apostila - Quimica Geral 2010 - FATEC.pdf

Faculdade de Tecnologia de Jaboticabal

CURSO SUPERIOR DE TECNOLOGIA EM BIOCOMBUSTÍVEIS

1º CICLO

DISCIPLINA: Química Geral

ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS

Profa. Dr

a. Luciana Maria Saran

JABOTICABAL

1º Semestre de 2010

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Sumário

Aula Prática 1: Introdução ao Laboratório de Química .................................................................................... 3

Aula Prática 2: Determinação do Teor de Etanol na Gasolina e da Densidade de um Líquido ..................... 12

Aula Prática 3: Propriedades Funcionais de Ácidos e Bases .......................................................................... 16

Aula Prática 4: Reações Químicas .................................................................................................................. 22

Aula Prática 5: Preparação de Soluções e Cálculos de Concentração ............................................................ 32

Aula Prática 6: Introdução à Titrimetria ......................................................................................................... 39

Aula Prática 7: Determinação Titrimétrica do Teor de Ácido Acético em Vinagre e da Acidez Total do

Vinho ................................................................................................................................................................ 43

BIBLIOGRAFIA PARA CONSULTA ............................................................................................................ 48

Anexo I: Artigo sobre Ácidos Orgânicos

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FACULDADE DE TECNOLOGIA DE JABOTICABAL Curso: Tecnologia em Biocombustíveis – 1º Semestre de 2010 Disciplina: Química Geral

Aula Prática 1: Introdução ao Laboratório de Química

1. OBJETIVOS: Apresentar as regras de conduta que devem ser seguidas no desenvolvimento de trabalhos práticos no

laboratório de química, visando a segurança do operador e dos demais indivíduos que estejam presentes no laboratório.

Apresentar as principais vidrarias e equipamentos de uso corrente em laboratórios de química. Discutir sobre o uso correto das balanças e das vidrarias destinadas à medida de volumes de líquidos.

2. REGRAS GERAIS DE SEGURANÇA PARA TRABALHOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA

2.1. Indumentária Apropriada:

Avental de mangas compridas, longo até os joelhos, com fios de algodão na composição do tecido.

Calça comprida de tecido não inteiramente sintético.

Sapato fechado, de couro ou assemelhado.

Óculos de segurança.

Luvas.

2.2. Indumentária Proibida:

Bermuda, short e saias ou vestidos acima dos joelhos.

Sandália, chinelo, sapato aberto.

Avental de naylon ou 100% poliéster.

2.3. Hábitos Individuais

2.3.1. Você deve: Durante a sua permanência no laboratório, evitar passar os dedos na boca, nos olhos ou no nariz.

Lavar as mãos antes de iniciar o seu trabalho, entre dois procedimentos e antes de sair do laboratório.

Antes de realizar um exercício de laboratório, ler com atenção os procedimentos indicados nos

roteiros de aulas práticas.

Trabalhar com método, atenção e calma.

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Certificar-se da localização do chuveiro de emergência, do lava olhos e de como colocá-los em

funcionamento.

Conhecer a localização e os tipos de extintores de incêndio presentes no laboratório.

Conhecer a localização das saídas de emergência.

Comunicar ao professor acidentes de qualquer natureza.

2.3.2. Dentro do laboratório, você não deve: Fumar;

Comer;

Correr;

Beber;

Sentar ou debruçar sobre as bancadas;

Sentar no chão;

Usar cabelo comprido solto;

Trabalhar solitário isto é, sem um acompanhante;

Manusear reagentes desconhecidos apenas por curiosidade.

2.4. Atitudes Individuais com Ácidos:

Jamais adicione água a uma solução concentrada de um ácido; sempre adicione o ácido concentrado à água, pois o desprendimento de calor ocasionado pela dissolução de soluções concentradas de ácidos é muito grande. Portanto, o acréscimo de água a uma solução concentrada de um ácido pode fazer com que a solução ferva no ponto em que a água é adicionada, podendo espirrar, causando danos graves ao operador.

2.5. Atitudes Individuais com Bicos de Gás:

Feche completamente a válvula de regulagem de altura de chama. Abra o registro do bloqueador da linha de alimentação. Providencie uma chama piloto e aproxime do bico de gás. Abra lentamente a válvula de regulagem de altura de chama até que o bico de gás ascenda. Regule a chama. Após utilizar o bico de gás, feche com cuidado as torneiras de gás, evitando vazamentos.

2.6. Atitudes Individuais com Soluções:

Não transporte soluções em recipientes de boca larga, se tiver que efetuá-lo por certa distância, triplique sua atenção durante o percurso e solicite um colega para que o acompanhe.

Não leve à boca a qualquer reagente químico, nem mesmo o mais diluído. Certifique-se da concentração e da data de preparação de uma solução antes de usá-la. Não pipete, aspirando com a boca, utilize sempre um pipetador. Não use o mesmo equipamento volumétrico para medir simultaneamente soluções diferentes. Volumes de soluções padronizadas, tiradas dos recipientes de origem e não utilizadas, devem ser

descartados e não retornados ao recipiente de origem.

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7. Cuidados com aquecimento, incluido: reação exotérmica, chama direta, resistência elétrica e banho-maria:

Não aqueça bruscamente qualquer substância. Para aquecer um tubo de ensaio com líquido, ponha em contato com o fogo somente a parte

lateral do tubo e nunca o seu fundo. Nunca dirija a abertura de tubos de ensaio ou frascos para si ou para outrem durante o aquecimento.

Não deixe sem o aviso "cuidado material aquecido", equipamento ou vidraria que tenha sido

removida de sua fonte de aquecimento, ainda quente, e deixado repousar em lugar que possa ser tocado inadvertidamente.

Não utilize "chama exposta" em locais onde esteja ocorrendo manuseio de solventes voláteis, tais

como éteres, acetona, metanol, etanol, etc. Não aqueça fora da capela, substâncias que gerem vapores ou fumos tóxicos.

8. Retirada de Líquidos de Frascos:

Antes de retirar líquidos de um frasco, deve-se tomar ao seguintes cuidados:

Ler o rótulo do frasco pelo menos duas vezes para se assegurar de que se tem em mãos realmente o líquido desejado.

Se o líquido que se estiver manuseando é corrosivo, certifique-se que o frasco não esteja externamente

umedecido; caso esteja, limpe-o com papel-toalha úmido e seque-o. Para verter um líquido de um frasco, faça-o sempre no lado oposto ao rótulo; isto evita que o líquido

escorra externamente sobre o rótulo, danificando-o, e podendo, futuramente, impedir a identificação do líquido.

Ao retirar uma tampa plástica rosqueável de um frasco, nunca a coloque sobre a bancada com o lado

aberto tocando a bancada. Deste modo, evita-se que o líquido, eventualmente, escorra da tampa para a bancada e, também, que a tampa se contamine por contato com a bancada.

Sob nenhuma hipótese coloque objetos sujos no interior de um frasco, pois isto contaminaria a

substância nele contida. Somente retorne uma substância ao seu frasco original se tiver certeza absoluta que ela não foi contaminada durante o seu manuseio.

Se a substância que se está manuseando é volátil, isto é, se ela evapora facilmente à temperatura

ambiente, nunca cheire uma substância diretamente na boca do frasco, pois ela pode ser muito tóxica. Para evitar intoxicações graves, cheire as substâncias através do deslocamento de seus vapores.

Sempre que algum líquido entrar em contato com as mãos, lave-as imediatamente com muita água e

sabão.

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3. PRINCIPAIS VIDRARIAS E EQUIPAMENTOS DE UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA

As atividades de laboratório exigem do aluno não apenas o conhecimento das peças e aparelhos utilizados, mas também o correto emprego de cada um deles.

(1) Balão de Fundo Chato: nele são aquecidos líquidos e realizadas reações com liberação de gases.

Para aquecê-lo, use o tripé com a proteção da tela de amianto. (2) Frasco de Erlenmeyer, ou simplesmente Erlenmeyer: utilizado em titulação, aquecimento de

líquidos, dissolução de substâncias e realização de reações. Quando aquecê-lo, empregue o tripé com a proteção da tela de amianto.

(3) Béquer: apropriado para reações, dissolução de substâncias, precipitações e aquecimento de líquidos.

Para levá-lo ao fogo, use tripé com a proteção da tela de amianto. (4) Funil (a) e Funil Analítico (b): o funil é utilizado para filtração. Para filtrações mais delicadas

(geralmente, em análises quantitativas), emprega-se o funil analítico, que têm diâmetro pequeno e haste maior. Às vezes, o analítico apresenta internamente estrias no cone e na haste.

(5) Tubo de Ensaio: empregado para reações em pequena escala, principalmente testes de reação. Com

cuidado, pode ser aquecido diretamente na chama do bico de Bunsen. (6) Condensador: dispositivo para liquefazer vapores. É utilizado na destilação.

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(7) Bastão de Vidro, Baqueta ou Bagueta: haste maciça de vidro com que se agitam misturas, facilitando reações.

(8) Proveta ou Cilindro Graduado: mede e transfere volumes de líquido. Não oferece grande

precisão.

(9) Pipeta Graduada (a) e Pipeta Volumétrica ou de Transferência (b): são utilizadas para medir com exatidão e transferir pequenos volumes de líquido.

(10) Bico de Bunsen: é a fonte de aquecimento mais empregada em laboratório.

(11) Cadinho: geralmente é feito de porcelana. Serve para calcinação, ou seja, para o aquecimento

muito intenso de substâncias. Pode ser colocado em contato direto com a chama do bico de Bunsen.

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(12) Suporte Universal: é empregado em várias operações, para a sustentação de peças. (13) Vareta de Vidro: cilindro oco, feito de vidro de baixo ponto de fusão. Interliga peças como balões,

condensadores, erlenmeyers, etc.

(14) Tripé de Ferro: sustentáculo utilizado com a tela de amianto para aquecimento de várias peças.

(15) Tela de Amianto: protege peças submetidas a aquecimento. O amianto distribui uniformemente o calor.

(16) Anel ou Argola: preso à haste do suporte universal, sustenta o funil na filtração.

(17) Pinça Simples: espécie de braçadeira para prender certas peças ao suporte universal.

(18) Garra de Condensador: espécie de braçadeira que prende o condensador (ou outras peças,

como balões, erlenmeyers, etc.) à haste do suporte universal.

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(19) Estante de Tubos de Ensaio: serve para alojar tubos de ensaio. (20) Pinça de Madeira: utilizada para segurar tubos de ensaio em aquecimento, evitando queimaduras

nos dedos.

(21) Cápsula de Porcelana: recipiente para evaporar líquidos.

(22) Vidro de Relógio: peça côncava para evaporação em análises de líquidos. Para aquecê-lo, use tripé com a tela de amianto.

(23) Bureta: serve para medir volumes, principalmente em análises titrimétricas.

