QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (1)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAPÁ
	
Professor: Claudio Pinheiro 
QUÍMICA GERAL
1º AULA : MATERIAIS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA
1- OBJETIVOS
- Conhecer as normas de conduta em laboratório.
- Demonstrar o uso e aplicações de vidrarias e acessórios mais utilizados em um laboratório.
- Executar algumas tarefas básicas.
INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO.
1. O laboratório é lugar de trabalho sério, trabalhe com atenção, metodologia e calma;
2. Prepare-se para realizar cada experiência lendo antes os conceitos referentes ao experimento e a seguir leia o roteiro da experiência;
3. Respeite rigorosamente as precauções recomendadas;
4. Consulte seu professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto;
5. Use sempre no laboratório um avental ou bata apropriada;
6. Não fume no laboratório;
7. Faça apenas as experiências indicada pelo professor. Experiências não autorizadas são proibidas;
8. Se um ácido ou qualquer produto químico for derramado, lave o local imediatamente com bastante água;
9. Não tocar os produtos químicos com as mãos, a menos que seu professor oriente como pode fazê-lo;
10. Nunca prove uma droga ou solução;
11. Para sentir o odor de uma substância, não coloque o seu rosto diretamente sobre o recipiente, em vez disso, com suas mãos, tragam um pouco de vapor até o nariz;
12. Não deixe o vidro quente em lugar que possam pega-lo inadvertidamente. Deixe qualquer peça de vidro esfriar durante bastante tempo. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio;
13. Só deixe sobre a mesa, bico de Bunsen aceso quando estiver sendo utilizado;
14. Tenha cuidado com os reagentes inflamáveis, não os manipule em presença de fogo;
15. Quando terminar o seu trabalho, feche com cuidado as torneiras de gás evitando escapamento;
16. Não trabalhe com matérias imperfeitos;
17. Observe com atenção as técnicas de aquecimento de líquidos;
18. Utilize sempre que necessário materiais que possam garantir maior segurança no trabalho, tais como pinça, luvas, óculos de proteção, etc.
19. Jogue todos os sólidos e pedaços de papel usados em um frasco ou cesto destinado para isso. Nunca jogue nas pias fosforo, papel de filtro ou qualquer sólido, ainda que ligeiramente solúvel;
20. Comunique ao seu professor qualquer acidente, por menor que seja;
21. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Leia duas vezes para ter certeza que pegou o frasco certo. Segure o frasco pelo lado que contém o rótulo para evitar que o reagente escorra sobre este;
22. Nunca tornar a colocar no frasco uma droga não usada. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas próprio do quais alguns deles são providos;
23. Conserve limpo o seu equipamento e também sua mesa. Evite derramar líquidos, mas se o fizer, lave imediatamente o local;
24. Ao terminar o período de laboratório, lave o material utilizado e deixe na ordem que encontrou no início da aula.
2 - INTRODUÇÃO
 O professor fará a apresentação do material de vidro e demais equipamentos básicos utilizados em laboratório, procurando ressaltar ao aluno suas principais características, a maneira correta de utiliza-los, as ocasiões em que devem ser usados e os cuidados necessários a sua conservação. Posteriormente, aluno terá a oportunidade de entrar em contato com o material, devendo, portanto observar atentamente o que esta sendo apresentado e procurar adotar o procedimento que lhe foi transmitido, pois essa técnica é resultado acumulado de muitos anos de uso da aparelhagem.
 Nas aulas práticas de Química Geral, o aluno terá oportunidade de manusear os seguintes materiais:
1. Tubo de ensaio: usado em reação químicas, principalmente em testes de reações.
2. Copo de Béquer: usado no aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc.
3. Erlenmeyer: usado na titulação e aquecimento de líquidos.
4.Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos.
5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de gases e também para aquecer líquidos.
6. Balão de destilação: usado em destilações. Possuindo saída lateral para condensação dos vapores.
7. Proveta ou cilindro graduado: usados em medidas aproximadas de valores de líquidos.
8. Pipeta volumétrica: mede volumes fixos de líquidos.
9. Pipeta cilíndrica: usada para medir volumes variáveis de líquidos.
10. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e em filtrações de laboratório. O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico.
11. Frasco de reagentes: usado no armazenamento de soluções.
12. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de laboratório.
13. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto.
14. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o calor num aquecimento de laboratório.
15. Cadinho de porcelana: usado para aquecimento a seco (calcinações) no bloco de Bunsen e na Mufla.
16. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos diretos no bico de Busen.
17. Estante para tubo de ensaio: suporte de tubo de ensaio.
18-19. Funis de decantação: usado na separação de líquidos imiscíveis.
20. Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante aquecimento direto no Bico de Busen.
21. Almofariz e Pistilo: usado para triturar e pulverizar sólidos.
22. Cuba de vidro: usado para banhos de gelo e fins diversos.
23. Vidro de relógio: usados para cobrir Béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos. 
24. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em soluções.
25. Placa de Petri: usada para cultivo de colônias de microrganismos e em fins diversos .
26. Dessecador: usado para resfriar substancia em ausência de umidade.
27. Pesa- filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade.
28. Lima triangular: usada para cortes de vidro.
29. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos, em análises volumétricas.
30. Frasco lavador: usado para lavagem, remoção de precipitados e outros fins.
31. Pisseta: usado para os mesmos fins do frasco lavador.
32. Balão Volumétrico: usado para preparar e diluir soluções.
33. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos.
34. Suporte Universal: usado junto com a garra para sustentação de peças.
35. Anel para funil: usado para suporte de funil.
36. Mufla: usada para sustentar garras.
37.Garra metálica: usadas para sustentar peças, tais como condensador, funil de decantação e outros fins. 
38-39. Kitassato e funil de Buchner: usado em conjunto para filtração a vácuo.
40. Tromba de vácuo: usada em conjunto com Kitassato e o funil de Buchner.
41. Termômetro: usado para medidas de temperaturas em diversos fins.
42. Vara de vidro: usada para montagens de aparelhos, interligação e outros fins.
43. Baqueta ou bastão de vidro: utilizado para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração e outros fins.
44. Furador de rolhas: uso relativo ao nome.
45. Kipp: usados na produção de gases, tais como H2S, CO2 etc.
46. Tubo em U: usado em eletrólise e outros fins.
47. Pinça metálica Casteloy: usada para transporte de cadinho e outros fins.
48. Escova de limpeza: usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais.
49-50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: usada para impedir ou diminuir fluxos gasosos.
51. Garra para condensador: usada para sustentar condensadores na destilação.
52-53-54. condensadores: usado para condensar os gases ou vapores na destilação.
55-56. Espátulas: usada para transferir substâncias sólidas.
57. Estufa: usada para secagem de materiais (até 200ºC).
58. Mufla: usada para calcinações ( até 1500ºC).
VIDRARIAS
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	2
	3
	4
	5
	6
	7
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	52-53-54
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	58
3 - TÉCNICA EXPERIMENTAL
Manuseio de Utensílios:
1. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta (Opção 1). 
- Medir, com auxílio de pipeta volumétrica, 100 mL deH2O destilada e transferir para um balão volumétrico de 100 mL. Comparar a precipitação das vidrarias.
2. Uso do balão volumétrico, pipeta e proveta (Opção 2).
 - Transferir, com auxílio de pipeta volumétrica, 10 mLdeH2O destilada para um balão de 100 mL e aferi-lo.
 3. Uso da bureta
 - Colocar em um béquer, pequena porção de solução que será utilizada e lavar a bureta três vezes. Encher completamente a bureta e extrair o ar da parte inferior abrindo a torneira rapidamente. Fixar a bureta no suporte universal com auxílio da garra e aferi-la.
 4. Montagem do aparelho para filtração simples.
- Adaptar um funil a um suporte de filtração. O papel de filtro é dobrado duas vezes, colocando no funil é umedecido para conseguir boa aderência. A filtração é feita transferindo-se primeiro o líquido sobrenadante com auxílio de bastão em seguida a parte sólida. A transferência é feita com bastão de vidro e o filtrado é recolhido em béquer. Deve-se ter cuidado de manter o colo do funil colado à parte interna do béquer para garantir que o escoamento do líquido não seja turbulento. Durante toda a filtração o nível da solução é mantida 3/4 da altura do papel de filtro no funil e a parte sólida é transferida integralmente do Becker para o funil arrastando o resíduo com auxílio de uma pisseta.
5. montagem de aparelho de filtração a vácuo.
- Ajustar o funil de Buchner a um kitassato através de uma adaptador de kitassato.
- Acoplar uma trompa d´ água a torneira e à saída lateral do kitassato. O papel filtro é colocado no funil e molhado para melhor aderência. Para que ocorra a filtração, abre-se à torneira que forma o vácuo e então a mistura a ser filtrada é transferida para o funil de Buchner.
Obs.: O vácuo é formado na trompa por que a água é forçada a vazar de um diâmetro maior para um diâmetro menor, chegando assim, com alta velocidade ao interior da trompa, pela conexão de borracha a vácuo é transferida para o interior do kitassato e por diferença de pressão, o liquido é seccionado, sendo completada a operação.
6. Pesagem
- A pesagem é uma das operações básicas de um laboratório de química. O procedimento a ser adotado ao se efetuar uma pesagem depende do tipo de balança disponível.
Pesagens propostas:
a) Pesar um béquer de 50 mL, 2,5 de CuSO4 . 5H2O ou outra massa solicitada pelo professor. ( Opção 1).
b) Pesar em vidro de relógio 3,2g de CuSO4. 5H2O ( Opção 2).
7. Aquecimento
- Adaptar a tela de amianto a um tripé de ferro sobre o bico de Bunsen. Para acender o bico de Bunsen observe as seguintes etapas:
· Antes de aproximar a chama do fósforo verifique se estão fechadas às entradas de ar e de gás; abra então, a entrada de gás acendendo o bico de Bunsen, regule a entrada de ar para melhorar a qualidade da chama; uma chama amarela precisa de mais ar. 
· Proceda ao aquecimento de água destilada em um Erlenmeyer ou Béquer até a ebulição do líquido; ao terminar a operação tenha cuidado de colocar o recipiente de vidros obre uma superfície de madeira para evitar choque térmico e dano a vidraria.
· O aquecimento pode ser efetuado em chapa elétrica, banho-maria ou manta aquecedora. 
8. Montagem de aparelho de destilação simples
- Ajustar um termômetro a uma rolha (cuidado com o termômetro para não quebrá-lo) e esta a um balão de destilação; conectar a saída lateral do balão a um condensador procurando vedar completamente com uma rolha.
- Acoplar o balão a uma manta aquecedora prendendo o condensador a um suporte através de garra. Ao condensador ligar tubos de borracha para entrada e saída de água. Tendo o cuidado de colocar o tubo de entrada na parte inferior do condensador e a saída na parte superior. Um Béquer colocado a saída do condensador serve de coletor do destilado, desde que volatilidade seja pequena.
9. Limpeza do Material 
 O aluno deve adquirir o hábito de ao final de cada aula recolher e limpar todo o material que utilizou, conforme será mostrado, pois a conservação da vidraria só lhe proporcionará vantagens no sentido de disponibilidade e precisão em operações futuras.
 A limpeza dos materiais é feita com detergentes comuns e escovinhas. No caso de vidrarias que entram em contato com materiais gordurosos pode ser utilizado solução alcoólica de KOH, para impurezas orgânicas soluções sulfocrômica (esta solução não é descartável, pode ser reaproveitada várias vezes), evitando contato com a pele, olhos e qualquer tecido.
 A secagem da maioria do material pode ser feita em estufa a 100ºC desde que não se aplique a vidraria destinada a medidas volumétricas (buretas, pipetas, balão volumétricos, provetas, etc.. pois pode alterar a calibração). 
	
