Versão On-line ISBN 978-85-8015-075-9Cadernos PDE

OS DESAFIOS DA ESCOLA PÚBLICA PARANAENSENA PERSPECTIVA DO PROFESSOR PDE

Produções Didático-Pedagógicas

Ficha Catalográfica: Produção Didática-Pedagógica Professor PDE - 2013

Título Otimização do uso do Laboratório de Ciências

Autor Tercilo Koren

Disciplina ou Área Química

Núcleo Regional de Educação

Foz do Iguaçu

Escola de Implementação Colégio Estadual Dom Manoel Könner – EFMP

Município Santa Terezinha de Itaipu

Instituição de Ensino Superior

Universidade Estadual do Oeste do Paraná – UNIOESTE – Campus de Toledo

Professora Orientadora Silvia Zamberlan Costa Beber

Relação Interdisciplinar Química, Física, Biologia e Ciências

Resumo Este projeto tem como objetivo principal otimizar o uso do laboratório de Ciências, por professores e alunos do Colégio Estadual Dom Manoel Könner, visando melhorar os aspectos pedagógicos por meio de uma ferramenta que possibilite a interação teoria-prática. A justificativa para a implementação deste projeto está pautada na análise dos relatórios finais de frequência e desempenho dos alunos nos últimos anos e que apresentam altos índices de evasão e repetência. Para tanto pretendemos durante a implementação do mesmo, fazer reuniões com os professores da área, incentivando o uso do laboratório como ferramenta para melhorar a aprendizagem dos alunos, através de práticas laboratoriais que levam o aluno a construção do seu conhecimento, não a mera memorização de fórmulas e conceitos descontextualizados de sua realidade, mas que permitem um entendimento maior do seu cotidiano e que não impedem sua formação para o exercício pleno da cidadania, em consequência possa instrumentalizar o aluno para a inserção participativa no processo de construção de uma sociedade científica e tecnológica comprometida com a justiça e igualdade social.

Palavras-chaves Experimentação, laboratório, aluno, cotidiano.

Produção Didática-Pedagógica

Unidade Didática

Público alvo Alunos do Ensino médio e professores de Química, Biologia, Física e Ciências.

UNIDADE DIDÁTICA

OTIMIZAÇÃO DO USO DO LABORATÓRIO

DE CIÊNCIAS

Apresentação

Prezado Professor

Tendo como referência a análise dos resultados finais de frequência e desempenho obtidos pelos alunos nos últimos cinco (5) anos, bem como o fato da observação da pouca utilização do laboratório de Ciências como uma ferramenta que poderia ajudar o professor, para que as aulas se tornassem mais atrativas e, portanto com um melhor envolvimento dos alunos, tendo como consequência uma melhor aprendizagem. Baseado nesta problemática elaborou-se um projeto de ensino como proposta metodológica com o objetivo de proporcionar ao aluno o uso sistemático de Laboratório de Ciências, nos diferentes disciplinas para poder compreender melhor as interações e transformações, desta forma interagindo com este meio possibilitando uma melhor compreensão dos mesmos. O material produzido será utilizado no período de um semestre. Este material proporcionará a você professor, apenas uma orientação básica para o desenvolvimento do projeto, pois o objetivo principal que o aluno construa o conhecimento químico com uma metodologia que permita a ele construir o conhecimento.

Unidade Temática I

Tipos de Misturas

Em nossa vida estamos rodeados de materiais que constituem misturas,

como por exemplo, a água tratada, uma amostra de terra, refrigerantes

remédios, ligas metálicas, o ar atmosférico, produto de limpeza, entre outras.

As misturas homogêneas apresentam apenas uma fase, ou seja, são

monofásicas, isto é, não é possível observar superfície de separação em seus

componentes enquanto os sistemas heterogêneos apresentam, mas de uma

fase, ou seja, polifásicos, a superfície de separação entre seus componentes

podem ser distinguidos, a olho nu ou com ajuda de microscópio.