(24) Triângulo de Porcelana: suporte para cadinhos de porcelana colocados em contato direto com a

chama do bico de Bunsen.

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(25) Almofariz e Pistilo: empregados para triturar e pulverizar sólidos.

(26) Frasco de Kitassato: compõe a aparelhagem das filtrações a vácuo. Sua saída lateral se conecta a uma trompa de vácuo.

(27) Funil de Büchner: adapta-se ao frasco de Kitassato nas filtrações a vácuo.

(28) Funil de Decantação: utilizado na separação de misturas de líquidos imiscíveis.

(29) Dessecador: nele se guardam substâncias sólidas para secagem. Sua atmosfera interna deve

conter baixo teor de umidade.

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(30) Pinça de Mohr (a) ou Pinça de Hofmann (b): servem para reduzir ou obstruir a passagem de gases

ou líquidos em tubos flexíveis. (31) Pinça Metálica ou Tenaz: com ela se manipulam objetos aquecidos. (32) Pisseta: frasco para a lavagem de materiais e recipientes por meio de jatos de água, álcool e outros

solventes. (33) Balão Volumétrico: trata-se de um recipiente de vidro, com colo longo e fundo chato. Um traço de

aferição no gargalo indica sua capacidade volumétrica. Utilizado para o preparo de soluções.

(33)

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FACULDADE DE TECNOLOGIA DE JABOTICABAL Curso: Bioenergia Sucroalcooleira – 1º Semestre de 2010 Disciplina: Química Geral e Orgânica

Aula Prática 2: Determinação do Teor de Etanol na Gasolina e da Densidade de um Líquido

1. OBJETIVOS Determinar a porcentagem de etanol na gasolina. Determinar a densidade de um líquido. Exercitar medições de volume e o uso de balanças.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

O etanol ou álcool etílico, comumente denominado álcool é um composto orgânico que apresenta várias aplicações. Trata-se do álcool presente nas diferentes bebidas alcoólicas, é comumente usado na limpeza de superfícies e também como combustível. No Brasil a gasolina é misturada com uma certa quantidade de etanol. Este é mais solúvel em água do que em gasolina. Conseqüentemente, ao adicionarmos água a uma mistura álcool-gasolina, o álcool passará para a água, que tem o poder de extraí-lo da gasolina. Como a água é insolúvel na gasolina, haverá a formação de uma mistura líquida composta por duas fases: gasolina em cima, água-álcool embaixo.

A densidade é uma propriedade física de extrema importância na caracterização, identificação e utilização de substâncias ou materiais. Uma propriedade física de uma substância é uma característica que podemos observar ou medir sem mudar a identidade desta substância. Uma propriedade química refere-se à

capacidade de uma substância em transformar-se em outra substância. Uma propriedade química do etanol, por exemplo, é que ele reage com oxigênio para produzir gás carbônico e água. As propriedades também são classificadas segundo sua dependência da massa da amostra. Uma propriedade intensiva independe da massa da amostra. A temperatura, por exemplo, é uma propriedade intensiva. Uma propriedade extensiva é uma propriedade que depende da massa (“extensão”) da amostra. O volume é uma propriedade extensiva: 2 kg de água ocupam um volume duas vezes maior do que 1 kg de água. Nós distinguimos substâncias diferentes por suas propriedades intensivas. Por isso, podemos reconhecer uma amostra de matéria como sendo água observando a sua cor, sua densidade, (1,00 g cm

-3), seus pontos de fusão (0

oC) e de ebulição (100

oC).

A propriedade que chamamos de densidade (ou de massa específica) é uma razão: a densidade, ρ, de uma amostra é sua massa, m, dividida pelo seu volume, V:

Densidade = massa/Volume ou ρ = m/V

São usadas muitas unidades diferentes para a densidade, mas a mais comum é g/mL (o mesmo que

g/cm3). Por exemplo, a massa de 1,00 L de água é 1,00x10

3 g; sua densidade, então, é 1,00 kg/L = 1,00 g/mL. Ao

variar a temperatura, o volume dos corpos também varia, mas sua massa permanece constante, o que resulta obrigatoriamente em variação de densidade. Por isso, quando se medem ou se fornecem valores de densidade, deve-se informar a que temperatura os valores foram determinados. Muitos processos químicos, tais como fermentação de amidos, fabricação de ácidos e oxidação de amônia, são controlados por meio da medida da densidade. O teor de água no etanol hidratado utilizado como combustível é controlado nos postos de serviços por meio da densidade da mistura hidro-etanólica.

A determinação da densidade de líquidos é um processo muito simples, pois podemos medir com relativa facilidade tanto a sua massa como o seu volume. Para tanto, podem ser utilizados picnômetros (Figura 1), que são pequenos balões volumétricos empregados na determinação da massa e do volume de um

líquido. A partir da massa e do volume, obtém-se a densidade.

Figura 1: Picnômetros

13 A densidade de líquidos pode ser medida ainda mais facilmente com a utilização de densímetros, que

são aparelhos de vidro que flutuam nos líquidos e propiciam uma leitura direta da sua densidade em uma escala. Os densímetros mais simples são bóias de vidro com um lastro de chumbo; dependendo da magnitude da massa de chumbo colocada como lastro, essa bóia, irá afundar mais ou menos no líquido cuja densidade está sendo determinada. Conseqüentemente, existem densímetros desse tipo para diferentes faixas de densidade. Por exemplo, o densímetro usado para monitorar o processo de fermentação da cerveja tem escala de densidade na faixa de 0,99 g/cm

3 a 1,15 g/cm

3 (Figura 2).

Figura 2: Densímetros para monitoramento de fermentação. (A) Exemplo de uma leitura de densímetro

de 1,042 g/cm3. Essa é a densidade média da cerveja antes da adição de fermento. (B)

Exemplo de uma leitura de densímetro de 1,010 g/cm3, densidade típica no final da

fermentação da cerveja.

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 3.1. Determinação do Teor de Etanol na Gasolina (“Teste da Proveta”)

- Em uma proveta de vidro de 100 mL (previamente limpa, desengordurada e seca) graduada em subdivisões de 1

mL, com boca esmerilhada e tampa, coloque 50 mL da amostra de gasolina. - Adicione à proveta solução de cloreto de sódio (NaCl) a 10% (m/v), até completar o volume da mesma para 100 mL. - Misture as camadas de água e amostra por meio de 10 inversões sucessivas da proveta, evitando agitação enérgica. - Deixe a mistura em repouso por 15 minutos, a fim de permitir a separação completa das duas fases.

A gasolina, de tom amarelado, ficará na parte de cima do frasco e a mistura água e etanol, de tom transparente, na parte inferior.

- Anote o volume da fase aquosa, em mililitros. Você observará, que este deve ter se tornado maior que 50 mL,

enquanto o volume da fase gasolina deve ter diminuído. Chame o novo volume aquoso de V1. Então V1 – 50 = V2, sendo V2 o volume de álcool contido nos 50 mL de gasolina.

3.2. Determinação da Densidade de um Líquido - Pese um picnômetro de 50 mL, cuidadosamente limpo e seco. No momento da pesagem o picnômetro deverá estar

tampado. Anote a massa resultante (m1 = _________ ).

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- Retire o picnômetro da balança e preencha-o com o líquido cuja densidade se deseja determinar. Em seguida tampe-o e tome o cuidado, previamente a segunda pesagem, de enxugá-lo com o auxílio de um papel absorvente macio.

- Pese novamente o picnômetro (com líquido) e anote a massa obtida (m2 = _________ )

- Com o auxílio de um termômetro, meça a temperatura do líquido e anote o resultado desta medida

(T = _________ ).

4. CÁLCULOS 4.1. Teor de Etanol na Gasolina

Para calcular o teor de etanol na gasolina, faça a seguinte regra de três: 50 mL de gasolina contêm V2 de etanol

100 mL de gasolina contêm x de etanol

x = 100V2/50 x = 2V2, sendo x a porcentagem em volume, %(v/v), de etanol na gasolina

4.2. Densidade do Líquido

m3 = m2 – m1, sendo m3 a massa do líquido

Portanto, ρ = m3/50 mL

5. DESCARTE DOS RESÍDUOS

- Ao final do experimento a mistura presente na proveta deve ser transferida para um funil de separação, a fim de que a fase aquosa possa ser separada da gasolina. Uma vez realizada tal separação, descarte a fase aquosa na pia do laboratório, sob água corrente e transfira a gasolina que permaneceu no funil para um frasco apropriado.

- O etanol contido no balão volumétrico deve ser transferido para um frasco apropriado.

6. QUESTÕES 1. a) A qual classe funcional de compostos orgânicos pertence o etanol? b) Qual o grupo funcional característico desta

classe? c) Escreva a fórmula molecular e a fórmula estrutural do etanol. 3. Explique por que a água extrai o etanol da gasolina. 4. Por que no Brasil adiciona-se etanol à gasolina? De acordo com a legislação qual deve ser o teor de etanol na

gasolina? 5. Descreva um processo que possibilite determinar a densidade do metal cobre, Cu. 6. Se 1 L de óleo comestível (ρ = 0,92 g/mL) e 1 kg do mesmo óleo custassem o mesmo preço, seria mais vantagem

comprar 1 L ou 1 kg de óleo? Justifique. 7. A temperatura influi na densidade? Justifique.

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7. RELATÓRIO

O Relatório deverá apresentar as seguintes partes:

Capa

I. Objetivo(s)

II. Resultados e Cálculos

III. Questões

IV. Referências Bibliográficas

Da Capa devem constar os seguintes dados: nome da instituição de ensino; nome do curso de

graduação, série (1º ciclo) e turno (vespertino ou noturno); nome da disciplina; título do experimento abordado no

relatório; nome e no de matrícula do aluno.

No item objetivo(s), deve-se descrever o objetivo do experimento abordado no relatório, conforme

indicado no roteiro da aula.

Do item resultados e cálculos devem constar os resultados obtidos na execução do experimento e os

cálculos solicitados.

No item questões devem ser apresentadas as questões presentes no roteiro da aula prática e as

respectivas respostas à essas questões.

No item referências bibliográficas, devem ser apresentadas as fontes consultadas (por exemplo, livros e

artigos científicos) para a elaboração do relatório.

Exemplo: CONSTANTINO, M. G., SILVA, G. V. J., DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São Paulo:Editora da Universidade de São Paulo, 2004. 272 p.

ANOTAÇÕES:

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FACULDADE DE TECNOLOGIA DE JABOTICABAL Curso: Tecnologia em Biocombustíveis – 1º Semestre de 2010. Disciplina: Química Geral e Orgânica

Aula Prática 3: Propriedades Funcionais de Ácidos e Bases

1. OBJETIVOS Constatar experimentalmente as propriedades funcionais dos ácidos e das bases.

Utilizar corretamente os indicadores ácido-base mais comuns.