 
 
 
 2º AULA PRÁTICA: PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS.
1 - OBJETIVOS.
- Distinguir os sistemas homogêneos e heterogêneos.
- Definir fases de misturas.
- Executar os principais processos de separação utilizados em um laboratório.
 2 - INTRODUÇÃO
 Na natureza, a maior parte da matéria é encontrada formando misturas de substâncias. O ar que respiramos e a água que bebemos são bons exemplos de misturas, embora numa primeira observação esses sistemas no pareçam formados por única substância. É necessário, portanto distinguirmos dois tipos de sistema:
 l. Sistema homogêneo.
 ll. Sistema heterogêneo.
 Os sistemas homogêneos são formados por duas ou mais substâncias e apresentam-se em uma única faz; por exemplo o ar que respiramos é uma misturas de vários gases ( O2, N2, CO2, He, vapor de água etc.); a água que recebemos para consumo contém alguns sais dissolvidos em pequenas concentrações.
 Os sistemas heterogêneos são compostos por duas ou mais substâncias que apresentam duas ou mais fases; por exemplo, areia em suspenção nas águas dos rios; resíduos de óleos combustíveis sobre a superfície das águas e outras espécies de poluentes.
 É conveniente, muitas vezes separarmos esses sistemas em seus componentes, seja para purificar determinadas substâncias ou mesmo obtê-las a partir de suas fontes. De acordo com o tipo de misturas e com o estado físico dos componentes, aplicamos método específicos de separação, assim veremos alguns desses métodos aplicados a alguns sistemas mais comuns. 
3 - MATEIAIS E REAGENTES 
 Funil, suporte universal, aro para funil, béquer, Ktassato, funil de Buchner, Trompa ou bomba a vácuo, papel de filtro, funil de decantação, centrifuga, tubos de centrifuga, manta aquecedora, balão de destilação, termômetro, condensador, Erlenmeyer, bico de Bunsen, proveta, banho-maria.
4 - TÉCNICA EXPERIMENTAL.
4.1 – Filtração
 A filtração se destina à separação de sólidos e líquidos que constituem uma mistura heterogênea. A filtração pode ser classificada em dois tipos principais:
a) Filtração simples que utiliza a ação da gravidade como agente propulsor.
b) Filtração a vácuo, em que a diferença de pressão acelera o processo.
Basicamente toda filtração envolve a passagem da mistura por um meio filtrante que retém a fase sólida, podendo ser utilizada por diversos tipos de meios filtrantes, como papel de filtro, amianto, vidro sintetizado, etc. A seleção do meio filtrante depende da natureza do sólido a ser filtrado.
Os papeis de filtro são fabricados em diversos grau de porosidade e são selecionados de modo a reter as menores partículas do sólido. O	 tamanho do papel de filtro e determinado pelo volume de precipitado e não pelo seu volume do líquido a ser filtrado.
Procedimento para filtração simples: 
a) Medir em proveta 15 mL de solução de CuSO4 0,25m; 
b) Medir em outra proveta 15 mL de solução de NaOH 0,5 M;
c) Observar o aspecto das duas soluções e mistura-las em um bequer de 100 mL. Qual e o aspecto do sistema resultante dessa mistura?
d) Prepare um aparelho para filtração simples e proceda a operação observando os cuidados necessários.
FIGURA: 1 Dobrar o papel filtro para encaixar no funil. 
FIGURA: 2 aparato para filtração.
Opção facultativa:preparar novamente a mistura e aquecê-la em banho-maria, observando a formação do CuO (óxido de cobre ll) por desidratação do Cu(OH)2. Filtra então, o óxido formado.
 Procedimento para filtro a vácuo:
a) Repetir o procedimento anterior para formação do sistema a ser filtrado;
b) Preparar o aparelho para filtração a vácuo;
c) Proceder a operação;
d) Compare os resultados com a operação anterior. Observe os tempos gastos na operação de filtração, a qualidade dos filtrados, o aspecto dos sólidos retidos nos papeis de filtro. Descreva sucintamente o que observou.
FIGURA: aparato para filtração a vácuo.
4.2 – centrifugação 
 Consiste em submeter à mistura sólidos-líquidos a uma aceleração da gravidade maior do que o ambiente e assim conseguindo a deposição da fase sólida.
 É um recurso empregado geralmente quando a parte sólida é constituída por partículas que não são retiradas por papel filtro, assim este processo é simplesmente uma aceleração da decantação.
 O tempo e a velocidade de centrifugação dependem da granulometria das partículas do rendimento esperado.
Procedimento para centrifugação
a) Colocar um béquer de 100 mL (ou de 50mL), 10 mL de solução 0,1M de K2 Cr O4. Adicione em seguida, 10 mL de solução 0,1M de BaCl2. Observe o sistema formado.
b) Tente separá-los por filtração simples. Anote o resultado;
c) Repita novamente o procedimento( a ).
d) Proceda agora a separação; levando a mistura a um tubo de centrifuga e submetendo-a a centrifugação.
e) Compare os resultados das operações.
4.3 – Cristalização
 Algumas substâncias ao se formarem em solução, não se apresentam perfeitamente cristalizadas, o que não permite separá-las com boa eficiência. Os processos de formação de cristais a partir de soluções exigem condições especiais que permite ao cristal desenvolver-se e atingir proporções de tamanhos tais, que possam ser separados da fase líquida por decantação e filtração. Entre as técnicas de cristalização, inclui-se a formação lenta do cristal a partir de uma solução quente que, á medida que se resfria, produz cristais melhor formados e maiores, pois o tempo de formação permite que os íons depositam-se regularmente formando a estrutura cristalina.
Procedimento para Cristalização
a) Medir em uma proveta, 15mL de solução 0,5N de Pb(NO3)2;
b) Medir em uma proveta, 15mL de solução 0,5N de K I;
c) Observe as soluções e proceda a mistura em um Becker de 100 mL;
d) Aqueça a mistura resultante até dissolução de parte da fase sólida;
e) Deixe esfriar lentamente e observe, ao final da aula, o aspecto do sistema.
Obs.: Para efeito de melhor visualização, a prática de recristalização deve ser realizada no início da aula.
4.4 – Recristalização
 Certos sólidos possuem impurezas em sua estrutura e, algumas vezes, é interessante separá-los dessas impurezas. A recristalização é um método de purificação de sólidos que baseia nas diferenças de solubilidade da substância e de suas impurezas com relação a determinado solvente.
 É conveniente dissolver a substância em questão em um solvente onde as impurezas não se dissolvem e assim, separá-las por filtração, tendo na fase filtrada a substância desejada.
 Para voltar a forma sólida, procedemos a evaporação do solvente e recristalização da substância que aos poucos, fica livre da maioria das impurezas.
Procedimento para recristalização
a) Coloque um béquer de 100mL, uma solução saturada CuSO4;
b) Filtre cerca de 50mL dessa solução saturada;
c) Proceda a evaporação da água, aquecendo o filtrado em bico de Bunsen e deixando a ebulição reduzir o volume para cerca da metade (aproximadamente 25mL).
d) Deixe esfriar, lentamente e passe às etapas seguintes, voltando ao final da aula para verificar a formação de cristais;
e) Descreva o que observou quanto à quantidade dos cristais formados, a quantidade de impurezas retidas no filtro e outros aspectos que jugar interessante.
Obs.: Para efeito de melhor visualização, a prática de recristalização deve ser realizada no início da aula.
4.5 – Extração por solvente
 Em muitos casos, a separação é feita por agitação da solução com solvente orgânico em funil de separação durante alguns minutos.
 O melhor método de extração com um dado volume de solvente é empregar várias frações do líquido em vez de utilizar toda a quantidade disponível numa única extração.
Opção 01: 
a) Agite alguns pedaços de iodo sólido em água, usando um tubo de ensaio;
b) Transfira uma pequena porção da solução de cor castanha que foi obtida para um funil de decantação;
c) Adicione um pouco de CCl4 (tetracloreto de carbono), CHCl3 (clorofórmio) ou outro solvente orgânico que o professor indicar. Proceda a agitação de acordo com a técnica já mostrada;
d) Observe a formação de camada em um sistema heterogêneo;
e) Procure explicar o que aconteceu.
Opção 02: 
a) Pesar 1g de dimetilglioxima e dissolver em 100mL de etanol;
b) Transferir para um funil de decantação uma solução diluída de cloreto de níquel ll e posteriormente, a solução alcoólica de dimetilglioxima. Observe o sistema formado;
c) Adicione 20 mL de CCl4;
d) Agitar o funil, deixando, em seguida decantar a mistura;
e) Observar as modificações e dar uma explicação para o fenômeno.
4.6 – Destilação
 Os sistemas homogêneos formados pela mistura de dois líquidos miscíveis ou um sólido dissolvido em um líquido podem ser separados pela destilação.
 A destilação é um método de separação fundamentado nas diferenças entre os pontos de ebulição dos componentes da mistura. Quanto mais afastados forem os pontos de ebulição, mais efetiva é a separação.
 O processo de destilação compreende basicamente a destilação simples e a destilação fracionada. Os sistemas formados por sólidos dissolvidos em líquidos são separados por destilação simples, enquanto dos sistemas constituído por dois líquidos são separados geralmente por destilação fracionada.
 Na destilação simples, a solução é aquecida até a ebulição, quando o liquido passa para a fase de vapor e a temperatura se mantém constante. O vapor é recolhido num condensador resfriado e passa á fase condensada, sendo acumulado num béquer á saída do condensador. No balão, a saída da água, concentra a solução residual, aumentando a relação sólido/líquido, que com o passar do tempo produz o aparecimento da fase sólida. Tem-se assim determinada, a tendência do sistema: no balão acumula-se a fase sólida, enquanto no Becker aumenta a fase condensada.
 A destilação fracionada é um recurso utilizado para separar sistemas líquido- líquido, cujos os pontos de ebulição muito próximos não permite uma separação efetiva dos dois líquidos por destilação simples. Na destilação fracionada, o uso de uma coluna de fracionamento produz maior rendimento porque enriquece o componente mais volátil no topo da coluna para, a seguir, ser condensado, enquanto o componente menos volátil pode retornar ao balão e ali se encontrar.
Procedimento para destilação simples:
a) Tomar um balão de destilação e colocar solução de CuSO4 até cerca da metade da sua capacidade;
b) Preparar o aparelho para a sua destilação simples conforme foi explicado na primeira aula;
c) Proceder à destilação da solução de CuSO4 até o aparecimento da fase sólida no balão de destilação;
d) Observar a qualidade da fase condensada que está sendo recolhida no béquer, a velocidade em função da segurança pelo aparelho e os fatores que podem influenciar no processo. 
FIGURA: aparato para destilação.
3º AULA PRÁTICA: PREPARO DE SOLUÇÕES.
 Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais substâncias moleculares ou iônicas. No âmbito mais restrito, as dispersões que apresentam as partículas do disperso (soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å são denominadas soluções. Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 Å, temos dispersões coloidais. Exemplos de dispersões coloidais são gelatina, goma arábica, dispersões de proteínas (como de albumina bovina), fumaça, entre outros.Quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 Å, temos dispersões grosseiras. Por exemplo, o "leite de magnésia" constitui uma dispersão grosseira de partículas de hidróxido de magnésio (aglomerados de íons Mg2+ e OH-) em água.
Algumas características das soluções
 Nas soluções, as partículas do soluto não se separam do solvente sob a ação de ultra centrífugas, não são retidas por ultra filtros e não são vistas através de microscópios potentes. Os instrumentos citados conseguem separar, reter e visualizar as partículas do soluto numa dispersão coloidal. Já na dispersão grosseira, as partículas do soluto são separadas, retidas e visualizadas com auxílio de instrumentos comuns. Portanto, numa solução, o soluto e o solvente constituem uma fase única e toda mistura homogênea (aquela cujo aspecto é uniforme ponto a ponto) constitui uma solução.
