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Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri
Laboratório de Química
Tecnológica I
Instituto de Ciência e Tecnologia
Bacharelado em Ciência e Tecnologia
Obs.: Este material é um compêndio de várias obras.
Profa Dr
a. Flaviana Tavares Vieira
Diamantina - MG
1º semestre / 2013
Laboratório de Química Tecnológica I
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Apresentação
Esta apostila contém instruções para as aulas práticas de Química Tecnológica I
do curso de Bacharelado em Ciência e Tecnologia do Instituto de Ciência e Tecnologia
da Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri.
Ela foi organizada de modo que o acadêmico possa ter uma visão geral de
técnicas básicas de manuseio em laboratório químico bem como complementar o
aprendizado prático de alguns tópicos como técnicas de medidas, tratamento de dados
experimentais, princípios de reatividade, reações químicas, ensaios na chama,
estequiometria, síntese, cinética, equilíbrio químico, soluções e diluições.
Os experimentos aqui propostos foram escolhidos por estarem ligados aos
tópicos discutidos nas aulas teóricas a fim de auxiliar a sedimentação do conhecimento.
Visam proporcionar ao acadêmico a oportunidade de trabalhar com autonomia e
segurança em um laboratório de química.
Quanto à dinâmica das aulas práticas, pede-se:
-Leitura do assunto a ser abordado na aula, com antecedência;
-Discussão inicial, com o professor, dos aspectos teóricos e práticos relevantes;
-Execução dos experimentos utilizando os roteiros;
-Interpretação e discussão dos resultados;
-Apresentação escrita dos resultados de cada experimento.
Os itens descritos a seguir terão seu cumprimento exigido para que o
aprendizado possa ocorrer da melhor forma possível:
-O uso da apostila a partir da primeira aula em laboratório;
-O uso do jaleco e óculos de proteção durante as aulas;
-Cumprimento das normas de segurança.
Desejo-lhes um bom estudo!
Profa. Dr
a Flaviana Tavares
Laboratório de Química Tecnológica I
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Sumário
1.0. Instruções Gerais............................................................................................ 03
1.1.Noções Elementares de Segurança........................................................... 04
1.2.Noções de Primeiros Socorros................................................................. 06
Experimento 01: Reconhecimento de Vidrarias e Introdução às Técnicas
Básicas de Laboratório..........................................................................................
09
Experimento 02: Manuseio Adequado de Vidrarias e Equipamentos
Utilizados em Laboratório de Química ......................................................
17
Experimento 03: Princípios de Reatividade........................................................ 31
Experimento 04: Reações Químicas................................................................... 34
Experimento 05: Ensaios na Chama do Bico de Bunsen.................................... 38
Experimento 06: Estequiometria de Reações Químicas..................................... 43
Experimento 07: Síntese do Carbonato de Zinco................................................ 48
Experimento 08: Eletroquímica.......................................................................... 50
Experimento 09: Equilíbrio Químico.................................................................. 52
Experimento 10: Soluções e Diluições............................................................... 58
Anexo I – Classificação dos Produtos Químicos Quanto ao Risco...................... 61
Anexo II – Uso dos Extintores de Incêndio ...................................................... 67
Anexo III – Tabela Periódica...............................................................................
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1.0. Instruções Gerais
O trabalho em num laboratório requer cuidados especiais, quanto à
SEGURANÇA, ao manipular, armazenar ou transferir reagentes e materiais, e também
exige PLANEJAMENTO e ATENÇÃO, para executar procedimentos previamente
estipulados. Recomenda-se que você leia atentamente os roteiros das práticas e utilize a
bibliografia sugerida para auxiliá-lo no desenvolvimento dos trabalhos. Durante todo o
período você será treinado nas técnicas básicas de laboratório e adquirirá confiança na
manipulação de reagentes e vidrarias. É recomendável também que você consulte antes
as referências específicas sobre toxidade de substâncias, especialmente se você for
alérgico ou bastante sensível a determinados tipos de compostos. Observe sempre no
rótulo do reagente dados sobre sua toxidade para manuseá-lo de forma apropriada. Use
sempre os dispositivos de segurança recomendados (óculos, luvas, capela, etc).
Num laboratório químico, seja com finalidade industrial ou acadêmica, procure
sempre realizar seus experimentos com PRECISÃO, de acordo com as especificações
ou instruções nos roteiros, anotando todas as observações que possam ser úteis na
descrição posterior de seus resultados, através de um RELATÓRIO. Não esqueça de
anotar as características dos instrumentos utilizados, as quantidades e as especificações
dos reagentes. Recorra sempre ao professor ou ao técnico para tirar dúvidas.
Como procedimento usual, trabalhe sempre numa bancada limpa, com vidraria
limpa e ao terminar seu trabalho, LAVE todo o material utilizado. Use sempre água
destilada para preparar suas soluções. DESCARTE soluções e materiais, de acordo com
as instruções de sua professora ou de bibliografia especializada.
Finalmente, esteja sempre ATENTO ao que está ocorrendo no laboratório.
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1.1. Noções Elementares de Segurança
A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como
possa parecer. É muito importante que todas as pessoas que trabalham em um
laboratório tenham uma noção bastante clara dos riscos existentes e de como minimizá-
los. Nunca é demais repetir que O MELHOR COMBATE AOS ACIDENTES É A
PREVENÇÃO. O descuido de uma única pessoa pode pôr em risco outras pessoas no
laboratório e por esta razão as normas de segurança descritas abaixo têm seu
cumprimento exigido. Acima disto, espera-se que todos tenham consciência da
importância de se trabalhar em segurança, o que resultará em benefícios para todos.
(1) É OBRIGATÓRIO o uso de JALECO no laboratório.
(2) É OBRIGATÓRIO o uso de ÓCULOS DE PROTEÇÃO.
(3) É terminantemente PROIBIDO FUMAR em qualquer laboratório.
(4) É PROIBIDO trazer COMIDA ou BEBIDA para o laboratório. Da mesma forma,
não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva.
(5) NÃO USAR SANDÁLIAS OU CHINELOS NO LABORATÓRIO. Usar sempre
algum tipo de calçado que cubra todo o pé.
(6) Não usar lentes de contato durante o trabalho no laboratório, devido ao perigo de,
num acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea;
(7) Conservar os cabelos sempre presos ao realizar qualquer experimento no laboratório.
(8) Não deixar livros, blusas, etc, sobre as bancadas. Colocá-los no local apropriado
para isso.
(9) SIGA RIGOROSAMENTE AS INSTRUÇÕES do professor. Não tente nenhuma
reação aleatoriamente pois, reações desconhecidas podem causar resultados
desagradáveis.
(10) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso ao
manusear substâncias corrosivas como ácidos ou bases concentrados.
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(11) Ao testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco diretamente sob o
nariz. Os vapores devem ser deslocados para a sua direção com o auxílio de uma das
mãos enquanto a outra segura o frasco.
(12) Nunca use o paladar para testar substâncias.
(13) Nunca acenda o bico de gás próximo a frascos contendo solventes orgânicos
inflamáveis.
(14) NUNCA coloque água num ácido concentrado, mas sim o ácido sobre a água. O
ácido deve ser adicionado lentamente, com agitação constante. Quando se adiciona o
ácido sobre a água, o ácido tende a ionizar-se, liberando uma grande quantidade de calor
(reação exotérmica), sendo o calor liberado distribuído uniformemente na água – que
deve ser em maior quantidade. Devido a isso a reação não se torna tão violenta quanto a
adição de água sobre o ácido. Neste caso, água sobre o ácido, a reação será rápida e
incontrolável pois a superfície de contato do ácido será maior, tendo o suficiente para
aquecer a água em pouco tempo. Portanto, NUNCA coloque água em ácido
concentrado.
(15) Todos os experimentos que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos
devem ser realizados na capela (câmara de exaustão).
(l6) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não voltar a
extremidade aberta do mesmo para si ou para outra pessoa próxima.
(17) Não abandone sobre a bancada recipientes quentes, coloque-o sobre uma tela de
amianto. Lembrar que o vidro quente tem o mesmo aspecto do vidro frio. Coloque um
aviso: “recipiente quente”.
(18) Dedique especial atenção a qualquer operação que envolva aquecimento
prolongado.
(19) Nunca abra um frasco de reagente antes de ler o rótulo.
(20) Ao retirar-se do laboratório, verifique se não há torneiras abertas (gás ou água).
Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e LAVE BEM AS
MÃOS.
(21) Comunicar imediatamente ao professor ou ao técnico qualquer acidente ocorrido.
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(22) Utilize apenas a quantidade exigida de reagentes. Nunca introduza sobras dos
reagentes nos seus respectivos frascos de origem, isso evitará desperdícios e
contaminações.
(23) Identifique a localização e aprenda utilizar o extintor de incêndio existente nas
proximidades do laboratório.
(24) Ao retirar-se do laboratório verifique se não há torneiras (de água ou gás) abertas.
Desligue todos os equipamentos e deixe as vidrarias sempre limpas.
(25) LAVE SEMPRE SUAS MÃOS antes de deixar o laboratório.
Obs.: Normas de segurança específicas serão apresentadas na medida em que forem
necessárias durante a realização dos experimentos.
1.2. Noções Elementares de Primeiros Socorros em Caso de Pequenos Acidentes
1) Queimaduras:
a) Queimaduras causadas por calor seco (chama ou objetos aquecidos):
Queimaduras leves, refrescar com água fria, secar e aplicar pomada de picrato de
butesina. No caso de queimaduras graves, refrescar com água fria e cobrir com gaze esterilizada
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%. Contactar um médico
imediatamente.
b) Queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis:
Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância. Em seguida, lavar com
solução de bicarbonato de sódio (para neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar
bases). Esta última etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da
reação resultante poderá piorar a situação. Neste caso use apenas água corrente e chame a
professora.
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2) Ácidos nos olhos:
Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar
solução aquosa de bicarbonato de sódio 1%.
3) Álcalis nos olhos:
Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar
solução aquosa de ácido bórico 1 %.
4) Intoxicações por inalação de gases:
Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.
5) Na boca:
Os sólidos ou líquidos que atingem a boca podem ou não ser deglutidos. Caso não sejam
engolidos, retirar imediatamente e lavar repetidamente com bastante água. Caso sejam
engolidos, não induza o vômito se a pessoa estiver inconsciente. Caso a substância seja ácida,
dê água, leite, ou leite de magnésia (uma colher de sopa para cada copo de água). Caso a
substância não seja corrosiva ou derivada do petróleo, dê leite ou água morna e induza o vômito.
Quando o vômito começar, abaixe o rosto e coloque a cabeça do acidentado mais baixa que o
quadril.
6) Mercúrio
Cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O
mercúrio, além de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou
zinco em pó.
7) Toxidez
Procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida
seriedade.
