DESCOBRINDO O MUNDO DA QUÍMICA QUÍMICA: Título da ... · 1.6 Outros tipos de reações químicas...

Licenciatura em ciências · USP/ Univesp

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QUÍMICA: DESCOBRINDO O MUNDO DA QUÍMICA

Henrique E. Toma

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II

1 Compreendendo a química da matéria 1.1 Comportamento elétrico1.2 Reações de precipitação1.3 Reações ácido-base1.4 Reações de transferência de elétrons1.5 Reações de complexação1.6 Outros tipos de reações químicas

2 ExperimentosExperimento 1: Testes de condutividadeExperimento 2: Medidas de pHExperimento 3: Explorando as reações de precipitaçãoExperimento 4: Explorando as reações ácido-base Experimento 5: Explorando as reações redoxExperimento 6: Explorando as reações de complexaçãoExperimento 7: Explorando as reações químicas em sua casa

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Laboratório Didático II

Licenciatura em Ciências · USP/Univesp · Módulo 2

Figura 1: Kit de Química – 1.

Química é a ciência que lida com a matéria e torna possível compreender as transformações

que ocorrem em nosso mundo. Ela se expressa em uma linguagem própria através das reações,

e seu significado precisa ser assimilado para podermos viver em harmonia com o nosso meio,

preservando o ambiente e promovendo a sustentabilidade.

O homem mudou seu destino quando descobriu que podia explorar o fogo, uma mani-

festação da reação de combustão que também faz mover as máquinas, os veículos, os aviões, e

embala a culinária doméstica. Essa é a mesma reação que hoje nos ameaça com o aquecimento

global, liberando gás carbônico na atmosfera. Mas as transformações químicas não ficam só na

combustão. Elas são diversificadas e fazem parte do dia a dia. Elas estão em todos os lugares

e ocorrem de forma incessante, às vezes quase imperceptíveis, mudando aos poucos a nossa

fisionomia e a própria imagem do mundo.

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Química: Descobrindo o mundo da Química


Estudando as reações, Lavoisier confirmou a mais básica das leis da Química: A lei da con-

servação da matéria. Isso aconteceu há dois séculos e meio, e marcou o início da Química

moderna. Assim como a matéria, a energia também se conserva em nosso mundo. De fato,

matéria e energia sempre andam juntas. A relação entre elas foi descoberta por Einstein, e

pode ser resumida em uma equação aparentemente simples: E = mc2 (E = energia, m = massa,

c = velocidade da luz). Massa e energia se interconvertem, mas isso é mais relevante no tocante

às partículas elementares ou ao macrocosmos, onde as energias são imensas. Na dimensão quí-

mica, essa interconversão nunca é cogitada. Entretanto, as reações químicas são dirigidas pelas

variações de energia. Quando há liberação de energia, geralmente sob a forma de calor, a reação

tende a ser mais favorável, pois o sistema fica mais estável. Pode parecer estranho; menor energia

é sinônimo de estabilidade! Mas isso é semelhante à situação de um corpo quente: ele se esfria

espontaneamente perdendo energia para o ambiente. Esse tipo de calor, medido nas condições

normais, é chamado entalpia, e seu símbolo é H. Em geral, a liberação de calor sempre acom-

panha as mudanças nas ligações químicas quando os reagentes são convertidos nos produtos.

Mas não é apenas a liberação de energia que dirige uma reação. Existe outra grandeza importante

denominada entropia, S. A entropia de um sistema está relacionada com o seu grau de desordem:

quanto mais desordenado, maior a entropia. Uma lei fundamental da física diz que, enquanto o siste-

ma todo não atinge uma situação de equilíbrio, sua entropia tende a crescer. “Tende” significa que é

provável; em geral, quanto maior o sistema, maior a probabilidade. Assim, quando destampamos um

frasco de perfume, permitindo que ele se evapore, é muito provável que o aroma se espalhe por todo

o ambiente. Em princípio, nada impede que todo o perfume evaporado volte espontaneamente a se

condensar no frasco. Contudo, isso é altamente improvável, pois as moléculas de perfume se movem

com velocidades elevadas, colidindo umas com as outras, com as moléculas de ar e com as paredes,

o que leva a distribuições altamente desordenadas, e seria preciso um reordenamento muitíssimo

especial para que voltassem a se reunir no frasco. Sair do frasco em que estavam confinadas aumenta

a sua liberdade de movimento, levando a um aumento da desordem e da entropia.

