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Fundamentos de Química Experimental - Apostilas - Química Part1, Notas de estudo de Química

Apostilas de Química sobre o estudo dos Fundamentos de Química Experimental, O método científico em ciências experimentais, Operações aritméticas com resultados experimentais, Densidade de Líquidos, Dissociação Eletrolítica, Indicadores e Tampões.

Tipologia: Notas de estudo

2013

Compartilhado em 20/06/2013

Pao_de_acucar
Pao_de_acucar 🇧🇷

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Baixe Fundamentos de Química Experimental - Apostilas - Química Part1 e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! Fundamentos de Química Experimental Mauricio Gomes Constantino Gil Valdo José da Silva Paulo Marcos Donate Autores: Mauricio Gomes Constantino Professor Associado do Departamento de Química da Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto da Universidade de São Paulo Gil Valdo José da Silva Professor Associado do Departamento de Química da Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto da Universidade de São Paulo Paulo Marcos Donate Professor Associado do Departamento de Química da Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto da Universidade de São Paulo Agradecimentos Os autores agradecem a todos os colegas, professores do Departamento e ex-docentes do curso, que prestaram inestimável colaboração para elaborar e garantir a qualidade do texto. Fundamentos de Química Experimental Índice Geral i Índice Geral Página Experimento 1: Introdução ao Laboratório Químico 1. Introdução 2. O método científico em ciências experimentais Experimento (a): as “caixas pretas” 3. Erros de medida – algarismos significativos Algarismos significativos Operações aritméticas com resultados experimentais Instrumentos de medida Experimento (b): medidas experimentais 4. Segurança no laboratório Regras para trabalhar em laboratório Observações Gerais 5. Caderno de anotações e relatórios Relatórios 6. Leitura Complementar: precisão, exatidão e erro sistemático 1 Experimento 2: Densidade de Líquidos 1. Densidade 2. Limpeza de material volumétrico 3. Secagem do material volumétrico (após lavar) Como secar 4. Medidas de volumes 5. Medidas de massa 6. Medidas de temperatura 7. Gráficos Como traçar bons gráficos Inclinação de retas em gráficos de dados experimentais 8. Parte experimental 9. Adendo 17 Experimento 3: Dissociação Eletrolítica 1. Introdução 2. O experimento 3. Crioscopia 4. As técnicas experimentais Pipetas Escoamento e retenção Bureta Bico de Bunsen 5. Parte Experimental 6. Elaboração dos resultados 7. Apêndice 33 Fundamentos de Química Experimental Índice Geral ii Experimento 4: Técnicas de Volumetria 1. Soluções – concentração Conversão de unidades Unidades de concentração menos comuns 2. Equivalente grama 3. Análise volumétrica - titulação Exemplo 1 – Ácido forte com base forte Exemplo 2 – Ácido forte com base fraca Padrões primários Como varia o pH durante a titulação 4. Operação de equipamento volumétrico 5. Parte experimental 49 Experimento 5: pH - Indicadores e Tampões 1. Determinação de pH pHmetro Cuidados com o manejo do pHmetro Indicadores 2. Solução tampão Ácido fraco + sal do ácido Base fraca + sal da base Como calcular o pH da solução tampão 3. Parte experimental A. Soluções de pH conhecido e indicadores B. Solução tampão C. Determinação do pK de amostra desconhecida 61 Experimento 6: Cristalização e Recristalização 1. Introdução Solubilidade Equilíbrio dinâmico Curvas de solubilidade Cristalização Separação de misturas e purificação 2. A teoria da cristalização seletiva Temperatura Quantidade de solvente É possível separar ambos os sólidos em estado puro? 1. Curvas que não se cruzam 2. Curvas que se cruzam 3. A teoria da recristalização 4. As técnicas experimentais 4.1. Filtração Lavar o sólido Desligar o sistema de vácuo Transferência eficiente do sólido Secagem do sólido 4.2. Recristalização 5. Parte experimental 5.1. Cristalização seletiva 5.2. Recristalização do ácido benzóico 5.3. Solubilidade de amostra desconhecida 77 Fundamentos de Química Experimental Índice Geral iii Experimento 7: Síntese de Aspirina 1. Introdução 2. Preparações ou sínteses a) Solvente b) Catalisador c) Velocidade das reações d) Reações secundárias e) Excesso de um reagente f) Rendimento 3. Ponto de fusão 4. Solubilidade 5. Técnicas experimentais Capilares O aparelho 6. Parte experimental 6.1. Preparação da aspirina 6.2. Teste de solubilidade 6.3. Determinação do ponto de fusão 6.4. Amostra desconhecida 95 Experimento 8: Ponto de Ebulição - Destilação 1. Introdução 2. A teoria da destilação Pressão de vapor Ponto de ebulição Superaquecimento – ebulição tumultuosa Destilação fracionada Misturas azeotrópicas 3. Técnicas experimentais Destilação simples Destilação fracionada 4. Parte experimental 105 Experimento 9: Destilação a Vapor 1. Introdução 2. Teoria da destilação a vapor Exemplo 1 Aspectos práticos da destilação a vapor Exemplo 2 Simplificação dos cálculos Exemplo 3 3. Técnicas experimentais Método indireto Método direto Uso de separadores Extração Escolha do material a ser destilado 4. Parte experimental 121 Fundamentos de Química Experimental Índice Geral vi Experimento 15: Cinética Química 1. Introdução Influência da temperatura na velocidade das reações 2. O experimento 3. Parte experimental 3.1. Reações à temperatura ambiente 3.2. Reações em outras temperaturas a) Temperatura de banho gelo-água b) Temperatura intermediária 203 Experimento 16: Planejamento e Execução de Reações Químicas 1. Introdução 2. Reações inorgânicas em solução 1) Formação de um produto insolúvel 2) Formação de um produto gasoso 3) Formação de um produto pouco dissociado 3. Planejamento 4. Parte experimental 213 Bibliografia 221 Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 1 Experimento 1 (em sala de aula) Introdução ao Laboratório Químico Conteúdo 1. Introdução 2. O método científico em ciências experimentais Experimento (a): as “caixas pretas” 3. Erros de medida – algarismos significativos Algarismos significativos Operações aritméticas com resultados experimentais Instrumentos de medida Experimento (b): medidas experimentais 4. Segurança no laboratório Regras para trabalhar em laboratório Observações Gerais 