Determinar o pH de alguns produtos comerciais empregando-se papel indicador universal, ou seja,

empregando-se o método colorimétrico.


Existem em nosso cotidiano, substâncias que apresentam sabor azedo, tais como o suco de limão e o

vinagre. Há também substâncias que apresentam sabor adstringente, ou seja, “amarram a boca”. É o caso da banana e do caqui verdes e também do leite de magnésia. Na verdade, esses dois tipos de sabor, o azedo e o adstringente, caracterizam dois grandes grupos de substâncias: os ácidos e as bases.

No passado, cientistas constataram que as substâncias de sabor azedo, os ácidos, quando misturados ao suco de uva ou de amora, deixam esses materiais avermelhados. Já as substâncias de sabor adstringente, as bases, deixam o suco de uva e o de amora, azulados. Além disso, as bases deixam a pele escorregadia, como se estivessem com sabão. O suco de uva e o suco de amora são exemplos de indicadores ácido-base.

Muitas flores contêm indicadores ácido-base naturais em suas pétalas. Esse é o caso de algumas hortênsias, cujas pétalas podem adquirir cor rósea ou azul-arroxeada, dependendo de fatores como solo, adubação, etc., que influenciam a acidez ou basicidade das pétalas. O extrato de repolho roxo, obtido submetendo-se suas folhas picadas à água fervente por cerca de cinco minutos, atua como indicador ácido-base. Em meio ácido é vermelho/róseo e em meio básico é verde/amarelo.

Indicador ácido-base é uma substância que apresenta determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico (ou alcalino). A fenolftaleína e o tornassol são alguns dos indicadores mais utilizados em laboratório.

Em meio ácido a fenolftaleína é incolor e em meio básico apresenta coloração rósea.

Figura 1: Fórmulas estruturais da fenolftaleína. (3) Fórmula estrutural da forma ácida da fenolftaleína: incolor. (4)

Fórmula estrutural da forma básica: coloração rosa.

O tornassol, é extraído de certos líquens, adquire cor vermelha em meio ácido e cor azul em meio

básico. É possível adquiri-lo em duas versões: o papel de tornassol azul e o papel de tornassol vermelho, que consistem em tirinhas de papel contendo tornassol. O papel de tornassol azul foi submetido, durante sua fabricação, ao contato com uma base, ficando azul. Num laboratório, esse papel é usado para testar se um certo material é ácido. Ácidos fazem-no mudar de cor, de azul para vermelho. Já o papel de tornassol vermelho, ao contrário do anterior, tomou contato, ao ser industrializado, com um ácido. Isso o fez ficar vermelho. É útil, portanto, para indicar se um determinado material é básico, uma vez que substâncias básicas fazem-no mudar de vermelho para azul.

A água pura é um meio neutro. Quando dissolvemos um ácido na água, isso produz uma solução ácida (ou meio ácido) e quando dissolvemos uma base na água, isso produz uma solução básica (ou meio básico). O grau de acidez ou de basicidade (alcalinidade) de uma solução pode ser expresso por meio do pH, que é uma propriedade característica de cada solução.

17 Na temperatura de 25ºC: uma solução neutra tem pH = 7; uma solução ácida tem pH < 7 e uma

solução básica (alcalina) tem pH > 7. Quanto menor o pH, maior a acidez de uma solução (ou, equivalentemente, menor a alcalinidade dessa solução). Quanto maior o pH, maior a alcalinidade de uma solução (ou, equivalentemente, menor a acidez dessa solução).

É possível estimar o pH de uma solução empregando-se tiras de papel impregnadas com solução de indicador universal, denominadas papel indicador universal. Este, após entrar em contato com um solução é comparado com uma escala colorida (Figura 2), fornecendo uma idéia do pH dessa solução.

Figura 2: Determinação do pH com papel indicador universal. Método colorimétrico de determinação do pH.

Existem aparelhos eletrônicos digitais que possibilitam a realização de medidas mais precisas do pH de

uma solução. Este tipo de equipamento é denominado peagâmetro.

Figura 3: Peagâmetro. Equipamento usado para a determinação potenciométrica do pH de soluções.

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Numere quatro tubos de ensaio (1, 2, 3 e 4) 3.1. Encha 1/3 do volume desses tubos com HCl(aq) (tubo 1), H2SO4(aq) (tubo 2), NaOH(aq) (tubo 3) e NH3(aq)

(tubo 4). 3.2. Com o auxílio de um bastão de vidro, molhe com a solução do tubo 1 (HCl), uma fita de papel de tornassol azul

e uma fita de papel de tornassol vermelho. Anote as cores: Tornassol azul: _____________________________________________________________________________

Tornassol vermelho: _________________________________________________________________________

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3.3. Idem para o tubo 2, com o H2SO4(aq): Tornassol azul: _____________________________________________________________________________


3.4. Idem para o tubo 3, com o NaOH(aq): Tornassol azul: _____________________________________________________________________________


3.5. Idem para o tubo 4, com o NH3(aq): Tornassol azul: _____________________________________________________________________________


3.6. Anote suas conclusões:

Tornassol azul + ácidos: _____________________________________________________________________

Tornassol azul + bases: ______________________________________________________________________

Tornassol vermelho + ácidos: _________________________________________________________________

Tornassol vermelho + bases: __________________________________________________________________

3.7. Adicione em cada tubo, 3 gotas de fenolftaleína e anote as cores resultantes:

Fenolftaleína + HCl(aq): ______________________________________________________________________

Fenolftaleína + H2SO4(aq): ___________________________________________________________________

Fenolftaleína + NaOH(aq): ____________________________________________________________________

Fenolftaleína + NH3(aq): _____________________________________________________________________

3.8. Descarte o conteúdo dos quatro tubos, lave-os e repita a operação do item 3.1.

3.9. Adicione 3 gotas de solução de alaranjado de metila a cada uma das quatro soluções e anote as cores: Alaranjado de metila + HCl(aq): _______________________________________________________________

Alararanjado de metila + H2SO4(aq): ___________________________________________________________

Alararanjado de metila + NaOH(aq): ____________________________________________________________

Alararanjado de metila + NH3(aq): _____________________________________________________________

3.10. Descarte o conteúdo dos quatro tubos, lave-os e repita a operação do item 3.1.

3.11. Adicione 3 gotas de solução de azul de bromotimol a cada uma das quatro soluções e anote as cores: Azul de bromotimol + HCl(aq): ________________________________________________________________

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Azul de bromotimol + H2SO4(aq): ______________________________________________________________

Azul de bromotimol + NaOH(aq): ______________________________________________________________

Azul de bromotimol + NH3(aq): ________________________________________________________________

3.12. Anote suas conclusões: Fenolftaleína + ácidos: _______________________________________________________________________

Fenolftaleína + bases: _______________________________________________________________________

Alaranjado de metila + ácidos: ________________________________________________________________

Alaranjado de metila + bases: _________________________________________________________________

Azul de bromotimol + ácidos: _________________________________________________________________

Azul de bromotimol + bases: __________________________________________________________________

3.13. Descarte o conteúdo dos quatro tubos, lave-os e acrescente ao tubo 3, cerca de 1 mL de NaOH e 3 gotas de fenolftaleína. Agite-o.

3.14. Adicione ao tubo 3, gota a gota, solução de HCl(aq), até que essa mistura se descore. Explique por que

descorou. ______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

Escreva a equação química da reação que ocorreu:

3.15. No tubo 2, adicione HCl(aq) até 1/3 do volume e em seguida acrescente uma pequena porção de bicarbonato de sódio. O que ocorreu?

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

______________________________________________________________________________________________

Escreva a equação química da reação que ocorreu:

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3.16. Preencha a tabela a seguir, com os resultados dos seus testes experimentais:

Indicador Coloração em Meio ácido Coloração em Meio Básico

Tornassol Azul

Tornassol Vermelho

Fenolftaleína

Alaranjado de Metila

Azul de Bromotimol

3.17. Com o auxílio do papel indicador universal, estime o pH das amostras a seguir e anote os resultados obtidos.

Amostra pH

Soro fisiológico

Água mineral sem gás

Água mineral gaseificada

Refrigerante de limão

Vinagre

Leite de Magnésia

Veja

Água sanitária

Detergente

Sabonete líquido


Os ácidos e as bases utilizados na presente aula prática devem ser devidamente neutralizados até pH 6 – 9 e descartados na pia do laboratório, seguido de muita água corrente para causar a diluição dos sais gerados no processo de neutralização.

5. QUESTÕES 1. Suponha que você tenha um líquido incolor e inodoro. Cite seis processos para provar, experimentalmente, que

esse líquido é ácido. (Obs.: Um desses processos não deve utilizar nenhum indicador). 2. Descreva cinco processos por meio dos quais é possível demonstrar, experimentalmente, a natureza alcalina

(básica) de uma substância. 3. O que é um indicador ácido-base? 4. Quais os indicadores ácido-base que você conhece? 5. Como é possível conhecer um ácido pela fórmula? 6. Por que a sacarose, C12H22O11, tendo 22 átomos de hidrogênio por molécula, não apresenta caráter ácido?

7. RELATÓRIO


Capa

I. Objetivo(s)

II. Resultados

III. Questões


21 Da Capa devem constar os seguintes dados: nome da instituição de ensino; nome do curso de





Do item resultados devem constar os resultados obtidos na execução do experimento, ou seja, a tabela

que contêm os indicadores e as suas respectivas colorações (em meio ácido e em meio básico); a tabela com os

resultados das medidas de pH; a descrição do que ocorreu no item 3.14 do roteiro e a respectiva equação química,

assim como, a descrição do que ocorreu no item 3.15 do roteiro e a respectiva equação química.






ANOTAÇÕES:

22

FACULDADE DE TECNOLOGIA DE JABOTICABAL Curso: Tecnologia em Biocombustíveis – 1º Semestre de 2010. Disciplina: Química Geral e Orgânica

Aula Prática 4: Reações Químicas

1. OBJETIVOS Utilizar uma aula de laboratório para introduzir o conceito de que as reações químicas podem ser

compreendidas a partir de sua classificação em tipos básicos e simples. Trabalhar o equacionamento de reações químicas.


A Química é a ciência da transformação. Boa parte da atividade dos químicos consiste em estudar as propriedades das substâncias e as transformações químicas (reações químicas) das quais elas podem (ou não) tomar parte. Uma reação química (ou transformação química) é um acontecimento em que uma ou mais substâncias se transformam em novas substâncias. Existem muitos exemplos de reações químicas no cotidiano. Entre eles estão a formação da ferrugem num pedaço de palha de aço, o apodrecimento dos alimentos, a produção de húmus no solo, a queima de gás num fogão e de gasolina, álcool ou óleo diesel no motor de um veículo.