Analogamente, na química, quando as reações levam a um aumento no número de partícu-

las, há um aumento de entropia, pois as partículas têm maior liberdade de movimento. Gibbs

mostrou que uma reação química será favorável ou espontânea, quando liberar calor (ΔH < 0)

e produzir mais partículas (ΔS > 0), ou quando um desses fatores for dominante. É assim que

devemos pensar as reações químicas. Mas, antes disso, precisamos saber um pouco sobre a

constituição química da matéria.

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1 Compreendendo a química da matéria 1.1 Comportamento elétrico

Nas substâncias químicas, os átomos estão unidos através de ligações, por meio de forças de

natureza eletromagnética; a explicação dessas ligações geralmente requer conhecimentos de

física quântica. Um átomo é eletricamente neutro: a carga positiva do núcleo é compensada

pela carga negativa da nuvem de elétrons que o envolve. Além da carga, um elétron gira em

um movimento conhecido como spin. Essa propriedade desempenha um papel importante na

estrutura do átomo e nas ligações químicas. O átomo mais simples, H (hidrogênio), tem um

próton (núcleo) e um elétron. Quando dois átomos de H se aproximam com spins paralelos,

um efeito quântico - o princípio de exclusão de Pauli - tende a situá-los em lados opostos dos

núcleos, afastando-os um do outro. Pelo mesmo princípio, quando os spins são antiparalelos, os

elétrons tendem a ficar entre os dois núcleos, aproximando-se um do outro. Neste último caso,

eles atuam como uma espécie de cola, unindo os átomos através de uma ligação química,

que chamamos de covalente. O resultado é a formação de uma molécula de hidrogênio, H2.

Ligações análogas por pares de elétrons compartilhados podem formar-se entre dois ou mais

átomos de elementos iguais ou diferentes, gerando moléculas mais complexas.

Pode acontecer que, em uma ligação, um dos núcleos tenha maior poder de atração que o

outro, puxando mais ou deslocando o par eletrônico em sua direção. Esse poder de atração é

expresso pela eletronegatividade do elemento, e varia de 0 a 4 na escala criada por Pauling.

O flúor é o elemento mais eletronegativo que se conhece. O deslocamento do par eletrôni-

co dá origem a uma separação de cargas, gerando dipolos, com cargas positivas e negativas

em extremidades opostas. Ligações entre átomos de diferentes eletronegatividades são polares.

Esses dipolos são muito importantes no comportamento químico das moléculas, principalmente

quando lidamos com solventes. Em geral, substâncias polares são mais solúveis em solventes

polares, ao passo que as substâncias apolares são mais solúveis em solventes apolares.

Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos é muito grande, o par eletrô-

nico pode ficar completamente deslocado, transferindo-se em definitivo para o átomo mais

eletronegativo. Criam-se assim cargas elétricas discretas (números inteiros) no lugar de

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dipolos, gerando íons. A espécie com carga elétrica positiva recebe a designação de cátion,

e a que tem carga negativa é denominada ânion.

A atração elétrica passa a ser regida pelas cargas do cátion e do ânion, formando um com-

posto iônico, como é o caso do NaCl, o sal de cozinha (Figura 2). Os compostos iônicos

tendem a ser mais solúveis em solventes polares em virtude da

interação eletrostática íon-dipolo. A diferenciação entre compos-

tos iônicos e moleculares pode ser feita através da condutividade

elétrica das soluções. Compostos iônicos como o NaCl, quando

dissolvidos em água, liberam os íons na forma solvatada, isto é,

rodeada pelas moléculas do solvente sujeitas à atração eletrostática

íon-dipolo. Os íons livres (solvatados) respondem à aplicação de

um campo ou potencial elétrico e migram na direção dos polos

opostos. Assim, as soluções iônicas conduzem eletricidade, ao con-

trário das soluções de compostos moleculares como o açúcar,

que não são condutoras.

Existem ainda os sólidos covalentes, onde os átomos ligados formam redes espaciais bas-

tante fortes e não se dissolvem nos solventes convencionais. É o caso do diamante, formado por

átomos de carbono em arranjo tetraédrico, que se repetem no espaço. Nos sólidos metálicos,

os átomos também formam empacotamentos bastante densos unidos por ligações, porém, ao

contrário dos sólidos covalentes, os elétrons ficam compartilhados por vários átomos simulta-

neamente, e podem ser deslocados mediante aplicação de potencial, gerando corrente elétrica.