5. Caderno de anotações e relatórios Relatórios 6. Leitura Complementar: precisão, exatidão e erro sistemático 1. Introdução A Química é uma ciência experimental e se ocupa especialmente das transformações das substâncias, de sua composição e das relações entre estrutura e reatividade. Os princípios fundamentais em que a Química se apóia são baseados em fatos experimentais, razão pela qual o estudante deve dedicar grande parte de seu esforço de aprendizagem a aperfeiçoar-se em métodos de execução de trabalho experimental. Neste curso, uma importante finalidade dos experimentos que são executados pelos alunos durante o seu período de trabalho no laboratório será de adquirir um conhecimento básico sobre diversos métodos e técnicas experimentais que posteriormente serão necessários em outros cursos experimentais, de Química Orgânica, Química Inorgânica, Química Analítica, Físico-Química e Bioquímica. A finalidade principal, porém, é de levar o estudante a dar seus primeiros passos no método científico de trabalho experimental, um método baseado em princípios simples de lógica, e que tem se mostrado muito eficiente nos últimos séculos, resultando no extraordinário desenvolvimento da ciência que temos nos dias de hoje. 2. O método científico em ciências experimentais “Método científico” é uma expressão de significado muito amplo, que já foi tema de vários livros e certamente será de muitos outros. Neste texto abordaremos apenas uma parte muito restrita, que nos diz respeito mais diretamente, e procuraremos resumir e simplificar ao máximo. Para elaborar uma ciência experimental como a Química começamos sempre por observar os fenômenos, sejam eles de ocorrência natural ou provocados. Você pode imaginar o homem pré-histórico observando o fogo e seus efeitos, exemplos típicos de fenômenos químicos. O próximo passo é uma operação puramente mental: procura-se explicar o fenômeno, ou seja, procura-se estabelecer relações entre causa e efeito, procura-se responder a questões do tipo: Como? Por quê? Qual a conseqüência?, etc. À explicação que se puder formular dá-se o nome de Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 2 hipótese (ou teoria, quando é mais elaborada). Essa primeira hipótese é, certamente, provisória (pois facilmente pode não ser uma boa explicação para o fenômeno), e deve ser verificada. A verificação consiste em prever algum resultado baseado na possível veracidade da hipótese, e realizar um experimento ou observação que mostre que a previsão se confirma. Vamos dar um exemplo para facilitar a compreensão da seqüência. Digamos que dois homens pré-históricos observam o fogo e verificam que parte da matéria (a matéria que hoje chamamos de vegetal) se queima, enquanto que as pedras não se queimam. Um deles formula a seguinte hipótese: “as pedras não se queimam porque, para se queimar, a coisa tem que ser antes bem aquecida, e as pedras são frias e não se aquecem”. Ora, é fácil verificar que essa hipótese não se confirma; basta ao homem chegar perto de uma das pedras que estiveram no fogo para perceber que a pedra estará bem quente. Se o homem fosse bom observador teria também observado anteriormente que as pedras que ficam expostas ao sol ficam bem quentes, o que estaria em conflito com sua hipótese. O outro homem pré-histórico formula sua hipótese dessa forma: “as pedras não se queimam porque as pedras caíram das estrelas, e as coisas que caem das estrelas não se queimam”. E agora? Não é fácil verificar uma hipótese assim. Hipóteses que não tenham como serem confirmadas têm, em geral, pouco valor em ciência. A tendência dos cientistas é de ignorar tais hipóteses, dizendo que elas não são explicações, mas são apenas uma maneira de fugir do problema de procurar uma boa hipótese. Algumas ciências, como a Astronomia (e também a Química, se você pensar nas reações que devem ocorrer no centro da Terra ou no interior do Sol) enfrentam grandes dificuldades por não terem como verificar muitas de suas teorias. As verificações de uma hipótese, se a confirmarem sempre, acabam por promovê-la a teoria e depois a princípio. Se não confirmarem, é comum que as próprias verificações forneçam pistas para a formulação de outras hipóteses, que devem então entrar no círculo das verificações. O exemplo dado acima já mostra outro aspecto que representa uma grande dificuldade para o trabalho científico: em geral é possível formular um número muito grande de hipóteses para explicar o mesmo fenômeno; um dos trabalhos mais cansativos consiste em ir eliminando uma boa parte delas (por exemplo, por não poderem ser verificadas, ou por estarem em conflito com alguma teoria já aceita, ou por estarem em conflito com observações anteriormente realizadas, etc.), e verificar depois o que restar. É importante, neste ponto, considerar que uma boa hipótese tem que explicar todos os fatos observados. Uma outra maneira de abordar o método científico consiste em encarar a ciência como um conjunto de modelos. O que chamamos de explicações é, pela nossa maneira de pensar, uma comparação de um fenômeno desconhecido com algo que conhecemos de nossa experiência anterior, abstraindo alguns aspectos comuns e construindo em nossa mente o que chamamos de modelo. Assim, não podemos ver as moléculas, nem temos um conhecimento muito exato de sua constituição; para explicar as vibrações moleculares, portanto, recorremos a um modelo: imaginamos as moléculas como bolas ligadas por molas e assim podemos “compreender” como são as vibrações. Nenhum modelo é perfeito, e os adeptos dessa abordagem dizem que o objetivo da ciência é aperfeiçoar continuamente os modelos, tentando chegar à perfeição. Assim, como as “bolas” do modelo anterior não podem explicar as Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 5 Naturalmente, usando a mesma régua e o mesmo procedimento, como o erro absoluto permanece o mesmo, o erro relativo será menor para medidas maiores. Por exemplo, para 29,65 ± 0,05 cm: %17,0100 65,29 05,0 ±=× ± = cm cmrelativoerro Algarismos significativos A maneira correta de expressar resultados experimentais é a mostrada acima. No entanto, escrever cada número acompanhado do valor do erro absoluto (com o sinal ± entre os dois) acaba complicando demais os textos, e em geral se adotam sistemas mais