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8) Cortes
Em caso de cortes provocados por vidrarias, retire os resíduos de vidro que estiverem no
local com uma pinça, lave o local com bastante água e coloque mertiolate.
9) Incêndios
Em caso de incêndio, lembrar que na ausência de um extintor, um jaleco pode servir
como um cobertor para abafar as chamas.
10) Atenção adequada
Evita a maioria dos acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe
perfeitamente bem o que se está fazendo.
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EXPERIMENTO 1
Reconhecimento de Vidrarias e
Introdução às Técnicas Básicas de Laboratório
Objetivo: Conhecer as vidrarias e equipamentos utilizados rotineiramente em um
laboratório químico.
Introdução: A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a
utilização de uma variedade de equipamentos de laboratório com finalidades
específicas.
A seguir são apresentadas as principais vidrarias e equipamentos que serão
utilizados nas aulas práticas:
Espátula: Retirada de porções de reagentes
sólidos.
Vidro de relógio: pesagens e transporte de
substâncias.
Tubo de ensaio: testes de reações químicas.
Béquer: usado para transferência de
líquidos, aquecimento de líquidos
Proveta: medida aproximada de volumes de
líquidos.
Bastão de Vidro: agitar soluções, auxiliar
na filtração e outros fins.
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Erlenmeyer: titulações
Kitassato: filtrações a vácuo
Pipeta Volumétrica: medida de volumes fixos
de líquidos.
Pipeta Graduada: medida de volumes de
líquidos.
Funil de Vidro: transferência de líquidos e em
filtrações em laboratório
Funil de Buchner: usado em filtrações à
vácuo.
Funil de Decantação: separação de líquidos
imiscíveis.
Almofariz e Pistilo: triturar e pulverizar
sólidos
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Balão Volumétrico: preparo de soluções. Bureta: medidas precisas de líquidos.
Utilizadas em análises volumétricas.
Condensadores: condensar os gases
ou vapores na destilação.
Balão de fundo redondo: aquecimento de
líquidos, em destilações, etc.
Mufa: prender a garra no suporte universal Garra: prender vidrarias no suporte
universal
Suporte Universal: prender vidrarias. Termômetro: medida de temperatura.
Adaptador de três vias: usado em destilações.
Pinça de madeira: segurar tubos de ensaio
durante aquecimentos diretos no Bico de
Bunsen.
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Bico de Bunsen: aquecimento em laboratório.
Tripé de ferro: usado para sustentar a tela
de amianto.
Coluna: cromatografia.
Extrator de Soxhlet: extração contínua.
Pisseta: lavagens, remoção de precipitados e
outros fins.
Trompa de vácuo: usado em conjunto com
o kitassato e funil de Buchner.
Balança: pesagem de materiais e reagentes.
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Chapa aquecedora e agitador magnético:
aquecimento e agitação.
Centrífuga: Separação de misturas.
Pera de Borracha: Sucção de líquidos.
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Alça de Níquel/Cromo: Utilizado para teste de
chama.
Tela de amianto: Suporte para as peças a
serem aquecidas. A função do Amianto é
distribuir uniformemente o calor recebido
pelo Bico de Bunsen.
PROCESSOS FÍSICOS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA
a) Filtração Simples e a Vácuo
A filtração simples é o processo usado para a separação de uma mistura
heterogênea sólido-líquido.
Na filtração a vácuo de uma mistura sólido-líquido usa-se o funil de Buchner, cujo
fundo é perfurado e sobre o qual se coloca o papel de filtro.
vácuo
Filtração Simples Filtração à Vácuo
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Veja como o papel de filtro pode ser dobrado para uma filtração eficiente:
b) Destilação Simples e Fracionada
Destilação simples é um processo de separação de misturas homogêneas de
substâncias de pontos de ebulição distantes.
A destilação fracionada é um processo de separação de misturas homogêneas de
líquidos de pontos de ebulição próximos.
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c) Decantação
O processo de decantação é utilizado na separação de dois líquidos não miscíveis.
d) Centrifugação
É o processo usado para acelerar a sedimentação das fases.
PROCEDIMENTO
Reconhecimento de Vidrarias:
a) A turma deverá ser dividida em grupos e posteriormente em duplas para o trabalho
em laboratório.
b) Cada dupla deverá fazer o reconhecimento das vidrarias e equipamentos que
estiverem sob as bancadas.
c) Os alunos deverão nomear e descrever a utilidade dos mesmos.
d) Uma folha contendo as informações acima mencionadas, além dos nomes dos
estudantes, deverá ser entregue ao professor.
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QUESTIONÁRIO
1) Que cuidados devem ser tomados para diluição de um ácido concentrado ? Justifique
sua resposta.
2) O que é uma “capela” de laboratório químico ?
3) Como se deve proceder para sentir o cheiro de substâncias no laboratório ? Justifique.
4) Como devem ser tratadas as queimaduras com fogo ou objetos aquecidos no
laboratório ? E em caso de queimaduras com ácido ou álcalis ?
5) Quais as medidas que devem ser tomadas no caso de ingestão acidental de produtos
químicos ?
6) Como se deve proceder se os olhos forem atingidos por respingos de ácido ou
álcalis?
7) Qual o método mais adequado para separar uma mistura de acetona-água ?
8) Qual o método mais adequado para separar uma mistura clorofórmio-água ?
9) O aspirador de pó pode ser considerado um filtro ? Porquê ?
10) Porque uma mistura heterogênea sólido-líquido não deve ser destilada ?
11) Qual é a localização dos extintores de incêndio e como devem ser utilizados ?
Referências Bibliográficas:
-Manual de Segurança, Universidade de São Paulo - Instituto de Química, São Paulo,
1995, p.1-42.
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EXPERIMENTO 2
Manuseio Adequado de Vidrarias e Equipamentos Utilizados em
Laboratório de Química
Objetivo: Aprender as técnicas operacionais básicas empregando os instrumentos
simples utilizados em laboratórios de Química e utilizar a notação científica para
expressar as medidas determinadas corretamente.
Introdução: A execução de experimentos químicos envolve, geralmente, uma
variedade de equipamentos com finalidades específicas. A seguir são apresentados
alguns equipamentos básicos e as situações onde estes são utilizados.
a) Uso de Pipetas
São instrumentos volumétricos (medidores de volume) confeccionados em vidro
que requerem cuidados especiais no seu manuseio. Há dois tipos de pipetas:
-Volumétrica: permitem medir apenas um volume pré-determinado de líquido;
-Graduada: possuem uma escala (em mL), permitindo a medida de volumes num certo
intervalo.
A princípio seria mais simples usar sempre as pipetas graduadas. No entanto,
ocorre que as pipetas volumétricas são mais precisas.
Para operar a pipeta deve-se usar um dispositivo de borracha sugador chamado
pêra, que deve ser acoplado a extremidade superior da pipeta.
b) Medida de Volume via Menisco
A introdução de um líquido num recipiente resulta numa diferença de nível de
sua superfície entre a porção do líquido que está em contato com o recipiente e o seio
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(meio) do líquido. Isto se deve a diferença de forças atrativas existentes entre os
diferentes materiais. No caso de recipientes transparentes (vidro, plástico, quartzo) este
comportamento resulta no aparecimento de uma linha divisória entre o líquido e o ar
denominada de MENISCO, o qual é comumente utilizado como nível de referência
para a leitura do volume. Para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um mínimo
na região central do aparelho de medida. Isso ocorre devido à superioridade das forças
coesivas atrativas (líquido-líquido). No caso onde as forças coesivas (líquido-líquido)
são maiores que as forças coesivas (líquido-recipiente), o menisco apresenta um ponto
máximo, o qual deve ser usado como nível de referência para a leitura do volume.
Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre um
posicionamento corporal onde sua linha de visão (nível de referência do observador)
fique perpendicular ao frasco volumétrico onde está localizado o menisco (nível de
referência da vidraria). O uso desse procedimento evita erros relativos de leitura
decorrentes do posicionamento inadequado do observador.
Esquema de utilização de
uma pêra de borracha:
Leitura do menisco
Líquidos incolores
Leitura do menisco
Líquidos coloridos
*Obs.: Para realizar as medidas de volume não se esqueça de verificar o menisco.
c) Uso da Balança Analítica
A balança analítica é um instrumento de elevada precisão destinado à medida de
massas que é utilizada na maioria dos laboratórios de química. As balanças analíticas
(eletrônicas) permitem a leitura precisa de massas no intervalo de 10 μg a 0,1 mg.
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Fatores a serem observados durante a medida de massas em balanças analíticas:
c.1) Temperatura:
Efeito
observado
A escala varia constantemente
Motivo A existência de uma diferença de temperatura entre a amostra e o
ambiente da câmara de pesagem provoca correntes de ar. Essas correntes
de ar geram forças sobre o prato de pesagem fazendo a amostra parecer
mais leve (flutuação dinâmica). Esse efeito só desaparece quando o
equilíbrio térmico for estabelecido. Além disso, o filme de umidade que
cobre qualquer amostra, e que varia com a temperatura, é encoberto ela
flutuação dinâmica. Isso faz com que um objeto frio pareça mais pesado
ou um objeto mais quente mais leve.
Medidas
corretivas
-Nunca pese amostras retiradas diretamente de estufas, muflas ou
refrigerados.
-Deixe sempre a amostra atingir a temperatura do laboratório ou da
câmara de pesagem.
-Usar frascos de pesagem com a menor área possível.
-Não tocar a câmara de pesagem com as mãos.
c.2) Higroscopia e Evaporação
Efeito
observado
O mostrador indica leituras de escala que aumentam o diminuem, continua
e lentamente.
Motivo Ganho de massa devido a uma amostra higroscópica (ganho de umidade
atmosférica) ou perda de massa por evaporação de água ou de substâncias
voláteis
Medidas
corretivas
Usar frascos de pesagem limpos e secos. Manter o prato de pesagem
sempre livre de poeira e/ou gotas de líquidos. Usar frascos de pesagem
com gargalo estreito, além de tampas ou rolhas nos frascos.
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c.3) Eletrostática
Efeito
observado
O mostrador da balança fica instável e indica massas diferentes a cada
pesagem da mesma amostra. A reprodutibilidade dos resultados fica
comprometida.
Motivo O frasco de pesagem está carregado eletrostaticamente. Essas cargas
forma-se por fricção ou durante o transporte dos materiais, especialmente
os pós e grânulos. Se o ar estiver seco (umidade relativa menor que 40%)
essas cargas eletrostáticas ficam retidas ou são dispersas lentamente. Os
erros de pesagem ocorrem por forças de atração eletrostáticas que atuam
entre a amostra e o ambiente. Se a amostra e o ambiente estiverem sob o
efeito de cargas elétricas de mesmo sinal (+ ou -) ocorrem repulsões,
enquanto que sob o efeito de cargas opostas (+ ou -) observam-se atrações.