1.2 Reações de precipitação

Da mesma maneira que os sólidos iônicos podem liberar íons solvatados em solução, íons de

diferentes tipos podem se combinar, gerando os sólidos correspondentes. Isso acontece quando

os íons são pouco solvatados e o sólido formado é bastante estável, com ligações mais fortes ou

apresentando algum caráter covalente. Por exemplo, o NaCl é solúvel em água, pois os íons Na+

e Cl- são fortemente solvatados e a energia de solvatação é suficiente para romper o retículo cris-

talino. Já o AgCl é praticamente insolúvel em água, pois o íon Ag+ é menos solvatado que o Na+.

Assim, a estabilidade do AgCl como sólido é maior do que a dos íons correspondentes solvatados.

Figura 2: Estrutura do cristal iônico de cloreto de sódio, NaCl.

7



Dessa forma, quando adicionamos um sal de prata solúvel em água, como o AgNO3, a uma

solução de NaCl, vamos observar a formação do AgCl como um sólido (s) branco, que acaba

depositando-se no fundo do recipiente. Essa reação é denominada precipitação e pode ser

escrita da seguinte maneira:

ou, simplesmente,

pois os íons Na+ e NO3- não tomam parte na reação e permanecem na solução aquosa. Desde

que se subentenda que os íons estão solvatados, a especificação (solv) pode ser abandonada.

Na representação de uma reação química, é importante levar em conta a lei da conservação

das massas. Assim, o mesmo número de átomos de cada elemento nos reagentes deve estar

presente nos produtos. Ao mesmo tempo, as cargas elétricas devem estar balanceadas, de forma

equivalente, entre os reagentes e produtos.

Por exemplo, quando os íons de Ca2+ se combinam com PO43-, a reação deve respeitar as

proporções envolvidas. Isso é conhecido como estequiometria da reação.

1.3 Reações ácido-base

Em um ligação química H-A, quando um dos átomos é o hidrogênio, conforme a força

da ligação (fator entalpia) e do grau de solvatação dos íons (fator entropia), pode ocorrer sua

dissociação em íons (ionização) pela ação do solvente.

Na+(solv) + Cl+(solv) + Ag+(solv) + NO3−(solv) → AgCl(s) + Na+(solv) + NO3

−(solv)

Ag+ + Cl− → AgCl(s)

3 Ca2+ + PO43− → Ca3(PO4)2

H-A + solv H+(solv) + A−(solv)

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Um dos íons formados é o H+ (solv), que dá características ácidas ao meio aquoso. A própria

água admite um equilíbrio de ionização ou autoionização:

Entretanto, a quantidade de íons formados é muito baixa, e numa solução neutra as

concentrações dos íons H+ e OH- são iguais, isto é, [H+] = [OH-] = 10-7 mol L-1. A concentração,

geralmente, é expressa pela quantidade de massa convertida em mol por litro (L). O mol

corresponde à massa molecular expressa em grama.

Na escala de acidez, existe um termo conhecido como pH, que representa o logaritmo do

inverso da concentração de H+, isto é,

Assim, quanto maior a acidez, ou [H+], menor será o pH. Em meio neutro, pH = 7. Soluções

ácidas apresentam pH < 7. Soluções básicas apresentam pH > 7.

O pH pode ser medido com o auxílio de instrumentos conhecidos como pHmetros.

Entretanto, com o uso de corantes especiais, é possível fazer a sua medição visual, facilitando

bastante a avaliação da acidez de um meio. Os corantes que mudam de cor com o pH constituem

indicadores. O comportamento deles é semelhante ao de qualquer molécula, e cada um tem sua

acidez própria, dependendo de sua estrutura molecular. Diferentes corantes mudam de cor em

diferentes pHs, e isso torna possível agrupá-los em uma mistura que responde continuamente à

faixa inteira de pH, de 0 a 14. Esse tipo de indicador universal é disponível comercialmente sob

a forma de fitas de imersão, com padrões de cores característicos para cada pH.

Uma das moléculas mais inf luentes na acidez do meio ambiente é o gás carbônico, CO2.