simplificados, deixando implícito o valor do erro, ou explicitando-o apenas para um número, ficando entendido que os demais números têm o mesmo erro, ou outras possibilidades. Num aspecto, porém, não se admite nenhuma simplificação: os resultados experimentais têm obrigatoriamente que ser escritos com o número correto de algarismos significativos. O que são algarismos significativos? Com exceção dos zeros localizados à esquerda, todos os demais algarismos de um número são significativos, e serão interpretados pelo leitor como resultados de medidas; se isto não for verdade, você estará iludindo o leitor ao escrever esses algarismos. Você deve escrever apenas (e deve escrever todos) os algarismos que representam resultados reais de medidas. Tomemos como exemplo a medida anteriormente mencionada, 8,3 mm. Trata-se de um número com dois algarismos significativos, e está corretamente representado (o leitor sempre subentende também que há algum erro sobre o último algarismo da direita). Seria, porém, um erro grosseiro escrever esse resultado como 8,376 mm, ou como 8 mm (você, afinal, empenhou-se em avaliar aproximadamente o último algarismo, e deve escrevê-lo). Ainda com o mesmo exemplo, podemos também escrever o resultado como 0,83 cm ou 0,083 m; os algarismos significativos continuam sendo 2 (os que foram medidos) e os zeros à esquerda não contam porque são apenas “posicionadores”. Não podemos, porém, adotar a mesma interpretação para os zeros à direita de algum algarismo significativo; não podemos usar os zeros à direita como “posicionadores”. Por quê não? Porque “zero” pode ser o resultado de alguma medida; precisamos do zero, colocado à direita de algum significativo, para expressar o resultado “0” de alguma medida, portanto precisamos que “zero” à direita de algum significativo seja também um algarismo significativo. Por exemplo, suponha que você mediu a largura de duas folhas de papel com a mesma régua usada anteriormente, graduada em milímetros, e encontrou os valores 20 cm e 16,73 cm. Veja que coisa estranha: ao olhar para os números escritos acima um leitor não poderia perceber que foram medidos com o mesmo instrumento. Para um dos resultados ele sabe com “certeza” o valor da casa dos milímetros e tem uma estimativa para a casa dos décimos de milímetro; para o outro número não há nenhuma estimativa nem para a casa dos milímetros! O resultado 20 cm, escrito assim, parece ter sido medido com uma régua graduada apenas em decímetros! Se você mediu corretamente, encontrando o valor de 20 cm sem nenhum milímetro a mais ou a menos, e sem nenhum décimo de milímetro a mais ou Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 6 a menos, você deve então escrever o resultado como 20,00 cm. Assim o leitor saberá que os milímetros foram medidos e os décimos de milímetro foram pelo menos avaliados, sendo que o resultado foi zero para ambas as casas (a propósito, foi zero também para a casa dos centímetros). Como você viu, há necessidade de considerar o zero à direita como significativo, portanto ele não pode ser usado como posicionador à direita. A velocidade da luz é de 299.792,9 ± 0,8 km/s, de acordo com certa medida experimental. Se quisermos escrever esse número com apenas 1 algarismo significativo, como faremos? Não podemos escrever 300.000 km/s, pois isso dá a impressão de que os zeros escritos foram medidos, o que não é verdade. Para escrever esse número corretamente precisamos recorrer à notação exponencial: 3 × 105 km/s, ou 3 × 108 m/s. O próprio resultado experimental mostrado acima não pode ser escrito corretamente em m/s sem recorrer à notação exponencial: 2,997929 × 108 m/s. Essa é a principal razão pela qual a notação exponencial é muito utilizada em ciências experimentais: ela nos permite escrever os números com o número correto de algarismos significativos, em qualquer unidade e em qualquer caso. Operações aritméticas com resultados experimentais Soma e subtração envolvendo resultados experimentais são feitas normalmente, com todos os algarismos significativos; no resultado, porém, os algarismos à direita são conservados apenas se, nas colunas a que correspondem, todos os valores somados possuírem algarismos significativos. Por exemplo, vamos empilhar quatro caixas cujas alturas são: 60,4 cm; 9,37 cm; 32 cm; 55,79 cm. Qual será a altura da pilha? Supondo que os dados acima foram fornecidos com o número correto de algarismos significativos, teremos: 060,4 + 009,37 032 055,79 157,56 O resultado acima é o que forneceria sua calculadora, mas não pode ser oferecido como resposta à questão feita. A resposta correta é 158 cm, onde você já pode ver também uma ilustração da aproximação: ao desprezar algarismos à direita, se o mais próximo ao último algarismo que fica for igual a 5 (ou maior do que 5), o último que fica deve ser aumentado de uma unidade. Faça você agora contas semelhantes para os casos em que as caixas medem: a) 11,03 cm; 12,5 cm; 31,1 cm b) 60,47 cm; 1,3 m; 1,175 m Se você achou 54,6 cm para o caso (a) e 3,1 m para o caso (b), então já compreendeu. Caso contrário, estude novamente o texto anterior até entender. Multiplicações e divisões também são feitas com todos os algarismos. No resultado, porém, conserva-se apenas o número de algarismos significativos igual ao do operando que tiver o menor número de algarismos significativos. Exemplos: Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 7 [ ] [ ] [ ] gOHdemassa OHdamolarmassaOHdequantidadeOHdemassa mL mL g g densidade massavolume OHdamolarmassa OHdemassaOHdequantidade 1 2 222 2 2 2 101412,14015,188,0 8,1878205357,18 12,1 0359,21 97,1965029142,1 015,18 4,35 ×==×= ×= ==== ==== Como você pode ver pelo último exemplo essa regra é um pouco exagerada para certos casos. Na tabela 1.1 a seguir são dados os valores de massa de H2O correspondendo à quantidade da substância água, sendo que esta (a quantidade) é dada com apenas 1 algarismo significativo. Tabela 1.1 Massa de H2O correspondendo à sua quantidade (para ilustrar algarismos significativos) Massa Quantidade de H2O (mol) a) resultado do cálculo b) com apenas 1 algarismo significativo c) com 2 algarismos significativos 0,1 1,8015 2 g 1,8 g 0,2 3,603 4 g 3,6 g 0,3 5,4045 5 g 5,4 g 0,4 7,206 7 g 7,2 g 0,5 9,0075 9 g 9,0 g 0,6 10,809 1 × 101 g 11 g 0,7 