Medidas
corretivas
Descarregar as forças eletrostáticas colocando o frasco de pesagem em um
recipiente de metal antes da pesagem. Aumentar a umidade atmosférica
com o uso de um umidificador ou por ajustes apropriados no sistema de ar
condicionado (umidade relativa ideal 45-60%). Conectar a balança a um
aterramento eficiente.
c.4) Magnetismo
Efeito
observado
Baixa reprodutibilidade. O resultado da pesagem de uma amostra metálica
depende da sua posição sobre o prato da balança.
Motivo Se o material for magnético (ex. Fe, Ni, aço) pode estar ocorrendo atração
mútua com o prato da balança, criando forças que levam a uma medida
errônea.
Medidas
corretivas
Se possível, desmagnetize as amostras ferromagnéticas. Como as forças
magnéticas diminuem com a distância, separar a amostra do prato usando
um suporte não metálico (ex. um béquer invertido)
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d) Tratamento de Dados Experimentais
A interpretação e análise dos resultados são feitas a partir do levantamento e
registro dos dados. Para isso, precisamos estar atentos a alguns elementos que são
também muito importantes para a apresentação de um trabalho, quais sejam: tabelas,
unidades, algarismos significativos, erros e notação científica.
d.1) Tabelas:
O primeiro passo é dar à tabela um título que seja uma síntese do seu conteúdo.
No corpo dela devem ser indicados os seus componentes.
Um exemplo é colocado a seguir:
Tabela 2.1: Teor de vitamina C em algumas frutas (100 g)
Fruta Teor de vitamina C (mg)
Abacaxi 27,20
Banana 16*
Goiaba 183,50
Laranja 57*
Laranja lima 29,10
Limão 53,00
Mamão 79*
Tangerina 42*
Fonte: Tabela Brasileira de Composição de alimentos/NEPA-UNICAMP-Campinas, 2004.
*Tabela Brasileira de Composição de Alimentos – TACO
d.2) Unidades:
É preciso prestar especial atenção às unidades. O sistema mais utilizado
atualmente pelos cientistas é o chamado Sistema Internacional, abreviado por SI. Um
resultado experimental deve ser expresso através de algarismos e unidades. Os
algarismos indicam o erro ou incerteza de um resultado, enquanto que as unidades
especificam o que está sendo medido.
d.3) Arredondamento: em uma operação que envolva muitas medidas ou cálculos,
recomenda-se fazer o arredondamento apenas no resultado final.
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A redução do número de dígitos de um número por arredondamento obedece às
seguintes regras:
1) Se o dígito a ser eliminado é maior do que 5, o dígito precedente é aumentado de uma
unidade. Ex: 25,57 é arredondado para 25,6.
2) Se o dígito a ser eliminado é menor do que 5, o dígito precedente é mantido. Ex:
25,54 é arredondado para 25,5.
3) Se o dígito a ser eliminado é igual a 5, o arredondamento será feito para se obter um
número par. Ex: 25,75 é arredondado para 25,8 e 25,65 será arredondado para 25,6.
d.4) Notação Científica: Na utilização das unidades de medidas para números muito
pequenos, será muito importante adotar a Notação Científica. Suponhamos que você
esteja efetuando uma medida de algum elemento observado ao microscópio, obtendo 25
m, isto é, 25 micrômetros. Quanto vale essa medida em metros ?
25 m = 0,000025 m
Exatamente por ser muito pequeno, esse número dá trabalho para ser escrito em
unidades do SI. Ele pode ser representado por 2,5 x 105
m.
Suponhamos agora que o valor da energia de uma transição eletrônica seja 358.000
J/mol. Esse número pode também ser representado por E = 358 x 103 J/mol ou E = 358
KJ/mol.
Observação: Para números muito grandes ou muito pequenos, mais importante que
conhecê-los com precisão, é saber a sua ordem de grandeza, isto é, a potência de 10
mais próxima de seu valor real.
e) Erros:
A diferença entre o valor obtido experimentalmente e o valor verdadeiro da
grandeza é chamada erro. De acordo com sua natureza, os erros podem ser classificados
em 2 classes:
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e.1) Erros Sistemáticos ou Determinados: são erros que em princípio pode-se "aliviá-
los nas medidas", ou seja, eliminá-los ou aplicar fatores de correção, desde que
constantes. Entre os erros sistemáticos mais comuns temos: erros instrumentais, erros
devido à presença de impurezas, erros de operação, erros pessoais, etc.
e.2) Erros Casuais ou Indeterminados ou Acidentais: são erros devido a variações ao
acaso, de causas não conhecidas exatamente, em geral irregulares e pequenas e de difícil
controle do operador, como: umidade, temperatura, iluminação, pureza dos reagentes,
etc.
f) Precisão e Exatidão:
Quando se repete certa medida, não se obtém, em geral, o mesmo resultado, pois
cada ato de medida está sujeito a erros experimentais. Os valores obtidos diferem
ligeiramente uns dos outros.
A precisão da medida refere-se ao grau de concordância dos resultados
individuais dentro de uma série de medidas (reprodutibilidade da medida).
A exatidão refere-se ao grau de concordância do valor experimental com o valor
verdadeiro (fidelidade da medida). Para indicar a precisão de um número medido (ou
dos cálculos sobre os números medidos) utiliza-se o conceito de algarismos
significativos. Os algarismos significativos são os algarismos no valor de uma medida
(ou no resultado de cálculos com valores de medidas) que incluem todos os algarismos
exatos mais o algarismo seguinte, que tem uma incerteza na medida.
Pode-se elevar a precisão de uma medida aumentando o número de
determinações (a média de várias determinações merece mais confiança do que uma só
determinação), enquanto a exatidão só pode ser alcançada, eliminando-se os erros
sistemáticos.
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Figura 2.1. Precisão x exatidão.
A notação por algarismos significativos possui uma limitação. Ao anotar uma
medida com quatro algarismos significativos, sabemos que o último é duvidoso, mas
não sabemos em qual extensão ele o é. Por exemplo, a medida 25,52 poderia ser
expressa como 25,520,01; 25,520,02; 25,520,03; etc. O número que vem depois do
sinal é denominado desvio avaliado ou erro absoluto, e por convenção corresponde à
menor divisão da escala do instrumento de medida dividida por dois. Em instrumentos
digitais, o desvio é a própria sensibilidade do instrumento. Por exemplo, no caso de uma
medida realizada numa balança digital de sensibilidade igual a 0,01g, a massa medida
foi de 5,35g. Portanto, a forma correta de anotar este resultado é (5,350,01)g.
Quando o valor contendo o desvio avaliado é anotado, por exemplo, 25,520,01,
estamos fornecendo mais informações para o leitor do que anotando simplesmente o
valor observado (25,52), pois se leva em consideração a precisão do instrumento de
medida.
g) Estimativa dos Erros Experimentais:
Em geral, é difícil avaliar a exatidão de uma medida. Naturalmente, se
conhecermos o valor verdadeiro (ou valor aceito ou valor teórico), poderemos calcular
facilmente o erro, que geralmente é expresso em porcentagem.
Se o valor teórico não for conhecido, deve-se medir várias vezes e por diferentes
métodos a mesma grandeza, para se ter uma idéia da exatidão. A reprodutibilidade de
uma medida usando sempre o mesmo método permite avaliar a precisão da mesma. Por
Laboratório de Química Tecnológica I
26
meio de tratamento estatístico adequado dos resultados calcula-se o chamado desvio
padrão das medidas.
h) Representação dos Dados Experimentais:
Partindo-se do princípio de que todos os resultados foram obtidos, resta-nos
trabalhar os dados, lançando-os em gráficos, relacionando-os por meio de equações
matemáticas, comparando-os com valores teóricos conhecidos, dando, de maneira justa
e clara, uma forma final para a atividade. Os gráficos apresentam muitas vezes
vantagens, exibindo pontos de máxima, de mínima, inflexões ou outras características
que podem passar despercebidas nas equações e nas tabelas. O traçado de um gráfico
deve observar os seguintes detalhes:
h.1) Escolha apropriada das escalas, tanto das ordenadas quanto das abscissas, de modo
que a figura fique bem distribuída e os pontos possam ser facilmente localizados.
Quando o valor inicial de uma medida for alto quando comparado ao acréscimo que
cada um de seus valores sofrerá na seqüência, o gráfico pode começar “quebrado” no
eixo em que a variável for lançada.
h.2) As escalas devem trazer a identificação da variável, juntamente com suas unidades
correspondentes. Deve-se colocar na abscissa (eixo x) a variável independente,
acompanhada de sua unidade, e na ordenada (eixo y), a variável dependente e sua
unidade.
h.3) A curva deve passar o mais próximo possível de todos os pontos constantes no
gráfico, sendo desnecessário que ela passe por todos eles. Uma vez localizado o ponto
no gráfico, costuma-se fazer um círculo em volta do mesmo, a fim de que não seja
esquecido ao se traçar a curva. Um exemplo de gráfico é mostrado na Figura 2.2.
Laboratório de Química Tecnológica I
27
Figura 2.2. Curva de calibração para análise de vitamina C.
As anotações obtidas dos experimentos poderão permitir uma análise qualitativa
ou quantitativa. Por exemplo, colocando-se em contato determinadas substâncias,
algumas das manifestações esperadas numa reação química poderão ser observadas:
- eliminação de um gás;
- formação de um precipitado;
- mudança de cor e aspecto;
- absorção ou liberação de energia.
Essas manifestações são apenas qualitativas; sabe-se que a reação química
aconteceu se uma ou mais de uma dessas manifestações aconteceu.
Quando, entretanto, o experimento envolver a coleta de dados numéricos,
caracteriza-se uma análise quantitativa, neste caso alguns passos deverão ser cumpridos
para que a análise e conclusão possam ser executadas satisfatoriamente.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais e reagentes:
Funil de vidro, papel de filtro, suporte universal, anel ou argola, 2 béqueres de
100 mL, bastão de vidro, bureta, suporte para bureta, erlenmeyer de 100 mL, balança,
vidro de relógio, espátula, proveta de 50 mL, pipeta volumétrica de 10 mL, balão
volumétrico de 25 mL, pipeta graduada, pêra de borracha, líquido X.
Laboratório de Química Tecnológica I
28
1) Medidas de volume e utilização da pêra:
Figura 2.3. Usando a pêra de borracha para pipetar um líquido.
a) Com o auxílio de uma pipeta graduada e de uma pêra, meça 10 mL de água destilada
contida no béquer e transfira para um erlenmeyer de volume apropriado.
b) Meça o volume contido no erlenmeyer preparado na letra a utilizando uma pipeta
volumétrica. Compare os resultados obtidos. Eles são coincidentes? Justifique.
c) Utilizando garras, prenda uma bureta de 50 mL a um suporte universal.
d) Medir a quantidade máxima de água que um tubo de ensaio pode conter utilizando
um béquer, uma proveta e uma bureta. Compare os resultados obtidos. Eles são
coincidentes? Por que?
e) Com o auxílio de um béquer, preencha uma bureta com água destilada. Acerte o zero.
