre associados a aplicações químicas. A cromatografia é um bom exemplo: com base na diferença de solubilidade de duas ou mais substâncias, podemos efetuar a separação delas em um meio líquido (como na experiência) ou mesmo sólido. A separação dos pigmentos da tinta de caneta só foi possível porque os pigmentos mais solúveis em álcool “caminharam” pelo papel com a mesma velocidade do álcool, enquanto os menos solúveis foram ficando para trás. O acompanhamento de vários processos químicos é feito com base nesta técnica. Este princípio, utilizado em equipamentos modernos, permite a separação de substâncias contidas em uma mistura com volume até milhares de vezes menores que uma gota de água. 
Objetivos
Conhecer e utilizar alguns métodos para a separação dos componentes de misturas homogêneas e heterogêneas.
MATERIAIS E REAGENTES
- 01 papel de filtro redondo
- 01 papel de filtro retangular
- 01 funil 
- 4 g de NaCl
- 6 g de Areia
- 02 Vidros relógio
- Água destilada
- suporte com anel de ferro 
- 01 proveta de 100 mL 
- 02 bastões de vidro
- estufa
- dessecador
- 01 cápsula de porcelana
- 02 béqueres de 250 mL
- Bico de Bunsen
- Tripé
- Tela de amianto
- 01 pipeta de 10 mL
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1) Separação de uma mistura heterogênea
- Determinar a massa de um papel de filtro redondo + vidro relógio previamente identificado com o nome do grupo.
- Adicionar ao béquer que contém a mistura (sal + areia), cerca de 50 mL de água destilada e agitar a solução resultante com auxílio de um bastão de vidro.
- Fixar um aro metálico no suporte universal e adaptar o funil com o papel filtro.
- Transferir aos poucos e cuidadosamente a amostra (sal+água+areia) do béquer para o funil recolhendo o filtrado em uma proveta de 100 mL. Observe a técnica de filtração.
- Lavar o béquer e o funil com água destilada. Repetir esta operação tantas vezes quanto forem necessárias com cuidado para não ultrapassa a marca de aferição da proveta.
- Anotar o volume de filtrado obtido na proveta.
- Retirar o papel filtro contendo a areia e coloca-lo sobre o vidro de relógio. Secar na estufa à 105 °C.
- Determinar a massa do papel + areia + vidro relógio.
2) Separação de uma mistura homogênea
- Determinar a massa da cápsula de porcelana + vidro relógio.
- Transferir o filtrado obtido na proveta de 100 mL para um béquer de 250 mL e homogeneizar a solução com auxílio de um bastão de vidro.
- Transferir, com auxílio de uma pipeta volumétrica, 10 mL do filtrado para a cápsula de porcelana.
- Colocar a cápsula de porcelana sobre a tela de amianto apoiada em um tripé.
- Cobrir a cápsula de porcelana com o vidro relógio e com auxílio do bico de Bunsen, aquecer a solução até evaporação total da água, evitar a crepitação.
- Deixar esfriar e determinar a massa da cápsula de porcelana + vidro relógio + resíduo.
- Calcular a massa de sal e areia na mistura.
- Calcular a porcentagem de sal e areia na mistura e o erro percentual utilizando os valores teóricos.
3) Cromatografia
- Monte o sistema como o da figura, com o material fornecido pelo seu professor. Atenção: as marcas devem ser bem fortes e feitas com canetas esferográficas de cores diferentes. Não deixe o álcool molhar as marcas. Preencha as bolinhas com a tinta de cada caneta usada, na mesma ordem do papel: O O O O
- Deixe este sistema montado e inicie as outras experiências.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 04 – TÉCNICAS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
1. Anote as massas pesadas nos experimentos 1 e 2.
2. Registre os cálculos solicitados ao final do experimento 2.
3. Descreva o que você observou em cada experimento e qual a conclusão de cada um.
4. Qual a importância das técnicas de separação de misturas.
5. Pesquise e registre exemplos de aplicações das técnicas utilizadas na aula.
PRÁTICA 05 – PREPARO DE SOLUÇÕES E DILUIÇÃO
INTRODUÇÃO
	Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias que formam um sistema unifásico, geralmente o componente em maior quantidade é chamado de solvente e aquele em menor quantidade é chamado de soluto. Frequentemente, é necessário saber as quantidades relativas de soluto e solvente, entendendo-se, portanto como concentração de uma solução, a quantidade de soluto contida em uma quantidade especificada do solvente na solução.
Objetivos
Preparar corretamente soluções
a partir de reagentes sólidos e aquosos;
Aplicar algumas medidas de concentração;
materiais e reagentes
- Naoh					
- hcl
- Permanganato de potássio
- 2 funis de vidro
- 2 béqueres 100 mL
- 2 balões volumétricos de 100 mL
- 3 bastões de vidro
- água destilada
- 3 espátula
- 2 frascos para estoque das soluções
- 3 balões volumétricos de 50 mL
- Suporte metálico com arco para funil
- Etiquetas
PROCEDIMENTO 
1. Preparo de 100,0 mL de solução 1,0 mol/L de Hidróxido de sódio (NaOH) 
Calcular a massa de reagente necessária para preparar a solução, a partir das informações disponíveis no rótulo do frasco de hidróxido de sódio.
Pesar a quantidade necessária de reagente em um béquer de 100,0 mL contendo aproximadamente 10 mL de água destilada.
Adicionar ao béquer cerca de 50 mL de água destilada e com auxílio de um bastão de vidro solubilizar o soluto. Esperar o estabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente.
Transferir a solução, com auxílio de um funil e um bastão de vidro, para um balão volumétrico de 100,0 mL.
Lavar repetidas vezes, com água destilada, o béquer, o funil e o bastão de vidro, vertendo as águas de lavagem para o balão volumétrico.
Adicionar água destilada ao balão volumétrico até que o menisco inferior do líquido tangencie a marca de aferição do mesmo.
Tampar o balão e inverter o mesmo, de modo a homogeneizar a solução.
Transferir a solução do balão para um frasco estoque de polietileno limpo e seco.
Rotular o frasco (identificação da substância, data, nome, concentração).
2. Preparo de 100,0 mL de solução 1,0 mol/L de Ácido clorídrico (HCl)
PERIGO: - Ácido clorídrico tem um forte efeito corrosivo na pele e em mucosas em geral. Os gases desprendidos, se inalados, podem afetar a mucosa nasal e os pulmões. Em caso de contato externo (inclusive os olhos), lave a região atingida com água em abundância. 
Calcular o volume de solução de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar a solução a partir das informações disponíveis no rótulo do frasco do ácido concentrado.
Adicionar cerca de 50 mL de água destilada em um béquer de 100,0 mL.
Medir o volume necessário de ácido concentrado, na capela, utilizando uma pipeta graduada de 5,00 mL e um pipetador.
Transferir lentamente o ácido para o béquer, agitando a solução com auxílio de um bastão de vidro. Esperar o estabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente.
Transferir a solução, com auxílio de um funil e um bastão de vidro, para um balão volumétrico de 100,0 mL.
Lavar repetidas vezes, com água-destilada, o béquer, o funil e o bastão de vidro, vertendo as águas de lavagem para o balão volumétrico.
Adicionar água destilada ao balão volumétrico até que o menisco inferior do líquido tangencia marca de aferição do mesmo.
Tampar o balão e inverter o mesmo de modo a homogeneizar a solução.
Transferir a solução do balão para um frasco estoque de vidro limpo e seco.
Rotular o frasco (identificação da substância, data, nome, concentração).
Diluição de Soluções
a) Calcular a massa de permanganato de potássio necessária para preparar 50 mL de uma solução 0,1mol/L a partir das informações disponíveis no rótulo.
b) Calcular o volume necessário da solução inicial para preparar as seguintes diluições: 0,01 e 0,001mol/L em balões de 50 mL.
REFERENCIAS 
BACCAN, N; et al; Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª ed., Edgar Blucher, São Paulo-SP, 2001.
CONSTANTINO, M. G. Fundamentos de Química Experimental. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2004.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 05 – PREPARO DE SOLUÇÕES E DILUIÇÃO
1. Faça os cálculos necessários para o preparo das soluções:
a)	Calcular a massa de reagente necessária para preparar a solução, a partir das informações disponíveis no rótulo do frasco de hidróxido de sódio (100 mL à 0,05 mol/L).
b)	Calcular o volume de solução de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar a solução a partir das informações disponíveis no rótulo do frasco do ácido concentrado. (100 mL à 0,05 mol/L).
c) Calcular a massa de permanganato de potássio necessária para preparar 50 mL de uma solução 0,1 mol/L a partir das informações disponíveis no rótulo.
d) Calcular o volume necessário da solução inicial para preparar as seguintes diluições: 0,01 e 0,001 mol/L em balões de 50 mL.
2. Anote as massas/volumes utilizados no preparo das soluções.
	Substância
	Massa/Volume
	Concentração teórica
	Concentração real
	NaOH
	