A ocorrência de uma reação química nem sempre é fácil de ser percebida. Algumas só podem ser percebidas em laboratórios suficientemente equipados para separar os componentes das misturas obtidas e determinar suas propriedades. Há, contudo, algumas evidências que estão, de modo geral, associadas à ocorrência de reações químicas e que são, portanto, pistas que podem indicar sua ocorrência. Entre as evidências de ocorrência de reação química estão:

liberação de calor – por exemplo, nas combustões; mudança de cor – por exemplo, quando um alvejante é derrubado, por descuido, numa roupa

colorida; liberação de gás – por exemplo, ao jogar um comprimido efervescente em água; formação de precipitado.

A representação gráfica de uma reação química é denominada equação química. Para escrever

corretamente uma equação química, devemos, primeiramente escrever as fórmulas dos reagentes (antes da seta) e dos produtos (depois da seta). Tais fórmulas devem conter os índices de atomicidade corretos. Finalmente devemos fazer o balanceamento da equação, que consiste em colocar os coeficientes da equação de tal modo que o número de átomos de determinado elemento químico seja igual em ambos os lados da equação. Em uma equação química: (s) indica sólido; (l) indica líquido; (g) indica gasoso e (aq) indica aquoso.

Os principais tipos de reações envolvendo substâncias inorgânicas são: reações de síntese ou adição,

reações de decomposição, reações de deslocamento ou simples troca e reações de dupla troca. Uma reação que apresente dois ou mais reagentes e apenas um produto é denominada reação de

adição ou síntese.

Exemplo: 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) Dois reagentes Um único produto

Uma reação que tiver um só reagente e dois ou mais produtos é classificada como reação de

decomposição ou análise. Ao aquecer dicromato de amônio, (NH4)2Cr2O7 sólido, ele se transforma em gás nitrogênio, trióxido de dicrômio e vapor de água, sendo este processo um exemplo de reação de decomposição.

Exemplo: (NH4)2Cr2O7(s) N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(g) Um só reagente Três produtos

Em uma reação de deslocamento ou simples troca há dois reagentes e dois produtos. Entre os dois

reagentes, um é uma substância inorgânica simples e o outro é uma substância inorgânica composta; com os produtos acontece o mesmo. Ocorre uma reação deste tipo, quando adicionamos um pedaço de ferro em um tubo de ensaio contendo solução aquosa de HCl, conforme equacionado a seguir:

Fe(s) + 2HCl(aq) H2(g) + FeCl2(aq) Substância Substância Substância Substância simples composta simples composta

23

Uma reação é denominada de dupla troca quando há dois reagentes e dois produtos, todos substâncias

inorgânicas compostas, e ocorre uma espécie de “troca”. A reação entre o nitrato de chumbo(II) e o iodeto de potássio é classificada como reação de dupla troca. Nesta reação, representada pela equação a seguir, o chumbo e o potássio, “trocam de parceiros”

Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) 2KNO3(aq) + PbI2(s) Substância Substância Substância Substância

composta composta composta composta

Há três condições para a ocorrência de uma reação de dupla troca. Basta que uma delas seja satisfeita para que a reação ocorra:

Reagentes solúveis formando ao menos um produto insolúvel. Reagentes não-voláteis formando ao menos um produto volátil Reagentes muito dissociados/ionizados formando ao menos um produto pouco

dissociado/ionizado.

Exemplos:

AgNO3(aq) + NaCl(aq) NaNO3(aq) + AgCl(s)

Reagentes solúveis Produto “insolúvel”

H2SO4(aq) + Na2CO3(aq) Na2SO4(aq) + H2O(l) + CO2(g) Reagentes não-voláteis Produto volátil

HCl(aq) + Na(CH3COO) NaCl(aq) + CH3COOH(aq) Reagentes muito ionizados/ Produto pouco

Dissociados ionizado

Resumindo Esquematicamente

Reação de Adição ou Síntese:

X + Y + ... P Reação de Decomposição ou Análise:

R X + Y + ... Reação de Deslocamento ou Simples Troca:

X + YZ Y + XZ ou X + YZ Z + YX

Reação de Dupla Troca:

XY + ZW ZY + XW

24


3.1. Reação de Síntese ou Adição Síntese do Óxido de Magnésio

Atenção! A luz produzida pela queima do magnésio é prejudicial aos olhos. Evite observá-la fixamente.

Com o auxílio de uma pinça metálica, coloque na chama do bico de Búnsen um pedaço de fita de magnésio com

cerca de 1,5 cm. O magnésio reagirá com o oxigênio atmosférico, produzindo uma luz muito intensa. Como resultado desta reação tem-se um pó branco.

Escreva a equação química que representa esta reação.

Equação química: _________________________________________________________________________

3.2. Reação de Decomposição Decomposição do peróxido de hidrogênio

Com o auxílio de um conta-gotas, adicione algumas gotas de água oxigenada, sobre uma rodela de batata e

observe o que ocorre. A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio (H2O2). Sob determinadas condições esta

substância decompõe-se produzindo gás oxigênio e água. Tal processo é favorecido por uma substância presente nas células vivas. Por isso, ao colocar água oxigenada em uma rodela de batata, você deve ter observado a formação de bolhas: é o gás oxigênio.


Equação química: _________________________________________________________________________ A luz também favorece a decomposição do peróxido de hidrogênio. Quando uma substância decompõe-se sob a

ação da luz, diz-se que ela sofre fotólise, palavra que vem do grego foto, luz e lise, quebra, decomposição.

3.3. Reações de Simples Troca (ou Deslocamento) 3.3.1. Reações de metais com ácidos Coloque cerca de dois dedos de HCl(aq) 1,0 mol/L em um tubo de ensaio. Jogue sobre o ácido um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2 cm de comprimento e observe a reação. O magnésio desloca o hidrogênio do ácido, tomando o seu lugar e formando cloreto de magnésio e gás

hidrogênio. Escreva a equação química que representa esta reação.

Equação química: _________________________________________________________________________ 3.3.2. Reações de deslocamento envolvendo metais

Coloque cerca de dois dedos de solução de nitrato de prata em um tubo de ensaio. Adicione um fio de cobre na solução e deixe o tubo de ensaio em repouso durante 5 minutos.

25

Passados os cinco minutos, observe a formação de prata metálica e o aparecimento de coloração azul. Essa cor

se deve à formação de nitrato de cobre(II), também denominado nitrato cúprico. Houve uma reação de deslocamento.


Equação química: _________________________________________________________________________

3.4. Reações de Dupla Troca 3.4.1. Reação entre sulfato de cobre(II) e hidróxido de sódio Em um tubo de ensaio adicione cerca de 20 gotas de CuSO4 0,2 mol/L e 10 gotas de NaOH(aq) 0,1 mol/L; Observe a formação de um sólido azul, como resultado da reação de dupla troca entre o reagente contendo Cu

2+

e o hidróxido de sódio. Escreva a equação química que representa esta reação.

Equação química: ________________________________________________________________________

3.4.2. Reação entre cloreto de sódio e nitrato de prata

Atenção! Evite o contato do AgNO3 com a pele, pois o mesmo mancha a pele temporariamente.

Adicione vinte gotas de solução de NaCl a 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e 10 gotas de AgNO3(aq) 0,2 mol/L. Observe a formação de um sólido branco, como resultado da reação de dupla troca entre o reagente contendo Cl

-

e o nitrato de prata. Escreva a equação química que representa esta reação.

Equação química: _________________________________________________________________________

3.5. Reação Exotérmica A expressão “exotérmica” é formada por duas palavras gregas: exo, que significa “fora de” e therme, que quer dizer “calor”. Portanto, numa reação exotérmica há liberação de calor. Reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio Conforme estudado nas aulas teóricas, anteriormente ministradas e também, ao longo da aula prática sobre propriedades funcionais de ácidos e bases, as reações entre ácidos e hidróxidos metálicos (bases) são reações de dupla troca, nas quais se formam um sal e água. Tais reações recebem os nomes particulares de neutralização (porque o ácido neutraliza a base e vice-versa) ou de salificação (porque produzem sais) e são processos

exotérmicos. Em um tubo de ensaio, adicione cerca de um dedo de solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Em seguida, meça a

temperatura desta solução.

tHCl = ____oC

Em um segundo tubo de ensaio, adicione quantidade semelhante de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol/L e

meça a temperatura da mesma.

26

tNaOH = ____oC

Verta o conteúdo de um tubo sobre o outro, agite e meça a temperatura.

tfinal = ____oC

O aumento da temperatura indica que a reação é exotérmica, porque produziu calor. Escreva a equação química que representa esta reação.

Equação química: ________________________________________________________________________

3.6. Reação Endotérmica A palavra “endotérmico”, assim como o termo exotérmico, também é de origem grega: endon (“dentro”) e therme. Ferver água, por exemplo, é um processo endotérmico, pois absorve calor, isto é, temos que “colocar calor dentro da água” para fervê-la. Portanto, numa reação endotérmica há absorção de calor. Agora utilizaremos um processo físico como exemplo de fenômeno endotérmico, pois as reações endotérmicas são de difícil execução em laboratório. Dissolução do cloreto de amônio Em um tubo de ensaio, adicione dois dedos de água destilada e meça a temperatura da mesma.

t1 = ____oC

Adicione ao conteúdo do tubo, duas pontas de espátula de cloreto de amônio. Agite bem e meça a temperatura da

solução resultante.

t2 = ____oC

A diminuição da temperatura indica que houve absorção de calor, ou seja, ocorreu um fenômeno endotérmico.

3.7. Reações de Complexação 3.7.1. Reação entre Cu

2+ e solução de NH3

Em um tubo de ensaio adicioanar 10 gotas de solução de sulfato de cobre(II) e solução de NH3(aq) 6 mol/L, até o surgimento de uma coloração azul intensa.


Equação química: _________________________________________________________________________

3.7.2. Reação entre Fe

3+ e solução de tiocianato de sódio

Em um tubo de ensaio adicioanar 10 gotas de solução de nitrato de ferro(III), três gotas de HNO3(aq) 4,0 mol/L e 5

gotas de KSCN(aq) 2,0 mol/L. Observar a forte coloração vermelha que se desenvolve após a mistura dos reagentes.


Equação química: _________________________________________________________________________

27

8. DESCARTE DOS RESÍDUOS 4.4.1. No cesto de lixo ou na pia do laboratório Descartar diretamente no cesto de lixo do laboratório, o resíduo do teste 3.2 (rodela de batata, que deve ser

previamente lavada com água corrente). Descartar diretamente na pia do laboratório, sob água corrente, os resíduos dos testes 3.5 (solução de NaCl) e

3.6 (solução de NH4Cl). 4.4.2. No frasco indicado

Frasco 1: descartar os resíduos dos testes 3.1 (óxido de magnésio sólido) e 3.3.1. Ao final da aula, o pH da

mistura resultante será medido com o auxílio de uma fita de papel indicador universal e, se houver necessidade, esta solução terá o seu pH ajustado para 6 – 9 e poderá ser descartada na pia do laboratório, seguido de muita água corrente para causar a diluição dos sais gerados no processo de neutralização.