 Classificação das soluções com relação à quantidade de soluto dissolvido
 As soluções podem ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas, de acordo com a quantidade de soluto dissolvido. Para defini-las, é preciso lembrar que a solubilidade de um soluto é a quantidade máxima da substância que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma dada temperatura.
 Solução insaturada: contém, numa certa temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura. Exemplo: a solubilidade do acetato de sódio é igual a 123,5g / 100g de água a 20ºC. Uma solução que contém 80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água a 20ºC é uma solução insaturada.
 Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade nesta temperatura. Uma solução saturada pode (ou não) apresentar corpo de fundo (excesso de soluto precipitado). Exemplo: 123,5 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20ºC
 Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável). Uma solução supersaturada pode ser obtida por aquecimento de uma solução saturada com corpo de fundo, seguido por resfriamento lento para evitar a precipitação do excesso de soluto. Exemplo: 124,0 g de acetato de sódio dissolvidos em 100 g de água a 20ºC.
Classificação das soluções com relação ao estado físico
Soluções sólidas: o dispersante (solvente) é sempre sólido e o soluto pode ser sólido, líquido ou gasoso. Exemplos: prata de lei: o solvente é o cobre (Cu(s)) e o soluto é a prata (Ag(s)). aço: o solvente é o ferro (Fe(s)) e o soluto é o carbono (C(s)). oxigênio em platina: o solvente é a platina (Pt(s)) e o soluto é o dioxigênio gasoso.
 Soluções líquidas: o solvente é sempre líquido e o soluto pode ser sólido, líquido ou gasoso. Exemplos: salmoura: o solvente é a água e o soluto é o cloreto de sódio sólido. vinagre: o solvente é a água e o soluto é o ácido acético líquido. solução aquosa de oxigênio: o soluto é o oxigênio gasoso.
 Soluções gasosas: o solvente e o soluto são gases. Exemplo: o ar é uma mistura de muitos gases - oxigênio, gases nobres, vapor de água, dióxido de carbono, entre outros - solubilizados em nitrogênio gasoso.
Expressão da concentração de soluções
 A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto podem ser dadas em massa, volume ou quantidade de matéria, há diversas formas de se expressar a concentração de soluções. As relações mais utilizadas são:
Concentração em gramas por litro
Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m),
expressa em gramas, e o volume (V), da solução, em litros:
C (g/L) = m (g) / V (L)
Exercício 1
 O hipoclorito de sódio, NaClO, produz uma solução alvejante quando dissolvido em água. A massa de NaClO contida numa amostra de 5,00 mL de alvejante foi determinada como sendo igual a 150 mg. Qual é a concentração (em gramas por litro) do hipoclorito de sódio nesta solução?
Resolução:
Dados: V = 5,00 mL = 0,00500 L
m = 0,150 g
C = 0,150 g / 0,00500 L
C = 30,0 g/L
Concentração em quantidade de matéria
 É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n soluto) e o volume da solução (V), expresso em litros. No passado, esta unidade de concentração era denominada molaridade ou concentração molar. Atualmente, por recomendação da International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), o emprego desses termos vem sendo evitado. Em seu uso correto, a palavra “molar” significa “por mol”, e não “por litro”, como na definição da molaridade (ver Nota Explicativa nas páginas iniciais deste Manual). A quantidade de matéria do soluto (n soluto, anteriormente chamada “número de mols”) é a relação entre a massa do soluto (m soluto) e a sua massa molar (M, a massa de 1,0 mol da substância), expressa em g / mol. C (mol / L) = n soluto / V solução (L)
Exercício 2
Qual é a concentração (em quantidade de matéria) da solução que contém 9,8 g de ácido sulfúrico em água suficiente para 10,0 litros de solução?
Resolução:
C (mol / L) = n soluto / V solução (L)
n = massa do soluto (g) / massa molar do soluto (g mol-1)
n = m / M = 9,8 g / 98,08 g mol-1
n = 0,10 mol
Portanto, C = 0,10 mol / 10,0 L
C = 1,0 x 10-2 mol H2SO4 / L
Molalidade
 Esta relação é utilizada sempre que se pretende expressar concentrações independentes da temperatura, pois é expressa em função da massa (e não do
volume) do solvente. A molalidade de uma solução (não confundir com molaridade) é calculada como o quociente entre a quantidade de matéria do soluto (n soluto, expressa em mol) e a massa total do solvente (expressa em quilogramas, kg):
Molalidade = n soluto / m solvente
Fração em mol
 Muito utilizada em cálculos físico-químicos, a fração em mol (X) de um componente A em solução (previamente denominada “fração molar”), é a razão da 41 quantidade de matéria do componente (n componente) pela quantidade de matéria total de todas as substâncias presentes na solução (n total). Se os componentes da solução forem denominados A, B, C, etc, pode-se escrever:
XA = nA / (nA + nB + nC + …)
Note-se que
XA + XB + XC + … = 1
Normalidade (N)
 É a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução, expresso em litros. No passado, esta unidade foi muito utilizada em cálculos relacionados com titulações. Atualmente, o uso da normalidade não é recomendado pela IUPAC, uma vez que esta unidade de concentração não enfatiza o conceito de mol ou a estequiometria da reação química. Além disso, o valor numérico do equivalente-grama de alguns compostos químicos (e portanto a normalidade da solução que os contém) varia de acordo com a reação química em que a substância (ou a solução) é utilizada.
Composição percentual (título)
 Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição percentual da solução. Esta unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com a massa ou o volume do solvente ou da solução, conduzindo a notações tais como:
10% (m/m); 10% (m/V) ou 10% (V/V).
 A relação m/m corresponde à base percentual mais usada na expressão da concentração de soluções aquosas concentradas de ácidos inorgânicos (como o ácido clorídrico, o ácido sulfúrico e o ácido nítrico).
Exemplos: 100 g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contêm 36 g de
cloreto de hidrogênio e 64 g de água.
 O ácido sulfúrico concentrado adquirido no comércio contém cerca de 98% (em massa) de soluto (H2SO4 líquido), ou seja, 100 g do ácido comercial contêm 98 g de H2SO4 e 2 g de água.
Exercício 3
 Calcule a massa de HCl contida numa amostra de 210 g de ácido clorídrico concentrado de título igual a 37% (m/m).
Resolução:
37 g HCl ------------------- 100 g de solução concentrada
x ------------------- 210 g de solução concentrada
x = 78 g HCl
Observação: Os termos diluído e concentrado são apenas termos relativos. Uma solução diluída contém somenteuma fração do soluto contido numa solução concentrada.
Exemplo: Uma solução a 3% (m/m) de ácido nítrico é diluída em comparação com uma solução de HNO3 a 30% (em massa).
PARTE EXPERIMENTAL
Objetivos:
_ Realizar cálculos envolvendo quantidades de soluto e de solvente necessárias para o preparo de soluções de ácidos e bases fortes;
_ Utilizar vidraria apropriada para o preparo de soluções-padrão.
Procedimento
 Preparação de 250,00 mL de solução de Hidróxido de Sódio 0,100 mol/L Verificar inicialmente o grau de pureza da base (% m/m), no rótulo do frasco que contém o hidróxido de sódio. De posse desta informação, calcular a massa de NaOH necessária para preparar 250,00 mL de solução 0,100 mol/L.
 ATENÇÃO: O hidróxido de sódio é uma substância altamente HIGROSCÓPICA. Por isso, efetuar a pesagem do sólido rapidamente e manter o frasco tampado. 
 Colocar a quantidade já pesada da base num béquer de 250 mL e dissolvê-la em água destilada, usando um bastão de vidro para facilitar a dissolução. 
 O volume de água destilada utilizada deverá ser inferior a 250 mL. Com auxílio de um funil simples, transferir quantitativamente a mistura para um balão volumétrico de 250,00 mL.
 Completar o volume da solução com água destilada até a marca de aferição do balão, tampar e agitar para a completa homogeneização.
 Finalmente, colocar a solução recém-preparada num frasco limpo, seco e rotulado. O rótulo do frasco deve conter a identificação da solução preparada e da equipe, além da data de preparação.
 Preparação de 250,00 mL de solução de Ácido Clorídrico 0,100 mol/L Observar, no rótulo do frasco que contém a solução concentrada de HCl, a densidade e a percentagem (m/m) do ácido na mistura. 
 A partir desses dados, calcular a massa de HCl necessária para preparar 250,00 mL de solução 0,100 mol/L e determinar o volume da solução concentrada que contém essa massa.
 Com auxílio de uma pipeta graduada ou bureta, medir o volume calculado e transferi-lo para um béquer que já contenha uma pequena quantidade de água destilada. Utilizar um bastão de vidro e um funil para transferir quantitativamente o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 250,00 mL. 
 Completar o volume da solução com água destilada até a marca de aferição do balão, tampar e agitar para a completa homogeneização.
 Guardar a solução preparada num frasco limpo, seco e rotulado.
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
Observação: Considere o número correto de algarismos significativos na resolução destes exercícios.
1. Calcule a concentração (em quantidade de matéria) das seguintes soluções:
 a. 0,248 mol de cloreto de sódio em 250,00 mL de solução.
 b. 102,6 g de açúcar comum (sacarose, C12H22O11) em 500 mL de solução.
 c. 24 litros de oxigênio molecular e 57,5 mililitros de hidrogênio molecular, em 115 litros de ar atmosférico, a 0oC e 1,00 atm.
 d. Uma solução de etileno (eteno) a 10% (V/V) em argônio, a 0o C e 1,00 atm.
2. Suponha que você dispõe de 15,0 mL de uma solução de hidróxido de bário 0,20 mol/L. Responda:
 a. Qual é a concentração desta alíquota (em quantidade de matéria)?
 b. Qual é a quantidade de matéria de hidróxido de bário contida nesta alíquota?
3. Calcule a concentração em quantidade de matéria das seguintes soluções
aquosas:
 a. solução de ácido sulfúrico a 93,3% (m/m), com densidade absoluta igual a 1,829
g/mL.
 b. solução de ácido nítrico a 32,2% (m/m), com densidade absoluta igual a 1,195 g/mL.
4. O etanol puro tem uma densidade absoluta igual a 0,785 g/mL. Qual é a sua
concentração em quantidade de matéria, expressa em mol/L?
5. Descreva, em detalhes, como você prepararia:
 a. Cerca de 100 mL de solução saturada de carbonato de sódio.
Observação: 1,0 parte de carbonato de sódio anidro é solúvel em 3,5 partes de
água à temperatura ambiente.
 b. 250,00 mL de solução de sulfato de alumínio 0,100 mol/L.
6. Que quantidade de água destilada deve ser adicionada a 25,0 mL de solução de hidróxido de potássio 0,500 mol/L, para produzir uma solução de concentração igual a 0,350 mol/L?
7. Um aluno de Química Geral dissolveu 12,2 g de hidróxido de estrôncio em água suficiente para preparar 1,00 litro de solução. Responda:
 a. Qual é a percentagem (m/V) hidróxido de estrôncio na solução?
 b. Considere a densidade absoluta da solução igual a 1,15 g/mL. Qual é a
percentagem (m/m) de hidróxido de estrôncio na solução?
 c. Qual é a concentração em quantidade de matéria da solução?
8. O tetracloreto de carbono é um líquido de densidade absoluta igual a 1,594 g/cm3 (20oC), muito utilizado como solvente industrial. Cinquenta litros (50,0 L) de uma solução foram preparados pela dissolução de 2,50 L de CCl4 em hexano. Qual é a concentração em quantidade de matéria desta solução? 
 