Cabe salientar que um sistema homogêneo nem sempre constitui uma

mistura homogênea, pois as substâncias puras apresentam as mesmas

características das misturas homogêneas. Também os sistemas heterogêneos

nem sempre constituem misturas heterogêneas, pois uma substância pura

pode estar em estado físico diferente, que é o caso do gelo misturado com

água.

Para diferenciar os sistemas das misturas, existem técnicas laboratoriais

que permitem fazer uma análise dos componentes, se houver um componente

participante será uma substância pura, se houver mais de um componente

será uma mistura.

As técnicas laboratoriais que permitem a separação dos componentes

de uma mistura são chamadas de análise imediata.

Métodos de Separação de Misturas

Todas as misturas são Semelhantes? Ou existem diferenças entre elas?

Material:

2 copos de béquer de 250 ml; Água;

2 bastões de vidro; Óleo (azeite);

2 conta-gotas; Álcool comercial.

Na Figura 1 apresentamos alguns equipamentos e materiais de

laboratório que são usados para separação de misturas:

Figura 1: Equipamentos utilizados em atividades experimentais

Fonte: http://www.vidrariadelaboratorio.com.br/vidrarias-de-laboratorio-2/

Acesso em 08 de dezembro de 2013 às 09h53min.

Procedimentos:

a) Com o auxilio de dois copos de Becker e um bastão de vidro prepare

duas misturas, uma de água de álcool e outra de água e óleo, agite e

observe.

Você visualiza alguma diferença entre as misturas?

b) Com o auxilio de um conta-gotas, retire amostras diferentes das duas

misturas.

O que você conseguiu retirar das misturas?

Você conseguiu retirar somente óleo ou somente água da mistura 1?

E da mistura 2, você conseguiu retirar somente álcool ou somente água?

Com base em suas observações e no texto acima, qual mistura poderia

ser chamada de homogênea e qual heterogênea?

Alguns processos de separação de misturas:

Uma importante atividade do Químico é separar as substâncias que se

encontram misturadas na Natureza. Vamos conhecer algumas técnicas de

separação de misturas através de um trabalho experimental. Você usará seus

conhecimentos anteriores para separar as seguintes misturas.

Misturas:

1) Água + sal 6) Areia + sal

2) Água + azeite 7) Limalha de ferro + areia

3) Água + areia 8) Refrigerante com gás

4) Serragem + areia 9) Vinho ou café

5) Areia + naftalina 10) Chumbo + areia

Materiais que você poderá precisar:

Rolha com tubo de vidro; Bastão de vidro;

Tubos d ensaio; Funil de separação;

Vidro-relógio; Béquer de 50 ml e 250 ml;

Funil; Aparelho de destilação;

Papel filtro; kitassato;

Erlenmeyer de 250 ml; Funil de büchner;

Cápsula de porcelana; Canudinho;

Ímã; Solvente comum (álcool) e outros.

Bico de bunsen;

Procedimento:

a) Pelas observações de cada uma das misturas tente agrupá-las segundo

características comuns. Classifique-as em homogêneas e heterogêneas.

b) Através das observações feitas, quais os métodos de separação mais

eficientes das misturas relatadas acima? Descreva o processo efetuado

em cada um dos métodos adotados.

Discussão dos resultados

Cada grupo relatará um processo por ele efetuado, o que levará a uma

discussão ampla sobre os principais processos utilizados.

Quais os processos usados para separar as misturas homogêneas?

E para as misturas heterogêneas?

Agora que você já conhece alguns dos métodos de separação de

misturas, relacione alguns materiais de seu cotidiano que constituem misturas

e descreva a técnica de separação utilizada.

Avaliação

Como a avaliação é um processo continuo, esta unidade temática

poderá ser avaliada através de provas escritas e participação nas discussões,

pesquisas e relatórios.

Referência

MALDANER, Otávio Aloísio. Roteiro de Aulas Práticas. -Química 1.Volume 1,

Ijuí/RS: Editora Livraria UNIJUÍ, 1989.

PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do

cotidiano. São Paulo, Editora Moderna, 1996.