12,6105 1 × 101 g 13 g 0,8 14,412 1 × 101 g 14 g 0,9 16,2135 2 × 101 g 16 g Observe a tabela: conservando apenas 1 algarismo significativo no resultado, o resultado é idêntico para os valores de (0,6), (0,7) e (0,8) moles, o que naturalmente não está correto. Com esta regra, muito simplificada, você estaria roubando o significado do algarismo significativo da quantidade de substância, pois tanto faz ele ser 6, 7 ou 8 que a massa dá o mesmo resultado. Por isso é admissível em certos casos (como este) colocar mais um algarismo, fornecendo o resultado com 2 algarismos significativos em vez de 1. Não vamos entrar em mais detalhes, pois este assunto é complexo demais para nosso curso; basta que você se lembre que a regra é muito simplificada, e que é admissível escrever um algarismo a mais se você achar que o número dado pela regra é insatisfatório. Um outro aspecto muito importante é que o “número de algarismos significativos” refere-se apenas a medidas experimentais, ou a valores como números irracionais, por exemplo. Existem valores que são exatos, e podem ser considerados como tendo um número infinito de algarismos significativos que, no entanto, não escrevemos. Por exemplo, dado o raio de uma circunferência, calcule seu diâmetro; você vai ter que multiplicar o raio por 2, mas guardará tantos algarismos Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 10 que o bulbo fique no fluxo de ar que sai de sua boca. O que acontece com a temperatura marcada? Com os demais instrumentos você não realizará medidas. Você deve apenas estudá-los e responder com quantos algarismos significativos você deve escrever o resultado da medida feita com cada um deles (para os instrumentos graduados, suponha que o volume que está sendo medido está próximo do centro da escala). 4. Segurança no laboratório Todo laboratório químico é potencialmente palco de acidentes, a maioria de pequena importância, porém alguns de graves conseqüências. Estes assim chamados "acidentes" não acontecem por acaso, geralmente são conseqüência de imperícia, negligência, desatenção ou falta de conhecimento do trabalho que se vai realizar. Logo a seguir são apresentadas algumas regras de segurança para trabalho em laboratório químico. Uma observação rigorosa das precauções indicadas nessas regras evitará a maioria dos acidentes e auxiliará os alunos a adquirirem os hábitos de segurança que serão de inestimável valor, não só no laboratório como em qualquer outro local. Condições seguras de trabalho nos laboratórios devem ser estabelecidas e mantidas através de conhecimento dos riscos envolvidos e do desenvolvimento de procedimentos de trabalho adequados. A segurança não pode ser garantida unicamente por um conjunto de regras operacionais, mas resulta da conscientização e esforços de todos para eliminar condições e atos impróprios que possam provocar acidentes. REGRAS PARA TRABALHAR EM LABORATÓRIO 1. Seguir rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 2. Nunca trabalhar sozinho no laboratório. 3. Não brincar no laboratório. 4. Em caso de acidente, procurar imediatamente o professor, mesmo que não haja danos pessoais ou materiais. 5. Encarar todos os produtos químicos como venenos em potencial, enquanto não verificar sua inocuidade, consultando a literatura especializada. 6. Não fumar no laboratório. 7. Não beber nem comer no laboratório. 8. Usar avental apropriado. 9. Não usar “shorts”. 10. Não colocar sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos ou qualquer material estranho ao trabalho que estiver realizando. Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 11 11. Caso tenha cabelos longos, mantenha-os presos durante a realização dos experimentos. 12. Trabalhar calçado e nunca de sandálias. 13. Não usar lentes de contato. 14. Não deixar os frascos de reagentes destampados. 15. Nunca deixar frascos contendo solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter, por exemplo) próximos à chama. 16. Nunca deixar frascos contendo solventes inflamáveis expostos ao sol. 17. Não colocar frascos abertos contendo reagentes químicos no refrigerador ou local não ventilado. Não guardar material tóxico volátil em refrigerador ou local não ventilado, mesmo que o frasco esteja tampado. 18. Antes de usar qualquer reagente, ler cuidadosamente o rótulo do frasco para ter certeza de que aquele é o reagente desejado. 19. Marcar de modo correto os frascos que contêm reagentes. 20. Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 21. Nunca aquecer o tubo de ensaio, apontando sua extremidade aberta para um colega ou para si mesmo. 22. Nunca aquecer reagentes de qualquer espécie em sistemas fechados. Deve-se ter certeza que o sistema está aberto para o meio externo antes de iniciar o aquecimento. 23. Não aquecer líquidos inflamáveis em chama direta. 24. Nunca adicionar sólido (pedrinhas de ebulição, carvão, etc) em um líquido aquecido; isto pode resultar em uma ebulição violenta se o líquido estiver super- aquecido. 25. Dedicar especial atenção a qualquer operação que necessitar aquecimento prolongado ou que liberar grande quantidade de energia. 26. Apagar sempre os bicos de gás que não estiverem em uso. 27. Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência do frio. 28. Evitar contato de qualquer substância com a pele. 29. Caindo produto químico nos olhos, boca ou pele, lavar abundantemente com água. A seguir, procurar o tratamento específico para cada caso. Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 12 30. Se algum ácido ou produto químico for derramado, lavar o local imediatamente. 31. Saber a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio e lavadores de olhos. 32. Nunca testar um produto químico pelo sabor (por mais apetitoso que ele possa parecer). 33. Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja necessário, não colocar o frasco sob o nariz. Deslocar com a mão, para a sua direção, os vapores que se desprendem do frasco. 34. Ao preparar soluções aquosas diluídas de um ácido, colocar o ácido concentrado na água, nunca o contrário. 35. Nunca pipetar líquidos cáusticos ou tóxicos diretamente, utilize pipetadores. 