 
4º AULA PRÁTICA: REAÇOES QUÍMICAS
1 - OBJETIVO
- Caracterizar um fenômeno químico.
- Distinguir os tipos de ligações química.
- Reconhecer quando se processou uma reação.
2 - INTRODUÇÃO
 Uma reação química e um fenômeno que permite um novo arranjo dos átomos para formarem substâncias diferentes dos reagentes. O aparecimento de uma nova substância com propriedades diferentes e uma indicação que ocorreu uma reação química. Podemos observar variação de cor, formação de gases ou formação de produtos com diferentes solubilidades, como prova de transformações que ocorrem durante as reações. Além disso, é necessário considerar a quantidade de energia envolvida na reação. Uma reação que libera energia soba forma de calor chama-se exotérmica e a reação onde ocorre absorção de energia sob forma de calor é dita endotérmica.
 O reconhecimento reatividade química relativa dos elementos é útil para predizer o comportamento de algumas reações químicas. A série de reatividade relaciona os metais de acordo com suas reatividades químicas. A ordem do quadro 2 abaixo corresponde a facilidade com que os elementos são oxidados, ou seja, com que perdem elétrons. Os princípios gerais para a utilização da série de reatividade são os seguintes: 
a) A reatividade dos metais diminui da extremidade superior para inferior, na série; 
b) O metal em seu estado elementar pode deslocar da solução todos os íons metálicos que estão abaixo dele na série;
c) Os metais no estado elementar, acima do hidrogênio, reagem com ácidos em soluções liberando H2(g);
d) Os metais no estado elementar, abaixo do hidrogênio, não liberam H2 ou O2 dos ácidos.
e) Condições como temperatura e concentrações podem afetar a posição relativa de alguns elementos.
 Uma reação pode ocorrer quando se mistura duas soluções e há a formação de uma substância pouco solúvel, pois esta tende a precipitar, separando-se da solução. O quadro 1 de solubilidade nos permite prever quais os íons que, em solução aquosa, combinam-se para formar um precipitado de um composto pouco solúvel. A formação de gases leva também a caracterização de uma transformação química.
 Uma reação química pode ocorrer também mediante a ação de um agente físico como: calor, eletricidade e luz, o que leva a decomposição da substância com a formação de outras produtos.
 Finalmente, um outro aspecto é que certas substâncias quando colocadas em contato em condições especiais reagem então, uma terceira substância cujo estágio de energia é menor que a dos reagentes.
 Os fatores exposto acima são fundamentos do que se entende como os cinco principais tipos de reações químicas. Assim, a ordem de reatividade determina como será a reação simples troca ou deslocamento; os valores de solubilidade das substâncias conduzem as reações de dupla troca; as forças relativas dos potenciais de oxidação determinam os reagentes redutores e oxidante numa reação de oxi-redução ; um determinado agente físico atuando sobre uma substância pode conduzir uma reação de decomposição ou análise e o alcance de um estado de energia mais baixo pode determinar a ocorrência de uma síntese.
 A seguir, serão apresentadasreações que procuram evidenciar a ocorrência dos fatores citados. O aluno deverá estar atento às mudanças que acontecerão nos sistemas estudados, tentando identificá-las com o que lhe foi apresentado na parte teórica.
 Ao final de cada reação, deverá haver, ainda, explicações adicionais dadas pelo professor, que poderá completar ou retificar as observações do aluno.
Observações: 
- Ao terminar de utilizar qualquer frasco de reagente, fechá-lo perfeitamente para evitar vazamentos;
- Os reagentes que, por acaso, não estiverem na bancada, serão encontrados na capela;
- Evite utilizar reagentes do estoques, pois todos os reagentes necessários ao experimento estão na bancada e em frascos adequados.
- Ao terminar a prática, deixe os reagentes na bancada destinada ao experimento e lavar os tubos de ensaio.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Reações de deslocamento ou simples troca
1. Reagentes: Zinco e Ácido Clorídrico
a) Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco em pó;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1 M de HCl ( 1mL aproximadamente 20 gotas);
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
2.Reagentes: Ferro e Sulfato de Cobre.
a) colocar em um tubo de ensaio uma pequena porção de ferro em pó;
b) Adicionar cerca de 30 gotas se solução 0,5 M de sulfato de cobre.
c) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
3. Reagentes: Magnésio e Ácido Sulfúrico.
a) Colocar, em um tubo de ensaio uma pequena fita de magnésio;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução 1M de H2SO4 ;
C) Descreva o que observou;
d) Qual a equação química do processo?
4. Reagentes: Cobre e Ácido Clorídrico.
a) Colocar em um tubo de ensaio, um pouco de cobre em pó;
b) Adicionar cerca de 30 gotas de solução de 1M de HCl;
c) Explicar o porquê de suas de suas observações.
3.2 Reações de dupla troca
1. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Hidróxido de Sódio.
a) Coloque em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1 M de Mg(NO3)2;
b) Adicione gota a gota, solução 0,5M de NaOH;
c) Descreva o que observou;
d) Descreva a equação química do processo. 
 2. Reagentes: Nitrato de Magnésio e Sulfato de Sódio.
a) Colocar, em tubo de ensaio, 20 gotas de solução 0,1 M de Mg(NO3)2;
b) Adicionar, gota a gota, solução 0,1 N de Na2SO4;
c) Descreva o que observou;
d) Explique o porquê de suas observações.
3. Reagentes: Carbonato de Cálcio e Ácido Clorídrico.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, um pouco de CaCO3 sólido;
b) Adicionar, gota a gota, solução 0,1N de Na2SO4;
c) Descreva o que observou;
d) Explique o porquê de suas observações.
4. Reagentes: Cloreto de Bário e Ácido Sulfurico.
a) colocar, em um tubo de ensaio, 20 gotas de solução de 0,1 M de BaCl2;
b) Adicionar, gota a gota, solução de ácido sulfúrico comercial;
c) Descreva o que observou;
d) Escreva a equação química do processo.
3.3. Reações de Oxidação – Redução.
Reagentes: Iodeto de Potássio, Cloreto Férrico e Tetracloreto de Carbono ou Clorofórmio.
a) Colocar, em um tubo de ensaio 20 gotas de solução 0,1 M de KI;
b) Adicionar 5 gotas de solução 0,1 M de K2Cr2O7;
c) Adicionar 3 gotas de H2SO4 concentrado;
d) Colocar 5 mL de CHCl3 e agitar vigorosamente;
e) Anotar o que observou;
f) O que significa H2 O2 a 20 volumes?
g) Escreva a equação química que representa esta reação.
3.4. Reações Endotérmicas e Exotérmicas.
1. Reagentes: Cloreto de Amônia e Hidróxido de Sódio.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de NH4Cl sólido;
b) Adicionar 2 mL de solução 1N de hidróxido de sódio;
c) Observar a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. Descreva o que aconteceu;
d) Escreva a equação química do processo.
2. Reagentes: Cobre sólido e Ácido Nítrico concentrado.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Cuº (sólido).
b) Adicionar 2 Ml de HNO3 concentrado;
c) Observe a evolução da reação. Procure sentir a temperatura do tubo de ensaio. Descreva o que aconteceu;
d) Escreva a equação química do processo.
3.5. Reação de Decomposição.
Reagentes: Clorato de Potássio na presença de Bióxido de Manganês.
a) Colocar, em um tubo de ensaio, pequena quantidade de KClO3 sólido;
b) Adicione MnO2 também em pequena quantidade;
c) Levar ao bico de Bunsen até que comece a liberação de gás (oxigênio gasoso);
d) Testar um palito de fosforo recém apagado.
QUADRO 01. Solubilidade em H2O. 
	Ânions
	Regras
	Exceções
	NO3; NO2- ; H3C- COO- (acetato)
	solúveis
	x-x-x-x-x-x-x-x-x-x
	Cl- ; Br - ; I -
	solúveis
	Ag+, Pb2+, Hg2+ , Cu+
	SO 42-
	solúveis
	Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb+, Ag+, Hg22+
	S2-
	insolúveis
	H+, NH4, Be2+,alcalinos e alcalinos terrosos
	OH-
	insolúveis
	H+, NH4,Sr2+, Ba2+ e alcalinos
	PO43- ; CO32- ; SO32-
	insolúveis
	H+ NH4 e alcalinos
	Outros ânions
	insolúveis
	H+, Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4+
 