Frasco 2: descartar os resíduos dos testes em que foi empregada solução de Cu

2+ (testes 3.4.1 e 3.7.1).

Frasco 3: descartar o resíduo do teste 3.7.2.

9. QUESTÕES 1. Faça um resumo dos tipos de reação química que você aprendeu nesta aula, dando um exemplo de cada tipo de

reação.

2. Qual é o significado das palavras “exotérmico” e “endotérmico”? 3. Na síntese do óxido de magnésio, você queimou esse metal. Qual a substância química sem a qual as

combustões não ocorrem? 4. O óxido de magnésio e o óxido de cálcio são exemplos de óxidos moleculares ou iônicos? Justifique. Tais

óxidos são ácidos ou básicos? Justifique a sua resposta utilizando as equações químicas apropriadas. 5. Qual é o significado de cada um dos seguintes termos: pirólise, fotólise e eletrólise? Dê um exemplo de reação

de pirólise. 6. O que é uma reação de precipitação? O que é um precipitado? Dê dois exemplos de reação de precipitação.

7. O que é uma reação de neutralização? Dê dois exemplos de reação de neutralização.

8. O que é uma reação de oxidação-redução? Dê dois exemplos deste tipo de reação.

9. O que é uma reação de complexação? Dê dois exemplos de reação de complexação,

10. Classifique as reações a seguir:

a) 2H2O2(l) 2H2O(l) + O2(g)

b) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

c) 2KCl(aq) + F2(g) 2KF(aq) + Cl2(g)

e) Ca(OH)2(aq) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + 2H2O(l)

f) Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) BaSO4(s) + 2NaCl(aq)

g) C(s) + O2(g) CO2(g) + 94 kcal

h) Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)

i) C + 2S + 21 kcal CS2

j) HBr(aq) + NaOH(aq) NaBr(aq) + H2O(l) + 13,7 kcal

i) NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)

28

10. RELATÓRIO


Capa

I. Objetivo(s)

II. Resultados

III. Questões







Do item resultados devem constar os resultados obtidos em cada um dos testes realizados, incluindo as

equações químicas representativas das reações efetuadas.






ANOTAÇÕES:

29

Texto Complementar sobre Reações Químicas Assunto: Reações de Oxidação-Redução

Reações de Óxido-Redução: caracterizam-se pela transferência de elétrons entre as espécies reagentes. Há uma mudança do número de oxidação, nOX, dessas espécies.

Exs.: corrosão do ferro, a conversão do O2 aspirado em CO2 e H2O e a extração de metais de

minérios. Oxidação: perda de elétrons, a qual é caracterizada pelo aumento do número de oxidação. Redução: ganho de elétrons, o qual é caracterizado pela diminuição do número de oxidação. Sempre que em uma reação, uma espécie se oxida, outra tem de se reduzir. Portanto, uma reação de

oxidação-redução (ou reação redox) é a combinação de oxidação e redução. Agente Oxidante: espécie que recebe elétrons, isto é, sofre redução. Seu nox diminui.

Agente Redutor: espécie que doa elétrons, isto é, sofre oxidação. Seu nox aumenta.

Consideremos a imersão de uma lâmina de zinco numa solução de CuSO4(aq):

Oxidação: Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e- +

Redução: Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) _________________________________

Reação Global: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

Agente Redutor: Zn, pois sofre oxidação. Seu nOX aumenta de 0 para +2.

Agente Oxidante: Cu2+

, pois sofre redução. Seu nOX diminui de +2 para 0.

A oxidação é produzida por um agente oxidante, uma espécie que contém um elemento que se reduz. A redução é produzida por um agente redutor, uma espécie que contém um elemento que se oxida.

Número de Oxidação: para se constatar que uma reação é de oxidação-redução é necessário atribuir

às espécies participantes o seu respectivo número de oxidação e verificar se há ou não variação do mesmo no curso da reação. O número de oxidação de um átomo em um íon ou molécula é definido como a carga que um átomo tem, ou aparenta ter, conforme determinado por algumas regras.

Regras para atribuição do número de oxidação:

1. Cada átomo em um elemento (ou substância simples) apresenta número de oxidação igual a zero.

Exemplo: o número de oxidação do Cu, no cobre metálico, assim como cada átomo em I2 ou H2 é zero.

2. Para íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do íon. Elementos dos Grupos 1A,

2A e 3A formam íons monoatômicos com uma carga positiva e número de oxidação igual ao número do grupo. Exemplos: o magnésio forma Mg2+ e, portanto, o seu número de oxidação é +2; o alumínio forma Al3+, sendo o seu número de oxidação +3.

30

3. O flúor sempre tem número de oxidação -1 em todos os seus compostos.

4. Cl, Br e I sempre têm número de oxidação -1 em compostos, exceto quando combinados com

oxigênio ou flúor. Isto significa, por exemplo, que o Cl tem número de oxidação -1 no NaCl (no qual Na é +1, conforme previsto pelo fato de que ele é um elemento do Grupo 1A). Porém, no íon ClO-, o Cl tem número de oxidação +1 e o oxigênio tem número de oxidação -2 (veja a regra 5).

5. O número de oxidação do H é +1 e do O é -2 na maioria dos seus compostos. Embora esta regra se

aplique a um enorme número de compostos, existem exceções importantes.

- Quando o H forma um composto binário com um metal, o metal forma um íon positivo e o H torna-se um íon hidreto, H-. Portanto, em CaH2, o número de oxidação do Ca é +2 (igual ao número do grupo) e o do H é -1.

- O oxigênio pode ter número de oxidação -1 em uma classe de compostos chamada de peróxidos.

Por exemplo, em H2O2, peróxido de hidrogênio, o H recebe seu número de oxidação normal, +1, e portanto o O é -1. Nos superóxidos, como por exemplo, no KO2 o número de oxidação do oxigênio é -1/2.

6. A soma algébrica dos números de oxidação em um composto neutro deve ser zero; em um íon

poliatômico, a soma deve ser igual à carga do íon.

Roteiro para o Balanceamento de Equações de Oxi-Redução

1) Atribuir os números de oxidação (Nox) aos átomos das espécies químicas que participam da reação;

2) Verificar quais elementos sofrem variação do Nox;

3) Acertar os coeficientes estequiométricos de maneira que o número de elétrons recebidos pelo oxidante seja igual ao número de elétrons perdidos pelo redutor;

4) Se a reação ocorrer em meio ácido, será necessário adicionar H+ de um dos lados da equação, com

o objetivo de efetuar o balanço das cargas. Entretanto, quando a reação ocorre em meio básico, adiciona-se OH- para efetuar tal balanceamento;

5) Adicionar água de um dos lados da equação, para se balancear o oxigênio.

Exemplo 1: escrever a equação química balanceada para a reação entre íons MnO4

- e Fe2+ (em meio ácido), produzindo íons Mn2+ e Fe3+.

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

Exemplo 2: escrever a equação química balanceada para a reação entre NO3

- e Zn, em meio básico, produzindo Zn(OH)4

2- e NH3.

NO3- + Zn Zn(OH)4

2- + NH3

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Exercícios

1. Informe o número de oxidação do elemento que está destacado nas fórmulas a seguir: a) HCl; b)

H2O; c) H2S; d) ZnO; e) FeCl3; f) CuCrO4; g) Sn3(PO4)2; h) CaCrO4; i) Cu(OH)2; j) S2-; k)

Cd2+; l) SO42-; m) PO4

3-; n) Ag; o) NH4+; p) Cu; q) CrO4

2-; r) OH-; s) Cr2O72-; t) Cl2; u) N2; v)

NO3-; x) Zn3(PO4)2; z) NaNO2; w) Mg(MnO4)2

2. Em cada uma das reações a seguir, identifique a substância oxidada e a reduzida, o agente oxidante e o redutor.

a) 2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl

3(s)

b) FeS(s) + 3NO3-(aq) + 4H3O+(aq) 3NO(g) + SO4

2-(aq) + Fe3+(aq) + 6H2O(l)

b) 2Zn(s) + O2(g) +2H2O(l) 2Zn2+(aq) + 4OH-(aq)

3. Dadas as equações químicas a seguir, identifique em cada caso o agente redutor e o agente oxidante. Efetue o balanceamento de cada equação.

a) NO3- + Sn2+ + H+ NO2 + H2O + Sn4+

b) Fe3+ + I- Fe2+ + I2

c) ClO3- + S2- + H2O Cl- + S + OH-

d) H2O2 + Cr2O72- Cr3+ + O2 (em meio ácido)

e) NO2- + Br2 NO3

- + Br- (em meio básico)

ANOTAÇÕES:

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FACULDADE DE TECNOLOGIA DE JABOTICABAL Curso: Tecnologia em Biocombustíveis – 1º Semestre de 2010. Disciplina: Química Geral

Aula Prática 5: Preparação de Soluções e Cálculos de Concentração

1. OBJETIVOS

Preparação das seguintes soluções: NaCl(aq) e NaOH(aq); Efetuar cálculos envolvendo concentração de soluções.


Os materiais não são feitos, em geral, nem de elementos puros nem de compostos puros; logo,

não são “substâncias”, no sentido técnico do termo. Eles são misturas de substâncias mais simples. Assim, o ar, o sangue e a água do mar são misturas. Muitas ligas, que são misturas de metais, têm a composição ajustada para maior dureza e resistência à corrosão. Medicamentos, como os xaropes contra a tosse, são misturas de vários ingredientes, ajustados para conseguir um melhor efeito biológico. A mesma coisa pode ser dita em relação aos perfumes.

Um composto tem composição fixa, enquanto as misturas podem ter qualquer composição desejada. Existem sempre dois átomos de H para cada átomo de O em uma amostra de água, mas açúcar e areia, por exemplo, podem ser misturados em diferentes proporções. Como os componentes de uma mistura são meramente mesclados, eles retêm suas propriedades químicas na mistura. Por outro lado, um composto tem propriedades químicas que diferem das de seus componentes. A Tabela 1 resume as

diferenças entre misturas e compostos.

Tabela 1: Diferenças entre Misturas e Compostos.

Misturas Compostos

Os componentes podem ser separados por técnicas físicas.

Os componentes não podem ser separados por técnicas físicas.

A composição é variável. A composição é fixa.

As propriedades estão relacionadas com as de seus componentes.

As propriedades não estão relacionadas com as de seus componentes.