Esse gás é formado na combustão de material orgânico ou pelo aquecimento (calcinação)

das rochas calcáreas, formadas por carbonato de cálcio (CaCO3). Em meio aquoso, o CO

2 se

dissolve lentamente, formando soluções levemente ácidas, com pH típico em torno de 4,5.

H2O H+(solv) + OH−(solv)

pH = log(1/[H+]) = −log[H+]

CO2(g) + H2O H+ + HCO3−

9



O íon bicarbonato formado, HCO3-, pode reagir com bases, OH-, convertendo-se no íon

carbonato CO32- .

O íon carbonato reage com a maioria dos cátions metálicos, como é o caso do Ba2+,

formando precipitados. Essa reação é de fácil visualização e fornece um teste simples para

detecção de gás carbônico.

Ela também explica a formação das rochas calcáreas que se acumulam nas profundezas dos oceanos.

Podemos reconhecer as substâncias ácidas em nossa dieta pelo sabor azedo que elas apresen-

tam. É o caso do ácido cítrico no limão e do ácido acético no vinagre. Entretanto, nunca use

esse critério para testar o caráter ácido de substâncias químicas desconhecidas.

1.4 Reações de transferência de elétrons

A transferência de elétrons entre dois átomos ou moléculas leva a um processo conhecido

como oxirredução. Ela é movida pelas diferentes tendências que os sistemas apresentam de

doar ou receber elétrons, o que é medido pela diferença de potencial eletroquímico exis-

tente entre eles. Esse tema será objeto de um módulo especial de eletroquímica. As substâncias

no estado elementar servem como referência, e a elas são atribuídas um número igual a zero,

que representa o seu número de oxidação (nox). Quando um átomo perde 1, 2, 3... elétrons, seu

número de oxidação fica igual a 1, 2, 3, respectivamente. O mesmo acontece quando um átomo

ganha 1, 2, 3 ... elétrons, tornando o número de oxidação igual a -1, -2, -3 e assim por diante.

Esse raciocínio poderia ser extrapolado para uma molécula, imaginando o que aconteceria se

o elétron ficasse, em definitivo, com o átomo mais eletronegativo. Nesse caso, o F, que é o mais

eletronegativo dos elementos, será sempre -1. O oxigênio, que vem logo depois, exceto quando

ligado ao flúor, terá sempre um número de oxidação -2. O hidrogênio, cuja eletronegatividade é

2,1, terá um número de oxidação +1 ou -1, conforme esteja ligado a elementos mais ou menos

eletronegativos do que ele próprio. Por exemplo, no HCl, o número de oxidação do H é +1,

HCO3− + OH− CO3

2− + H2O

Ba2+ + CO32− → BaCO3(s)

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pois o cloro é mais eletronegativo. Em situação oposta, no NaH, o número de oxidação do H é

-1. Nas moléculas, o número de oxidação é, portanto, uma grandeza formal, pois na realidade os

elétrons não foram completamente transferidos para os átomos mais eletronegativos. Entretanto,

é uma aproximação extremamente útil, que expressa a tendência dos átomos de doarem ou

receberem elétrons, e isso facilita bastante o tratamento das reações químicas.

Por exemplo, o carbono no estado elementar tem nox(C) = 0. No monóxido de carbono,

CO, nox(C) = 2. No dióxido de carbono, CO2, nox(C) = 4. No metano, CH

4, nox(C) = −4,

pois o carbono é mais eletronegativo que o H (2,5 e 2,1, respectivamente). Na reação de

combustão do metano,

o carbono passa de nox = −4 até + 4. Portanto, o carbono forneceu 8 elétrons para os quatro

átomos de oxigênio. A reação de combustão é um exemplo típico de oxirredução.

Os agentes que recebem elétrons, como o oxigênio, são denominados oxidantes. Os que

fornecem elétrons, como o metano, são denominados redutores.

Uma reação simples de oxirredução pode ser observada quando se coloca zinco metálico em

contacto com uma solução de íons de cobre:

Essa reação pode ser explorada para a construção de uma pilha elétrica, aproveitando o fluxo

de elétrons do zinco para o cobre.

Da mesma forma, um fio de cobre é capaz de reduzir os íons de prata, depositando prata metálica:

1.5 Reações de complexação

Os íons metálicos nunca se encontram livres, como partículas isoladas, em uma solução.