	
	
	HCl
	
	
	
	Permanganato de potássio
	
	
	
3. O que se entende por "concentração de uma solução"?
4. O que é uma substância higroscópica?
5. Por que não se deve completar o volume de solução, em um balão volumétrico, antes da solução ser resfriada?
6. Quais devem ser as massas de hidróxido de potássio, a serem pesadas, para preparar as seguintes soluções: a) 250 mL de solução 0,1 mol.L–1 e b) 2 litros de solução 0,25 mol.L–1.
7. Calcule o volume de uma solução de ácido sulfúrico 6 mol.L–1 necessário para preparar 500 mL de concentração 0,5 mol.L–1.
8. Que volume de ácido nítrico concentrado deve ser utilizado para preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol.L–1. Dados: HNO3 conc. = 65% p/p; d = 1,5 g/mL.
PRÁTICA 06 - PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES E TECNICA DE TITULAÇÃO
Objetivos
Exercitar a técnica de titulação; Realizar cálculos estequiométricos; Padronizar soluções;
Aplicar a técnica da titulação na determinação da concentração de HCl e NaOH.
INTRODUÇÃO 
As soluções concentradas de ácidos (e de bases também) podem ter suas concentrações determinadas medindo-se as suas densidades e, depois, consultando-se tabelas de densidade em função do título. Para soluções diluídas, esse procedimento não é utilizado porque a determinação precisa de suas densidades é mais difícil. Nesse caso, o problema é resolvido utilizando-se reações de neutralização. Ácidos e bases de Arrhenius são substâncias que, em solução aquosa, levam a um aumento da concentração dos íons H3O+ e OH-, respectivamente. Uma das propriedades desses íons é que eles reagem um com o outro num processo conhecido como reação de neutralização. A equação iônica que representa essa reação é: 
H3O+(aq) + OH- (aq) H2O(l)
Se após a reação o número de íons H3O+ é igual ao número de íons OH-, a solução, deixa de ser ácida ou básica, tornando-se neutra; daí o nome reação de neutralização. Uma titulação é um processo em que se determina a quantidade de uma substância em solução, medindo-se a quantidade necessária de um reagente para reagir completamente com toda a substância. Normalmente, isso é feito adicionando-se, controladamente, um reagente de concentração conhecida à solução da substância, ou vice-versa, até que se julgue que ela reagiu por completo. Então, através do volume de reagente adicionado e da sua concentração, determina-se a quantidade de matéria de reagente consumido; em seguida, através da estequiometria da reação (equação química balanceada), determina-se a quantidade de matéria da substância e, se conhecido o volume da solução que a continha, a concentração da solução. 
O reagente cuja quantidade de matéria é exatamente conhecida chama-se de solução padrão. A precisão com que se conhece sua concentração limita necessariamente a precisão da titulação. Portanto, deve-se tomar muito cuidado ao se preparar tais soluções. Comumente, a concentração de uma solução padrão é obtida por um dos seguintes modos: 
- Preparando-se uma solução de volume exatamente conhecido, utilizando-se uma porção cuidadosamente pesada de uma reagente puro - padrão primário (método direto);
- Determinando-se qual o seu volume necessário para neutralizar uma quantidade de matéria exatamente conhecida (cuja massa correspondente foi cuidadosamente pesada) de um padrão primário (método indireto). 
No primeiro caso, obtém-se uma solução conhecida como
solução padrão primária; no segundo caso, uma solução padrão secundária. Nos dois casos, uma substância química altamente purificada, conhecida como padrão primário, faz-se necessária. A utilização de um padrão primário para determinar a concentração de uma solução padrão secundária é denominada de padronização.
Toda titulação envolve a reação de uma solução padrão em quantidade tal que seja exatamente, e tão-somente, a necessária para reagir com toda a substância que está sendo titulada. Essa condição é atingida no ponto de equivalência, que é encontrado utilizando-se indicadores ácido-base. Os indicadores ácido-base são uma série de corantes orgânicos que apresentam uma cor em solução ácida e outra cor diferente em solução básica. Assim, eles podem ser utilizados para assinalar quando a reação de neutralização ocorre totalmente; daí são denominados indicadores. Fenolftaleína, azul de bromotimol, vermelho de cresol, azul de timol e verde de bromocresol são alguns dos corantes utilizados para assinalar o ponto de equivalência numa titulação. A fenolftaleína, por exemplo, em uma solução ácida é totalmente incolor e em uma solução básica vermelha.
MATERIAIS E REAGENTES
	Carbonato de sódio, Na2CO3 (s) 
	2 Bureta de 25mL
	HCl 0,05 mol/L (aula anterior)
	4 erlenmeyer 250 mL
	Solução de alaranjado de metila 
	funil de vidro 
	Biftalato de potássio (s) 
	água destilada 
	NaOH 0,05 mol/L (aula anterior)
	solução de fenolftaleína 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A)Padronização do HCl 
PERIGO: - Ácido clorídrico tem um forte efeito corrosivo na pele e em mucosas em geral. Os gases desprendidos, se inalados, podem afetar a mucosa nasal e os pulmões. Em caso de contato externo (inclusive os olhos), lave a região atingida com água em abundância. 
Usar a solução de HCl 1 mol/L da aula anterior.
Pese em torno de 0,53 g de carbonato de sódio, dissolva em água destilada (50 mL) e acrescente algumas gotas (3) do indicador alaranjado de metila. 
Prepare uma bureta para receber a solução de HCl a ser padronizada.
Adicione a solução de HCl 1 mol/L. Retire a bureta do suporte e com movimentos cuidadosos faça com que a solução banhe todo o seu interior.
Escoe e rejeite a solução usada. Com o auxílio de um funil, encha novamente a bureta com a solução de HCl 1 mol/L até acima da marca do zero.
Cuidado, verifique se a torneira está fechada e evite um possível transbordamento da solução pela parte superior. Abrindo a torneira, deixe escapar, rapidamente, uma pequena porção de solução, de forma a eliminar qualquer bolha de ar que ficar retida abaixo da torneira.
Coloque o erlenmeyer com a solução de Na2CO3 sob a torneira e inicie a titulação deixando gotejar lentamente a solução ácida, ao mesmo tempo em que o erlenmeyer é agitado com movimentos circulares.
Observe a cor contra o fundo branco. Prossiga até o momento em que a coloração desapareça lentamente com a agitação. Continue, então, adicionando, gota a gota lentamente, a solução ácida, fechando a torneira da bureta no momento em que surgir coloração .
Anote a leitura e calcule o volume total empregado. Repita a titulação.
Padronização do NaOH
Usar a solução de NaOH 1 mol/L da aula anterior.
Em seguida, pese, cuidadosamente, uma amostra de biftalato de potássio de massa 0,53 g num erlenmeyer de 250 mL.
As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão primário (Figura1). É um sal com características ácidas que reage estequiometricamente com o NaOH.
Estrutura molecular do biftalato de potássio.
Anote o valor exato dessa massa. Acrescente cerca de 50 mL de água destilada ao erlenmeyer e agite cuidadosamente até dissolver todo o ácido. Junte, então, 3 gotas da solução do indicador (fenolftaleína).
Prepare uma bureta para receber a solução de NaOH a ser padronizada.
Coloque o erlenmeyer com a solução de ácido sob a torneira e inicie a titulação deixando gotejar lentamente a solução alcalina, ao mesmo tempo em que o erlenmeyer é agitado com movimentos circulares.
Observe a cor contra o fundo branco. Prossiga até o momento em que a coloração rósea apareça lentamente com a agitação. Continue, então, adicionando, gota a gota lentamente, a solução alcalina, fechando a torneira da bureta no momento em que surgir coloração persistente por cerca de 1 minuto. Anote a leitura e calcule o volume total empregado.
Referencias bibliográficas
BACCAN, N; et al; Química Analítica Quantitativa Elementar, 3ª ed., Edgar Blucher, São Paulo-SP, 2001.
CONSTANTINO, M. G. Fundamentos de Química Experimental. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2004.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:______________________________________ Turma:______ Data: ________
PRATICA 06 - PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES E TECNICA DE TITULAÇÃO
Apresente as reações químicas envolvidas nas padronizações e calcule o fator de correção.
	Padronização do HCl
	