WILDSON, Luiz P. dos Santos (col.) Química e Sociedade. Volume único. São

Paulo: Editora nova Geração, 2006.

Unidade Temática lI

Leis de Combinação

As primeiras leis da Química, decorrentes das regularidades observados

em experiências laboratoriais foram enunciadas por Lavoisier e Proust

representando o inicio da Química como ciência.

As leis ponderais são leis que relacionam as massas das substâncias

participantes das reações químicas, ou seja, existe uma relação definida das

proporções antes e depois da reação química.

Sabemos que os átomos não são destruídos e nem criados em uma

reação química, ou seja, estão presentes nos reagentes e nos produtos,

significando que os átomos em uma reação química são conservados.

A observação científica de muitas reações químicas levou a

generalizações ou princípios, conhecidos como LEIS DE COMBINAÇÕES

QUÍMICAS. Estas leis (Lei de Lavoisier, Lei de Proust e outras) referem-se às

relações de massas com que as substâncias participam das reações químicas.

Faremos agora 3 reações diferentes e cuidaremos da massa antes e após as

reações. Aprenda inicialmente a usar as balanças disponíveis.

Leis da Conservação das Massas

Em um ambiente fechado, a massa total dos reagentes é igual a massa

total de produtos.

Ou a famosa expressão:

“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

A seguir serão realizadas atividades para verificar as leis de combinações

químicas:

1) Uma reação química onde ocorre desprendimento de gás.

Material:

2 béqueres de 50 ml; Carbonato de cálcio(CaCO3(s));

2 pipetas graduadas; Vinagre (CH3COOH(aq)).

Balança semi-analítica;

Procedimento:

a) Possuindo dois béqueres de 50 ml, coloque no primeiro béquer uma

pequena porção de carbonato de cálcio, e no segundo 20 ml de vinagre;

b) Com o auxílio de uma balança, pese os dois copos de béquer e anote a

massa;

c) Despeje o vinagre sobre o carbonato de cálcio e agite;

d) Pese novamente ambos os béqueres e anote a massa.

Questão: Este é um sistema aberto, isolado ou fechado? Justifique.

2) Formação de um precipitado:

Material:

2 béquer de 50 ml; Solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq));

Balança semi- analítica; Solução de hidróxido de sódio (NaOH(aq)).

2 Pipetas graduadas;

Procedimento:

a) Com o auxílio de um béquer de 50 ml coloque 10 ml de hidróxido de

sódio, e, em outro béquer de 50 ml adicione 10 ml de solução de sulfato

de cobre.

b) Usando uma balança, pese os dois copos de béquer juntos. Anote a

massa;

c) Misture as duas soluções em um dos béqueres;

d) Agite a solução e pese novamente o conjunto (béquer com a solução e

béquer vazio). Anote a massa.

Questão: O sistema em que se deu a reação é aberto, fechado ou isolado?

A partir das respostas o professor deverá mediar uma discussão.

3) Queima de esponja de aço:

Material:

1 cápsula de porcelana;

Fósforo;

Balança semi-analítica.

Procedimento:

a) Coloque um pedaço de esponja de aço em uma cápsula de porcelana e

verifique a massa do conjunto. Anote o valor;

b) Queime a palha de aço completamente, tenha o cuidado para não

perder nenhuma porção de reagente e produto. Assopre levemente

sobre a “esponja de aço acesa” para obter melhor resultado;

c) Após o término da combustão, verifique a massa do sistema estando o

resíduo frio.

Questão: Este sistema é aberto, fechado ou isolado? Justifique.

Pela observação das experiências você pode concluir que em alguns

sistemas tem-se alteração da massa antes e depois da reação. Como essas

massas estão conservadas? Entraram ou saíram algumas substâncias no

sistema?

Há uma lei chamada Lei de Conservação das Massas nas reações

químicas. A lei de Lavoisier. Ou seja: em uma reação química a massa dos

reagentes é igual à massa dos produtos. Ou: a massa é conservada!