Deixe escoar 10 mL de água para um erlenmeyer, depois verta em cada uma das
vidrarias abaixo e anote a capacidade, juntamente com os respectivos desvios:
1- Bureta 2- Proveta 3- Pipeta graduada.
Laboratório de Química Tecnológica I
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f) Meça 50 mL de água numa proveta e transfira-a quantitativamente para um balão
volumétrico de 50 mL. Os resultados são coincidentes? Porque?
2) Utilização da balança para pesar sólidos:
a) Utilizando um almofariz com pistilo, triture bastões de giz branco (CaSO4) até a
completa pulverização do mesmo.
b) Utilizando a balança disponível e com o auxílio de um vidro de relógio e uma
espátula, pese 0,300 g do giz pulverizado. Anote o valor da massa pesada, com o
respectivo desvio.
c) Transfira o CaSO4 pesado para um béquer e adicione, com o auxílio de uma proveta,
25 mL de água destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro.
d) Guarde essa mistura para o próximo procedimento.
e) Classifique essa mistura como homogênea ou heterogênea.
3) Realizando uma filtração simples: processo de separação de uma mistura
heterogênea sólido-líquido.
a) Faça uma montagem para a realização de uma filtração simples utilizando o seguinte
material: suporte universal, argola ou garra, funil de haste longa, papel de filtro dobrado
corretamente e béquer.
b) Filtre a mistura de CaSO4 e água preparada anteriormente.
c) Liste o material necessário para a realização de uma filtração a vácuo e explique qual
a vantagem de sua utilização.
4) Determinação da densidade de uma solução desconhecida.
a) Medir a massa de dois béqueres de 25 mL. Numerar e anotar corretamente as massas.
Adicionar a um deles 10 mL de um líquido desconhecido (X) medido com uma pipeta
graduada e no outro adicionar 10 mL do líquido medido no próprio béquer. Usando a
tabela abaixo, tente identificar o líquido em termos de sua densidade. Relacionar sua
identificação com a precisão dos aparelhos utilizados nas suas medidas. Sugira outras
propriedades físicas que possam ser utilizadas para a identificação do líquido.
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30
Tabela 2.2. Propriedades físicas de algumas substâncias.
Substância Temperatura
de fusão / C
Temperatura
de ebulição /
C
Solubilidade
em água
Densidade /
g mL1
acetona -95 56 solúvel 0,79
tetracloreto de
carbono
-23 76,5 insolúvel 1,59
etanol -112 78 solúvel 0,79
água 0 100 --------- 1,00
benzeno 5,5 80,1 insolúvel 0,88
*LIMPEZA DO MATERIAL
É importante que TODOS se habituem a limpar o material de vidro logo após o
término do experimento, enquanto a natureza do resíduo é conhecida. O material de
vidro após o uso, deve ser lavado com água e detergente com o auxílio de uma escova.
Depois de bem enxaguado com água da torneira, enxaguar três vezes com água
destilada. Depois de lavado, o vidro deve permitir o escoamento de água sobre sua
superfície, sem formar gotas, que indicam a presença de matéria gordurosa.
QUESTIONÁRIO
1) Entre as medidas abaixo, qual é a mais precisa e a menos precisa? Justifique.
a) (2,50,1) g b) (3,000,01) g c) (1,80,5) g
2) Todos os aparelhos abaixo relacionados possuem capacidade para medir 50 mL:
pipeta graduada, cuja sensibilidade é 0,1 mL; pipeta volumétrica; bureta cuja menor
graduação é 0,1 mL; proveta, cujo desvio avaliado é 0,5 mL; e béquer, cuja menor
divisão é 5 mL. Qual vidraria é a mais adequada para ser usada para medir:
a) 10,0 mL
b) 20,00 mL
c) 25,000 mL
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Referências Bibliográficas:
1- J. B. Russel, Química Geral, 2a. Ed., Makron Books, São Paulo, 1994.
2- O. A. Ohlweiler, Química Analítica Quantitativa, 3a. Edição, Livros Técnicos e
Científicos Editora, São Paulo, 1987.
3- F. Leite, Validação em Análise Química, 3ª edição, Editora Átomo, Campinas - SP,
1998, p.37-38.
4- M. H. S. De Souza, W. Spinelli, Guia Prático para Cursos de Laboratório, 1ª edição,
Editora Scipione, São Paulo - SP, 1997.
5- T. L. Brown, H. E. J. Lemay, B. E. Bursten, Química – A Ciência Central, 9ª edição,
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.
6- F.A. Betthelein, J.M. Landsberg, Laboratory Experiments for General, Organic and
Biochemistry, Fourth edition, Hartcourt College, 2000.
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EXPERIMENTO 3
Princípios de Reatividade
Objetivo: Conhecer e representar, através de equações, os tipos de reações químicas
mais comuns.
Introdução
Os químicos já investigaram centenas de milhares de reações e outras milhares
esperam ser investigadas. Reação química é uma transformação em que uma espécie de
matéria, ou mais de uma, se transforma em uma nova espécie de matéria ou em diversas
novas espécies de matéria. As mudanças que ocorrem em qualquer reação envolvem,
simplesmente, a reorganização dos átomos (lei da conservação da massa - Lavoisier).
Pode-se representá-la usando a equação química equilibrada, que mostra as
quantidades relativas dos reagentes (substâncias que se combinam na reação) e dos
produtos (substâncias que se formaram). Esta relação entre as quantidades dos reagentes
e produtos químicos é a estequiometria, e os coeficientes das fórmulas, na equação
equilibrada, são os coeficientes estequiométricos.
Numa equação química indicam-se os estados físicos dos reagentes e produtos.
O símbolo (s) indica sólido, (g) indica gás e (l) líquido.
As reações químicas podem ser divididas em dois grupos: a) reações químicas
em que há transferência de elétrons e b) reações químicas em que não há transferência
de elétrons. Conforme sua natureza podem ainda serem classificadas como reações de:
síntese, decomposição ou análise, deslocamento ou simples troca, dupla troca, oxidação-
redução, exotérmicas e endotérmicas.
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MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Bico de Bunsen, tubos de ensaio, termômetro, pinça de madeira, bastão de vidro,
papel de filtro, pipeta de 10 mL.
Reagentes e indicadores
Fita de magnésio, ácido clorídrico concentrado, solução de hidróxido de amônio,
solução de cloreto de sódio 1% m/v, solução de nitrato de prata 1% m/v, solução de
ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, cloreto de amônio.
PROCEDIMENTOS
a) Síntese do Cloreto de Amônio: na capela, com um conta-gotas, adicionar 1 mL de
HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo adicionar a mesma quantidade
de hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo
com HCl. Aproximar esta ponta até 1 cm acima da superfície da solução de hidróxido
de amônio sem tocá-la. Observe. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio
dispersa no ar.
Equação química:
Obs.: A amônia é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio, conforme
representado abaixo:
NH4OH(aq) → H2O(liq) + NH3(g)
b) Deslocamento de Hidrogênio: em um tubo de ensaio contendo cerca de 1 mL de
uma solução de HCl 1 mol/L adicionar um pedaço de fita de magnésio de
aproximadamente 0,5 cm. Observar o que ocorre.
Equação química:
c) Reação de Dupla Troca: adicione em um tubo de ensaio 1 mL de NaCl 1 % m/V e,
em seguida, adicione 1 mL de AgNO31 % m/V. Observar o que ocorre.
Laboratório de Química Tecnológica I
34
Equação química:
d) Reação Exotérmica /Neutralização Ácido-Base: adicione em um tubo de ensaio 1
mL de HCl a 1 mol/L e com o auxílio de um termômetro meça a temperatura da solução
e, em seguida, adicione a mesma quantidade de NaOH a 1 mol/L e meça a temperatura.
Equação química:
e) Reação Endotérmica/ Dissolução de NH4Cl: adicione 2 mL de água destilada em
um tubo de ensaio e anote a temperatura. Acrescente, ao tubo de ensaio,
aproximadamente 200 mg de cloreto de amônio e anote novamente a temperatura.
Equação química:
QUESTIONÁRIO
1) Cite um exemplo de reação química que ocorre no seu dia a dia.
2) Quais as evidências que indicam a ocorrência de reações químicas?
3) O que é um precipitado?
4) Defina o que é uma reação de neutralização.
5) Quais das reações efetuadas podem ser classificadas como reações de oxirredução?
Reescreva-as, identificando em cada reação os números de oxidação de reagentes e
produtos, a espécie oxidante e a redutora.
6) Explique o que é fenômeno físico e fenômeno químico.
7) Qual é a fórmula da fenolftaleína e do tornassol?
Referências Bibliográficas:
l- Voguel, A . I; Química Analítica Qualitativa, 5a Edição, Editora Mestre Jou, São
Paulo, 1981.
2- http://www.iq.unesp.br
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EXPERIMENTO 4
Reações Químicas
Objetivo:
-Conhecer alguns tipos mais comuns de reações químicas e fazer a comprovação de sua
ocorrência e caracterizações.
-Enfatizar as diferentes reatividades (estabilidades) apresentadas por diferentes
substâncias em função de suas estruturas moleculares.
Introdução
O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s) é
chamado de reação química. A equação química é uma representação simplificada da
transformação ocorrida, envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as
substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e as
condições (temperatura, pressão, solventes, eíc.) nas quais a reação se processa. A
equação deve ter a massa e as cargas devidamente balanceadas. A equação química
pode ser escrita nas formas: molecular, iônica ou iônica simplificada.
Exemplos:
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4(s) + 2NaCl(aq) (Equação molecular)
Ba2+
(aq) + 2 Cl(aq) + 2Na
+(aq) + SO4
2(aq) BaSO4(s) + 2Na
+(aq) + 2Cl
(aq)
(Equação iônica)
Ba2+
(aq) + SO42
(aq) BaSO4(s) (Equação iônica simplificada)
Cada reação química exige condições próprias que devem ser satisfeitas para que
ela ocorra. Uma condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis
pela transformação da matéria, todas obedecem ao princípio da conservação das
massas.
Laboratório de Química Tecnológica I
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Para a identificação de soluções são realizadas reações que produzem efeitos
macroscópicos visíveis (mudança de cor, formação de precipitado, evolução de gás) ou
percebidos pelo olfato.