	Padronização do NaOH
	
2. Discorra sobre o que é e como deve ser feita uma titulação. 
3. Para que são utilizados indicadores em titulações? 
4. O que é um padrão primário? E um padrão secundário? 
5. Por que é necessário realizar a padronização de soluções?
PRÁTICA 09 – IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES, INDICADORES E HIDRÓLISE SALINA
INTRODUÇÃO 
O que são ácidos e bases?
	 O comportamento ácido-base das substâncias foi reconhecido desde épocas muito remotas. A classificação de substâncias como ácidos foi inicialmente sugerida por seu sabor azêdo e os álcalis foram tomados como as substâncias que podiam reverter ou neutralizar a ação dos ácidos. Para explicar o comportamento dessas duas classes de substâncias, com propriedades aparentemente opostas, diversas teorias ácido-base foram formuladas. 
	Em 1887, Arrhenius propôs que ácido é qualquer espécie que produz íons H+ em água e, base, produz íons OH-. Mais tarde, estudos de soluções aquosas apresentaram evidências de que o íon H+ combinava-se com a água para formar o próton hidratado, H+(H2O) ou H3O+, o qual é chamado íon hidrônio. 
	Cloreto de hidrogênio o HCl, é uma substância gasosa e é ácido de Arrhenius. Hidróxido de sódio, NaOH, é um sólido e é base de Arrhenius. Escreva equações que representem os comportamentos ácido do HCl e básico do NaOH.
 O conceito de Arrhenius é perfeitamente válido, mas muito limitado. Por exemplo, NH3 produz soluções básicas e reage com ácidos, mas não contém íons OH-. Além disso várias reações ácido-base ocorrem na ausência de água.
 Em 1923, Bronsted e Lowry, independentemente, definiram ácido como uma espécie que doa prótons (H+) e, base, como uma espécie que aceita prótons.
	Considere a reação do HCl gás com água e explique por quê: Cloreto de Hidrogênio comporta-se como ácido de Brosted-Lowry. Água comporta-se como base de Bronsted-Lowry.
	Considere a reação entre NH3 e água e explique por quê: Água comporta-se como ácido de Bronsted-Lowry. Amônia comporta-se como base de Bronsted-Lowry.
 É importante notar que ácidos e bases estão intimamente ligados pelo conceito de Bronsted-Lowry. Para alguma espécie atuar como ácido, uma base deve estar presente para aceitar o próton e, para alguma espécie atuar como base, um ácido deve estar presente para doar o próton.
Em termos da definição de Arrhenius, uma base pode existir na ausência de um ácido? E segundo a definição de Bronsted?
Qual a espécie formada quando a água atua como um ácido de Bronsted-Lowry? E como base?
 
Um outro ponto importante no conceito ácido-base de Bronsted-Lowry é que, quando um ácido doa um próton a uma base são formados um novo ácido e uma nova base. Estes são chamados, respectivamente, ácido conjugado e base conjugada.
Neutralização
 Uma propriedade dos ácidos é que eles neutralizam bases e vice-versa. Assim, quando ácidos e bases reagem, as
propriedades de ambas as espécies podem desaparecer, e a reação é chamada neutralização. Uma reação de neutralização ácido-base muito comum é aquela entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio. Na verdade a reação é entre H3O+ e OH-, para formar água.
 Quando o número de íons H3O+ é igual ao de OH-, eles reagem para produzir uma solução que não é ácida nem básica. O resultado é a neutralização de todas as propriedades associadas com ácidos e bases. Se há mais íons H3O+ que OH- ou ao contrário, a solução resultante será ácida ou básica, respectivamente.
Hidrólise de Íons
 Quando um sal se dissolve em água, a solução resultante pode ser ácida, básica ou neutra, dependendo da ocorrência, ou não, da reação de hidrólise. A palavra hidrólise significa “quebra pela água”. A hidrólise é uma reação entre um anion ou um cátion e água, com fornecimento de íons OH- ou H+ para a solução. Escreva as equações genéricas que representam a hidrólise de um anion A- e a de um cátion M+.
 Observe que a reação de hidrólise de um anion consiste na remoção de prótons da molécula de água para formar moléculas de HA e íons hidróxidos, sendo que estes últimos deixam a solução básica.
Por que ocorreria a reação de hidrólise do anion?
 De acordo com Arrhenius, a reação ocorre por que HA é um ácido fraco, ou seja, a ligação na molécula HA é suficientemente forte para evitar que esta molécula se dissocie completamente.
 A definição ácido-base dada por Bronsted-Lowry também pode ser aplicada a reação de hidrólise. Um anion que hidrolisa, remove um próton da água, sendo, portanto uma base de Bronsted-Lowry e a hidrólise de um anion é apenas uma transferência de próton da água para o anion.
 Toda substância química pode ser classificada quanto ao seu caráter ácido ou básico, através de uma comparação com ácidos e bases típicos .
Através dos indicadores ácido-básicos, podemos identificar a acidez ou basicidade de uma substância em questão contendo o mesmo indicador.
OBJETIVOS
Diferenciar diversos conceitos ácido-base;
Identificar, numa equação química, o ácido e a base segundo os conceitos apresentados;