É possível reconhecer componentes diferentes de algumas misturas com a ajuda de um

microscópio ou mesmo a olho nu. Tais misturas são denominadas misturas heterogêneas. O leite, que parece uma substância pura, é na verdade uma mistura heterogênea, pois se usarmos um microscópio poderemos ver os glóbulos da gordura do leite flutuando em um líquido que é principalmente água. Portanto, mesmo que pareça homogênea a olho nu, é possível detectar por técnicas mais precisas que o leite é um caso especial de mistura heterogênea.

Em algumas misturas, as moléculas ou íons componentes estão tão bem dispersos que a composição é a mesma em toda a amostra, independentemente do seu tamanho. Estas misturas são chamadas de misturas homogêneas. O melado, por exemplo, é uma mistura homogênea de açúcar e água, na qual as moléculas de açúcar estão tão bem misturadas com a água que não podem ser identificadas regiões ou partículas separadas. Mesmo com a ajuda de um microscópio, não é possível distinguir uma substância pura de uma mistura homogênea. As misturas homogêneas são comumente denominadas soluções.

No dia-a-dia da indústria química e dos laboratórios de química, as reações e os processos são feitos utilizando-se principalmente soluções, aquosas ou não, ou misturas de líquidos orgânicos (solventes orgânicos). Muitas substâncias são sólidas e como tal, comercializadas; isto ocorre, por exemplo, com os sais. Daí, as suas soluções são preparadas a partir de soluto sólido.

33

Diversas substâncias orgânicas – solventes ou não – são líquidas à temperatura ambiente e como tal são comercializadas. Assim, suas soluções ou misturas são preparadas a partir de um líquido. Os ácidos mais comuns (por exemplo, sulfúrico, nítrico, clorídrico, fosfórico, acético, etc.) são comercializados como soluções concentradas, aqui denominadas soluções em estoque. Portanto, as soluções mais diluídas são preparadas a partir destas soluções em estoque.

Quando usamos o termo dissolver, estamos nos referindo ao processo de produzir uma solução. Denomina-se soluto, em uma solução ou mistura, aquele componente que estiver em menor quantidade. No caso de soluções, o componente em maior quantidade, geralmente um líquido puro ou uma mistura líquida, é denominado solvente. Entretanto, se quisermos destacar o papel de uma das substâncias em relação às outras, dizemos “dissolvidas em”, o que permite identificar esta última substância como o solvente. Assim, no melaço o açúcar está presente em quantidade muito superior à da água, mas esta é considerada o solvente. Normalmente, o solvente determina o estado físico da solução (se sólido, líquido ou gás).

As bebidas e a água do mar são exemplos de soluções aquosas, isto é, soluções em que o

solvente é a água. As soluções em água são muito comuns no nosso dia-a-dia e na rotina dos laboratórios. Soluções não-aquosas são soluções em que o solvente não é água. Embora sejam menos comuns do que as soluções em água, elas têm importantes aplicações. Existem, também, soluções sólidas, nas quais o solvente é um sólido. Um exemplo é o bronze, que é uma solução de cobre em zinco. A atmosfera pode ser considerada uma solução gasosa gigantesca de gases, na qual o componente predominante é o nitrogênio.

Ao se preparar uma solução, o mais usual é o preparo de um volume determinado com certa concentração do soluto. Denomina-se concentração à quantia de soluto dissolvida em uma determinada quantia de solvente ou de solução. As relações entre as porções de soluto e de solvente em uma solução líquida, ou entre porções de soluto e solução, podem ser expressas de diferentes maneiras, denominadas unidades de concentração. As unidades de concentração mais usuais são as seguintes:

Relação massa do soluto/massa total da solução: é usualmente transformada numa porcentagem

conhecida como título e pode ser simbolizada por %(m/m). Assim, uma solução aquosa de H2SO4 com título 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g da solução.

100= xm

m)m/m%(

solução

soluto Eq. 1

Relação massa do soluto/volume da solução: é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou

kg/L e é denominada concentração de soluto em massa (C).

solução

soluto

V

mC Eq. 2

Relação quantidade de matéria do soluto/volume da solução: é mais utilizada em laboratórios de

química em geral, sendo expressa em mol/L; essa relação, cujo uso é recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) é denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar ou molaridade), M.

solução

soluto

V

nMolaridade = Eq. 3

Relação quantidade de matéria do soluto/massa do solvente: é denominada molalidade e é

expressa em mol/kg; é utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa da temperatura. Note que as duas relações anteriores variam com a temperatura, já que o volume da solução pode aumentar ou diminuir quando a temperatura varia.

solvente

soluto

m

nmolalidade = Eq. 4

34

Normalidade: a normalidade de uma solução indica o número de equivalentes-grama do soluto dissolvido em 1 L de solução. É expressa em eq/L ou normal (N).

solução

soluto

V

e=N Eq. 5

soluto

soluto

soluto E

m=e

Para o cálculo do equivalente-grama (E) são válidas as regras a seguir:

a) Equivalente-grama de um ácido: corresponde à massa em gramas de um ácido capaz de fornecer ou doar 1 mol de íons H+.

Exemplos: O equivalente-grama de ácidos monopróticos como os ácidos clorídrico (HCl), bromídrico (HBr),

iodídrico (HI), nítrico (HNO3), perclórico (HClO4) ou acético (CH3COOH) é igual a massa molar do ácido.

O equivalente-grama de um ácido diprótico (como os ácidos sulfúrico, H2SO4 e oxálico, H2C2O4) é igual à metade da sua massa molar e o equivalente-grama de um ácido triprótico (como o ácido fosfórico, H3PO4) é igual a um terço da sua massa molar.

b) Equivalente-grama de uma base: corresponde à massa em gramas de uma base capaz de fornecer

1 mol de íons OH-.

Exemplos: O equivalente-grama dos hidróxidos de sódio, NaOH e de potássio, KOH é igual a massa molar

desses hidróxidos. O equivalente-grama dos hidróxidos de cálcio, Ca(OH)2, estrôncio, Sr(OH)2 e bário, Ba(OH)2 é

igual à metade da massa molar. c) Equivalente-grama de um sal: corresponde à massa desse sal, em gramas, capaz de fornecer 1 mol

de cargas positivas ou negativas.

Exemplos: NaCl

NaCl(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) ENaCl = 58,5 g/eq CaSO4

CaSO4(aq) Ca2+(aq) + SO42-(aq)

ECaSO4 = massa molar/2

Al2(SO4)3

Al2(SO4)3(aq) 2Al3+(aq) + 3SO42-(aq)

EAl2(SO4)3 = massa molar/6

d) Equivalente-grama de agentes redutores ou de agentes oxidantes: corresponde a massa em

gramas do redutor ou oxidante, capaz de fornecer ou receber, respectivamente, 1 mol de elétrons.

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Exemplo: K2Cr2O7 (agente oxidante)

Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)

EK2Cr2O7 = massa molar/6

Relação entre Concentração em mol/L, M e Normalidade, N:

N = k . M Eq. 6

k é o fator que divide a massa molar da substância no cálculo do equivalente-grama da mesma.

Na presente aula prática serão preparadas duas soluções aquosas, sendo uma delas de cloreto de sódio e a outra de hidróxido de sódio.

Soluções de hidróxido de sódio não devem ser estocadas em frascos de vidro, pois o NaOH reage com os componentes do vidro. Portanto, ao terminar de preparar a solução de NaOH, você deverá transferí-la para um frasco de plástico. Soluções de cloreto de sódio podem ser estocadas tanto em frascos de plástico como em frascos de vidro.

O hidróxido de sódio (NaOH), cujo nome comercial é soda cáustica, é uma base forte e um sólido muito higroscópico, pois absorve umidade da atmosfera. O NaOH reage com o gás carbônico do ar, sendo transformado em carbonato de sódio e água.

2NaOH(s) + CO2(g) Na2CO3(s) + H2O(l) 3. CÁLCULOS PARA O PREPARO DAS SOLUÇÕES

Soluções podem ser preparadas, mais comumente, a partir de um soluto sólido ou a partir de

uma solução concentrada em estoque desse soluto. Quando se prepara uma solução, sabe-se que se quer obter um certo volume da solução a uma dada concentração. Assim, para preparar uma solução a partir de um soluto sólido há necessidade de se saber qual o valor da massa do soluto que deve ser tomado. Analogamente, no caso de soluto em solução em estoque, há que se saber qual o volume da solução em estoque que deve ser utilizado.

3.1. CÁLCULOS PARA O PREPARO DA SOLUÇÃO DE NaOH

Considere o preparo de 100 mL de solução de NaOH cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,1 mol/L e calcule a massa de NaOH necessária ao preparo de tal solução.

36


Ao se preparar uma solução, o soluto (sólido, líquido ou sua solução concentrada) deve ser inicialmente dissolvido em um copo de béquer, utilizando-se um volume de solvente inferior ao volume final de solução a ser preparado. Em seguida, essa solução deve ser transferida para um balão volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de solução. Posteriormente, adiciona-se solvente até que o volume de solução atinja a marca indicativa no pescoço do balão. Preparada a solução, a mesma deve ser homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas vezes. 4.1. PREPARO DE 100 mL DA SOLUÇÃO DE NaCl

Inicialmente pese o balão volumétrico (tampado) que será usado no preparado da solução de NaCl.

Anote a massa do mesmo (m1 = _________ ). Em um copo de béquer pese 5,0 gramas de NaCl e dissolva a mesma com água destilada. Transfira

esta solução concentrada para o balão volumétrico. Enxágüe o copo de béquer com água destilada e adicione as águas de lavagem à solução, no balão.

Com o auxílio de um frasco lavador, contendo água destilada, complete o volume até que a parte

inferior do menisco esteja tangenciando a marca no pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal.

Tampe o balão e agite a solução para homogeneizá-la. Pese novamente o balão e anote a massa do

mesmo (m2 = ___________ ). Enxágüe o balão volumétrico três vezes com água de torneira, duas vezes com água destilada e ele

estará pronto para ser usado no preparo de outra solução aquosa. 4.2. PREPARO DA SOLUÇÃO DE NaOH

Em um copo de béquer pese a massa de NaOH calculada inicialmente e dissolva a mesma com água

destilada (observe se há desprendimento de calor). Caso a solução tenha se aquecido, espere até que ela volte à temperatura ambiente; então transfira

esta solução concentrada para o balão volumétrico. Enxágüe o copo de béquer com água destilada e adicione as águas de lavagem à solução, no balão.

Com o auxílio de um frasco lavador, contendo água destilada, complete o volume até que a parte

inferior do menisco esteja tangenciando a marca no pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal.

Tampe o balão e agite a solução para homogeneizá-la. A seguir, transfira a solução para um frasco de

plástico, devidamente etiquetado como o seu nome, com a fórmula da base e a concentração da solução. Guarde-o em local recomendado pelo docente responsável.

5. CÁLCULOS Calcule para a solução de NaCl que você preparou:

a) a concentração em g/L; b) a concentração molar; c) a concentração em %(m/m); d) a concentração em %(m/v); e) a normalidade; f) a densidade.