Exemplos:
(a) Reações em que há mudança de coloração:
Fe3+
(aq) + 6SCN
(aq) [Fe(NCS)6]3-
(aq)
(amarelo) (incolor) (vermelho)
(b) Reações em que há formação de precipitado (sólido), ou seja, formação de uma
substância insolúvel no meio (estas reações são chamadas reações de precipitação):
Ag+(aq) + Cl (aq) AgCl(s)
(c) Reações em que há desprendimento de gás, em geral com cheiro característico:
S2
(aq) + 2H+ (aq) H2S(g)
(d) Reações que envolvem absorção ou emissão de luz e/ou calor
2AgCl(s) 2Ag(s) + Cl2(g)
As reações químicas pertencem a dois grupos principais:
1) Reações químicas em que há transferência de elétrons (oxi-redução);
2) Reações químicas em que não há transferência de elétrons.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Tubos de ensaio; béquer de 1 L (1); tubos de vidro resistente (2 cm de diâmetro
e 23 cm de comprimento) (1); garra (1); vidros de relógio pequenos (2); espátula
metálica (1); pinça metálica (1) e pinça de madeira(1); suporte para tubo de ensaio (1);
Laboratório de Química Tecnológica I
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bastão de vidro (1); mufa (1); palitos de madeira; conjunto para aquecimento (tripé, bico
de gás, tela de amianto, fósforos).
Reagentes e indicadores
Ácido sulfúrico 0,1 mol.L1
(2mL); dióxido de manganês (0,2g); clorato de
potássio (1g); magnésio em fita (0,03g); peróxido de bário (0,5g); sódio metálico (0,5g);
solução de hidróxido de amônio 0,5 mol.L1
(2mL); solução de sulfato de cobre 0,1
mol.L1
(1 mL); solução de permanganato de potássio 0,02 mol.L1
(2mL); solução de
nitrato de prata 0,5 mol.L1
; solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v (1mL); solução
de iodo em etanol 0,1% p/v(2 mL); Ácido clorídrico 0,1 mol.L1
; palha de aço;
hidróxido de sódio 0,1 mol.L1
.
PROCEDIMENTOS
Procedimento 1
-Observe um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2 cm de comprimento e anote suas
características físicas.
-Segure a fita por uma das extremidades com auxílio de uma pinça.
-Aqueça a outra extremidade da fita na chama de um bico de gás.
-Assim que observar o início de uma reação, afaste o conjunto da chama mantendo-o ao
ar sob um vidro de relógio de modo a recolher o pó formado. Interprete.
Procedimento 2
-Em um tubo de ensaio, coloque 1 mL de solução 0,l mol.L1 de Cu
2+.
-Adicione, gota a gota (20 gotas), pequena quantidade da solução de hidróxido de
amônio (0,5 mol.L1). Observe e anote o resultado.
-A seguir, adicione maior quantidade da solução de hidróxido de amônio até que haja
nova transformação. Anote o resultado e interprete.
Laboratório de Química Tecnológica I
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Procedimento 3
-Coloque 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio.
-Adicione 1 gota de solução de fenolftaleína.
-Adicione 5 gotas de ácido clorídrico 0,1 mol.L1. Agite.
-Adicione gota a gota a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L1. Observe e explique o
ocorrido.
Referências
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ -
Projetos de Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979).
2. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo J.G.; "Química Básica
Experimental; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).
QUESTIONÁRIO
1) Qual é a diferença entre reação e equação química?
2) Balanceie as seguintes equações químicas:
a) MnO4
(aq) + Br (aq) + H
+ (aq) Mn
2+ (aq) + Br2 (l) + H2O(l)
b) Fe3+
(aq) + Sn2+
(aq) Fe2+
(aq) + Sn4+
(aq)
c) Cu(s) + HNO3 (conc.) Cu(NO3)2+ NO (g) + H2O(l)
d) Cl2(g) + KI (aq) KCl(aq) + I2(s)
e) HgCl2(aq)+SnCl2(aq) SnCl4(aq)+Hg2Cl2(s)
3) Reescreva as equações iônicas correspondentes as reações químicas dos itens c, d e e
do exercício anterior.
4) Que função tem o peróxido de hidrogênio na reação de descoramento do
permanganato de potássio em meio ácido?
Laboratório de Química Tecnológica I
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EXPERIMENTO 5
Ensaios na Chama do Bico de Bunsen
Objetivo: Desenvolver habilidade no manuseio do bico de Bunsen. Demonstrar
experimentalmente conceitos teóricos do modelo de Bohr.
Introdução:
O bico de Bunsen é um dispositivo utilizado no laboratório como fonte de calor
para diversas finalidades, como: aquecimento de soluções, estiramento e preparo de
peças de vidro, entre outros. Possui como combustível normalmente G.L.P (consiste de
uma mistura de hidrocarbonetos contendo principalmente butano e propano) e como
comburente oxigênio do ar atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma
chama de alto poder energético. Quando entra em combustão com o oxigênio do ar
resulta na liberação de energia térmica:
CnH2n+2 + (3n+1)O2 → nCO2 + (n+1)H2O + calor
O queimador de gás ou bico de Bunsen é composto por: tubo, base, anel de
regulagem, mangueira de gás.
Ao abrir a válvula de gás, este adentra pela canalização do bico onde passa
posteriormente por um pequeno orifício (giclê). Nesse ponto o gás se espalha pela
coluna vertical do bico de Bunsen é o ar da vizinhança que penetra nesta coluna pela
janela lateral formando assim a mistura reacional combustível-comburente. Quando um
fósforo aceso é aproximado da extremidade superior do bico de Bunsen, o calor cedido
pela chama do fósforo provoca o início da reação de combustão, a partir daí a reação se
mantém sozinha, pois o calor que ela mesma gera é suficiente para mantê-la. Uma
chama é sempre um sistema reacional de não equilíbrio. A ocorrência da combustão
completa do gás vai depender da proporção estabelecida para a mistura reacional da
regulagem da entrada de ar (anel de regulagem).
A temperatura da chama do bico de Busen varia com a proporção dos reagentes
e com sua posição no interior da chama. A presença de fuligem deixa a coluna
incandescente (avermelhada-amarelada) e indica que a proporção entre o comburente
(oxigênio) e o combustível (hidrocarbonetos) não está próxima da estequiométrica.
Para que ocorra a combustão completa (evitando a fuligem e obtendo mais calor)
é necessário o ajuste do anel do metal que atua como misturador (entrada de ar).
Girando esse anel, pode-se abrir e fechar o orifício lateral do bico de Bunsen regulando
assim a proporção combustível/comburente até que a chama fique quase totalmente
Laboratório de Química Tecnológica I
40
azulada e pouco luminosa, a qual é um indicador da reação ocorrer praticamente
estequiométrica.
Figura 3.1: Bico de Bunsen e as diferentes regiões de uma chama
A região mais quente da chama é a região denominada “cone externo: 1560oC”
que fica localizada acima localizada acima do extremo superior do “cone interno”.
Nestas regiões ocorre a mistura mais ideal entre o comburente e o combustível.
A regulagem do ar deve ser feita de forma que toda a chama fique azul, exceto
numa pequena região localizada no topo do “cone” interno que deve ficar levemente
amarelada. Neste ponto, se você deixar entrar mais ar pelo anel de ajuste a ponta do
cone interno fica azul e começa a ficar irregular, espalhando-se um pouco e oscilando; a
chama começa a “soprar” (faz um ruído, como um sopro) e torna-se instável (apaga com
facilidade).
Devido ao giclê ser um orifício de fina espessura o bico de Bunsen assegura que
a chama fique localizada apenas na sua extremidade externa, impedindo assim que o
sistema apresente riscos de explosão.
Laboratório de Química Tecnológica I
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Zonas da Chama:
-Zona Oxidante ou zona externa: região violeta pálida, quase invisível, onde os gases
sofrem combustão total. Região muito quente capaz de atingir a temperatura de 100oC.
Localiza-se acima da zona redutora (onde ocorre a queima completa do gás).
-Zona Redutora ou intermediária: região luminosa onde os gases sofrem combustão
incompleta por deficiência de oxigênio. Região pouco quente localizada acida da zona
neutra na forma de um pequeno cone azul (onde se inicia a queima do gás).
-Zona Neutra ou interna: zona limitada por uma "casca azulada", onde os gases ainda
não sofreram combustão. Região fria, próxima da boca do tubo (onde não ocorre a
queima do gás)
Na chama, os cátions de sais voláteis transformam-se em átomos livres. Estes
absorvem e depois emitem radiação eletromagnética com comprimentos de onda que
correspondem às transições entre os níveis de energia dos átomos.
A cor é decorrente destas transições eletrônicas, em espécies de vida curta, que
se formam momentaneamente na chama, que é rica em elétrons. Por exemplo, no caso
do sódio, os íons são temporariamente reduzidos a seus átomos.
Na+ + elétron → Na
A linha D do sódio, na realidade um dupleto com máximos em 589,0 nm e 589,6
nm, decorre da transição eletrônica 3s1→ 3p
1, num átomo de sódio formado na chama.
Pode-se identificar a cor que um determinado cátion apresenta em solução, pela
cor que a chama apresenta em contato com uma amostra dessa solução.
Estes ensaios são feitos utilizando-se um fio de platina, níquel-crômio (materiais
inertes) ou um bastão de vidro com um algodão e a chama oxidante de um bico de
Bunsen, da seguinte maneira: toca-se com o fio a solução cujo cátion quer se identificar
e coloca-se a ponta do fio na região mais fria da chama oxidante. A prova será positiva
se a chama azulada mudar de cor. Caso se trate de substância sólida, na qual se pretenda
identificar o sódio ou qualquer outro íon, convém primeiro, tocar o fio em ácido
clorídrico diluído (6 molar) e, em seguida, tocar a substância.
Laboratório de Química Tecnológica I
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MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Bico de Bunsen, alça de níquel-crômio, bécker, pipeta graduada e bastão de
vidro, vidro-relógio.
Reagentes
Água destilada, cloreto de sódio, cloreto de ferro, cloreto de cobalto, cloreto de
estrôncio, cloreto de bário, cloreto de cobre, cloreto de magnésio e ácido clorídrico.
PROCEDIMENTOS
Procedimento 1:
1- Acender o bico de Bunsen e verificar o que acontece quando se varia a quantidade de
ar que entra através do anel de regulagem (ar primário).
2- Descrever o que se observa quando o anel é fechado ou aberto por completo.
(Observar a cor da chama, fazer desenhos das mesmas e observar a formação e
coloração da fumaça.) Explicar os fatos observados.
Procedimento 2:
Cada um dos grupos será responsável pela preparação de uma das seguintes soluções,
segundo a ordem:
a) Solução de cloreto de sódio;
b) Solução de cloreto de ferro;
c) Solução de cloreto de cobalto;
d) Solução de cloreto de estrôncio;
e) Solução de cloreto de cobre;
Laboratório de Química Tecnológica I
43
f) Solução de cloreto de bário;
g) Solução de cloreto de magnésio;
i) Solução contendo um sal desconhecido (um dos sais acima descritos);
1- Primeiramente pesar 50 mg do sal em estudo utilizando-se um bécker de 10 mL.