QUADRO 2. Potenciais padrões de redução ( a 25ºC)
	Reações de meia - Célula 
	E0 ( em volts)
	Li + + e- → Li o
	- 3,05
	K + + e - → K 0
	-2,925
	Ba 2 + 2e - → Ba 0
	-2,91
	Ca 2+ + 2e - → Ca 0
	-2,76
	Na + + e- → Na 0
	-2,713
	Ce 3+ + 3e - → Ce 0
	-2,48
	Mg 2+ + 2e - → Mg 0
	-2,37
	½ H2 (g) + e - → H
	-2,25
	Al 3+ + 3e - → Al 0
	-1,66
	V 2+ + 2e- → V 0
	-1,19
	Mn 2+ + 2e - → Mn 0
	-1,18
	Zn 2+ + 2e - → Zn 0
	0,763
	Cr 3+ + 3e - → Cr 0
	-0,74
	Fe2+ + 2e- → Fe 0
	-0,440
	Cr3+ + e- → Cr2+
	-0,41
	Cd2+ + 2e- → Cd0
	-0,402
	Ni 2+ + 2e- → Ni 0
	-0,23
	Sn 2+ + 2e- → Sn 0
	-0,14
	Pb 2+ 2 e- → Pb0
	-0,126
	2H + + 2e - → H2
	0,00
	Sn 4+ + 2e- → Sn2+
	+0,15
	Cu2+ + e- → Cu+
	+0,15
	AgCl + e- → Ag0 + Cl-
	+0,2224
	Hg2Cl2 + 2e- → 2Hg0 + 2Cl-
	+0,2780
	Cu 2+ + 2e-→ Cu0
	+0,337
	Fe(CN)6 3- + 2e- → Fe(CN)64-
	+0,356
	O2 + 2H2O + 4e- → OH-
	+0,401
	Cu + + e- → Cu0
	+0,52
	I2 + 2e- → 2I-
	+0,536
	Fe3+ + e- → Fe2+
	+0,771
	Hg22+ + 2e - → 2Hg
	+0,792
	Ag+ + e- → Ag 0
	+0,7994
	Br2(l) + 2e- → 2Br-
	+1,087
	O2 + 4H+ + 4 e- →2H2O
	+1,229
	Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O
	+1,33
	Cl2 + 2e- → 2Cl-
	+1,359
	Au3+ + 3e- → Au0
	+1,50
	Mn3+ + e- → Mn2+
	+1,51
	MnO- + 4H + 5e- → Mn2+ + 4H2O
	+1,51
	Ce4+ + e- → Ce3+
	+1,66
	Au+ + e- → Au0
	+1,69
	MnO4- + 4H+ + 3e- → MnO2 + 2H2O
	+2,65
	F2 + 2e- → 2F-
	+2,65
5º AULA PRÁTICA: GASES – LEI DE BOYLE – MARIOTE E DIFUSÃO GASOSA.
1. OBJETIVOS GERAIS:
- Verificar experimentalmente a Lei de Boyle – Mariote para os gases;
- Verificar experimentalmente a Lei da Difusão Gasosa ( Lei de Graham).
2. OBJETIVOS COMPLEMENTARES:
 A	o término desta aula prática, após a execução das experiências e discursão com o professor, o aluno deverá ser capaz de:
- Citar pelo menos duas característica do estado gasoso;
- Reconhecer todas as variáveis de estado;
- Enunciar a Lei de Boyle – Mariote;
- Mostrar a partir da equação geral dos gases ideais, que se T = Cte, então:
P1V1 = P2V2 = PnVn = Cte;
- Conceituar fisicamente o fenômeno da difusão gasosa;
- Citar oralmente e/ou por escrito:
a) Dois postulado básico da teoria cinética da matéria;
b) Quatro hipótese sobre os quais se baseia a teoria cinética dos gases;
- Enunciar a lei de Graham;
- Mostrar, considerando as hipóteses acima, que dados dois gases distintos A e B tem-se o seguinte:
 VELOCIDADE_A_ 
VELOCIDADE B
Onde MA e MB são respectivamente, as massas Moleculares dos gases A e B.
3. PARTE EXPERIMENTAL:
Experimento 01
Princípio do Método: Lei de Boyle – Mariote:
 Uma propriedade característica dos gases é sua grande compressibilidade. Este comportamento é descrito quantitativamente pela Lei de Boyle Mariote (1662), a qual estabelece que “A TEMPERATURA CONSTANTE, UMA DETERMINADA MASSA DE GÁS OCUPA UM VOLUME INVERSAMENTE PROPORCIONAL À PRESSÃO EXERCIDA SOBRE ELE’’. Logo, se a pressão for duplicada, o volume diminui e vice-versa. A Lei de Boyle – Mariote pode ser representada por um gráfico pressão – volume ou P – V. A curva é uma hipótese, cuja equação PV = constante ou V= constante
 P
 A relação inversa entre o volumeocupado por um gás e a pressão exercida sobre o gás é expressa pela Lei de Boyle – Mariote. Esta relação pode ser demonstrada de uma maneira simples, utilizando um dispositivo como o da FIGURA 1: 
 
MATEIAIS UTILIZADOS:
- Mercúrio metalizado;
- Tubo em ‘‘J’’ (Figura 1).
Procedimento
- Colocar o mercúrio metálico no lado do ‘‘J’’ não obstruído até atingir a parte ortogonal no lado obstruído;
- Ler os valores de B e C, em mm;
- Repita a adição de mercúrio, item 1, dez vezes, registrando os valores de B e C em cada repetição.
Observações:
- A pressão do gás aprisionado é a soma da pressão atmosférica (em mmHg) e a altura D(C-B);
- O volume do gás aprisionado é o comprimento (V) do tubo acima do mercúrio, são proporcionais; portanto, o comprimento V pode ser utilizado no lugar do volume;
- Deve-se utilizar bastante mercúrio em cada experiência, de maneira que o nível suba de 3 a 4 cm de cada vez;
- Os dados observados nas experiências devem ser colocados na tabela abaixo, onde:
A: é uma medida fixa, que corresponde ao comprimento do tubo no lado obstruído;
B: altura do Hg no lado obstruído;
C: altura do Hg no lado não obstruído;
V: A – B;
D: pressão exercida pelo Hg (C – B);
P: pressão do gás; P = P (atm) + PHG = D.
	
	A
	B
	C( B+D)
	V (A – B)
	D
	P
	P x V
	1
	
	
	
	
	
	
	
	2
	
	
	
	
	
	
	
	3
	
	
	
	
	
	
	
	4
	
	
	
	
	
	
	
	5
	
	
	
	
	
	
	
	6
	
	
	
	
	
	
	
	7
	
	
	
	
	
	
	
	8
	
	
	
	
	
	
	
	9
	
	
	
	
	
	
	
	10
	
	
	
	
	
	
	
Experimento 2:
- Princípio do método: Difusão Gasosa.
 A lei de difusão gasosa de Graham estabelece que a velocidade da difusão de um gás é inversamente proporcional á raiz quadrada do seu peso molecular. Em termos gerais, isto significa que as moléculas pesadas movem-se mais lentamente do que as mais leves se ambas estiverem na mesma temperatura.
 Esta experiência consiste em liberar gás amônia colocado em um dos terminais de um tubo de vidro e cloreto de hidrogênio gasoso no outro terminal, conforme a figura 2 e medir tempos e / ou espaços percorridos no momento que os gases se encontram. O encontro dos gases será indicado pela formação de um anel branco, de cloreto de amônia sólido dentro do tubo de vidro.
 FIGURA 2: tubo de difusão gasosa.
 