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Calcule para a solução de NaOH preparada: a) a concentração em g/L; b) a normalidade; c) a concentração em %(m/v).

6. RELATÓRIO


Capa

V. Objetivo(s)

VI. Cálculos


graduação, série (1º ciclo) e turno (vespertino ou noturno); nome da disciplina; título do experimento

abordado no relatório; nome e no de matrícula do aluno.

No item objetivo(s), deve-se descrever o objetivo do experimento abordado no relatório,

conforme indicado no roteiro da aula.

Do item cálculos devem constar todos os cálculos efetuados para as soluções de NaCl e

NaOH. No caso desta última incluir o cálculo efetuado previamente ao preparo da mesma.

7. EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES 1. O tiossulfato de sódio, Na2S2O3, foi utilizado até recentemente como estabilizante do iodeto de

potássio, KI, adicionado ao sal de cozinha. Calcule as massas de tiossulfato de sódio necessárias para

preparar as seguintes soluções: a) 250 mL, concentração 30 g/L; b) 500 mL, concentração 8,0x10-3 g/L; c) 100 mL, concentração 300 g/L.

Resp.: 7,5; 4,0x10-3 e 30 g

2. Uma garrafa de coca-cola (0,473 L) contém 36,9 g de sacarose, C12H22O11. Calcule a concentração

em quantidade de matéria de sacarose nesta solução.

Resp.: 0,228 mol L-1 3. O nitrito de sódio, NaNO2, é utilizado como conservante de alimentos, em especial de carnes e

pescados. Calcule as massas e as quantidades de matéria de nitrito de sódio necessárias para preparar as seguintes soluções: a) 100 mL, concentração 0,125 mol/L; b) 500 mL, 2,15 mol/L.

Resp.: a) 1,25x10-2 mols e 0,862 g; b) 1,08 mols e 74,52 g 4. 30 g de ácido cítrico, C6H8O7, são dissolvidos em 70 g de H2O para produzir uma solução de

densidade igual a 1,13 g/mL. Calcule para esta solução: a) a concentração em g/L; b) a concentração em quantidade de matéria.

Resp.: 339 g L-1 e 1,77 mol L-1

5. Como você pode preparar 400 mL de uma solução de nitrato de prata 0,95 mol/L partindo de uma solução estoque 3,0 mol/L?

6. Qual é a diferença entre uma solução de glicose a 5% (m/m) e uma solução de glicose a 5% (m/v)?

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7. Descreva a composição de cada uma das seguintes soluções aquosas: a) NaOH a 50% (m/m); b) KI a 1,3% (m/v) e c) acetona a 0,75% (v/v).

8. Deseja-se preparar 1,0 litro de solução aquosa de H2SO4, de concentração aproximadamente igual a

0,15 mol/L. Para tal finalidade, deve-se utilizar uma solução de H2SO4 cuja densidade é 1,84 g/mL,

sendo a porcentagem em massa de H2SO4 nesta solução igual a 96%. Calcule o volume dessa solução

necessário ao preparo da solução desejada e explique como devemos proceder para preparar tal

solução. (Dado: massa molar do H2SO4 = 98 g mol-1).

9. No laboratório você dispõe de uma solução que apresenta 70%(m/m) de HNO3 e cuja densidade é 1,42 g/mL. Calcule o volume dessa solução necessário para preparar 250 mL de HNO3(aq) 2,0 mol/L.

10. Uma solução de KMnO4 foi preparada pela dissolução 2,5 g deste composto em 1250 g de água.

Calcule a molalidade desta solução.

Resp.: 1,3x10-2 mol Kg-1

11. Calcule a molaridade e a normalidade das seguintes soluções aquosas: a) 1,20 g de NaOH em 25,0 mL de solução; b) 3,43 g de Ba(OH)2 em 2,50 L de solução; c) 1,47 g de H3PO4 em 40,0 mL de solução.

Resp.: a) 1,2 M; 1,2 N b) 8,02x10-3 M; 1,60x10-2 N c) 0,375 M; 1,125 N 12. Considere uma solução de nitrato de alumínio, Al(NO3)3, cuja normalidade é 0,3 N e calcule as

molaridades dos íons Al3+ e NO3-.

Resp.: M(Al3+) = 0,1 mol/L; M(NO3-) = 0,3 M

13. Considerando as semi-reações abaixo, calcule o equivalente grama dos seguintes compostos: a)

permanganato de potássio, KMnO4; b) hipoclorito de sódio, NaClO; c) ácido oxálico, H2C2O4.

Semi-reações:

MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O

ClO- + H2O + 2e Cl- + 2OH-

C2O42- 2CO2 + 2e

ANOTAÇÕES:

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Aula Prática 6: Introdução à Titrimetria

1. OBJETIVOS

Determinar a concentração exata de uma solução aquosa diluída de bases forte, utilizando-se a titulação.

Utilizar uma reação química (reação de neutralização) para determinar a concentração de uma

solução de base forte. Utilizar um indicador ácido-base, para identificar o ponto de equivalência numa titulação.


Uma titulação é um processo em que se determina a quantidade de uma substância em

solução, medindo-se a quantidade necessária de um reagente para reagir completamente com toda a substância. Normalmente, isso é feito adicionando-se, controladamente, com o auxílio de uma bureta, um reagente de concentração conhecida à solução da substância, ou vice-versa, até que se julgue que ela reagiu por completo. A Figura 1, a seguir, apresenta a aparelhagem usualmente empregada numa titulação.

Bureta

Titulado

Titulante(ácido ou base forte)

Figura 1: Arranjo experimental empregado em titulações: suporte universal e garra para a fixação da bureta no suporte; bureta contendo a solução titulante e erlenmeyer contendo a solução a ser titulada.

Toda titulação envolve a reação de uma solução padrão em quantidade tal que seja exatamente, e tão somente, a necessária para reagir com toda a substância que está sendo titulada. Essa condição é atingida no ponto de equivalência, o qual, no caso de uma titulação baseada em uma reação ácido-base, é detectado (“visualizado”) utilizando-se indicadores ácido-base. O reagente cuja quantidade de matéria é exatamente conhecida é denominado solução padrão.

Após a execução da titulação, por meio do volume de reagente adicionado e da sua concentração, determina-se a quantidade de matéria de reagente consumido; em seguida, baseando-se na estequiometria da reação (equação química balanceada), determina-se a quantidade de matéria da substância e, se conhecido o volume de solução que a continha, a concentração da solução.

Na titrimetria alguns reagentes são adotados, em concentrações definidas, como soluções de referência. Estas substâncias são conhecidas como padrões primários ou como padrões secundários.

Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução

40

padrão mediante a pesagem direta da quantidade da substância, seguida pela diluição até um volume definido de solução. A solução que se obtém é uma solução padrão primária.

Os requisitos mais importantes que uma substância deve cumprir para poder ser utilizada como padrão primário são os seguintes:

Deve ser fácil de obter, de purificar, de secar (preferivelmente a 110-120C) e de preservar em estado puro.

A substância deve permanecer inalterada ao ar, durante a pesagem; esta condição indica que não pode ser higroscópica, não pode oxidar-se ao ar e nem ser afetada pelo dióxido de carbono. Durante a estocagem a composição do padrão deve permanecer invariável.

A substância deve proporcionar testes de impurezas mediante ensaios qualitativos ou de outra natureza, com a sensibilidade conhecida.

O padrão deve ter uma massa molecular relativa elevada, a fim de que os erros de pesagem possam ser desprezíveis.

A substância deve ser facilmente solúvel nas condições em que será empregada. A reação com a solução padrão deve ser estequiométrica e praticamente instantânea. O hidróxido de sódio não é um padrão primário porque sempre contém uma certa quantidade

indeterminada de água e Na2CO3 adsorvidos no sólido. Por esta razão é necessário preparar uma solução

de NaOH de concentração próxima daquela desejada, conforme procedimento executado na aula

prática anterior, e determinar a sua concentração real por meio de titulações contra amostras de um padrão primário, como por exemplo, o hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio, KH(C8H4O4).


Pese cuidadosamente em um erlenmeyer, aproximadamente 0,60 g de hidrogenoftalato de potássio,

seco previamente em estufa a 110C. Anote o valor dessa massa. Dissolva essa massa com aproximadamente 50 mL de água destilada. Adicione à solução resultante 3 gotas de solução de fenolftaleina. Encha a bureta com a solução de NaOH à ser padronizada. Agitando a solução no frasco de erlenmeyer com um movimento circular constante, goteje lentamente a

solução de NaOH sobre a solução de biftalato, até que a mesma adquira uma coloração rosada. Tão logo isso ocorra, cesse a adição do NaOH e anote o volume consumido.

Repita a padronização da solução por mais uma vez. Resultados:

Massa de KH(C8H4O4) (em g) Vol. de NaOH (em mL)

Figura 2: Procedimento adotado na execução de uma titulação.

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4. CÁLCULOS A partir da massa de KH(C8H4O4) pesada calcule, utilizando o valor da sua massa molar, a quantidade

de matéria (número de mols) deste sal. A seguir, utilizando a equação química abaixo, calcule a quantidade de matéria de NaOH que reage com o biftalato de potássio ao longo da titulação.

KH(C8H4O4)(aq) + NaOH(aq) NaK(C8H4O4)(aq) + H2O(l)

Finalmente, pode-se calcular a concentração molar do NaOH(aq), dividindo-se a quantidade de

matéria do mesmo pelo volume (em litros) da solução de NaOH consumido na titulação do biftalato de potássio. Calcule também, a normalidade desta solução.

Cálculos relativos a concentração do NaOH(aq):


Após o término das titulações:

As soluções contidas nos frascos de erlenmeyer utilizados podem ser descartadas na pia do

laboratório, sob água corrente. A solução de NaOH remanescente na bureta deve ser devidamente neutralizada com HCl(aq) e a

mistura resultante, também poderá ser descartada na pia do laboratório, sob água corrente.