2- Utilizando-se uma pipeta graduada adicionar 4 mL de água destilada ao bécker
contendo o sal anteriormente pesado. Calcule a concentração em g.L-1
e mol.L-1
.
3- Mergulhar a alça de níquel-crômio na solução em questão levando à chama do bico
de bunsen em seguida. Descreva o que foi observado e explique o ocorrido usando a
teoria de Bohr.
4- As soluções serão trocadas entre os grupos de modo a todos realizarem os testes de
chama.
5- Por comparação tentar caracterizar o íon metálico presente no sal desconhecido.
Cátion Sódio Ferro Cobalto Estrôncio Bário Cobre Magnésio Sal
desconhecido
Coloração
da chama
Obs.: Para a realização do teste deve-se primeiro limpar o fio antes de se testar cada
espécie de cátion. A limpeza é feita com uma solução de ácido clorídrico 6 molar.
Deve-se mergulhar o fio nessa solução e em seguida levá-lo à chama, conduzindo-o
lentamente à margem da zona redutora até que a presença do fio não cause nenhuma
coloração à chama.
Referências
1) Trindade, D.F. et al; Química básica experimental. Ícone editora. São Paulo,1998.
2) Vogel, A; Basset, J; Denney, R. C.; Jefery,G. H. e Mendham, J.; VOGEL -Análise
Inorgânica Qualitativa, Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro, 1981.
Laboratório de Química Tecnológica I
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EXPERIMENTO 6
Estequiometria de Reações Químicas
Objetivo: Determinar a estequiometria da reação entre os íons cobre(II) e hidróxido ou entre
os íons prata(I) e cloreto.
Introdução
A fórmula química de uma substância indica a espécie e o número relativo dos
átomos que se combinam para formar a substância, enquanto as equações químicas
indicam as substâncias que reagem e as que são produzidas, bem como a relação molar
das mesmas na reação.
Em condições idênticas, uma reação química obedece sempre às mesmas
relações ponderais, ou seja, obedece a uma determinada estequiometria. A
estequiometria, portanto, relaciona-se com as informações quantitativas que podem
ser tiradas de uma reação química. Havendo excesso de um dos reagentes, este excesso
não reage, podendo ser recuperado.
Um método simples para determinar a estequiometria de uma reação é o método
das variáveis contínuas. Consideremos a sua aplicação no caso de 2 substâncias “A” e
“B” (que podem ser moléculas ou íons) que reagem formando o composto AxBy.
x A + y B AxBy (equação 1)
O problema consiste em determinar os valores de x e y. Para isso, devem ser
efetuados diversos ensaios, misturando-se quantidades variáveis de A e B, de tal modo
que a soma das concentrações iniciais de A e B na mistura seja sempre a mesma
(mesmo número de mols total de A e B, para um mesmo volume final de mistura, em
todos os ensaios). A quantidade de produto que se forma em cada ensaio deve ser
medida, por meio de algum processo adequado.
O método consiste, portanto, em se verificar em qual dos ensaios se obtém a
maior quantidade de produto. A relação entre os números de mols de A e B usados neste
Laboratório de Química Tecnológica I
45
ensaio nos dá a relação entre x e y. No caso particular da equação 1, este resultado nos
fornece, também, a fórmula do composto AxBy.
O método das variáveis contínuas é de aplicação ampla, podendo ser usado para
diferentes tipos de sistemas. Assim, no caso em que se forma um produto gasoso, pode-
se medir o volume de gás obtido; se a reação é exotérmica, pode-se determinar a
quantidade de calor liberada; em outros casos, pode-se utilizar uma série de métodos
instrumentais, em que mede a variação de alguma propriedade físico-química do
sistema, por exemplo: medidas calorimétricas, potenciométricas, condutimétricas, etc.
Outro aspecto da estequiometria é a determinação de uma quantidade
desconhecida de um reagente. Neste caso, este reagente deve reagir totalmente com um
outro, cuja quantidade gasta pode ser determinada. Através da quantidade de reagente
gasta pode-se, então determinar a quantidade do produto que se forma. As técnicas
frequentemente empregadas são: volumetria (titulação) e gravimetria (pesagem de
sólidos, precipitados).
MATERIAIS E MÉTODOS
Tubos de ensaio, bateria para tubos de ensaio, pipetas de 10 mL, bastão de vidro,
régua, solução 0,5 M do reagente A, solução 0,5 M do reagente B.
PROCEDIMENTOS
Procedimento:
a) Coloque em uma bateria, cinco tubos de ensaio e numere-os.
b) Conforme tabela abaixo, adicione em cada tubo de ensaio as quantidades respectivas
das soluções A e B.
Laboratório de Química Tecnológica I
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Tubo de Ensaio 1 2 3 4 5
Quantidade de Solução (A) 2 mL 4 mL 6 mL 8 mL 10 mL
Quantidade de Solução (B) 10 mL 8 mL 6 mL 4 mL 2 mL
Altura do Precipitado (cm)
c) Com o auxílio de um bastão de vidro, misture cada um dos tubos de ensaio e deixe
decantar por aproximadamente 20 minutos ou use centrífuga.
d) Meça com uma régua a altura do precipitado em cada tubo. Como o produto
formado é pouco solúvel, pode-se, também, filtrar os precipitados formados e pesá-
los (para isso é necessário antes da pesagem lavá-los com água destilada e álcool
etílico e colocá-los na estufa à temperatura de 100-110ºC durante 15 minutos).
e) Com os dados obtidos, construa um gráfico representando na abscissa os volumes
(em mL) das
soluções A e B e na ordenada, a altura dos precipitados (em cm).
f) Com base no gráfico, determine a fórmula mínima do precipitado formado na reação
entre os componentes das soluções A e B.
QUESTIONÁRIO
1) Escreva a equação química desta reação.
1) Cite as causas de erros que podem alterar o resultado da experiência feita. Que outro
procedimento poderia ser adotado para melhoria dos resultados obtidos?
2) Nos tubos 1,2 e 3 quais são os regentes limitantes?
3) Proponha a reação de obtenção do produto Al(OH)3
Laboratório de Química Tecnológica I
47
4) Suponha que o composto da solução A possua massa molar igual a 331 g/mol e B
166 g/mol. Qual a massa de B necessária para reagir quantitativamente com 1,0 mol
de A, sabendo-se que B apresenta 80% de pureza? Baseia-se no gráfico obtido pela
experiência.
5) Reagiram-se 10,0 g de NaOH com quantidade suficiente de HCl. Quantos gramas de
cloreto de sódio foram obtidos sabendo-se que o rendimento da reação foi de 75%?
6) Com base no experimento realizado calcule:
a) O número de moléculas em 66,2 g do composto A (massa molar = 331 g/mol).
b) O número de moléculas de B necessárias para reagir com 66,2 g de A.
7) Escreva as equações equilibradas das seguintes reações:
a) Decomposição térmica do sulfeto de alumínio (II).
b) Reação entre a superfície do alumínio metálico e o oxigênio do ar.
8) Quantos mols de NaHCO3 há em 508 g desta substância?
9) O hidróxido de lítio sólido é usado nos veículos espaciais para remover o dióxido de
carbono exalado na respiração. Este hidróxido reage com dióxido de carbono gasoso
e forma o carbonato de lítio sólido além de água líquida. Quantos gramas de dióxido
de carbono podem ser absorvidos por 1,0 g de hidróxido de lítio?
10) O ácido adípico, H2C6H8O4, é material usado na produção de náilon. É preparado
industrialmente pela reação controlada entre o cicloexano (C6H12) e o oxigênio (O2).
2 C6H12 + 5 O2 2 H2C6H8O4 + 2 H2O
a) Vamos imaginar que se faz a preparação a partir de 25,0 g de cicloexano com excesso
de oxigênio. Qual a produção teórica da formação do ácido adípico?
b) Se forem obtidos 33,5 g de ácido adípico, qual é o rendimento percentual da reação?
Laboratório de Química Tecnológica I
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11) A aspirina se forma na reação entre o ácido salicílico e o anidrido acético. Se forem
misturados 100 g de cada reagente, qual a massa máxima de aspirina que se pode
obter?
12) Quatro grupos de estudantes, num laboratório de química geral, estudam as reações
entre soluções de haletos de metal alcalino e solução de nitrato de prata.
GRUPO A: NaCl GRUPO B: KCl GRUPO C: NaBr GRUPO D: KBr
Cada grupo dissolve em água 0,0040 mol do sal que lhe cabe e depois adiciona
diferentes massas de nitrato de prata à solução. Depois, cada grupo recolhe o haleto de
prata precipitado na reação e pesa. Faça um gráfico mostrando a quantidade de produto
formado em função da quantidade de Nitrato de Prata adicionada.
a) Explique a razão dos dados dos grupos A e B estarem sobre uma mesma curva e os
dados dos grupos C e D sobre outra.
b) Escreva a equação iônica equilibrada das reações observadas pelos grupos A e D.
Referências Bibliográficas
1) Russel J. B. Química Geral, 2ª Edição, Editora Makron Books do Brasil, São Paulo,
1994, v. 1, p. 51.
2) Brown, T. L, LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E. Química - Ciência Central, 7ª Edição,
Editora LTC, Rio de Janeiro, 1999.
3) Kotz, C. J., Treichel, P. Jr. Tradução de Horácio Macedo, Química & Reações
Químicas, 3ª Edição, Editora LTC, v. 1, 1998, p. 134.
Laboratório de Química Tecnológica I
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EXPERIMENTO 7
Síntese do Carbonato de Zinco
Objetivo: Síntese, caracterização e cálculo do rendimento do carbonato de zinco.
Introdução:
O carbonato de zinco está presente na natureza no mineral espato de zinco. A
fórmula molecular é ZnCO3. Este composto é usado em cerâmicas, em borracha e
plástico a prova de fogo. Também é usado em loções, pomadas, cosméticos e como
anticéptico tópico.
É um sólido branco cristalino; de estrutura ortorrômbica; densidade de 4,389
g/cm3; decompõe a 300ºC formando oxido de zinco; é praticamente insolúvel em água,
10 mg/L a 15ºC; solúvel em ácidos, bases e em soluções de sais de amônia.
MATERIAIS E MÉTODOS
Balança, bastão de vidro, bécker, vidro de relógio, papel de filtro quantitativo,
funil de vidro, suporte, espátula, tubo de ensaio, fusiômetro.
Reagentes:
Cloreto de zinco, bicarbonato de sódio, solução diluída de ácido clorídrico e
agua destilada.
PROCEDIMENTOS
O Carbonato de Zinco é preparado pela reação de bicarbonato de sódio com um
sal solúvel de zinco como o cloreto de zinco:
ZnCl2 + NaHCO3 ZnCO3 + NaCl + HCl
Laboratório de Química Tecnológica I
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1. Misture uma solução de cloreto de zinco (0,1 mol/L) a uma solução de bicarbonato
de sódio (0,1 mol/L). Observe o que ocorre. Seque o precipitado.