Material e Reagentes 
- Tubo de vidro;
- HCl conc.
- NH4 OH conc.
Procedimento
- Coloque HCl conc. e NH4OH conc. Nos terminais do tubo mostrado pela figura 2 ( se preferir dar um pequeno aquecimento para aumentar a quantidade dos dois gases). Abrir as torneiras que permite a entrada dos gases no tubo ao mesmo tempo.
Resultados:
Tempo de difusão em segundos............................................................................
Distância percorrida pelo NH3.....................................................................................................................
Distância percorrida pelo HCl................................................................................
 Calcular a razão entre os pesos moleculares dos dois gases, usando a distância percorrida por eles no tubo.
Questões:
1 – O que se poderia esperar para o tempo em que o NH4 Cl se formará se a temperatura for muito maior à temperatura ambiente?
2 – Se a razão entre os pesos moleculares dos gases A e B for 2:1, quala distância do anel de NH4 Cl para o terminal A?
6º AULA PRÁTICA: EQUILÍBRIO QUÍMICO
1- OBJETIVOS
a) Conceituar estados de equilíbrio de uma reação;
b) Comprovar experimentalmente o ‘Principio de Le Chatelier’ 
2 – INTRODUÇÃO
A maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter-se completado, isto é, todos os reagentes parecem que transformaram-se em produtos. Na realidade, as reações químicas são reversíveis. Consequentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por exemplo, consideremos a decomposição térmica do carbonato de cálcio.
CaCo3(s) → CaO2(g) + Co2(g) ( 1 )
 Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a eliminação de Co2 há uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado sabe-se que o CaO reage com CO2, e se a pressão deste último for o suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente convertido em carbonato:
CaO(S) + CO2(g) → CaCO3(s) ( 2 )
 A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as reações (1) e (2) como processo químicos reversíveis, que se indica com a seguinte notação:
CaCO3(s) CaO + CO2(g) ( 3 )
 Quando se tem CaCO3, puro frasco fechado, ele começa a se decompor de acordo com a reação (1). À medida que CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e finalmente a reação (2) começa a ocorrer numa velocidade perceptível que aumenta à medida que eleva a pressão de CO2. Por fim, as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
 O estado de equilíbrio é caracterizado por quatro aspectos importantes. A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmico, trata-se de uma situação permanente mantida pela das velocidades de duas reações químicas opostas. Isto é quando o sistema formado por CaCO3, CaO e CO2 atinge o equilíbrio com relação (3), dizemos que o CaCO3 continua a ser convertido em CaO e CO2 e o CaO continua a formar CaCO3.
 A segunda característica do equilíbrio é que o sistema caminha espontaneamente em direção a um estado de equilíbrio. Um sistema destoca-se do equilíbrio somente por uma perturbação externa. Há uma regra geral, denominada principio de Le Chatelier que é utilizada para analisar rapidamente o efeito das perturbações sobre o equilíbrios químicos. Segundo este princípio, se o estado de equilíbrio for perturbado por alguma mudança em seu ambiente tal como alteração na temperatura, na pressão ou na concentração das espécies químicas participantes, o sistema reagirá de modo a restaurar o equilíbrio. A terceira a generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas independentemente de como ele tenha sido atingido. A quarta generalização é que a condição de um sistema em equilíbrio representa um meio termo entre duas tendência opostas: uma propensão das moléculas para assumir o estado de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia máxima.
 A medida da extensão de uma reação química se da pelo valor da Constante de Equilíbrio (K).
 Para uma reação cuja forma geral é:
aA + bB cC + dD
a expressão da constante de equilíbrio é dada por:
K = [C]c [D]d / [A]a [B]b ( 4 )
 Na expressão da constante de equilíbrio as concentrações dos produtos da reação, cada uma elevada a uma potência igual ao seu coeficiente estequiométrico, na reação química aparecem no numerador e as concentrações dos reagentes, também elevadas aos seus coeficientes estequiométricos aparecem no denominador. Entretanto a equação (4) só é válida se estivermos tratando com substâncias que sejam gases ideais ou solutos que obedeçam a lei das soluções ideais. Deve-se observar que na expressão da constante de equilíbrio aparecem apenas as concentrações das substâncias que estão no estado gasoso ou em solução (concentração variável), enquanto que os sólidos ou líquidos puros, cujas concentrações são ´´ invariáveis`` não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. Também para substâncias no estado gasoso pode-se utilizar a pressão ao invés da concentração uma vez que estas duas variáveis são proporcionais. As expressões das constantes de equilíbrio para as reações:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2
São respectivamente: K = [CO2] ou Kp = PCO2
 K = [Zn2+] / [Cu2+]
3 . PARTE EXPERIMENTAL
 O trabalho experimental desta aula pratica pretende mostrar o efeito da variação das concentraçõesparticipantes da reação e da temperatura sobre o equilíbrio.
EXPERIMENTO 1
1. Coloque duas gotas de tiocianato de potássio (KSCN) em um tubo de ensaio;
2. Acrescente duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe(NO3)2);
3. Adicione água destilada até quase encher o tubo de ensaio;
4. Utilizando outro tubo de ensaio, homogenize a solução passando a mesma de um tubo para o outro por 3 a 4 vezes;
5. Divida a solução em quatro partes iguais em tubo de ensaio de mesmo diâmetro e numere estes tubos;
6. Reserve o tubo nº 1 que será usado como referência (para comparar a intensidade da coloração);
7. Adicione 3 gotas de solução de potássio ao tubo nº 2 e observe a coloração. Compare com o tubo padrão (nº 1);
8. Adicione 3 gotas de solução de nitrato férrico ao tubo nº 3 e observe a coloração. Compare com o tubo padão;
9. Adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3) ao tubo nº 4. Observe a coloração e compare com o tubo padrão;
10. Procure explicar o que observou usando a equação química representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO 2 
1. Coloque 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1 M em um tubo de ensaio;
2. Ao mesmo tubo de ensaio adicione 1mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2 M, aguarde um pouco e observe o que se forma;
3. Com a espátula adicione um pouco de cloreto de amônia (NH4Cl) sólidos ao tubo de ensaio. Observe o que ocorre;
4. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO 3
1. Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N em um tubo de ensaio;
2. Adicione 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl);
3. Adicione 5 mL de água destilada;
4. Aqueça, o tubo de ensaio com a mistura, em banho-maria ( aproximadamente 80ºC) por cerca de 15 minutos e observe o que ocorre;
5. Deixe o tubo de ensaio esfriar e observe o que ocorre;
6. Procure explicar o que você observou usando a equação química representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier.
EXPERIMENTO IV
1. Coloque 10 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 M em tubo de ensaio limpo. Acrescente 2 gotas de Hidróxido de sódio 1M. Acrescente, gota a gota, nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 M até perceber algumas alteração. Anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para etapa 3;
2. Em outro tubo de ensaio limpo, adicione 10 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 M e, depois 10 gotas de nitrato de bário 0,1 M. Observe o que ocorreu e anote o resultado. Guarde este tubo de ensaio para a etapa 4;
3. Anote suas observações a respeito das solubilidade relativas do cromato de bário (BaCrO4) e do dicromato de bário (BaCr2O7) de acordo com suas observações nas etapas(1) e (2);
4. Ao tubo de ensaio da etapa (1), acrescente, gota a gota, HCl 1 M até notar alguma alteração. Anote suas observações;
5. Ao tubo de ensaio da etapa (2) acrescente, gota a gota, NaOH 1M até notar alguma modificação. Anote suas observações;
6. Sugira uma maneira de inverter as alterações observadas nas etapas (3) e (4). Discuta com o seu professor e tenta fazê-la;
7. Coloque 10 gotas de K2Cr2O7 0,1 M em um tubo de ensaio e a mesma quantidade de K2CrO4 0,1 M em outro tubo de ensaio. Acrescente algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 M a cada um dos tubos de ensaio. Observe os resultados e anote-os.
Baseando-se em suas observações responda:
1. O que você pode concluir a respeito da reação 2 CrO42-(aq) → Cr2 O72-(aq) e da influência que os íons H+ (aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando-lhe, no lado adequado, o numero correto de íons H+(aq) e de moléculas H2O;
2. O que você pode concluir a respeito da reação inversa Cr2O72-(aq) → 2 CrO42-(aq) e da influência que os íons hidróxidos, OH(aq) exercem sobre ela? Balanceie essa equação acrescentando, no lado adequado, o número correto de íons OH-(aq) e de moléculas H2O.
3. A partir do que observou na etapa (6), o que você pode concluir a respeito das concentrações relativas de equilíbrio do íon CrO42-(Aq) nas soluções 0,1 M de K2Cr2O7 e de K2CrO4?
4. Use as equações balanceadas obtidas nas perguntas 1 e 2 para explicar os resultados obtidos nas etapas (3) e (5).
5. Recorrendo ao princípio de Le Chatelier, resuma os resultados obtidos a respeito do equilíbrio dos íons cromato e dicromato.
7 º AULA PRÁTICA: ÁCIDO E BASES
1. OBJETIVOS: 
 O aluno, após a exposição desta unidade e executada a parte experimental, deverá ser capaz de:
1. Dados os nomes e formulas de um composto ou íon e, quando necessário, uma indicação de seu comportamento numa determinada reação, classificar a espécie como um ácido, uma base ou nenhum dos dois no sistema proposto por: Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis;
2. Identificar os membros de um par conjugado, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry;
3. Calcular o pH de uma solução aquosa;
a) De um ácido e base forte, dados o nome ou fórmula do soluto e sua concentração molar;
b) De um ácido e base fraca, dados o nome ou fórmula do composto e concentração ´´nominal`` da solução, a constante de ionização ou grau de dissociação do ácido ou base envolvidos;
c) Estimar qualitativamente as forças de oxiácidos e de constante de ionização sucessivas de ácidos poli trópicos.
4. Conceituar indicador de ácido-base;
5. Identificar os compostos de ácidos e bases na presença de indicadores;
6. Comparar qualitativamente a força dos ácidos;
2. INTRODUÇÃO
 A natureza dos ácidos e das bases é um problema nos quais os químicos há muito tempo, tem dedicado atenção especial. Boyle foi um dos primeiros a evidenciar as propriedades através das quais se podem reconhecer um ácido. Para o reconhecimento destas substâncias, o mesmo sugeriu que fossem adotado os seguintes critérios:
a) Ácido dissolvem-se facilmente muitas substâncias;
b) Ácido muda a cor de alguns corantes extraídos de plantas (ex. tornassol);
c) Adição de bases a uma solução de substância ácida, resulta na perda das propriedades ácidas desta substância.
 Lavoisier associou as características ácidas de uma substância com a presença do elemento oxigênio na molécula da substância. Este reconhecimento foi abandonado a partir do momento em que Davy, demonstrou que soluções aquosas ácidas (ex. HCl) não continham em suas moléculas o oxigênio. Isso fez com que, ao invés do oxigênio como elemento essencial dos ácidos fosse considerado o hidrogênio.
 Dentre as várias teorias desenvolvidas em torno do assunto, destacam-se as teorias propostas por Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis.
 O conceito de Arrhenius, possivelmente o mais antigo, define ácidos como substâncias hidrogenadas que liberam íons hidrogênio ao se ionizarem em água e bases quando liberavam íons hidroxila. Bronsted-Lowry propuseram em 1923, que a característica essencial de uma reação ácido - base é a transferência de um próton de uma espécie a outra. Neste contexto, um próton é um íon hidrogênio, H+. Os estudos modernos demonstram que o íon hidrogênio, H+, não pode existir livre em água sob concentrações apreciáveis, e que a hidratação do próton é uma reação fortemente exotérmica. Atualmente, costuma-se representar essa hidratação segundo:
H+ + H2O ⇆ H3O+ + 290 kcal
 Na realidade, o H+ se encontra, em solução aquosa, associado a mais de uma molécula de água. A representação acima é uma simplificação aceita. Portanto, o solvente tem atuação físico-química e o processo de dissolução não deve ser considerado mera interação física. Assim, é interessante destacar, a título de orientação, alguns exemplos significativos dessas interações, em meio aquoso:
HCl(aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + Cl-(aq)
H2O(l) + NH3(aq) ⇆ NH4+(aq) + OH-(aq)
 A simetria de cada uma das reações diretas e inversa, que dependem da transferência de prótons de um ácido para uma base, é expressa escrevendo-se o equilíbrio de Bronsted geral como:
Ácido 1 + base2 ⇆ Acido2 + base1
 Nesses casos, pode-se observar o comportamento da água, que ora atua como ácido (cede prótons), ora como base (recebe prótons). Aclassificação de uma substância como ácido ou base depende da reação em que participa.
 Uma classificação mais abrangente de acidez foi introduzida por Lewis e define ácido como uma substância que atua como receptora de par eletrônico e base como doadora. Se simbolizarmos um ácido de Lewis por A e uma base de Lewis por : B temos:
A + :B → A:B (A - B)
 Esse tipo de reação é chamado de formação de complexo e é a mais simples das reações ácido – base de Lewis.
Exemplo: a hidratação do Co2+, na qual pares solitários de H2O(atuando como uma base de Lewis) são doados ao cátion central para originar [Co(H2O)6]2+.
Co 2+ (aq) + H2O(l) [Co(H2O)6]2+
 Todas as reações de Bronsted de transferência de próton são reações de
deslocamento de Lewis na qual uma base ou um ácido é deslocado por outro da mesma espécie.
Exemplo: HCl (aq) + H2O(l) ⇆ H3O+ + Cl-(aq) Nesta reação, a base de Lewis H2O desloca a base de Lewis Cl- de seu complexo com o ácido H+. Como a grande maioria das soluções estudadas é em meio aquoso a água torna-se um modelo adequado para estudo do comportamento ácido – base. A acidez de um meio aquoso pode ser avaliada através de uma escala de pH. Assim, considera-se a auto ionização da água segundo
H2O(l) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + OH-(aq) Kw = 10-14 a 25 °C como modelo
de equilíbrio ácido-base. Como por definição, pH = - log[H3O+] e pOH = - log[OH-] resulta pH = pOH = 7.
 Em solução aquosa, a adição de um ácido mais forte do que a água provocará aumento de concentração de H3O+, bem como a adição de uma base mais forte do que o solvente considerado provocará diminuição de íons H3O+. 
 Pode-se medir a força com que certo ácido cede prótons à água, bem como a força com que certa base aceita prótons da água.
Exemplo: CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇆ H3O + (aq) + CH3COO-(aq)
 Ac1 Ba2 Ac2 Ba1
 Acidez potencial
Ka = [H3O+] [CH3COO-] = 1,85.10-5
 [CH3 COOH] 
Pela simples observação do valor numérico da constante de ionização do ácido (Ka) pode-se concluir que a concentração do ácido não dissociado é elevada, revelando a fraca capacidade doadora desse ácido.
 A acidez total ou de titulação é obtida pela volumetria de neutralização. A acidez atual é determinada pela medida do pH e pode ser feita por
colorimetria e potenciometria.
 A acidez potencial é representada pela parte não dissociada da espécie.
Na medida colorimétrica utiliza-se os assim chamados indicadores de neutralização, que são substâncias capazes de evidenciar determinada coloração ao meio, coloração essa que está associada à acidez. O uso desses indicadores, em solução aquosa de sais solúveis, revela a natureza do ácido ou da base que deu origem a esses sais. Considerando que os indicadores de neutralização apresentam intervalos de pH bem definidos, é possível caracterizar a região em que se encontra o valor numérico do pH. Para tanto, considere-se, por exemplo, alguns indicadores de neutralização muito conhecidos:
	Indicador
	Intervalo de pH
	Coloração abaixo de
	Coloração acima de
	Alaranjado de metila
	3,1 - 4,4
	3,1: alaranjada
	4,4: amarela
	Vermelho de metila
	4,2 - 6,3
	4,2: vermelha
	6,3: azul
	Azul de bromotimol
	6,0 - 7,6
	6,0: amarela
	7,6: azul
	Fenolftaleina
	8,2 - 10,0
	8,2: incolor
	10,0: vermelho-violáceo
 Como se observa, há variação de coloração conforme a solução esteja sob acidez abaixo ou acima do intervalo de pH de certo indicador de neutralização. A mistura conveniente de vários indicadores de neutralização tem permitido obtenção de meios mais precisos de determinação experimental de pH de soluções. Tais misturas apresentam amplos intervalos de pH, sendo possível o estabelecimento de variações gradativas de coloração com o valor numérico do pH. Comercialmente, tais misturas apresentam-se sob a forma de soluções ou em papeis indicadores. A medida eletrométrica do pH é realizada convenientemente por potenciometria.
 3 AUTO IONIZAÇÃO DA ÁGUA:
 Seja a equação: H2O → H+ + OH-
 Percebe-se que a mesma amostra de água pura fornece quantidade iguais de prótons e íons hidróxidos. As quantidades de H+ e OH- resultantes da auto ionização da água, apesar de pequenas mensuráveis, a constante de equilíbrio de acordo com a lei de Guldberg-Waage, é dada por:
K = [H+] . [OH-] = 1,82.1016 (25ºC)
 [H2O] 
 Onde [H2O] representa concentração molar da água não ionizada.
 O valor da constante mostra que a água existe quase que exclusivamente na forma molecular. Sabendo que um litro de água a 25ºC pesa 997 g e que um mol de água equivale a 18,0 g, a molaridade de um litro de água é 55,4 M. Substituindo este valor na expressão da constante de equilíbrio, temos:
[H + ] [ OH- ] = 1,1.10 -14 = KW (a 25ºC); onde KW é denominado produto iônico da água e seu valor é a função de T, pH e pOH. 
 Em solução empregadas no laboratório, a concentração molar do íon hidrogênio é frequentemente pequena. Uma maneira simples de representar essa concentração é através do pH, definido como seque:
 pH = log 1__ = - log [H+]
 [H+]
De modo analógico, definiremos o pOH:
pOH = log 1__ = - log [OH -] 
 [OH -] 
Relação entre pH e pOH. 
Seja, [H+] . [OH -] = 10 -14 ; logaritimando esta expressão, temos:
log [H+] + log [OH -] = -14. Log 10, multiplicando-se por (-1), fica:
- log [H+] – log [OH -] = 14
Agora, utilizando de definições de pH e pOH., temos: pH + pOH. = 14 
Escala de pH:
 Quando a água ioniza –se, produz quantidades iguais de H+ e OH-, isso significa que:
[H+] = [OH -] Substituindo esta condição na expressão iônico [OH -] . [H+] = 1014 , temos [H+]2 = 10 e, consequentemente [H+]= 107 ou então, no caso do íon OH-, [OH -] = 107; substituindo o valor da concentração de H+ na definição de pH, teremos para água pura: pH = 7 
 A ordenação dos valores de pH é chamada escala de pH; soluções nais quais:
[H+] ˃ [OH -], são ditas soluções ácidas; pH ˂ 7 
[H+] = [OH -], são ditas soluções neutras; pH = 7 
[H+] ˂ [OH -], são ditas soluções alcalinas; pH ˃ 7
Abaixo, temos ilustrada a escala de pH.
 