Relacionar forças de ácidos e bases com grau de ionização em água;
Verificar e entender a acidez ou basicidade de soluções aquosas de sais.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Materiais necessários
Bastão de vidro;
10 tubos de ensaio;
2 pipetas graduadas de 10 ml (pode ser uma por substância, e podem ser usadas em conjunto pela turma inteira);
Cloreto de sódio
Carbonato de sódio
Cloreto de amônio
Solução de HCl 0,10 M
NaOH 0,l M
Água destilada
Indicadores ácido-básicos: fenolftaleína, metilorange, tornassol universal 
Parte experimental 
a. Dissolver um pouco de cada substância acima, em água destilada, em um tubo de ensaio (ou diluir a substância, no caso de ser líquido). 
b.Transferir, aproximadamente, metade da solução obtida de cada substância para um outro tubo de ensaio, formando 2 conjuntos semelhantes. 
c. Adicionar a cada um dos tubos de um dos conjuntos, algumas gotas de fenolftaleína. Observar e anotar a conclusão sobre o caráter ácido da substância. Comparar com os tubos contendo HCl, NaOH e H2O.
d. Repetir o item anterior utilizando os demais indicadores nos outros tubos. Comparar com os tubos contendo HCl, NaOH e H2O. 
BIBLIOGRAFIA 
P. W. Atkins e L. Jones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
J. C. Kotz, P. M. ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 
L. S. Brown e T. A. Holme; Química Geral Aplicada à Engenharia.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:______________________________________ Turma:______ Data: ________
PRATICA 09 - IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES, INDICADORES E HIDRÓLISE SALINA
Complete a tabela abaixo com as informações observadas no experimento.
	Indicador 
	HCl
	NaOH
	NaCl
	Na2CO3
	NH4Cl
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Observando o resultado do quadro acima, quais substâncias tem caráter ácido e quais tem caráter básico?Justifique.
Uma solução apresenta-se incolor com o indicador fenolftaleína, podemos afirmar que a substância é ácida, com certeza?
Discuta o caráter ácido das substâncias cloreto de amônio e carbonato de sódio e Escreva suas reações de hidrólise.
PRÁTICA 10 - ESTEQUIOMETRIA E RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO
introdução
	Reações químicas podem ser entendidas como mistura de algumas substâncias para a transformação em outra(s) substância(s) (ocorre uma mudanças na composição química dos reagentes e o resultado pode ser um ou mais produtos). 
	Existem vários tipos de reações entre elas: reação de neutralização (que surge da mistura entre um ácido e uma base e o produto é um sal); a de precipitação; entre outras. As reações de precipitações caracterizam-se pela formação de um precipitado (sólido) que é muitas vezes pouco solúvel ou até mesmo insolúvel em água.
	A estequiometria é o cálculo que relaciona quantidade de reagente e produtos que participam de uma reação química, podemos dizer que uma equação química balanceada nos mostra a quantidade dos reagentes usados e dos produtos formados e com esses dados é possível calcular a massa do produto obtido, é bom lembrar que esse valor é teórico pois na prática pode ocorrer algum erro devido à perda de produto ou até manuseio errado dos materiais que são utilizados no experimento.
Objetivos
Observar uma reação de precipitação.
Realizar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante e em excesso.
Calcular o rendimento de uma reação.
MATERIAIS E REAGENTES
- 02 vidros de relógio
- funil 
- 02 provetas (100ml e 50ml)
- suporte com anel de ferro 
- 02 béqueres de 250 
- 03 bastões de vidro
- estufa
- papel de filtro 
- dessecador
- cromato de potássio
- cloreto de bário
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1) Pese 0,80 g de cromato de potássio e transfira para um béquer de 250 ml, adicione 100 ml de água destilada, medida em proveta. Agite com bastão de vidro até a completa dissolução.
2) Pese 0,60 g de cloreto de bário e transfira para um béquer de 250 ml. Adicione 50 ml de água destilada medida em proveta. Agite com bastão de vidro até completa dissolução.
3) Pese um papel de filtro.
4) Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração. 
5) Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o bastão. 
6) Adapte o papel de filtro ao funil.
7) Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de precipitado. Leve o béquer e o bastão de vidro com água destilada para remover qualquer resíduo de precipitado. Coloque a água de lavagem no funil. 
8) Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire o papel de filtro e coloque-o sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado.
9) Leve o precipitado para secar em estufa à 150°C, por quinze minutos. Retire o precipitado seco da estufa e coloque-o para resfriar num dessecador.
10) Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 10 - ESTEQUIOMETRIA E RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
1. Anote as massas pesadas:
	