DISCUSSÃO

1. Como você concilia esta lei com os resultados de suas

experiências?

2. Qual a relação de massa entre os reagentes de uma reação

química?

As substâncias se combinam em proporções definidas isto é, a reação

não continua se falta um dos reagentes. Existe uma proporção “correta” entre

os reagentes. Proust expressou este fato em sua lei das proporções definidas.

Lei das proporções constantes ou leis de Proust.

Estabelece que toda reação química obedece a uma proporcionalidade

em massa dos reagentes e produtos.

Exemplo.

2H2(g) + 1O2(g) 2H2O(l),

2 ÷ 1 2

Vejamos um caso em detalhes.

Material:

1 tubo de ensaio grande; Bico de Bunsen;

Pipeta graduada; Termômetro;

Solução de ácido sulfúrico 6M (H2SO4(aq)); Béquer de 250 ml.

Solução de ácido oxálico 0,2M (H2C2O4(aq))

Solução de permanganato de potássio 0,1M (KMnO4(aq));

Procedimento

a) Com o auxílio de um tubo de ensaio, coloque 5 ml de solução de

permanganato de potássio 0,1M e acrescente 1 ml de solução de ácido

sulfúrico 6M.

b) Usando béquer de 250 ml deixe em banho-maria de água a 70ºC.

Figura 2: Equipamentos e reagentes da atividade experimental

Fonte: MALDANER, O. A. 1989.

c) Deixe homogeneizar o banho Maria a 70°C e adicione 1 ml de ácido

oxálico 0,2M.

Questão: Qual reagente é responsável pela cor violeta?

d) Após verificar que todo o ácido oxálico reagiu adicione mais 1 ml de

ácido oxálico.

e) Você deverá repetir o procedimento anterior, e, sempre ao fim da

efervescência adicionar ácido oxálico de ml em ml até notar

descoloração da solução.

Questão: Qual o motivo da descoloração da solução? Qual dos reagentes

terminou?

f) Quando estiver sem efervescência e totalmente sem cor, adicione mais

1 ml de ácido oxálico.

Questão: o que você observa agora?

Para 5 ml de KMnO4(aq) 0,1M quantos ml de H2C2O4(aq) 0,2M são

necessários?

Após realizar todo o procedimento, responda as seguintes questões.

1) Ao adicionarmos o ácido oxálico ocorre à liberação de um gás. Faça a

coleta do gás e identifique-o reagindo 5 ml de KMnO4(aq) + 1 ml de

H2SO4(aq) + 8 ml de H2C2O4(aq) a 70º.

2) A simples mistura entre os reagentes provoca a liberação de gás?

Justifique:

3) Qual o ácido responsável pela descoloração do KMnO4(aq))?

4) Qual outra condição para ocorrer a reação além da presença do ácido

forte?

5) Qual a prova da presença do H2SO4(aq) será necessária para ocorrer à

reação?

6) Através dos resultados de suas experiências com a Lei de Proust, como

você relaciona as quantidades de massa com que se combina os

reagentes?

Avaliação

Nesta unidade temática o aluno poderá ser avaliado por meio de

resolução de exercícios de proporcionalidade, participação nas discussões e

por meio da resolução das questões propostas anteriormente.

Referências

MALDANER, Otávio Aloísio. Roteiro de Aulas Práticas. -Química 1. Volume

1, Ijuí/RS: Editora Livraria UNIJUÍ, 1989.

MORTIMER, Eduardo Fleury; MACHADO, Andreia Horta. Química Ensino

Médio. 1° edição, Volume 1, São Paulo: Editora Scipiane, 2012

PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do

cotidiano. São Paulo, Editora Moderna, 1996.

Unidade Temática III

A natureza Elétrica da Matéria

Na natureza encontramos substâncias eletrolíticas e outras chamadas

de não eletrolíticas.

Eletrólitos são substâncias que dissolvidas em água são capazes de

conduzir a corrente elétrica. Exemplo: sal de cozinha, ácido de bateria e outras.