4 GRAU DE IONIZAÇÃO 
 Definimos o grau de ionização de uma substância como sendo:
nº de moles ionizados = ∝
nº de moles iniciais
Ácidos forte e Base forte:
 Definimos um ácido forte ou uma base forte, como sendo aquele que, em solução, apresenta um alto grau de ionização.
 A medida quantitativa da força de um ácido ou uma bases; é a sua constante de ionização (K).
Ácido fraco e Base fraca.
 Definimos um ácido ou uma bases fraca, sendo aquela que, em solução aquosa, tem um baixo grau de ionização.
 Seja a ionização dada a seguir: AH ↔ H+ + A-, aplicando-se a lei de Guldberg-Waage, temos para a constante de ionização de um ácido fraco:
K A = [H+] [A-]
 [HA-]
E, para ionização de uma bases fraca, temos: BOH ↔ OH- + B+
K B = [OH-] [B+] 
 [BOH] 
Observação: Podemos relacionar K A ou K B com um grau de ionização, através da formula:
 K = 2 C
)
Bastando observar o seguinte:
K = [A-] [H+]
 [AH]
 [A-] = [H+] = C
[AH] = C (1 – )
Fazendo-se as devidas substituições, chega-se a formula: K = 2 C , onde :
 ( 1 - ) 
 C: concentração molar do ácido (ou da base) em questão;
 : constante de ionização ( do ácido ou base);
K : constante de equilíbrio (Ka ou Kb).
Exercícios Propostos
1- calcule o pH e o pOH de:
a) HClO4 0,1M R =a) 1 a 13
b) HClO4 0,20 M b) 1,70 e 12,30
c) NaOH 0,050 M c) 11,60 e 12,70
d) Ba(OH)2 0,0020 M d) 11,60 e 2,4
2- Qual o pH de uma solução de ácido hipocloroso (HClO) 0,020M; dado: KA = 3,2 . 10 -8 R= 4,60 
3- Qual o pOH de uma solução de ácido fluorídrico 0,05 M? dado: Ka = 6,9. 10 -14 R= 6,77
4- Qual o pH de uma solução de amoníaco (NH3) 0,05M? dado Kb = 1,8.10 -5 R = 11,48
5- Qual a normalidade de uma solução de HCl, sabendo-se que são necessários 32,46 mL da mesma solução para neutralizar 14,26 mL de NaOH 0,271 N. R= 0,119 N
6- 0,5560 de óxido de cálcio impuro foram neutralizados exatamente por 17,85 mL deHCl.
7- Que volume de água destilada devemos adicionar a 200 mL de solução 2N de H2SO4 de modo que NaOH? R = 3000 mL ou 3 litros.
8- Calcule a concentração de íons hidrogênio de uma solução que tem pH 4,25. R= 5,6.10 -5
9- Calcule o Ka do HCN, sabendo que o pH de uma solução 0,04 M de HCN é 5,20. R= 1,0. 10 -9 
10- Calcule o Ka para as soluções dos seguintes ácidos, tendo os seguintes valores de pH:
a) HCOOH 0,48 M; pH = 2 R= 2,1.10 -4
b) C6H5OH 1,0 M; pH = 5 R= 1,0.10 -10
c) CH3COOH 0,3 M; pH = 2,35 R= 6.7.10 -5
11- Qual o valor de Ka para o HCN, sabendo-se que HCN em solução 0,1 M esta 0,006% ionizado. R= 3,6.10 -10 
EXPERIMENTO 1
Procedimento 1
- Experimento 1 (comportamento de ácido e bases em presença de indicadores)
1. Numerar os seis tubos de ensaio e coloca-los na estante para tubo de ensaio, de acordo com a ordem da tabela 1;
2. Adicionar cerca de 2mL de cada uma das soluções ácidas ou básicas, de acordo com a ordem da tabela;
3. Mergulhar a ponta do papel tornassol azul nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela;
4. Mergulhar a ponta do papel de tornassol vermelho nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela;
5. Colocar 5 gotas dos respectivos indicadores nos tubos 3,4,5 e 6. Anotar na tabela.
TABELA 1
	TUBOS
	SOLUÇÃO
	INDICADOR
	COLORAÇÃO
	1
	NaOH
	Papel de tornassol – azul
Papel de tornassol - vermelho
	