	Massa (g)
	Cromato de potássio
	
	Cloreto de bário
	
	Papel filtro
	
	Papel filtro + filtrado
	
	Filtrado
	
 2. Escreva a reação química envolvida e faça o balanceamento.
3. Descreva o que você observou na reação.
4. Qual o reagente limitante e qual o reagente em excesso?
5. Qual foi o rendimento da reação?
6. O que você concluiu com este experimento?
7. Para eliminar o dióxido de carbono, CO2, da atmosfera das naves espaciais, são utilizados recipientes
com hidróxido de lítio, LiOH, adaptados à ventilação. A equação da reação entre essas substâncias está representada a seguir:
CO2(g) + 2LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l)
Considerando uma massa de LiOH de 100,0 g, o número de moléculas de CO2(g) que pode ser eliminado da atmosfera das naves é de, aproximadamente,
Dado: Constante de Avogadro = 6,0x1023 mol–1.
PRÁTICA 11 – CINÉTICA QUÍMICA
INTRODUÇÃO
Cinética Química estuda a velocidade das reações químicas. Para se estudar a Cinética Química, é antes necessário que se entenda como ocorre uma reação química.
Uma reação química ocorre através das colisões entre as substâncias reagentes. Mas essa colisão não pode ser um simples resvalo entre as moléculas: é necessário que ocorra num ângulo perfeito (de forma geometricamente favorável), para garantir a ocorrência da reação.
Na Cinética Química, é estudada a reação desde o seu início. O instante inicial (tempo = 0) é o momento em que são misturados os reagentes para que a reação ocorra.
Em qualquer reação química, no início há apenas os reagentes. Com o passar do tempo, as colisões ocorrem e os reagentes são consumidos (quantidade diminui) enquanto os produtos são formados.
Todo gráfico que representa as quantidades de substâncias numa reação química, inclui uma curva descendente dos regentes (estes vão desaparecendo – são consumidos) e uma curva ascendente dos produtos (vão sendo formados).
Fatores que alteram a velocidade das reações
1 – TEMPERATURA
H2  +  I2     2HI
Ao aumentar a temperatura, o estado de agitação das moléculas é aumentado, o que aumenta o número de choques (colisões) efetivos. Mais substâncias reagem e, portanto, mais substâncias são produzidas, o que resulta numa maior velocidade de reações químicas.
O aumento da temperatura aumenta a velocidade de qualquer reação.
	O aumento da temperatura aumenta a velocidade de qualquer reação.
	 Temperatura   número de colisões efetivas   velocidade da reação
2 – CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES
Uma maior concentração de reagentes significa uma quantidade maior de reagentes por unidade de volume.
Em um sistema de maior concentração, há mais moléculas, o que implica num maior número de colisões. Quanto maior for o número de choques, maior será a velocidade da reação.
3 – SUPERFÍCIE DE CONTATO DOS REAGENTES
Ao aumentar a superfície de contato, aumenta-se o número de colisões; portanto, aumenta-se a velocidade das reações.
Imaginemos dois recipientes, A e B, cada um contendo 100g de gelo. No recipiente A, há um cubo de gelo cuja massa é 100g. No recipiente B, há 100g de gelo picado. Qual dos dois derreterá mais rapidamente? O gelo picado (no recipiente B), pois apresenta maior superfície de contato.
 