36. Não jogar nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 37. Não jogar resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados para isso. 38. Não jogar vidro quebrado ou lixo de qualquer espécie nas caixas de areia. Também não jogar vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos de vidro. 39. Nunca tornar a colocar no frasco uma droga retirada em excesso e não usada. Ela pode ter sido contaminada. 40. Verificar se os cilindros contendo gases sob pressão estão presos com correntes ou cintas. 41. Verificar se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação química. 42. Lubrificar tubos de vidro, termômetros, etc, antes de inserí-los em rolhas e proteger sempre as mãos com um pano. 43. Caso esteja usando um aparelho pela primeira vez, ler sempre o manual antes. 44. Consultar o professor antes de fazer qualquer modificação no andamento da experiência e na quantidade de reagentes a serem usados. 45. Sempre que necessário proteger os olhos com óculos e as mãos com luvas. 46. Ao se retirar do laboratório, verificar se não há torneiras (água ou gás) abertas. Desligar todos os aparelhos, deixar todo o equipamento limpo e lavar as mãos. 5. Caderno de anotações e relatórios Todo trabalho de laboratório envolve no mínimo 3 etapas: Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 15 quanto mais próximos uns dos outros forem os vários resultados, menor é o desvio- padrão e maior a precisão do método. Quando temos em mãos um conjunto de medidas em que os valores diferem muito pouco uns dos outros, temos então um método de alta precisão (alta reprodutibilidade); a tendência normal é de achar que o valor médio das medidas está muito próximo do valor verdadeiro daquela grandeza que está sendo medida. Isto é, até certo ponto, correto, mas é preciso verificar se não há algum erro sistemático envolvido. No caso do experimento que envolve pesagem do bicarbonato de potássio e do resíduo após o aquecimento: a balança pode estar apresentando um defeito, ou pode estar descalibrada, de forma que massas iguais fornecem leituras realmente iguais (ou muito próximas umas das outras), mas todas elas estão bem longe do valor verdadeiro. A ocorrência deste tipo de problema pode ser verificada repetindo o experimento mas usando outras balanças para as pesagens, ou verificando o bom funcionamento de sua balança pesando alguns padrões. De qualquer forma, você deve perceber que existem dois aspectos diferentes quando tentamos estabelecer a confiabilidade de dados experimentais: a precisão e a exatidão; um conjunto de medidas do mesmo fenômeno pode ter um pequeno desvio-padrão, indicando precisão bem alta, mas mesmo assim pode não ter boa exatidão, pois os dados, mesmo reprodutíveis, estão todos fora do valor verdadeiro devido a algum erro sistemático. Para facilitar futuras referências, damos a seguir um pequeno resumo do significado dos principais termos abordados acima. Precisão (Precision, em inglês): é uma medida da reprodutibilidade de um método; para um conjunto de várias medidas de um mesmo fenômeno, podemos usar o desvio- padrão para avaliar a precisão de um método. Exatidão (Accuracy, em inglês): é uma medida de quanto um resultado está próximo do valor verdadeiro. Na ausência de erros sistemáticos, a exatidão pode ser avaliada pela precisão. Erro sistemático (Systematic error, em inglês): “um erro que decorre de um vício no processo de medida, não tendo, por isso, caráter aleatório; erro constante”. Fundamentos de Química Experimental Introdução ao Laboratório Químico - Experimento 1 16 Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 17 Experimento 2 Densidade de Líquidos Conteúdo 1. Densidade 2. Limpeza de material volumétrico 3. Secagem do material volumétrico (após lavar) Como secar 4. Medidas de volumes 5. Medidas de massa 6. Medidas de temperatura 7. Gráficos Como traçar bons gráficos Inclinação de retas em gráficos de dados experimentais 8. Parte experimental 9. Adendo 1. Densidade Materiais homogêneos em geral, nas quantidades que habitualmente manipulamos, apresentam uma razão constante entre sua massa e seu volume; a essa razão, que pode ser definida como “massa por unidade de volume”, chamamos de densidade absoluta ou de massa específica do material. Representamos a densidade por ρ: Vmou V m ρρ == Evidentemente, dá no mesmo dizer que a massa de um material homogêneo é proporcional a seu volume, sendo a constante de proporcionalidade chamada de densidade absoluta. 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 1,00 × 103 g; sua densidade então é 1,00 kg/L = 1,00 g/mL. Densidade relativa de um material é a relação entre sua massa específica e a massa específica de outro material tomada como padrão para comparação (a água é a substância mais usada para essa finalidade; como sua densidade é 1,00 g/mL, a densidade relativa de um material em relação à água é numericamente igual à sua densidade absoluta, pelo menos com os 3-4 algarismos significativos que normalmente utilizamos). A determinação da densidade de líquidos é muito simples, pois podemos medir com relativa facilidade tanto a sua massa como seu volume. Já não se pode dizer o mesmo de sólidos e gases, pois precisamos usar técnicas mais elaboradas para medir o volume de sólidos ou para medir a massa dos gases. Em geral, para sólidos ou gases, é mais simples medir a densidade relativa. Como exercício, você pode imaginar métodos para medir volumes de sólidos, massas de gases, e densidades relativas. Além da facilidade mencionada, 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. Não usaremos densímetros neste experimento, porque nossa finalidade é aprender a fazer as medidas mais fundamentais. O que estivemos dizendo até aqui sobre densidade presume que a temperatura seja definida e constante. Sabemos que, ao variar a temperatura, o Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 20 Os dois exemplos acima ilustram casos em que não há prejuízo da medida quando o material volumétrico está molhado com o mesmo líquido cujo volume se vai medir. Digamos agora que você vai usar um balão volumétrico para preparar uma solução 0,1000 mol/L de cloreto de sódio: você vai pesar a quantidade correta de cloreto de sódio, colocá-la no interior do balão, acrescentar água para dissolver e (depois de dissolvido) juntar mais água até completar o volume. Ora, você vai mesmo acrescentar grandes quantidades de água para fazer sua solução, portanto