Normalmente, eles estão solvatados, isto é, ligados às moléculas do solvente ou a outras espécies

químicas denominadas ligantes. Quando adicionamos o nitrato de prata a uma solução de

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2H2O

Zno + Cu2+ → Zn2+ + Cuo

Cuo + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ago

11



amônia (NH3), forma-se um complexo de [Ag(NH

3)2]+ , que permanece solúvel. Essa solução

é capaz de dissolver o precipitado de AgCl formado na presença de íons cloreto. Dessa forma,

podemos constatar a formação do complexo em questão:

Uma reação de complexação muito útil em análises químicas é a do Fe3+ com íons tiocia-

nato, SCN-:

O complexo de ferro-tiocianato tem uma coloração vermelha muito intensa, que permite

identificar a presença de Fe3+ na água.

Muitas vezes, uma reação de complexação pode levar a um produto pouco solúvel, forman-

do precipitados. É o caso da reação do Fe3+ com o complexo ferrocianeto [Fe(CN)6]4- (também

chamado de hexacianoferrato(II)).

O produto formado, [Fe4{Fe(CN)

6}

4], tem uma cor azul muito intensa. A reação também

serve para a identificação analítica do Fe3+ através da cor azul formada. Por outro lado, o produto

constitui um pigmento muito útil, conhecido como Azul da Prússia, que é fabricado em larga

escala para ser usado em tintas de impressão de baixo custo, principalmente em jornais e revistas.

1.6 Outros tipos de reações químicas

Na realidade, o número de reações químicas é praticamente infinito. Cada tipo de reação é

inerente ao composto químico utilizado e acaba definindo sua característica mais importante,

que é a reatividade. Para compreendê-las, temos de avançar no conhecimento químico dos

compostos e aprender a interpretar as reações, conforme já destacamos neste roteiro de estudo.

Este é o verdadeiro sentido da química.

Ag+ + 2 NH3 [Ag(NH3)2]+

AgCl(s) + 2NH2 [Ag(NH3)2]+ + Cl−

Fe3+ + n(SCN)− [Fe(SCN)n]3 − n (n = 1, 2...6)

4 Fe3+ + 3[Fe(CN)6]3− [Fe4{(CN)6}4](s)

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2 ExperimentosOrientaçãO

O kit de laboratório é composto por materiais e equipamentos simples de medida, que

servirão para ilustrar os experimentos deste módulo, e terão grande utilidade nos módulos

seguintes. Portanto, procure conservá-los adequadamente, pois formarão um pequeno labo-

ratório químico ambulante, além de bastante educativo. Os reagentes foram especialmente

selecionados para suas finalidades, evitando o emprego de líquidos reativos, como soluções de

ácidos e bases concentradas, por causa do risco inerente de vazamentos. Dessa forma, o ácido

padrão empregado foi o ácido sulfâmico (NH3SO

3), que é um sólido estável, não higroscópico,

de baixo custo, não oferece risco de armazenagem e é solúvel em água. A base padrão empre-

gada foi o hidróxido de lítio, LiOH, por ser sólido, estável, não higroscópico, sem riscos de

armazenagem e solúvel em água, vantagens essas importantes apesar de ser relativamente caro.

Solventes orgânicos foram evitados por causa de sua volatilidade e riscos de vazamento. A água

ideal a ser utilizada deveria ser a destilada; porém, para as finalidades propostas, é possível usar a

água de torneira, sem turvação ou, preferencialmente, filtrada.

A água potável, também chamada de água doce, é ligeiramente ácida (pH ≈ 5) por causa do

gás carbônico (CO2) dissolvido, e apresenta tipicamente em torno de 0,1 mg L-1 de íons cloreto

(Cl-) , 0,1 mg L-1 de íons nitrato (NO3-) 0,7 mg L-1 de íons de sódio (Na+), 0,04 mg L-1 de

íons de cálcio (Ca2+), 0,02 mg L-1 de íons de magnésio (Mg2+), 0,1 mg L-1 de íons de potássio

(K+), 0,1 mg L-1 de íons de bário (Ba2+) e 1,4 mg L-1 de íons bicarbonato, (HCO3-1). Apesar de

serem teores facilmente detectáveis, eles são relativamente baixos e não devem interferir nos

experimentos. A água do mar contém 35 g L-1 de NaCl, praticamente 100 mil vezes superior

aos teores observados na água doce. Em alguns mares, como o Mar Morto, esse teor chega a

350 g L-1, tornando a água tão densa que a maioria dos corpos não afunda.