4 – CATALISADOR
Para entender o funcionamento do catalisador numa reação, é necessário saber primeiro o caminho energético de uma reação.
Para que uma reação ocorra, é necessário fornecer energia ao sistema, a fim de quebrar as ligações dos reagentes. Os reagentes absorvem o calor fornecido até alcançarem o estado intermediário entre os reagentes e produtos (complexo ativado). Neste ponto se quebram definitivamente as ligações dos reagentes e se formam as ligações do produto. Ao formar ligações, o sistema libera calor para o meio.
Essa energia que o sistema absorve para alcançar o complexo ativado é chamada de energia de ativação.
H2  +  I2     2HI
O caminho energético da reação pode ser representado graficamente.
Tendo o caminho energético da reação representado graficamente, podemos calcular o saldo energético (H).
Lembre-se: como o H é negativo (H < 0), a reação é exotérmica.
Qual a influência exercida pela energia de ativação na velocidade de uma reação química?
Energia de ativação (Eat) é a energia necessária para que seja alcançado o complexo ativado, isto é, para que a reação aconteça.
Quanto maior for a energia de ativação, mais demorado será o processo para que se alcance o complexo ativado; portanto, menor é a velocidade da reação. Por outro lado, quanto menor for a energia de ativação, mais rapidamente será alcançado o complexo ativado; portanto, maior é a velocidade da reação.
	Conclusão importante:   
	QUANTO MENOR A Eat, MAIOR A VELOCIDADE DA REAÇÃO
OBJETIVO
Visualizar o efeito da concentração, catalisador, temperatura e natureza dos reagentes na velocidade das reações.
MATERIAIS E REAGENTES
-água destilada					-banho de água quente
-solução de permanganato de potássio		-solução de ácido oxálico
- solução de sulfato de ferro (II)			-estante com 15 tubos de ensaio
- solução saturada de sulfato de manganês (II)	
PROCEDIMENTO
PARTE A: Efeito da natureza dos reagentes
Separar 6 tubos de ensaio numerando-os de 1 à 6.
Neste experimento, dois agentes redutores diferentes que reagem com permanganato de potássio serão utilizados: o cátion ferro (II) e o ácido oxálico.
Para verificar quão diferentes são as velocidades das duas reações, nos tubos 1 e 2, adicionar 5,0 mL de solução aquosa de permanganato de potássio.
Em seguida adicionar, ao tubo 1, 5,0 mL de solução de sulfato de ferro (II) preparada. Medir o tempo necessário para o descoramento da mistura da reação.
Ao tubo 2 adicionar 5,0 mL de solução aquosa de ácido oxálico. Medir o tempo necessário para o descoramento da mistura da reação.
PARTE B: Efeito da concentração dos reagentes
a) Adicionar em um tubo de ensaio (tubo 3) 5 mL da solução de ácido oxálico e, em seguida, 10 mL de água destilada.
b) Posteriormente, acrescentar 5,0 mL da solução de KMnO4.
c) Anotar o tempo de aparecimento de cada coloração no tubo 3 e comparar com o tubo 2.
PARTE C: Efeito da temperatura
Adicionar 5 mL da solução de ácido oxálico nos tubos de ensaios 4 e 5. Em outros dois tubos, aquecer 5 mL da solução de KMnO4 até 45 e 65°C (não é necessário atingir exatamente estas temperaturas).
Usar um banho de água quente para o aquecimento.
Realizar as seguintes adições: ao tubo 4: 5 mL da solução de KMnO4 aquecida a 45°C; ao tubo 5: 5 mL da solução de KMnO4 aquecida a 65°C.
Anotar os tempos de reação.
PARTE D: Efeito do catalisador
No tubo 6, colocar 5 mL da solução de ácido oxálico e 2 a 3 gotas de uma solução saturada de sulfato de manganês (II).
Adicionar 5 mL da solução de KMnO4 ao tubo; observar as mudanças de coloração e comparar com os tubos 2 e 3.
BIBLIOGRAFIA 
P. W. Atkins e L. Jones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
J. C. Kotz, P. M. ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 
Bessler, K. E.; Neder, A. V. F. Química Em Tubos de Ensaios – Uma Abordagem para Principiantes. 1ª edição, Edgard Blucher; 2004.
KOTZ, J. C.; PURCELL, K. F.; Chemistry and chemical reactivity, 2th ed., New York: Saunders College, 1991.
STEFFEL, M. J.; Reduction of permanganate: a kinetics demonstration for general chemistry, J. Chem. Educ.,67, 7, 1990.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:_________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 11 – CINÉTICA QUÍMICA
1. Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores que influenciam sua velocidade mencionados na coluna II.
Coluna I
1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está ventando;
2 - Conservação dos alimentos no refrigerador;
3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos;
4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma tora de madeira.
Coluna II
A - superfície de contato
B - catalisador
C - concentração
D – temperatura
2. Considere os estudos cinéticos de uma reação química e julgue os itens abaixo:
(1) Toda reação é produzida por colisões, mas nem toda colisão gera uma reação.
(2) Uma colisão altamente energética pode produzir uma reação.
(3) Toda colisão com orientação adequada produz uma reação.
(4) A energia mínima para uma colisão efetiva é denominada energia da reação.
(5) A diferença energética entre produtos e reagentes é denominada energia de ativação
da reação.
3. Em determinada experiência, a reação de formação de água está ocorrendo com o consumo de 4 mols de oxigênio por minuto. Consequentemente, a velocidade de consumo de hidrogênio é de:
a) 8 mols/minuto
b) 4 mols/minuto
c) 12 mols/minuto
d) 2 mols/minuto
e) n.d.a.
4. Por que o catalisador altera velocidade de uma reação?
PRÁTICA 12 – ESTUDO QUALITATIVO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCIPIO DE LE CHATELIER
OBJETIVOS
Demonstrar, experimentalmente, princípios fundamentais do equilíbrio químico e do princípio de Le Chatelier em um exemplo simples de uma reação homogênea em solução aquosa.
INTRODUÇÃO 