Não Eletrólitos são substâncias que dissolvidas em água não

conduzem a corrente elétrica. Exemplo: açúcar, azeite, álcool.

Dentro do grupo dos eletrólitos podemos encontrar compostos iônicos

ou moleculares.

Como regra geral todos os compostos iônicos solúveis em água são

eletrólitos, pois a água provoca a separação dos íons positivos chamados de

cátions e negativos chamados de ânions e tal fenômeno é chamado de

dissociação iônica.

Importante: Cátion - íon com falta de elétrons

Ânion – íon com excesso de elétrons.

Nos eletrólitos moleculares com a água provoca a quebra das ligações e

tal fenômeno e chamado de ionização.

Importante: apenas compostos moleculares polares são eletrólitos.

ATIVIDADE A: Condutividade Elétrica

Figura 3: Esquema demonstrando o circuito da condutividade elétrica

Fonte: http://www.revista.vestibular.uerj.br/questao/por-etapa-imprimir.php?seq_etapa=2

Acesso em 08 de dezembro de 2013 às 13h30min

A lâmpada deve acender ao se tocarem os terminais (fecha o circuito) ou

ao se colocar entre os terminais uma substância condutora de eletricidade.

Observação: A condução de eletricidade se dá através de cargas elétricas

livres ou semi-livres.

Testes de Condutividade:

1.a) Água de torneira: aproxime os terminais o máximo, sem encostá-los.

Figura 4: Teste da condutividade elétrica

Fonte: MALDANER, O. A. 1989.

Observação: Antes de passar para os testes seguintes sempre lave os

terminais, tomando o cuidado de desligar o sistema da tomada.

1.b) Água deionizada.

1.c) Cloreto de sódio sólido.

1.d) Cloreto de sódio em água deionizada (NaCl(aq) ou cloreto de sódio em

solução).

1.e) Açúcar sólido ou sacarose (C12H22O11(s)).

1.f) Açúcar em solução aquosa (água deionizada) (C12H22O11(s).

1.g) Hidróxido de sódio sólido (NaOH(s)).

1.h) Hidróxido de sódio, em solução aquosa (Água deionizada) NaOH(aq).

1.i) Acetona em água deionizada.

1.j) Álcool em água deionizada.

1.k) Solução de Ácido Clorídrico (HCl(aq)).

1.l) Solução de Sulfato de Cobre (CuSO4(aq)).

1.m) Solução de Sulfato de Zinco (ZnSO4(aq)).

1.n) Sucos de frutas (limão, laranja, etc...).

1.o) Sabão em pó sólido ou dissolvido.

1.p) Ferro sólido (esponja de aço ou pregos) , placas de AL, Zn e Cu.

1.q) Mercúrio líquido.

1.r) Água de bateria (solução aquosa de H2SO4).

Questão:

Pela observação acima quais os sólidos que conduzem eletricidade?

Represente seu símbolo químico.

Pela sua observação Você notou que a água deionizada não conduz

eletricidade suficiente para acender uma lâmpada de 25W. Deionizada significa

Sem ÍONS. Você observou também que substâncias que liberam íons em

solução aquosa conduzem corrente elétrica.

Responda:

Das substâncias anteriores, quais liberam íons em solução aquosa?

Quais não necessitam de solução para conduzir eletricidade?

Observação: Um grupo de substâncias (os metais) conduzem a eletricidade

através de cargas semi-livres chamadas ELÉTRONS. As soluções aquosas

conduzem através de íons livres, que também são cargas elétricas.

Para Refletir

O ar é condutor de eletricidade? Nunca? Em que situação?

ATIVIDADE B: Algumas reações Químicas Provocadas por Corrente

Elétrica em meio aquoso.

ELETRÓLISES em meio aquoso:

Procedimento: Em um béquer de 250 ml cheio de água coloque dois tubos de

ensaio contendo água virados de boca para baixo e introduza um eletrodo em

cada tubo, após algum tempo teste os gases formados nos tubos de ensaio

com chamas.