não faz nenhuma diferença se o balão está ou não molhado com água (mas não poderia estar molhado com acetona ou com álcool, pois aí esses solventes seriam incorporados à sua solução). Como você vê, cada caso deve ser considerado individualmente. Use seu bom senso para decidir e, como já dito anteriormente, na dúvida, seque. Até este ponto, mencionamos apenas os problemas que o material molhado pode causar para a sua própria medida. Há um problema mais grave: material molhado pode estragar as medidas dos outros. Se você mergulhar, por exemplo, uma pipeta molhada dentro do frasco de solução de NaOH 0,09873 mol/L cuidadosamente preparada e titulada pelo técnico, estará diluindo essa solução e introduzindo erros nas medidas de seus colegas que vão utilizar essa solução depois. Mesmo que essa solução fosse só sua, você a estaria estragando para suas próprias futuras medidas. Portanto, tome como regra básica: nunca mergulhar material de vidro possivelmente molhado ou contaminado no frasco original para retirar soluções; derrame uma pequena quantidade em um béquer ou erlenmeyer, e pipete a partir desse outro recipiente. E, naturalmente, não devolva o excesso ao frasco original, para evitar contaminações. Como secar Material volumétrico não deve ser fortemente aquecido, pois poderia perder sua aferição. Admite-se, porém, um aquecimento suave, como em estufa a no máximo 80 °C, ou com um secador de cabelos. É preferível secar o material volumétrico à temperatura ambiente, mas para isso é necessário tempo (geralmente de um dia para o outro). Se você tiver que secar algum material volumétrico em pouco tempo, enxágüe-o antes com acetona ou álcool, deixe escorrer bem e coloque na estufa a 80 °C, ou seque com o secador de cabelos. 4. Medidas de volumes De um modo geral, para medidas aproximadas de volume de líquidos, usam-se cilindros graduados ou provetas, enquanto que, para medidas precisas, usam- se pipetas, buretas e balões volumétricos, que constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante e a temperatura padrão de calibração é de 20 ou 25 °C. Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 21 Proveta Balão volumétrico Pipeta Bureta A medida do volume é feita comparando-se o nível do líquido com os traços marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na tangente ao menisco, estando a linha de visão do operador perpendicular à escala graduada, para evitar erro de paralaxe. Com líquidos escuros a leitura é feita na parte superior do menisco. 5. Medidas de massa As medidas de massa são feitas com balanças, que geralmente são os aparelhos de maior precisão em laboratórios químicos, e são também dos mais delicados. As balanças são usualmente classificadas de acordo com sua precisão, sendo os seguintes os tipos mais comuns: Semi-analítica Precisão de 10 mg (0,01 g), capacidade 300-500 g; Analítica Precisão de 0,1 mg (0,0001 g), capacidade 150-200 g. Há muitos outros tipos de balanças, com diferente precisão e capacidade. Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 22 Quanto ao modo como funcionam, as balanças de laboratório são de dois tipos: mecânicas e eletrônicas. As balanças mecânicas comparam a massa do que se quer “pesar” com a massa de “pesos” padrões; hoje em dia quase todas as balanças têm seus “pesos” dentro de uma caixa fechada, e eles são colocados sobre o travessão ou retirados por meio de botões externos. As balanças eletrônicas dispõem de um sensor de pressão colocado sob o prato; a informação elétrica fornecida pelo sensor é convertida eletronicamente para leitura direta do peso em um mostrador digital. Balanças eletrônicas são, em geral, muito mais fáceis de operar. Você praticamente só tem que lembrar de coisas bem básicas, como ligar a balança e verificar o zero (ou zerar) antes de colocar o objeto a ser pesado no prato. É possível, também, fazer a operação de tarar um recipiente: produtos químicos não podem ser colocados diretamente no prato da balança, mas devem ser pesados sobre um pedaço de papel manteiga (sólidos, apenas!) ou no interior de um frasco de vidro, como um pesa-filtros ou um béquer, etc. Suponhamos que você vai usar um pedaço de papel: é claro que seria necessário, antes, pesar o papel, para depois subtrair esse peso do total e obter o peso do produto químico que foi colocado sobre o papel. Nas balanças mecânicas você tem que fazer isso mesmo, obrigatoriamente.* Nas eletrônicas, porém, você pode colocar o papel sobre o prato e zerar a balança com o papel em cima, operação chamada de “tarar”; ao colocar o produto químico, o mostrador digital já dará o seu peso, não sendo necessário subtrair o peso do papel. As balanças mecânicas em geral são menos robustas e exigem muito mais cuidado para sua operação: é preciso não esquecer de usar trava e semi-trava corretamente, jamais pondo ou tirando objetos do prato com a balança destravada, sob pena de inutilizar o instrumento. Alguns cuidados básicos para operação de balanças, qualquer que seja seu tipo, incluem: 1) Não iniciar uma pesagem se o prato estiver sujo. Com a balança travada, limpar o prato com o pincel. Se o prato estiver molhado, enxugue com papel higiênico e comunique ao professor. 2) Não colocar produtos químicos diretamente no prato. Se cair acidentalmente, trave a balança e limpe com o pincel. Se for líquido, enxugue com papel higiênico e comunique ao professor. 3) Não apóie seu corpo sobre a mesa da balança; elas são sensíveis ao nivelamento e darão resultados errados se desniveladas. Pela mesma razão, não tire a balança do lugar (não pode nem mesmo arrastar “só um pouquinho”). 4) Verifique o nível das balanças antes de iniciar a pesagem. 5) Não pesar objetos que estejam molhados pelo lado de fora. 6) Não pesar objetos quentes ou frios (pesagens em temperatura diferente da ambiente requerem cuidados especiais). Balanças analíticas, aquelas que podem pesar até 0,1 mg, são especialmente sensíveis e exigem outros tantos cuidados; seu prato fica encerrado dentro de uma caixa com portas de vidro, para que as correntes de ar não perturbem a pesagem. Geralmente não é possível ler o peso com portas abertas, porque o prato da balança fica oscilando e não produz leitura estável. Cuidados especiais com balanças analíticas: * Na verdade, existem balanças mecânicas que também possuem sistemas para tarar recipientes, mas não são tão comuns. Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 25 0 10 20 30 40 50 0,988 0,990 0,992 0,994 0,996 0,998 1,000 Densidade da água D en si da de (g /c m 3 ) Temperatura (°C) Figura 2.1. Densidade da água a várias temperaturas (dados da tabela 2.1) Em seguida, considere a tabela 2.2, similar à tabela 2.1, mas contendo a densidade do mercúrio. Nessa tabela um dos valores foi propositadamente escrito errado. Tente achar o número errado examinando somente a tabela para ver como essa tarefa é aborrecida e cansativa. Considere ainda que você foi avisado de que havia um número errado; imagine a dificuldade que você teria para perceber o erro na tabela se você nem soubesse que existia um erro. Tabela 2.2 Densidade do mercúrio a várias temperaturas (com um ponto errado) t (°C) ρ (g/cm3) t (°C) ρ (g/cm3) 0 13,595 08 24 13,536 06 2 13,590 15 26 13,531 17 4 13,585 22 28 13,526 26 6 13,580 29 30 13,521 37 8 13,575 36 32 13,516 47 10 13,570 44 34 13,511 58 12 13,565 52 36 13,506 70 14 13,560 60 38 13,501 82 16 13,555 70 40 13,496 93 18 13,556 79 42 13,492 07 20 13,545 88 44 13,487 18 22 13,540 97 46 13,482 29 Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 26 Dirija-se agora ao final deste texto, onde você encontrará um gráfico (denominado figura 2.2) feito com os dados da tabela 2.2. Veja com que facilidade você percebe que há um ponto errado e qual é o ponto errado. É evidente, também, que você perceberia instantaneamente o erro, mesmo que não soubesse de antemão de sua existência. Observe, também, que este erro não necessariamente tem que ser erro de medida experimental, mas pode ser erro de transcrição; uma pessoa, copiando dados de tabelas (principalmente se forem escritas a mão), facilmente lê “6” onde está escrito “0”, ou inverte dois algarismos, etc. Os gráficos ajudam muito a localizar esses erros. Como traçar bons gráficos É comum que estudantes não compreendam bem as finalidades de um gráfico e, como conseqüência, construam gráficos despropositados que têm pouca ou nenhuma utilidade. Comece por definir o tamanho aproximado de seu gráfico. Muitas vezes não é necessário usar a folha inteira de papel milimetrado, que é muito grande e pode resultar em grande dispersão de seus (poucos) pontos, trazendo mais dificuldades do que benefícios. É comum que se consiga traçar bons gráficos em meia folha. Localize em seguida, na sua tabela de dados, os valores máximos e mínimos de suas duas variáveis. A parte mais difícil vem agora: estabelecer as escalas em cada um dos dois eixos. Para começar, ignore totalmente os números que vêm marcados no papel. Eles nunca coincidem com os valores que você tem que usar, e devem ser tratados como se não existissem. Apenas conte os milímetros em cada eixo, para saber de quantos você dispõe. As escalas devem ser traçadas de maneira que: 1) Todos os pontos caibam no gráfico. 2) Em cada eixo, a distância entre o menor e o maior valor (dos pontos que você vai colocar no gráfico) deve ser de pelo menos 75% do tamanho total do eixo. 3) A escala deve ser legível, isto é, você tem que ser capaz de localizar qualquer valor na escala, não apenas aqueles que correspondem a seus pontos. Para satisfazer o requisito (3) acima, você deve procurar estabelecer uma escala que coincida o mais possível com as linhas dos milímetros. Por exemplo: cada centímetro vale 100 g (assim, cada milímetro vale 10 g), ou cada 2 cm valem 100 g (assim cada milímetro vale 5 g), darão boas escalas. Uma escala que já não seria tão boa, mas poderia ser aceitável se necessário, seria aquela em que cada 3 cm valessem 100 g (cada 3 mm valeriam 10 g, e como é que se divide 3 mm em dez partes?); é comum que você acabe por concluir que, num caso assim, é melhor fazer o gráfico um pouco maior, fazendo cada 4 cm valerem 100 g. Seria totalmente descabida, porém, uma escala em que 13 mm valessem 10 g; aí não há praticamente Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 27 nenhuma coincidência das linhas com a escala, que se torna um absurdo ilegível sem nenhuma utilidade. Finalmente, tendo escolhido sua escala, você deve fazer pequenos traços nos eixos, escrevendo números que permitam ler com facilidade qualquer ponto. Tome como exemplos as figuras 2.1 e 2.4 deste texto. Você vê como é fácil ler qualquer valor nesses gráficos? Faça seus gráficos assim. Inclinação de retas em gráficos de dados experimentais Você já sabe, de seus cursos de matemática, que a equação da reta tem a forma y = ax + b, sendo “b” o parâmetro linear (onde a reta corta o eixo y, ou o valor de y para x = 0) e “a” é o parâmetro angular, conhecido como inclinação da reta, e numericamente igual à tangente trigonométrica do ângulo que a reta forma com o eixo x. a = tgα = Δy/Δx α Δy Δx y = ax+b x y b Figura 2.3. Reta e seus parâmetros (em um gráfico “matemático”) Ocorre que a expressão a = tg α só é verdadeira se as escalas nos dois eixos forem idênticas, isto é, se a distância correspondendo a “1” no eixo x for igual à distância que corresponde a “1” no eixo y. Caso isso não aconteça, o parâmetro “a” não é mais numericamente igual à tangente trigonométrica do ângulo α, mas continua a ser chamado de inclinação da reta. É muito comum fazer gráficos onde as unidades nos dois eixos são diferentes (observe bem as figuras 2.1 e 2.2 e você verá por quê). Nesses casos como é que se determina o valor de “a”, ou a inclinação da reta? Considere a figura 2.4. Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 30 8. Parte experimental 8.1. Temperatura ambiente Em um local do laboratório acessível a todos será colocado um termômetro no qual você deverá ler a temperatura ambiente a aproximadamente cada 15 minutos durante todo o tempo que durar o experimento. Cada vez que ler a temperatura, anote esse valor juntamente com o horário (horas, minutos e segundos) em que foi feita a leitura. Você deverá depois fazer um gráfico com esses dados. 8.2. Uso da balança analítica mecânica Em uma balança analítica mecânica, pesar exatamente cerca de 3 g de cloreto de sódio em um papel.* Anotar tudo. Tomar um pesa-filtro (com tampa), cuidadosamente limpo e seco, e pesá-lo. Transferir cuidadosamente o cloreto de sódio que está no papel (já pesado) para o pesa-filtro. Tampar e pesar. 