2. Colocar uma ponta de espátula de carbonato de zinco sintetizado no item anterior,
em um tubo de ensaio e adicionar 5 gotas de uma solução de ácido clorídrico
diluído. Anotar suas observações e correspondente reação.
QUESTIONÁRIO
1) Identifique através de cálculos o reagente limitante. (massa do precipitado ZnCO3 =
0,05 g)
2) Calcular o rendimento teórico e prático para esta síntese.
3) Medir a temperatura de fusão
Referências:
1. Patnaik, Pradyot; Handbook of inorganic chemicals, McGraw-Hill, New York,
2003.
2. S. Zhang, H. Fortier and J. R. Dahn. Characterization of zinc carbonate hydroxides
synthesized by precipitation from zinc acetate and potassium carbonate solutions.
Laboratório de Química Tecnológica I
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EXPERIMENTO 8
Eletroquímica
Objetivo: Entender o processo redox.
Introdução
As reações que envolvem transferência de elétrons são conhecidas como reações
de oxirredução ou reações redox.
Para investigarmos a eletroquímica, precisaremos inicialmente ampliar a
compreensão dessa classe de reações e definir alguns termos relevantes. A oxidação é a
perda de elétrons de alguma espécie química, enquanto a redução é o ganho de elétrons.
Nesse meio tempo, você perceberá que os elétrons não podem simplesmente ser
“perdidos”. Eles têm que ir a algum lugar para manter a conservação de carga e matéria.
Esse processo leva diretamente a um dos mais importantes princípios da química redox:
os elétrons “perdidos”devem sempre ser “ganhos” na redução simultânea de alguma
outra espécie. Em outras palavras, não podemos ter oxidação a não ser que também
tenhamos redução.
MATERIAIS E MÉTODOS
01 Tubo de ensaio 01 Erlenmeyer
01 Fio de cobre Nitrato de prata (0,01 mol/L)
Água Bécker
250 mL de Água 15g de NaCl
Papel Alumínio Peça de Prata oxidada
PROCEDIMENTOS
Procedimento 1:
-Preparar uma solução aquosa de nitrato de prata
-Colocar o fio de cobre na solução de nitrato de prata
Laboratório de Química Tecnológica I
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-Descreva o observado
Procedimento 2:
-Aqueça 250ml de água até ferver e dissolva 15g de NaCl na água até formar uma
solução!
-Pegue o bécker e forre toda a sua parte interna com o Papel Alumínio, e despeje a
solução dentro desse bécker
-Mergulhe a peça inteira na solução e espere um tempo. Para agilizar, você pode
amarrar uma linha fina na peça e ficar girando ela dentro da solução, aumentando o
contado e consequentemente a velocidade da reação.
-Descreva o observado
QUESTIONÁRIO
1) O que foi observado macroscopicamente?
2) O que aconteceu quimicamente?
3) Quais as semi-reações envolvidas nos procedimentos 1 e 2?
4) Qual a reação redox global?
5) Quais são os redutores e oxidantes? E os reduzidos e oxidados?
Laboratório de Química Tecnológica I
53
EXPERIMENTO 9
Equilíbrio Químico
Objetivo: Neste experimento, o aluno fará a caracterização do estado de equilíbrio de
sistemas químicos e a verificação experimental do princípio de Lê Chatelier.
Introdução
Em um sistema químico reversível, podemos considerar como reagentes ou
como produtos as espécies colocadas à direita ou à esquerda da equação. Isto depende
da escolha do experimentador. Assim, na reação do iodo com hidrogênio:
H2 + I2 2 HI Velocidade 1 (V1)
2 HI H2 + I2 Velocidade 2 (V2)
ambos podem ser reagentes ou produtos, dependendo do sentido considerado. Por outro
lado, há uma renovação de reagentes e produtos provocada pelo processo inverso e
assim, as reações nunca cessam e o equilíbrio é dinâmico. Dizemos então que um
sistema está em equilíbrio quando a velocidade em um sentido for igual à do sentido
inverso. Este estado de equilíbrio só é possível em sistema fechado, isto é, sem
influência do meio externo.
A natureza dinâmica do equilíbrio pode ser enfatizada pela consideração das
velocidades da reação nos dois sentidos. Assim, no caso do sistema acima, teremos:
V1 = k1 [H2].[I2]
V2= k2[HI]2
No equilíbrio teremos então V1 = V2 :
k1 [H2].[I2] = V2= k2[HI]2
]I[]H[
]HI[
kk
22
2
2
1k
Laboratório de Química Tecnológica I
54
O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais como a
temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode ser prevista pelo
princípio de Lê Chatelier: "Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o
equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta ação".
Ao adicionar iodo no sistema em equilíbrio, a velocidade no sentido direto (v1)
será favorecida. Quando se restabelece o novo equilíbrio, [I2] e [HI] serão mais elevadas
e [H2] será mais baixa, mas K terá o mesmo valor.
A posição de equilíbrio de qualquer sistema é primeiramente orientada por uma
tendência em alcançar o menor estado de energia; e, segundo, pela tendência de
alcançar o maior grau de desordem, ou seja a maior entropia. Estes dois fatores, menor
energia e maior entropia, se equivalem no estado de equilíbrio.
MATERIAIS E MÉTODOS
Suporte para tubos de ensaio (1); tubo de ensaio (4); béquer de 50 mL (4), 100
mL (1) e 250 mL (1); tela de amianto (1); tripé (1); bico de Bunsen (1); pinça de
madeira (1); pipeta graduada de 10 mL (4); conta-gotas (1); proveta de 5 mL (1).
Reagentes e indicadores
Soluções aquosas de: K2CrO4 0,05 mol.L-1
(2 mL); K2Cr2O7 0,05 mol.L-1
(8
mL); NH4OH 0,5 mol.L-1
(2mL); HCl 1 mol.L-1
; NaOH 1 mol.L-1
; Ba(NO3)2 0,5 mol.L-1
(2 mL); Solução alcoólica de fenolftaleína.
PROCEDIMENTOS
Procedimento 1: Caracterização do Estado de Equilíbrio do Sistema Cromato-
Dicromato:
Laboratório de Química Tecnológica I
55
Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento, por meio da
diferença de cor do íon cromato - amarelo - e do íon dicromato - alaranjado. Deve-se
observar que mesmo predominando a cor amarela (deslocamento no sentido do íon
cromato) pode existir pequena quantidade de íon dicromato e vice-versa.
2 CrO42-
(aq) + 2 H+
(aq) Cr2O72-
(aq) + H2O(l)
amarelo alaranjado
-No suporte coloque 3 tubos de ensaio. Em dois deles coloque 2 mL de K2Cr2O7
0,05 mol.L-1
(laranja) e no outro coloque 2 mL de K2CrO4 0,05 mol.L-1
(amarelo).
-Faça as reações do item a até c e anote os resultados dos experimentos (variações
macroscópicas).
a) Em um tubo de ensaio contendo íon dicromato, adicione 0,5 mL da solução de NaOH
1 mol.L-1
.
-Compare a cor da solução com a dos outros tubos.
-Anote a variação observada.
b) Adicione, ao mesmo tubo, 1 mL de HCl 1 mol.L-1
.
-Agite e compare novamente com os outros tubos (Leve em consideração a diluição).
-Escreva as equações de reação e anote esta nova variação.
c) No tubo de ensaio contendo K2CrO4 0,05 mol.L-1
, adicione 2 gotas de solução de
Ba(NO3)2 0,5 mol.L-1
.
-Agite e observe se houve formação de precipitado.
-No tubo de ensaio contendo K2Cr2O7 0,05 mol.L-1
, repita o mesmo procedimento.
Observação: A solubilidade do BaCrO4 é de 8,5x10-11
mol.L-1
e BaCr2O7 é solúvel.
Laboratório de Química Tecnológica I
56
Procedimento 2: Caracterização do Estado de Equilíbrio do Sistema:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq) H < 0
-Em um tubo de ensaio, adicione 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia 0,5
mol.L-1
e 1 gota de solução de fenolftaleína.
-Despeje esta solução sobre um pano branco e agite ao ar por cerca de cinco minutos.
-Anote as observações.
-Tente explicar, do ponto de vista químico.
QUESTIONÁRIO
1) Escreva as expressões de equilíbrio químico para as reações:
a) 2 CrO42-
(aq) + 2 H+
(aq) Cr2O72-
(aq) + H2O(l)
b) NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
2) Seja um sistema do tipo:
A (alcoólico) + B (alcoólico) 2C (alcoólico) + H2O(l) H > 0
Como o sistema reagiria com:
a) abaixamento da temperatura;
b) aumento da pressão;
3) Qual será a cor de uma solução de dicromato se aumentarmos o pH para
aproximadamente 10?
4) De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios:
a) H2(g) + Br2(g) 2 HBr(g) +70,291 kJ
b) CO2(g) + 2 SO3(g) CS2(g) + 4 O2(g) -1108,76 kJ
Laboratório de Química Tecnológica I
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5) Imagine o sistema em equilíbrio NH4+
(aq) + OH-(aq) NH3(aq) + H2O(l) em um
frasco fechado. Se o frasco é aberto, desprende-se amônia; fechando-o novamente os
reagentes produzem mais amônia, restabelecendo o novo equilíbrio. Pergunta-se: A
experiência comprova o princípio de Lê Chatelier?
6) Qual é o efeito sobre a concentração de cada substância nos sistemas indicados a
seguir, quando são adicionados os reagentes:
Reação Reagente
adicionado
a) SO2(g) + NO2(g) NO(g) +
SO3(g)
SO2(g)
b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) CO2
c) H2(g) + Br2(l) 2 HBr(l) H2
8) Quantidades equimolares de H2 e I2 em fase gasosa, à temperatura elevada, foram
colocadas em recipientes separados, mas unidos por uma válvula que controla o fluxo
dos gases. Após a abertura da válvula, esses gases se misturaram e reagiram de acordo
com a equação:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
a) A figura 9.1 ilustra a situação inicial das substâncias H2 e I2 em que cada átomo de
hidrogênio foi representado por • e cada átomo de iodo por o. Complete a figura 9.2
ilustrando uma das situações possíveis do sistema após o estado de equilíbrio ter sido
atingido, estando aberta a válvula. Use o mesmo número de átomos representados na
figura l para garantir a conservação de massa.
Laboratório de Química Tecnológica I
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Referências
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica
Experimental";
Ed. Parma Lida., São Paulo (1981).
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ -
Projetos de Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979).
Laboratório de Química Tecnológica I
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EXPERIMENTO 10
Soluções e Diluições
Objetivo: Nesta experiência, o aluno fará a preparação de soluções e a determinação
qualitativa do pH.
Introdução
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nesta, o
componente que existir em menor quantidade é chamado de soluto. Qualquer
substância que forme um sistema homogêneo com a água será considerada uma solução
aquosa.