O gás H2(g) explode

O gás O2(g) aviva a brasa

O gás CI2(g) tem cheiro sufocante e a solução cheira a Q-Boa

a) Solução 1M de NaOH(aq)

b) Solução 1M de NaCl(aq)

4.c) Solução 1M de HCl(aq)

Questão: No que consiste a eletrólise da água?

H2O(l) H2(g) + 1 / 2 O2(g)

Questão: Qual o produto formado na eletrólise da água? O que formou no polo

positivo? E no polo negativo?

Quando uma estrutura recebe elétrons diz-se que sofreu redução, por

exemplo:

(2H+ + 2e- H2(g)). E quando perde elétrons diz-se que sofreu oxidação.

(2Cl- - 2e- Cl2(g). Em qual dos polos (+) ou (-) ocorre oxidação e

redução?

Observação: Usar eletrodos de grafite (“miolo” de pilhas) e adaptar o fio, tendo

o cuidado de isolá-lo da Solução.

Avaliação

Por meio de uma pesquisa o aluno deverá identificar substâncias iônicas

e moleculares, ainda saber a importância dos eletrólitos em nossa vida e suas

aplicações.

Referências

MALDANER, Otávio Aloísio. Roteiro de Aulas Práticas. -Química 1. Volume

1, Ijuí/RS: Editora Livraria UNIJUÍ, 1989.

MORTIMER, Eduardo Fleury; MACHADO, Andreia Horta. Química Ensino

Médio. 1° edição, Volume 1, São Paulo: Editora Scipiane, 2012

PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do

cotidiano. São Paulo, Editora Moderna, 1996.

WILDSON, Luiz P. dos Santos (col.) Química e Sociedade. Volume único. São

Paulo: Editora nova Geração, 2006.

Unidade Temática IV

Funções Inorgânicas

Nesta unidade temática procuramos mostrar a inter-relação que existe

entre as diversas funções inorgânicas de uma maneira mais clara para que o

aluno consiga compreender a interdependência das propriedades de cada

função química.

Em função do número elevado de substâncias químicas existentes hoje,

houve a necessidade de agrupá-las de acordo com suas propriedades

químicas sendo denominadas “funções químicas”, sendo: ácidos, bases, sais

e óxidos.

Experiência nº 1: Caracterização dos Ácidos e das Bases em Solução Aquosa

Material:

Soluções enumeradas: 1 ao 18.

Solução de Fenolftaleína 0,1%

(Solução de Alaranjado de metila 0,1% (Heliantina)

Solução de NaOH 1M

Solução de HCI 1M

Tubos de ensaio e etiquetas.

Solução de vinagre

Refrigerante incolor

Antiácido estomacal

Procedimento:

1º Teste indicadores: comportamentos de ácidos. São substâncias que

mudam de cor em presença de ácido e ou base. Um ácido muito usado nos

laboratórios é o Ácido Clorídrico (HCl(aq)) e uma base comum é o Hidróxido de

sódio (NaOH(s)), que conhecemos por soda cáustica.

a) Coloque de 1 ml a 5 ml de solução de HCl, solução de vinagre e

refrigerante incolor e adicione a cada um deles 1 a 3 gotas de solução

de fenolftaleína Observe e anote.

b) Repita o procedimento anterior com a solução de HCl, solução de vinagre

e refrigerante incolor, e goteje 1 a 3 gotas de solução de alaranjado de metila.

Observe e Anote.

2° Teste indicadores: Comportamento de bases.

a) Coloque 1 a 5 ml de NaOH(aq) e antiácido estomacal em dois tubos de

ensaio e adicione a cada um deles de 1 a 3 gotas de fenolftaleína.

Observe e anote

b) Repita o procedimento anterior usando 1 a 3 gotas de alaranjado de

metila. Observe e Anote.

Questão:

Qual o comportamento dos ácidos e das bases frente ao uso do

papel tornassol universal.

Complete a tabela I.