Os experimentos serão realizados utilizando minitubos plásticos, graduados, com tampa e de

baixo custo. Esses frascos são especialmente produzidos para testes de laboratório em miniescala

e são adequados aos propósitos da série de kits de química. Os conta-gotas serão feitos com

segmentos de tubos de refrigerante dobrados na ponta. Aplicando-se pressão na dobra é possível

aspirar uma ou duas gotas de solução, e fazer sua transferência com grande facilidade para outro

recipiente ou papel com um simples aperto. Devido ao baixo custo, o material deve ser descartado

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após cada teste. As espátulas serão constituídas pelos agitadores descartáveis de café. Todos os mate-

riais utilizados são descartáveis e disponíveis no comércio em larga escala. A redução da escala de

trabalho permitirá minimizar a quantidade de reagentes nos experimentos, diminuindo os riscos

de acidentes e a necessidade de procedimentos especiais de descartes dos materiais. Mesmo assim,

a rigorosa conduta de segurança adotada nos laboratórios químicos precisa ser observada:

1. Evite contato físico com os reagentes, utilizando as espátulas plásticas, conta-gotas

e seringas plásticas para fazer as transferências. Mantenha o kit de química em lugar

seguro, longe do alcance de crianças.

2. Observe as quantidades recomendadas; não ingerir nenhuma das substâncias sob qual-

quer hipótese.

3. No caso de respingos, lave a região afetada com água. Os experimentos executados

segundo o roteiro fornecido não oferecem qualquer risco à saúde do experimentador.

4. A maioria dos minitubos poderá ser armazenada, devidamente fechada, para observa-

ção futura, salvo quando especificado. No caso do armazenamento, é importante a

identificação adequada.

5. Se optar pelo descarte, siga as instruções do roteiro, em cada caso.

6. Experimentos que utilizam recursos domésticos como detergentes, óleos, chama de

fogão etc. devem ser executados com acompanhamento de um adulto responsável.

7. Adote sempre uma postura responsável, que está embutido nos propósitos educacionais

desse kit. Comece organizando um caderno de notas, com datas e relatos das observa-

ções dos experimentos. É assim que um cientista trabalha. Observe sempre a conduta

ética, e não use o kit para brincadeiras de mau gosto.

8. Se for possível, forme ou participe de um grupo de ciências; é interessante discutir os

resultados com os colegas e com o seu Professor.

Materiais

• Minitubos graduados de 1,5 ml

• Miniespátulas plásticas

• Tiras de Papel de Filtro

• Conta-gotas de canudos de refrigerante (Figura 3)

Figura 3: Um conta-gotas descartável pode ser feito dobrando-se um pequeno canudo, e pressionando nas extremidades para fazer a aspiração e a liberação do líquido.

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reagentes

• Ácido sulfâmico: NH3SO

3 ou H[NH

2SO

3] = pó branco, ácido forte, solúvel em água,

pouco volátil.

• Fenolftaleína: (fórmula) = pó branco, ligeiramente solúvel em água, indicador de pH.

• Sulfato de amônio: (NH4)2SO

4 = pó branco, solúvel em água.

• Alúmen de Ferro (III) = NH4{Fe(SO

4)2}.12H

2O = sólido levemente rosado, moderada-

mente solúvel em água.

• Hidróxido de Bário: Ba(OH) 2 = sólido cristalino, moderadamente solúvel em água,

base moderada.

• Hidróxio de Lítio: LiOH.H2O = pó branco, solúvel em água, base forte.

• Carbonato de Sódio = pó branco, solúvel em água.

• Nitrato de prata = sólido cristalino, muito solúvel em água, capaz de manchar a pele se

ficar em contacto prolongado.

• Ferrocianeto de potássio = sólido amarelo, muito solúvel em água.

• Fios de cobre.

Experimento 1: Testes de condutividade

O que e cOMO fazer

a. Coloque, em separado, uma quantidade mínima (equivalente a 1/4 de um grão de

arroz) de cloreto de sódio (NaCl), ácido sulfâmico (NH3SO

3) e açúcar, nos minitubos

com dois orifícios na tampa, e acrescente 1 ml de água. Para isso, use o açúcar e o sal

disponíveis em sua casa. No caso de respingos do ácido sulfâmico, remova o excesso

com papel absorvente descartável e lave bem as mãos com água corrente.