O conhecimento dos aspectos que definem o equilíbrio químico de reações é de fundamental importância para previsão do sucesso das reações químicas, tanto em laboratório como em processos industriais e naturais. Sistemas em equilíbrio químico são responsáveis pelo funcionamento de processos essenciais, como, por exemplo, a respiração de organismos vivos e a fotossíntese.
Reações químicas espontâneas buscam um estado de equilíbrio na qual a proporção entre as quantidades de produtos e reagentes mantém-se constante. O equilíbrio químico é dinâmico. Isso significa que a os processos responsáveis pela geração de produtos — e consequente consumo de reagentes — ocorrem concomitantemente àqueles responsáveis pela formação de reagentes a partir dos produtos da reação. Assim, diz-se que as reações químicas em equilíbrio são reversíveis e, mesmo quando a proporção entre a quantidade de produtos e reagentes se mantém constante, os processos diretos e inversos continuam a ocorrer, porém, sob condições cinéticas semelhantes. 
Para uma reação homogênea em solução, representada pela equação química geral:
E o estado de equilíbrio é descrito pela seguinte expressão: 
Para uma determinada reação química, K, tem um valor característico, sempre positivo, que varia apenas com a temperatura. Desde que as condições sejam mantidas constantes, um sistema em estado de equilíbrio químico não apresentará mudanças macroscópicas perceptíveis. Entretanto isso deixa de ser válido quando há modificação de alguma função do sistema (composição, temperatura, volume, etc.), e o sistema sofrerá alterações até atingir um novo estado de equilíbrio. Há uma regra simples para se prever o comportamento de um sistema em equilíbrio químico após ser perturbada, que pode ser assim enunciada: “um sistema em equilíbrio, ao ser perturbado, reagirá no sentido da minimização da origem desta perturbação”. Esta regra é conhecida como a lei de Le Chatelier.
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
	Materiais necessários
12 tubos de ensaio e estante;
2 tubos de ensaio com tampa;
4 pipetas de Pasteur;
Béquer de 250ml com água quente (uso coletivo)
Béquer de 250ml com gelo (uso coletivo)
	Soluções e Reagentes
Cromato de potássio 0,10 M;
Dicromato de potássio 0,10 M;
NaOH 1,0 M;
H2SO4 0,5 M;
CuSO4 0,2 M;
NH4Cl sólido;
HCl concentrado.
Parte A: Sistema cromato-dicromato – Efeito do pH
Os ânions cromato (CrO4 2–) e dicromato (Cr2O7 2–) são fortemente coloridos, o que facilita o estudo de suas reações. Em solução aquosa este par de íons pode estabelecer um equilíbrio químico.
Pegue dois tubos de ensaios, em um deles coloque dez gotas de solução de cromato 0,1 M, e no outro, igual volume de solução de dicromato 0,1 M. Anote as cores de cada solução e deixe os tubos na estante, como padrões.
Pegue um tubo de ensaio e coloque dez gotas de solução de cromato. Adicione gota a gota solução de H2SO4 0,5 M. Agite o tubo após cada gota adicionada. Compare com os tubos de ensaios padrões. Anote as observações.
Ao mesmo tubo do item (b), adicione gota a gota solução de NaOH 1M, agitando o tudo após cada adição. Compare com os tubos de ensaios padrões. Anote as observações.
Pegue outro tubo de ensaio e coloque dez gotas de solução de dicromato. Adicione gota a gota solução de NaOH 1M. Compare com os tubos de ensaios padrões. Anote as observações.
Ao mesmo tubo do item (b), adicione gota a gota solução de H2SO4 0,5M. Compare com os tubos de ensaios padrões. Anote as observações.
Parte B: Sistema complexo tetraaquocobre(II)-tetraclorocuprato(II) – Efeito da concentração
Soluções aquosas de sais de cobre (II) (Cu2+) apresentam coloração azul celeste, característica do íon complexo tetraaquocobre (II) [Cu(H2O)42+]. Acrescentando íons cloretos à solução, a tonalidade da solução muda gradualmente para verde e, finalmente, amarelo, devido à formação do íon complexo tetraclorocuprato (II) [CuCl4-2]. Esse é um exemplo de uma reação de substituição, em que as moléculas de água, coordenadas ao cátion de cobre (II), são deslocadas pelos íons cloreto.
Prepare cinco tubos de ensaio, numerados de 1 a 5, em uma estante adequada.
Coloque, em cada tubo, 5 gotas de solução de sulfato de cobre(II) (CuSO4) 0,2 M.
Dilua a solução contida no tubo 2 com 2 mL de água destilada e reserve-a para posterior comparação.
Adicione, às soluções contidas nos tubos 3 e 4, ácido clorídrico (HCl) concentrado, gota a gota, até não observar mais mudanças aparentes (cerca de 10 gotas).
 Acrescente, ao tubo 4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a coloração da solução do tubo 2.
Ao tubo 5, adicione ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma mudança perceptível de cor em relação ao tubo 1 (1-2 gotas).
Compare e caracterize as cores das soluções nos cinco tubos.
Parte C: Sistema complexo tetraaquocobre(II)-tetraclorocuprato(II) – Efeito da temperatura
Prepare três tubos de ensaio, numerados de 1 a 3, numa estante adequada.
Coloque 2 mL de solução de sulfato de cobre(II) 0,2 M nos tubos. A solução do tubo 1 servirá como padrão de comparação.
Adicione cloreto de amônio (NH4Cl) sólido aos tubos 2 e 3 em pequenas porções e sob agitação constante, até observar uma mudança pronunciada da cor da solução. A cor das duas soluções deve ser idêntica.
Aqueça a solução do tubo 3 cuidadosamente (sem ferver) no banho-maria e verifique a mudança de cor em relação ao tubo 2 (mudou para mais amarelado ou para mais azulado?).
Deixe esfriar o tubo 3 e verifique a cor da solução.
BIBLIOGRAFIA 
P. W. Atkins e L. Jones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
J. C. Kotz, P. M. ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 
L. S. Brown e T. A. Holme; Química Geral Aplicada à Engenharia
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:_________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 12 - ESTUDO QUALITATIVO DO EQUILIBRIO QUÍMICO
Escreva as reações envolvidas nos sistemas em equilíbrios dinâmicos estudados e represente o Kc dessa reação.
	Sistema
	Reação
	Kc
	 (CrO4 2–)/(Cr2O7 2–) 
	