Solução Fenolftaleína

Solução Alaranjado de

metila

Papel Tornassol Universal

Ácido Típico HCI(aq)

Base Típica NAOH(s)

Observação:

Em meio aquoso coexistem moléculas de água, não dissociadas, cátions

H+ e ânions OH-.

OH-

H2O ou H – OH

H+

Os íons H+ ou OH- são responsáveis pelo comportamento ácido/base.

Sempre ocorrem juntos, mas pode haver o predomínio de um sobre o

outro.

Resumindo:

- Soluções aquosas que apresentam a concentração de íons

[H+] maior que a concentração de íons [OH-] são chamadas ÁCIDAS.

- Soluções aquosas que apresentam a concentração de íons [OH-] maior

que a concentração de íons [H+] são chamadas BÁSICAS OU

ALCALINAS.

- Nas soluções aquosas em que a concentração de íons [H+] é igual a

[OH-] são NEUTRAS.

Questões:

1) Qual o íons responsável pelo aparecimento da cor vermelha na presença da

fenolftaleína?

2) E pela cor também vermelha do alaranjado de metila?

3) Qual o íon responsável pela cor azul no papel tornassol?

4) Qual o íon responsável pela cor vermelha no papel tornassol?

5) Através de uma pesquisa bibliográfica ou de outras formas, procure achar

propriedades comuns a ácidos e a bases.

6) Pesquise em livros de ensino médio sobre a classificação dos ácidos bases

bem como sua nomenclatura.

Experiência nº 2: Condutibilidade Elétrica dos Ácidos e das Bases em solução

Aquosa:

Os testes de condutibilidade elétrica podem revelar novos

conhecimentos sobre as soluções ácidas e básicas.

Faça os testes com as mesmas soluções da experiência anterior,

observando se a lâmpada acende e comparando a intensidade do brilho entre

soluções do mesmo grupo. Anote os resultados na Tabela II:

Nota: Para poder comparar o brilho deve-se padronizar a distância entre os

eletrodos, isto é, sempre observar o brilho quando os eletrodos estão na

mesma distância, por exemplo, entre o diâmetro de um bastão de vidro,

deixando os eletrodos o mais afastado possível dentro da solução (encostá-los

nas paredes).

TABELA II

BASES INTERMEDIÁRIOS ÁCIDOS

Brilho Forte

Brilho Fraco

Brilho Extremamente fraco

Questões:

1) Como você explica a maior intensidade ou menor intensidade da

lâmpada quando as soluções são submetidas ao teste de condutividade

elétrica?

2) Pesquise em livros de ensino médio sobre a força dos ácidos e das

bases.

Experiência nº 3: Obtenção de um sal - Neutralização entre ácidos e

bases.

MATERIAL:

2 erlenmeyer de 50 ml; Solução de HCl 1M;

3 pipetas de 10 ml; Solução d NaOH 1M;

Solução de Fenolftaleína 0,1%; Solução de H2SO4 1M.

Procedimento:

a) Coloque 10 ml de solução de NAOH em um erlenmeyer e adicione 2

gotas de solução de fenolftaleína. Goteje solução de HCl com pipeta de

10 ml, até mudar a coloração. Anote o volume de solução HCl gasto:

A Figura 5 representa uma titulação, um processo muito utilizado nas

reações de neutralização entre ácidos e bases.

Figura 5: Equipamentos e vidrarias para titulação

Fonte: http://www.alunosonline.com.br/quimica/titulacao.html

Acesso em 08 de dezembro de 2013, às 14h50min.

Observação: para ter certeza que a solução está neutra, adicione novamente

1 gota de NaOH(aq). A cor deverá ficar vermelha. Adicione 1 gota de HCl(aq), a

solução deverá ficar incolor.

Questões:

1) Qual é o íon responsável pela cor vermelha da fenolftaleína?

2) Qual o íon que deve ser adicionado para neutraliza o OH-?

3) Como você explica, sendo o HCl um ácido extremamente forte e o

NaOH(aq) uma base extremamente forte, você obtém um sal que é dito

neutro?