Como nas boas práticas caseiras, nunca deixe qualquer material entrar

em contacto com os olhos. Em caso de acidente, lave o olho afetado com

água ou solução oftálmica (colírio simples).

b. Insira os eletrodos metálicos (alfinetes) nos dois orifícios de maneira que

entrem em contacto com a solução.

c. Coloque o seletor do multímetro (Figura 4) na posição de medida de

resistência, e prenda os cabos com os jacarés aos alfinetes. Não deixe os

jacarés metálicos em contacto mútuo, a não ser que estejam protegidos pela

Figura 4: Avaliando a resistência de uma solução.

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capa externa. Meça a condutividade das soluções. Ajuste o seletor do multímetro para a

escolha adequada da escala, até que a medida fique enquadrada no visor. Anote as medidas.

d. Após cada medida, retire o par de alfinetes com cuidado e coloque-o no outro minitubo

com solução. Repita a medida em todas as amostras.

e. No final, retire os alfinetes e seque-os com papel absorvente. Não descarte as soluções

dos minitubos, pois elas serão usadas posteriormente.

O que você observou?

• Solução de cloreto de sódio:

Observações: __________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

• Solução de açúcar:

Observações: __________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

16



• Solução de ácido sulfâmico:

Observações: ________________________________________________________________

_______________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

Sugira uma explicação para os resultados observados.

respOsta: ______________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

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Experimento 2: Medidas de pH

a. Uso da fita indicadora:

• Prepare as soluções, individualmente,

colocando uma quantidade mínima

dos compostos abaixo em um mini-

tubo e completando o volume até a

marca de 1 ml com água.

• Ácido sulfâmico (já preparado

no experimento 1)

• Hidróxido de bário, Ba(OH)2

• Carbonato de sódio, Na2CO

3

• Ácido ascórbico (vitamina C)

• Hidróxido de lítio (LiOH)

• Fenolftaleína (dissolve apenas parcialmente em água, mas

pode ser usado apesar da turbidez)

• Mergulhe a parte colorida da fita indicadora no minitubo e

molhe com a solução toda a parte colorida. Retire a fita e

busque a melhor comparação com o código de cores fornecido

no folheto. Avalie, dessa forma, o pH de cada solução.

Observações: __________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

Figura 5: Avaliando o pH de cada solução.

18



b. Efeito da diluição

Coloque uma gota de solução de ácido sulfâmico preparado no experimento 1, e

dilua até 1 ml com água. Transfira uma gota dessa solução para um novo minitubo e,

novamente, complete até 1 ml com água. Repita esse procedimento de diluição por

mais 4 vezes e verifique o pH de cada solução com o auxílio da fita indicadora. Veja

como a diluição afeta o pH.

Observações: ___________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________________

c. Transfira algumas gotas da suspensão aquosa de fenolftaleína em uma tira de papel de filtro,

deixando-a impregnada e úmida. Mergulhe a espátula nas soluções preparadas no item a e

coloque-a em contacto com algum ponto dessa tira úmida impregnada com fenolftaleína.

Use uma espátula limpa para cada teste, para não contaminar as soluções. Com base nos

resultados, classifique os compostos utilizados em termos do caráter ácido ou básico.

respOsta: ____________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

________________________________________________________________________________

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Experimento 3: Explorando as reações de precipitação

a. Coloque uma porção mínima de AgNO3 em um minitubo e acrescente 0,5 ml de água.

Feche o frasco e agite até sua dissolução. Transfira uma gota dessa solução ao minitubo

com a solução de NaCl utilizado no experimento 1 e observe. Guarde o restante da

solução de prata.

Depois disso, você saberá diferenciar quimicamente a água potável (doce) da água do mar.

b. Coloque uma porção mínima de sal de NH4[FeSO

4].12H

2O em um minitubo e acres-

cente 1,0 ml de água.

Em um novo minitubo prepare uma solução de ferrocianeto de potássio,

K4[Fe(CN)

6].3H

2O, dissolvendo uma quantidade mínima desse sal em 0,5 ml de água.

Transfira uma gota dessa solução para a solução do sal de Fe3+ e observe.

Observações: __________________________________________________________________

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Experimento 4: Explorando as reações ácido-base

a. Utilize a montagem de dois minitubos conectados por um capilar de plástico (Figura 6).