42

6. RELATÓRIO

O relatório da presente aula prática deverá apresentar os objetivos do experimento realizado, os resultados obtidos na execução do mesmo, os cálculos solicitados no roteiro e as referências bibliográficas consultadas para a redação do texto. Além disso, as seguintes questões deverão ser respondidas: 1) Por que soluções de soda cáustica não devem ser estocadas em frascos de vidro? 2) Por que ao diluir uma solução concentrada de algum ácido, como por exemplo, o ácido clorídrico, recomenda-se a adição do ácido na água e não o contrário? 3) Por que o HCl(aq) concentrado não deve ser considerado um padrão primário e nem tampouco o hidróxido de sódio? 7. EXERCÍCIOS 1. O carbonato de sódio, Na2CO3, é um padrão primário utilizado na padronização de soluções de HCl,

empregando-se alaranjado de metila para sinalizar o ponto final da titulação. Para titular 2,050 g de carbonato de sódio foram utilizados 32,45 mL de solução de HCl. Calcule a concentração (em mol/L e em eq/L) da solução de HCl. 2. O que é um padrão primário? Cite quatro pré-requisitos que um composto deve apresentar para ser considerado um padrão primário. 2. Explique o que é ponto de equivalência de uma titulação. 3. Explique qual é a função do alaranjado de metila e da fenolftaleina em uma titulação ácido-base. 4. O que é uma solução padrão? 5. Uma solução de NaOH foi padronizada pela titulação de uma quantidade conhecida de hidrogenoftalato

de potássio, KH(C8H

4O

4), de acordo com a equação química a seguir:

KH(C8H

4O

4)(aq) + NaOH(aq) NaK(C

8H

4O

4)(aq) + H2O(l)

(massa molar = 204,23 g/mol)

Posteriormente a solução padrão de NaOH foi empregada para determinar a concentração de H2SO4 numa amostra. a) Sabendo que a titulação de 0,824 g de hidrogenoftalato de potássio requer 38,5 mL de NaOH(aq) para atingir o ponto de equivalência, calcule concentração em mol/L e a normalidade da solução de NaOH. b) Uma alíquota de 10,0 mL de H2SO4(aq) requer 57,9 mL de NaOH(aq) padrão para ser completamente neutralizada. Calcule a concentração em mol/L e a normalidade do H2SO4(aq).

6. O ácido benzóico (C6H5COOH, massa molar = 122,1 g mol-1) é considerado um padrão primário,

podendo ser utilizado na padronização de soluções alcalinas. A fim de estabelecer a concentração exata de uma solução de NaOH, 0,4215 g de ácido benzóico, adequadamente dissolvido em etanol, foi titulado com 24,70 mL de solução de NaOH, utilizando fenolftaleina como indicador.

C6H5COOH + NaOH NaC6H5COO + H2O

Calcule a concentração em quantidade de matéria e a normalidade da solução de NaOH.

43


Aula Prática 7: Determinação Titrimétrica do Teor de Ácido Acético em Vinagre e da Acidez Total do Vinho

1. OBJETIVOS

Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de vinagre. Determinar a acidez total em uma amostra de vinho branco seco.


2.1. Determinação de Ácido Acético em Vinagres

O ácido acético (CH3COOH, massa molar = 60 g/mol) é um ácido fraco, tendo um Ka = 1,8x10-5 (a 25ºC). Ele é amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial 99,8%(m/m) e d = 1,053 g/mL ou em soluções de diferentes concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, que é uma solução diluída de ácido acético glacial 3,5 a 8% (m/v). O ácido acético é o principal constituinte ácido no vinagre, mas outros estão presentes. As pequenas quantidades de outros ácidos presentes são simultaneamente tituladas com o ácido acético e a acidez total é expressa em termos de ácido acético.

2.2. Determinação da Acidez Total de Vinhos

Vinhos são produzidos a partir de uvas. As uvas contêm quantidades significativas de vários ácidos orgânicos. Durante o processo de amadurecimento ocorre um decréscimo relevante na concentração de vários destes ácidos. Assim, o sumo de uva e o próprio mosto nada mais são do que soluções ácidas diluídas, contendo principalmente, ácido tartárico, málico e cítrico. Comercialmente é de

extrema relevância a presença desses ácidos, pois sem eles o gosto seria insípido, a cor seria anormal e a deterioração do produto ocorreria rapidamente. Os vinhos disponíveis no comércio contêm os ácidos do mosto e outros ácidos produzidos durante e após a fermentação alcoólica: acético, propiônico, pirúvico, láctico, succínico, glicólico, galacturônico, glucônico, múcico, oxálico, fumárico e outros. Sem os ácidos, a fermentação formaria subprodutos indesejáveis e os vinhos resultantes se estragariam durante e após a fermentação. O gosto azedo dos ácidos em vinhos é modificado (atenuado) pelo etanol, açúcares e vários metais que estão presentes. O grau de acidez também está relacionado com a acidez total titulável, o pH, a quantidade relativa de ácidos dissociados e não dissociados e a quantidade relativa de cada um dos ácidos presentes.

Dentro dos padrões comerciais, a acidez do sumo de uva fica no intervalo de 0,6 a 0,9% (expresso como quantidade em gramas de ácido tartárico por 100 mL do sumo ou do vinho). Os vinhos secos de mesa tem uma acidez titulável no mesmo intervalo. Os vinhos doces geralmente tem acidez no intervalo de 0,4 a 0,65%. Na fabricação do vinho é importante saber a acidez titulável do mosto para poder decidir se é ou não necessária uma correção da acidez.


3.1. Análise do Vinagre

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica transfira 10,00 mL de vinagre para um balão volumétrico

de 100 mL e acrescente água destilada até o traço de referência do balão. Homogeinize a solução resultante.

44

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica transfira 25,00 mL da solução contida no balão para um erlenmeyer e acrescente aproximadamente 40 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína.

Titule a mistura contida no erlenmeyer com solução padrão de NaOH até o aparecimento de uma

coloração levemente rosa, que deve persistir por 30 segundos. Anote o volume de NaOH consumido na titulação.

Faça mais uma determinação.

Resultados: V1 = __________; V2 = __________.

3.2. Análise do Vinho

Com o auxílio de uma pipeta volumétrica transfira 10,00 mL de vinho branco para um erlenmeyer e

acrescente aproximadamente 100 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína. Titule a mistura contida no erlenmeyer com solução padrão de NaOH até o aparecimento de uma

coloração levemente rosa, que deve persistir por 30 segundos. Anote o volume de NaOH

consumido na titulação. Faça mais uma determinação.

Resultados: V1 = __________; V2 = __________.

4. CÁLCULOS

4.1. Calcular a concentração do ácido acético (massa molar = 60 g/mol) no vinagre expressando o resultado em mol/L e também em gramas de CH3COOH/mL de vinagre, ou seja, em %(m/v).

CH3COOH(aq) + NaOH(aq)

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4.2. Calcular a acidez total do vinho expressa em %(m/v) de ácido tartárico (massa molar = 150,09 g/mol).

C2H4O2(COOH)2(aq) + NaOH(aq)


Após o término das titulações:

As soluções contidas nos frascos de erlenmeyer utilizados podem ser descartadas na pia do

laboratório, sob água corrente. A solução de NaOH remanescente na bureta deve ser devidamente neutralizada com HCl(aq) e a

mistura resultante, também poderá ser descartada na pia do laboratório, sob água corrente. 6. QUESTÕES 1. É possível utilizar o alaranjado de metila como indicador na titulação do vinagre com solução de NaOH?

Justifique a sua resposta.

2. Se o resultado da titulação devesse ser expresso como %(m/m) de ácido acético no vinagre, o que deveria ser mudado no procedimento recomendado?

46

3. Escreva o nome sistemático (IUPAC) para os seguintes compostos: ácido acético, ácido propiônico, ácido succínico e ácido oxálico. Indique a qual classe de compostos orgânicos tais ácidos pertencem.

4. Escreva a fórmula estrutural de cada um dos seguintes compostos:

a) ácido tartárico b) ácido málico c) ácido cítrico d) ácido acético e) ácido propiônico f) ácido láctico g) ácido succínico h) ácido glicólico i) ácido oxálico j) ácido fumárico

5. Os ácidos carboxílicos são compostos polares ou apolares? Justifique a sua resposta. 6. Explique qual o tipo de interação que ocorre entre as moléculas dos ácidos carboxílicos e como isso

afeta a temperatura de ebulição dos mesmos. 7. Indique duas propriedades químicas importantes dos ácidos carboxílicos. 8. Coloque os seguintes ácidos em ordem crescente de força: ácido metanóico, ácido etanóico, ácido

propanóico, ácido butanóico e ácido pentanóico. Justifique a sua resposta. Material para pesquisa: FIORUCCI, A. R.; SOARES, M. H. F. B.; CAVALHEIRO, E. T. Ácidos Orgânicos:

dos primórdios da química experimental à sua presença em nosso cotidiano. Química Nova na Escola, n. 15, p. 6-9, maio de 2002.

7. RELATÓRIO


Capa

VII. Objetivo(s)

VIII. Resultados e Cálculos

IX. Questões

X. Referências Bibliográficas


graduação, série (1º ciclo) e turno (vespertino ou noturno); nome da disciplina; título do experimento

abordado no relatório; nome e no de matrícula do aluno.

No item objetivo(s), deve-se descrever o objetivo do experimento abordado no relatório,

conforme indicado no roteiro da aula.

Do item resultados devem constar os resultados obtidos nas titulações, as equações químicas

das reações e os cálculos solicitados.

No item questões devem ser apresentadas as questões presentes no roteiro da aula prática e

as respectivas respostas à essas questões.

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No item referências bibliográficas, devem ser apresentadas as fontes consultadas (por

exemplo, livros e artigos científicos) para a elaboração do relatório.

ANOTAÇÕES:

48

BIBLIOGRAFIA PARA CONSULTA

ALBERGUINI, L. B. A.; SILVA, L. C.; REZENDE, M. O. O. Tratamento de Resíduos Químicos – guia

prático para solução dos resíduos químicos. São Carlos: RiMa, 2005. 104 p.*

ATKINS, P. & JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.

ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 968 p. BARBOSA, L. C. A. Introdução à Química Orgânica. São Paulo:Prentice Hall, 2004. BROWN, T. L.; LeMAY, H. E.; BRUCE, E. B. Química, a ciência central. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005. 972 p. CONSTANTINO, M. G.; SILVA, G. V. J.; DONATE, P. M. Fundamentos de Química Experimental. São

Paulo:Editora da Universidade de São Paulo, 2004. 272 p.*

JEFFERY, G. H.; BASSET, J.; MENDHAM, J.; DENNEY, R. C. VOGEL Análise Química Quantitativa.

6. ed. Rio de Janeiro:Livros Técnicos e Científicos, 2002. 462. p.*

KOTZ, J. C., TREICHEL Jr., P. M. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo:Pioneira Thomson

Learning, 2005. v. 1 e 2.*

MORITA, T.; ASSUMPÇÃO, R. M. V. Manual de Soluções, Reagentes & Solventes. São Paulo:Edgard

Blücher, 1972. 629. p.*

RUSSEL, J. B. Química Geral. 2. ed. São Paulo:Makron Books, 1994, v. 1 e 2.

SHRIVER, A. Química Inorgânica. 3. ed. Bookman, 2006.*

VOLHARDT, K. P. C., SCHORE, N. E. Química Orgânica: estrutura e função. 4. ed. Porto

Alegre:Bookman, 2004.*

Obs.: As referências marcadas com asterisco (*) estão disponíveis na biblioteca da FATEC. A aquisição das demais já foi providenciada.

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