Um modo simples de saber ou comprovar se uma solução é ácida, neutra ou
básica é através de indicadores, tais como: papel de tornassol ou solução alcoólica de
fenolftaleína (estruturas na Figura l). O papel de tornassol azul em meio ácido adquire
a coloração vermelha e o papel de tornassol vermelho em meio básico adquire a
coloração azul. A solução de fenolftaleína permanece incolor em meio ácido e em meio
básico adquire a coloração rosa.
Figura 10.1: Comportamento da fenolftaleína em meios ácido e básico.
Laboratório de Química Tecnológica I
60
No preparo de soluções deve-se obedecer a seguinte sequência:
1- Medir a massa ou volume do soluto correspondente;
2- Dissolver o soluto (se sólido), em um béquer, usando pequena quantidade do
solvente;
3- Transferir, quantitativamente, para um balão volumétrico;
4- Completar o volume com solvente;
5- Homogeneizar a solução;
6- Padronizar a solução preparada, quando necessário;
7- Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
Balança (1); bureta de 25 mL (1) ou proveta de 5 mL (1); pipeta graduada de 5
mL; béquer de 100 mL (2); bastão de vidro (1); garrafa lavadeira (1); balão volumétrico
de 100 mL (1) e de 250 mL (1); vidro de relógio (1); espátula de porcelana ou plástico
(1); papel indicador de pH (0-14) (2); papel de tornassol vermelho; tubos de ensaio (2).
Reagentes e indicadores
NaOH(s) (1 g); HCl conc. (d = 1,18 g.mL-1
; 36% em massa ou 12 mol.L-1
) (0,8
mL); solução alcoólica de fenolftaleína (Figura 10.1) 1% m/v (1 mL).
PROCEDIMENTOS
Procedimento 1: Preparação de 100 mL de Solução 0,10 mol.L-1
de NaOH
-Calcule a massa de NaOH necessária para preparar a solução.
Laboratório de Química Tecnológica I
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-Meça a massa de NaOH, usando para isto espátula de porcelana, ou plástico, e vidro de
relógio.
-Coloque o NaOH pesado em um béquer de 100 mL, contendo cerca de 50 mL de água
destilada e dissolva com auxílio de um bastão de vidro.
-Transfira quantitativamente esta solução para um balão volumétrico de 100 mL.
-Mantenha a temperatura igual à do ambiente, com resfriamento e agitação constantes.
-Complete o volume da solução até o menisco de referência.
-Agite o balão volumétrico para homogeneizar a solução.
Procedimento 2: Observação qualitativa do pH
-Transfira uma pequena quantidade (2 mL) da solução de NaOH para um béquer;
-Meça o pH da solução, usando papel indicador universal, e compare o resultado obtido
com os cálculos teóricos;
-Adicione 1 gota da solução alcoólica de fenolftaleína. Observe e anote o resultado.
-Guarde a solução de NaOH em frasco destinado especialmente para isto.
Procedimento 3: Preparação de 100 mL de Solução 0,10 mol.L-1
de HCl
-Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar esta
solução.
-Coloque, aproximadamente, 30 mL de água destilada em um balão de 100 mL.
-Transfira o ácido clorídrico concentrado para um balão volumétrico de 100 mL
contendo um pouco de água destilada.
Laboratório de Química Tecnológica I
62
-Adicione, aos poucos, água destilada até completar o volume do balão, ou seja, até o
menisco de referência.
-Agite o balão volumétrico para homogeneizar a solução.
Procedimento 4: Observação qualitativa do pH
-Transfira uma pequena quantidade (2 mL) da solução de HCl para um béquer.
-Mergulhe a ponta de um papel tornassol azul na solução. Observe e anote o resultado.
-Meça o pH da solução usando papel indicador universal e compare o resultado obtido
com os cálculos teóricos;
-Adicione 1 gota da solução alcoólica de fenolftaleína.0bserve e anote o resultado.
- Guarde a solução de HCl em frasco destinado especialmente para isto.
QUESTIONÁRIO
1) O que se entende por dissolução exotérmica? Dê um exemplo.
2) Se uma dissolução é endotérmica (cloreto de amônio em água por exemplo) a solução
se resfria? Por quê?
3) O que se entende por "concentração em quantidade de matéria" de uma solução ?
4) O que se entende por:
a) Substância higroscópica;
b) Substância deliqüescente;
c) Transferência quantitativa do soluto.
Laboratório de Química Tecnológica I
63
5) Por que não se deve completar o volume da solução, em um balão volumétrico, antes
desta ser resfriada ?
6) O que indica o teste da fenolftaleína e o que ocorre, em termos da cor da solução, nos
meios ácido e básico?
7) O que ocorre com o papel de tornassol azul mergulhado em uma solução ácida e em
uma solução básica?
8) O que ocorre com o papel de tornassol vermelho mergulhado em solução ácida e em
solução básica?
9) Quais são as massas de hidróxido de potássio que devem ser medidas para preparar
as seguintes soluções:
a) 250 mL de solução 0,10 mol.L-1
b) 2 L de solução 0,25 mol.L-1
10) Que volume de ácido sulfúrico 6 mol.L-1
deve ser tomado para preparar:
a) 500 mL de solução a 0,5 mol.L-1
b) 250 mL de solução a 0,25 mol.L-1
11) Que volume de ácido nítrico concentrado é necessário para preparar 250 mL de
solução a 0,10 mol.L-1
? Dados: HNO3 concentrado: 65% m/m; d=1,5 g.mL-1
.
12) Diluem-se 3,92 g de ácido fosfórico em água até perfazer o volume de 200 mL.
Qual é a concentração em quantidade de matéria da nova solução?
13) Dissolveram-se 56,8 g de sulfato de sódio anidro em água e completou-se o volume
para 1000 mL. Qual é a concentração em quantidade de matéria da solução obtida?
Laboratório de Química Tecnológica I
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Referências
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ -
Projetos de Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979).
2. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica
Experimental"; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).
3. Bassett, J.; Denney, R.C.; Jefíery, G.H. & Mendham, J.; "VOGEL - Análise
Inorgânica Quantitativa"; Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro (1981).
Laboratório de Química Tecnológica I
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Anexo I – Classificação dos Produtos Químicos Quanto ao Risco
Os produtos químicos são classificados em nove classes de risco. Dentro de cada
uma pode existir divisões, onde os produtos são agrupados pelo tipo de risco, conforme
abaixo:
Classe 1: Explosivos
Número 1
Subclasses 1.1, 1.2, 1.3
Símbolo: Bomba explodindo (preto)
Fundo: laranja
Número 1.4
Subclasses 1.4
Número 1.5
Subclasses 1.5
Número 1.6
Subclasses 1.6
Classe 2: Gás inflamável, gás não inflamável comprimido e gás tóxico
Número 2.1
Subclasses 2.1
Símbolo: Chama
Preto ou branco
Fundo: vermelho
Número 2.2
Subclasses 2.2
Símbolo: Cilindro para gás
Preto ou branco
Fundo: verde
Número 2.3
Subclasses 2.3
Símbolo: Caveira
Fundo: branco
Classe 3: Líquidos inflamáveis
Símbolo: Chama: Preto ou branco
Fundo: vermelho
Laboratório de Química Tecnológica I
66
Classe 4: Sólidos inflamáveis, combustão espontânea e perigosos quando molhados
Símbolo: Chama preto ou branco
Fundo: branco com listas vermelhas
Símbolo: Chama preto
Fundo: branco e vermelho
Símbolo: chama preto ou branco
Fundo: azul
Classe 5: Agentes Oxidantes e Peróxidos Orgânicos
Símbolo: Chama sobre um círculo preto
Fundo: amarelo
Símbolo: Chama sobre um círculo preto
Fundo: amarelo
Classe 6: Tóxicos Infecciosos
Classe 7: Radioativos
Classe 8: Corrosivos Classe 9: Miscelânea
Laboratório de Química Tecnológica I
67
A seguir estão relacionados os acidentes mais comuns que ocorrem nos
laboratórios e as iniciativas a serem tomadas e/ou primeiros socorros que devem ser
realizados:
Laboratório de Química Tecnológica I
68
Anexo II – Uso de Extintores de Incêndio
COMO USAR OS APARELHOS EXTINTORES DE INCÊNDIO
EXTINTOR (TIPO)
PROCEDIMENTOS DE USO
ÁGUA PRESSURIZÁVEL (ÀGUA/GÁS)
Carga: carregado com 10 L de água pressurizada
com nitrogênio ou gás carbônico.
-Retirar o pino de segurança.
-Empunhar a mangueira e apertar o gatilho,
dirigindo o jato para a base do fogo.
-Só usar em madeira, papel, fibras, plásticos
e similares.
-Não usar em equipamentos elétricos.
ESPUMA
Carga: Tem dois compartimentos (como mostra a
figura). Na parte externa possui bicarbonato de
sódio dissolvido em água e na parte interna, uma
solução de sulfato de alumínio.
-Inverter o aparelho. O jato disparará
automaticamente e só cessará quando a carga
estiver esgotada.
-Não usar em equipamentos elétricos.
GÁS CARBÔNICO (CO2)
Laboratório de Química Tecnológica I
69
Carga: 6 a 8 Kg de gás carbônico sob pressão.
-Retirar o pino de segurança quebrando.
-Acionar a válvula dirigindo o jato para a
base do fogo.
-Pode ser usado em qualquer tipo de
incêndio.
PÓ QUÍMICO SECO (PQS)
Carga: 8 a 12 Kg de bicarbonato de sódio.
-Retirar o pino de segurança.
-Empunhar a pistola difusora.
-Atacar o fogo acionando o gatilho.
-Pode ser usado em qualquer tipo de
incêndio.
“Utilizar o pó químico em materiais
eletrônicos, somente em último caso”.
Laboratório de Química Tecnológica I
70
ONDE USAR OS AGENTES EXTINTORES
Os agentes extintores podem ser encontrados nos estados sólidos, líquidos ou gasosos.
Existe uma variedade muito grande de agentes extintores, abaixo cita-se os mais comuns.
Classes de Incêndio
Agentes Extintores
Água
Espuma
Pó Químico
Gás
Carbônico
A
Madeira, papel, tecidos, etc.
SIM
SIM
SIM*
SIM*
B
Gasolina, álcool, ceras,
tintas, etc.
NÃO
SIM
SIM
SIM
C
Equipamentos, Rede
elétrica energizada.
NÃO
NÃO
SIM
SIM
* Com restrição, pois há risco de reignição (se possível utilizar outro agente).
Observações:
a) Todas as vezes que ocorrer um acidente envolvendo algum aparelho elétrico, puxar
imediatamente o pino da tomada.
b) Aprender a localização e a utilização de extintores de incêndio.
c) Na ausência de um extintor de incêndios, utilizar um pano, cobertor ou mesmo o
jaleco para abafar as chamas.