Essa montagem é conhecida como sistema fechado e destina-se a experimentos com

envolvimento de gases.

Coloque o sal de carbonato de sódio no reservatório interno. Em um dos minitubos,

coloque 0,50 ml de solução diluída de ácido sulfâmico preparado no experimento 1. No

outro minitubo, coloque uma quantidade mínima de hidróxido de bário e acrescente

0,5 ml de água. Agite com cuidado até sua dissolução. Mergulhe a ponta do capilar nessa

solução. A outra ponta deve ficar fora do contacto com a solução de ácido sulfâmico.

Com muito cuidado, coloque a ponta de minitubo com carbonato de sódio nesse frasco,

e feche o sistema com a tampa, sem agitar. Com o sistema devidamente montado, agite

o minitubo que contém ácido clorídrico para promover o contacto com o carbonato de

sódio. Observe o borbulhamento no outro minitubo com hidróxido de bário. Verifique

a formação de precipitado.

Um experimento semelhante foi feito por Lavoisier para demonstrar que a respiração

é um processo de combustão.

Figura 6: Esquema de sistema de minitubo para liberação de gases, contendo um recipiente interno para o sólido a ser misturado com o líquido, um capilar para transporte de gás, e um minitubo coletor com entrada e saída na tampa.

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b. Detecção de amônia com fenolftaleína

Coloque uma quantidade mínima de sulfato de amônio, (NH4)2SO

4,

e outra de hidróxido de Lítio, (LiOH.H2O), ambos em um mesmo

minitubo. Corte um pequeno pedaço de papel de filtro, suficiente

para cobrir a boca do minitubo. Adicione 0,5 ml de água no

minitubo e cubra-o com o pedaço de papel de filtro. Goteje uma

gota de suspensão de fenolftaleina no papel e observe.

Observações: _______________________________________________

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Variação do tema:

Repita o experimento anterior, trocando o hidróxido de lítio por hidróxido de bário,

Ba(OH)2.8H

2O.

Veja o que aconteceu com o papel indicador e com a solução.

Observações: __________________________________________________________________

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Figura 7: detectando amônia com fenolftaleína.

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Experimento 5: Explorando as reações redox

a. Coloque uma quantidade mínima de permanganato de potássio em um minitubo e

adicione 0,5 ml de água. Misture essa solução com 0,5 ml de solução de ácido ascórbico

preparado no experimento 1. Observe.

Muitos produtos usados na esterilização de verduras utilizam permanganato como

agente oxidante.

Observações: __________________________________________________________________

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b. Dobre um fio de cobre e mergulhe-o na solução de nitrato de prata do

experimento 3.a; e observe atentamente por, no mínimo, 5 minutos.

Observações: _____________________________________________________

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Figura 8: Observando a reação do redox.

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Experimento 6: Explorando as reações de complexação

a. Transfira uma pequena quantidade da suspensão obtida no experimento 3.a para o

minitubo do experimento 4.b e observe.

Observações: __________________________________________________________________

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Experimento 7: Explorando as reações químicas em sua casa

Sugestões: Utilizando o kit, faça um teste com os materiais de uso doméstico:

a. reação de hipoclorito de sódio (Cândida ou semelhante) com azul da Prússia.

b. reação de sabão com sais de cálcio (use um pedaço de giz).

c. reação do fermento em pó com hidróxido de bário.

d. reação de permanganato de potássio com suco de limão ou banana.

e. reação da casca de ovo com ácido sulfâmico.

f. Com o papel indicador, faça uma pesquisa sobre o pH dos alimentos (frutas, sucos etc.)

em sua casa.

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Se você tiver disponível uma fruta ou flor colorida (romã, repolho roxo etc.), coloque uma

porção em um copinho plástico descartável, acrescentando algumas gotas de água, e esmague-a

com uma ponta de colher até formar um suco colorido. Verifique o que acontece com a cor

quando você adiciona ácido sulfâmico ou hidróxido de lítio.

• Água carbonatada - testes de pH e de íons;

• Cal - idem;

• Coca-cola?

BibliografiaMahan, B. M. & Myers, R. J. Química. São Paulo: Editora Edgard Blucher, 2002.

Toma, Henrique E. Química Conceitual. São Paulo: Editora Edgard Blucher, 2012 (no prelo).

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