	2
	HNO3
	Papel de tornassol – azul
Papel de tornassol - vermelho
	
	3
	CH3COOH
	Metilorange
	
	4
	NH4OH
	Metilorange
	
	5
	H2 SO4 
	Fenolftaleína
	
	6
	NaOH
	Fenolftaleína
	
2 EXPERIMENTO
1. Colocar com a ponta da espátula uma pequena quantidade de óxido de bário ou óxido de cálcio em um tubo de ensaio;
2. Acrescentar 4 mL de água destilada. Agitar e filtrar;
3. Adicionar 4 gotas de fenolftaleína após filtração, agitar. Observar e escrever a equação da reação entre óxido de bário e água;
4. Colocar 2mL de água destilada em um tubo de ensaio;
5. Adicionar pequena quantidade de anidrido fosfórico. Agita;.
6. Adicionar 4 gotas de metilorange. Observar e escrever a equação da reação entre o anídrico fosfórico e a água.
Experiência demonstrativa
- Colocar cerca de 300 mL de água destilada em um Becker de 600 mL;
- Adicionar 4 gotas de fenolftaleína. Observar;
- Com auxílio de uma pinça metálica, acrescentar um pequeno pedaço de sólido metálico ou potássio metálico ao Becker.
Observar:
1. Qual a cor da coloração resultante ? por que?
2. Escreva a equação da reação entre o potássio com a água
- Colocar 2 mL de solução obtida no item da do experimento 2.
- Adicionar 2 mL de solução de ácido sulfúrico. Agitar. Observar e escrever a equação.
- Qual o produto insolúvel desta reação?
Questionário sobre a verificação experimental
1. Caracterizar o comportamento dos ácidos e das bases na presença de indicadores utilizados na experiência.
2. Por que não se deve manipular o sólido metálico ou potássio metálico diretamente com as mãos?
Força dos Ácidos
Nessa experiência poderemos diferenciar os ácidos através de sua força.
1. Preparar os ácidos seguintes com concentrações de 1N: HCl, H3PO4 , H2SO4 , CH3COOH e H2C2O4;
2. Colocar 50 mL de um dos ácidos em um balão de fundo chato;
3. Adicionar ao balão com ácido, 4 gramas de magnésio em fita (magnésio metálico), enrolado em um pedaço de papel toalha e tapar imediatamente com a conexão própria para reconhecimento do gás ( pedir explicação ao professor);
4. Agitar até o magnésio começar a reagir com o ácido;
5. Marcar o tempo de dois em dois minutos, observando o deslocamento da coluna d´ água no eudiômetro, até o término da reação;
6. Repetir os itens 2 e 5 para os demais ácidos;
7. Montar uma tabela, colocando os ácidos em ordem crescente de força, de acordo com o volume de água deslocado no eudiômetro. Comparar com os valores teóricos de seus graus de ionização.
Determinação do teor de Ácido Acético no vinagre 
Procedimento:
1. Lavar cuidadosamente com água destilada a vidraria a ser utilizada nesta determinação;
2. Pipetar e transferir para um erlenmeyer de 250 mL, 25mL de vinagre comercial;
3. Adicionar esse volume 2 a 3 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína;
4. Titular esta amostra com auxílio de uma bureta contendo solução padronizada de NaOH 1N até o aparecimento de uma coloração rósea persistente.
Resolver: 
1. Qual a reação ocorrida?
2. No ponto de equivalência, a solução é ácida, básica ou neutra ?
3. Quantos equivalentes grama de NaOH foram gastos?
4. Qual a massa de ácido acético utilizada?
5. Qual o teor de ácido acético no vinagre?
8º AULA PRÁTICA: PROPRIEDADES FÍSICAS
OBJETIVO GERAL:
Demonstrar alguns dos parâmetros físicos utilizados na caracterização e identificação das substâncias.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS:
1. Determinar a densidade de sólidos pelo método mais comuns;
2. Determinar pontos de fusão de substâncias, o método do tubo e identificar um composto orgânico sólido através do ponto de fusão;
3. Determinar o ponto de ebulição de um líquido através do processo destilação;
4. Utilizar a tabela de propriedades físicas na identificação de substância.
EXPERIMENTO 1: 
Determinação da Densidade
 A densidade (d) é uma propriedade intensiva que expressa a massa contida por unidade de volume de uma dada porção de matéria, portanto:
 d = __m___
 V
 A densidade é uma propriedade física importante na caracterização, identificação e utilização das substâncias ou materiais. Muitos processos químicos, tais como fermentação de amidos e fabricação de ácidos, são controlados através de medida de densidade. Hoje, o teor de álcool hidratado utilizado como combustível é controlado nos postos de serviço pela densidade de mistura hidro-etanólica. Polímeros comerciais, como por exemplo, o polietileno, são caracterizados comercialmente através de suas densidades. As substâncias simples de muitos elementos químicos podem ser identificadas através dos seus valores de densidade.
1.1 – Determinação da densidade de líquidos
 Neste experimento , o aluno utilizará dois métodos para determinação da densidade de líquidos: o do picnômetro e do densímetro.
1. Material:
1. Picnômetro, balança, papel toalha, proveta, densímetro, amostras de líquidos (acetona, CCl4 ; CHCl3 ; hexano, acetato de etila, solução de NaOH conc. , água).
2. Procedimento experimental 
- Pese um picnômetro limpo e seco. Coloque o líquido cuja densidade será determinada no picnômetro e, em seguida, coloque a tampa do picnômetro. O nível de líquido no capilar existente na tampa do picnômetro deve subir a parte superior da tampa. O excesso de líquido é retirado com papel toalha.
 Em seguida, pese o picnômetro. Determine a densidade pela equação:
 d = ( peso picnômetro + amostra) – (peso do picnômetro vazio) 
 ( volume do picnômetro)
Repita esta operação e tire á média dos valores obtidos.
- Adicione a uma proveta, a amostra de líquido (H2O) de densidade desconhecida, introduza o densímetro no líquido, espere até que cesse qualquer movimento no densímetro e leia a densidade diretamente da escala do densímetro.
Obs.1: o volume da proveta e a quantidade de líquido utilizados dependerão do tamanho do densímetro.
Obs.2: os líquidos deverão ser reaproveitados.
Obs.3: o aluno deverá determinar a densidade de dois líquidos, aplicando os métodos em cada caso.