	
	[Cu(H2O)42+]/[CuCl4-2]
	
	
Qual a influência da concentração de H+(aq) e OH-(aq) sobre o equilíbrio cromato–dicromato?
Complete o equilíbrio, acrescentando do lado adequado o número de íons H+(aq) e moléculas H2O para se atingir a estequiometria da reação.
Complete o equilíbrio, acrescentando do lado adequado o número de íons OH-(aq) e moléculas H2O para se atingir a estequiometria da reação.
Utilizando expressões como “o equilíbrio está deslocado mais para direita” ou “o equilíbrio está deslocado mais para o lado dos reagentes”, caracterize a situação do equilíbrio verificada em cada um dos tubos da Parte B.
	Tubo
	Cor
	Caracterização do equilíbrio
	1
	
	
	2
	
	
	3
	
	
	4
	
	
	5
	
	
 Qual é a função do cloreto de amônio (NH4Cl) e do acido clorídrico (HCl) nos experimentos realizados na parte B e C? Qual o efeito da diluição sobre equilíbrio da reação em questão?
Qual é o efeito do aumento de temperatura sobre o equilíbrio da Parte C? Quais reações em estudo são exotérmicas ou endotérmicas? Justifique.
PRÁTICA 13 – ELETROQUÍMICA
INTRODUÇÃO
Reações químicas podem produzir correntes elétricas e correntes
elétricas podem produzir reações químicas de óxido-redução. Temos então:
A. Pilhas, baterias e acumuladores – são dispositivos que produzem corrente elétrica por intermédio de uma reação espontânea de óxido-redução.
B. Eletrólise – é o processo de obtenção de uma reação de óxido-redução por meio de uma corrente elétrica.
A. Pilhas – existem vários tipos de pilhas e baterias, mas por motivos didáticos adota-se, normalmente, o esquema exemplo abaixo, chamada de pilha de Daniell:
 
1. Potenciais de oxidação e de redução
2. Determinação do potencial de redução
Para a determinação do potencial de redução utiliza-se um eletrodo de gás hidrogênio, considerado como de potencial de redução zero.
3. Maior potencial de redução
Em uma pilha, o elemento que possui maior potencial de redução é que sofre a redução, enquanto aquele que tem maior potencial de oxidação sofre a oxidação.
A tabela abaixo mostra os potenciais de redução de alguns elementos (em solução aquosa a 25°C):
 
 
Determinação da fem (E) (força eletromotriz) de uma pilha – a fem de uma pilha pode ser determinado pela diferença entre os potenciais de redução dos eletrodos da pilha:
 
 
Por exemplo, em uma pilha de alumínio e cobre:
 
 
Eletrólise – é uma reação química, onde existam íons, produzida por uma corrente elétrica. A eletrólise pode ser ígnea ou em meio aquoso.
Eletrólise ígnea – é feite na ausência de água, com a substância pura no estado líquido (fundida). Por exemplo, a eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) que produz sódio metálico (Na) e cloro (Cl2) na forma de gás, utilizando eletrodos de platina:
 
Sendo as reações intermediárias:
 
Com duas semi-reações:
 
Somando-se (I) e (II):
 
 
Eletrólise em meio aquoso – nesse tipo de reação não se levam em conta somente os íons dos solutos, mas também os da água que se ioniza. Utilizando-se o exemplo do cloreto de sódio (NaCl) acima, agora em meio aquoso, temos duas eletrólises:
e:
 
Somando-se as quatro semi-reações:
 
 OBJETIVOS
Observar as reações de óxido-redução; montagem de uma pilha de Daniell; identificar os eletrodos de uma pilha, bem como os polos negativos de uma pilha.
MATERIAIS E REAGENTES
-50 mL de solução CuSO4 1M
-50 mL de solução ZnSO4 1M
-1 copo de porcelana
-1 béquer de 250 mL
-Placa de zinco (5 x 2 cm2)
-Placa de cobre (5 x 2 cm2)
-2 fios de cobre (20 cm) soldados a um jacaré em uma ponta e a placa metálica na outra ponta
-LED vermelho (diodo emissor de luz)
-voltímetro
PROCEDIMENTO
-Coloque a solução aquosa de CuSO4 1 M no copo de porcelana (cerca de 2/3 do volume) e, no frasco de vidro (béquer de 100 mL), coloque a solução aquosa de ZnSO4 1M. A seguir, introduza o copo de porcelana no frasco de vidro.
CUIDADO: o volume de solução no frasco de vidro não deve ser tal que com a introdução do copo de porcelana, ocorra um transbordamento misturando as duas soluções.
-A seguir, coloque o eletrodo de cobre na solução de CuSO4 e o eletrodo de Zn na solução de ZnSO4
-Com o auxílio de um voltímetro, meça a voltagem desta pilha. Ligue o LED à pilha e verifique o resultado.
-Junte sua pilha formada, em série, com a de um grupo vizinho e veja qual o potencial gerado neste caso. Ligue o LED a estas duas pilhas e verifique o resultado.
	
	MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
Universidade Tecnológica Federal do Paraná
Campus Medianeira
	
Nome:_________________________________________ Turma:______ Data: ________
PRÁTICA 13 - ELETROQUÍMICA
1. Escreva a reação ocorrida na pilha construída durante o experimento.
2. Calcule o potencial da pilha.
3. Observe a célula eletroquímica na figura a seguir:
Exercício sobre célula eletroquímica
Indique a representação correta do ânodo e do cátodo dessa pilha:
a) Zn2+/Zn //Al/ Al3+
b) Zn+/Zn //Al/ Al3+
c) Al/ Al3+ // Zn2+/Zn
d) Al/ Al+ // Zn+/Zn
e) Al/ Al2+ // Zn2+/Zn
4. Indique o ânodo e o cátodo das pilhas construídas com os seguintes pares de metais:
a) Zn e Mg
b) Zn e Ni
c) Pb e Ag
d) Mg e Pb
e) Pb e Ni
5. Na cela eletroquímica representada pela equação:
Ni0 + 2Ag+ → Ni2+ + 2Ag0
é correto afirmar que:
a) os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel.
b) o cátodo é o eletrodo de níquel.
c) o eletrodo de prata sofre desgaste.
d) a prata sofre redução.
e) a solução de níquel irá se diluir.
6. Na pilha eletro-química sempre ocorre:
a) oxidação do cátodo.
b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) reação com diminuição de calor.
d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o cátodo.
e) reação de neutralização.