Os íons OH- e H+ se atraem e se unem isto é:

H+(aq) + OH-

(aq) H2O( I ) chamada Reação de Neutralização.

Além dos íons da água, que outros íons devem estar na solução?

a) Qual a aparência e o sabor do produto final?

b) Que substância química que você tem em casa tem as características do

produto obtido?

Questões:

1) Considerando os volumes de solução de HCI e solução de H2SO4

necessários para neutralizar a solução de NaOH, a que você atribui a

diferença entre os volumes gastos?

2) Escreva as reações completas nos dois casos, acertando os

coeficientes:

3) Escreva apenas a reação entre os íons (Equação Iônica).

4) Pesquise em livros de ensino médio a classificação e a nomenclatura

dos sais.

Experiência nº 4: Óxidos

Outro grupo de substâncias que é considerado função inorgânica é o

grupo dos óxidos. São compostos de 2 elementos onde um deles é o oxigênio.

Esses compostos são muito abundantes e provavelmente estamos sempre em

contato com alguns deles. Exemplos H2O (óxido de hidrogênio ou água), CO2

(gás carbônico ou dióxido de carbono), CaO (cal virgem ou óxido de cálcio),

etc.

As combustões ao ar geralmente produzem algum óxido. Você já fez

isso muitas vezes em seu programa de estudos.

Faça numa das extremidades de um fio de cobre um pequeno anel.

Adicione cuidadosamente, sobre o anel, uma pequena quantidade de enxofre e

em seguida coloque m contato direto com a chama do bico de Bunsen (ou

lamparina) para provocar a sua combustão.

Quando iniciar a combustão do enxofre recolha num erlenmeyer de 50

ml o gás liberado durante a mesma. Tape com uma rolha. Adicione ao

erlenmeyer uma pequena quantidade de água, agite bem e teste a solução

obtida em solução fenolftaleína e alaranjado de metila.

Explicação: na combustão do enxofre houve a formação de um óxido gasoso,

o SO2. Este reagiu com a água para formar H2SO3.

S + O2 SO2

SO2 + H2O H2SO3

Pode ter-se formado também SO3 e nesse caso o ácido obtido é H2SO4:

SO3(g) + H2O(I) H2SO4

Segure um pedaço de magnésio com tenaz (ou pinça metálica) e

introduza a ponta do mesmo na chama do bico de Bunsen para provocar a sua

combustão.

Recolha o produto numa cápsula de porcelana. Após, adicione um

pouco de água ao produto da combustão do magnésio, agite e teste a solução

obtida com uma gota de fenolftaleína. Observe e anote.

Através da coloração do indicador, indique a que função química

pertence à solução testada.

Explicação: a combustão do magnésio formou o óxido de magnésio, de

coloração branca. Este reagiu com água para formar o hidróxido de magnésio

de coloração levemente cinza.

2Mg + O2 2MgO

MgO + H2O Mg(OH)2

O estudo das funções inorgânicas deve ter-lhe ensinado que não é

possível estudar separadamente os assuntos de química ou de qualquer doutra

ciência.

Vejamos: uma vez obtido o óxido você faz a reação com água, obtendo

ácidos e/ou hidróxidos. A reação de hidróxidos com ácidos produz os sais.

Avaliação: Nessa unidade temática o aluno poderá ser avaliado respondendo

as questões das práticas, bem como na discussão dos resultados, através de

pesquisas e provas escritas.

Referências

MALDANER, Otávio Aloísio. Roteiro de Aulas Práticas. -Química 1. Volume

1, Ijuí/RS: Editora Livraria UNIJUÍ, 1989.

MORTIMER, Eduardo Fleury; MACHADO, Andreia Horta. Química Ensino

Médio. 1° edição, Volume 1, São Paulo: Editora Scipiane, 2012

PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do

cotidiano. São Paulo, Editora Moderna, 1996.

WILDSON, Luiz P. dos Santos (col.) Química e Sociedade. Volume único. São

Paulo: Editora nova Geração, 2006.