8.3. Uso da balança semi-analítica eletrônica Pesar um béquer de 250 mL na balança eletrônica (anotar o peso!) e tirar a tara. Coloque um outro objeto (pode ser uma caneta, uma espátula, uma moeda, uma chave, etc.) dentro do béquer e anote a massa. Retire o objeto de dentro do béquer e anote o peso marcado no mostrador. Retire o béquer e veja o que acontece (anote). 8.4. Determinação da densidade de um líquido Tomar um balão volumétrico de 25 mL, cuidadosamente limpo e seco. Pesá-lo. Retirá-lo da balança, encher (com o líquido cuja densidade se quer determinar) até próximo da marca e, com o auxílio de uma pipeta de Pasteur, completar o volume até a marca. Cuidado para não ultrapassar a marca e também para não deixar ficarem gotículas no gargalo do frasco. Pesá-lo novamente (com o líquido). Determinar a massa do líquido. Medir a temperatura do líquido com seu termômetro. Comparar com a leitura da temperatura ambiente (neste momento) no termômetro em que você está fazendo as leituras a cada 15 minutos. Repetir o procedimento acima para cada balão volumétrico (de diferentes volumes) que esteja à sua disposição. * Esta última frase está escrita de uma forma que é comumente usada em partes experimentais. Você deve aprender a interpretá-la corretamente, como um químico normalmente faz. O que significa, por exemplo, “...pesar exatamente cerca de...”? À primeira vista parece haver uma contradição aí, mas não há. Peça ajuda ao professor ou aos monitores se não compreender. Considere também que as operações óbvias nem sempre são descritas: por exemplo, todo mundo sabe que, para pesar 3 g de cloreto de sódio em um papel, é necessário antes pesar o papel, e anotar esse peso! Da mesma forma, todo mundo sabe que é preciso verificar o zero de uma balança antes de iniciar uma pesagem. Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 31 9. Adendo Este gráfico foi colocado aqui no final para que você tivesse a oportunidade de examinar a tabela 2.2 sem ver o gráfico correspondente. 0 1 0 2 0 3 0 4 0 5 0 1 3 ,4 8 1 3 ,5 0 1 3 ,5 2 1 3 ,5 4 1 3 ,5 6 1 3 ,5 8 1 3 ,6 0 D e n s id a d e d o m e rc ú r io (c o m u m p o n to e rra d o ) D e n si d a d e (g /c m 3 ) T e m p e ra tu ra (°C ) Figura 2.2. Densidade do mercúrio a várias temperaturas (com um ponto errado) O ponto errado, obviamente, é aquele que corresponde a 18 °C; o valor que consta na tabela 2.2 (e que foi utilizado para traçar o gráfico) é 13,556 79, enquanto que o valor correto seria 13,550 79 g/cm3. Fundamentos de Química Experimental Densidade de Líquidos - Experimento 2 32 Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 35 Em nosso experimento utilizaremos um aparelho simples (veja detalhes na parte experimental) para avaliar de forma aproximada a condutividade de várias soluções. O aparelho consiste de um transformador 110/24V, lâmpadas e eletrodos de grafite (retirados de pilhas comuns tamanho médio, ou tamanho C); os eletrodos são montados em um suporte isolante que os mantém em posição, com distância fixa um do outro. Ao mergulhar os eletrodos em uma solução qualquer, se for boa condutora a solução fechará o circuito elétrico e as lâmpadas se acenderão com brilho forte; se for não condutora as lâmpadas não se acendem, e em casos intermediários pode-se observar também um brilho de intensidade intermediária. Com esse aparelho você verificará a condutividade da água pura e de soluções aquosas de cloreto de sódio, sacarose, álcool etílico, hidróxido de sódio, ácido clorídrico, amônia e ácido acético. Está prevista também a verificação da condutividade de uma substância iônica no estado sólido e no estado fundido (sem água). Usaremos, para isso, o acetato de amônio, porque é um sal que tem ponto de fusão relativamente baixo (114 °C), não exigindo portanto aquecimento muito drástico. Procure prever qual será a condutividade das soluções acima mencionadas. Um caso um pouco diferente é o do ácido acético, que você começará por testar não a solução aquosa, mas o ácido acético puro (sem água);* você acha que o ácido acético anidro (sem água) conduz bem a eletricidade ou não? E quando você acrescentar água ao ácido acético, o que deverá acontecer? Um experimento que ilustra vários dos aspectos discutidos aqui é a titulação de uma solução de hidróxido de bário com uma solução de ácido sulfúrico. O experimento baseia-se no fato de que o produto dessa reação, o sulfato de bário, é insolúvel em água, e precipita assim que se forma: H2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2 H2O Dessa maneira, no início você terá no béquer uma solução de Ba(OH)2, que é uma base forte, e a solução será, portanto, boa condutora. Conforme você for adicionando ácido sulfúrico, o hidróxido de bário irá sendo transformado em sulfato de bário, insolúvel, que vai precipitando; a concentração de íons em solução vai, portanto, diminuindo até que, no ponto de equivalência [quantidade (adicionada) de H2SO4 = quantidade (inicial) de Ba(OH)2] a solução praticamente não contém nenhum íon, e deixa de ser condutora; as lâmpadas se apagam e, se você tiver juntado fenolftaleína (um indicador ácido-base) no início, você poderá ver que isso ocorre ao mesmo tempo que o indicador muda de cor (quando acabou a base Ba(OH)2 existente no meio reacional). Se você continuar a adicionar ácido sulfúrico, as lâmpadas voltarão a acender (por quê?). * O ácido acético isento de água é um líquido com ponto de fusão 17 °C, solidificando-se facilmente ao ser resfriado; por isso é chamado de ácido acético glacial. Pequenas quantidades de água fazem abaixar drasticamente o ponto de fusão do ácido acético, e ele não mais se solidificará com pequeno resfriamento, isto é, não é mais glacial. A medida dos pontos de fusão é uma maneira muito prática e eficiente de verificar o conteúdo de água em substâncias como o ácido acético ou o ácido sulfúrico. Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 36 Nota: é importante que você compreenda que esse experimento só é possível porque o sulfato de bário é insolúvel. Este não é um procedimento geral para titulações. O que você acha que aconteceria com o brilho das lâmpadas se ao invés de Ba(OH)2 você tivesse usado NaOH? 3. Crioscopia Quando se dissolve uma substância na água (ou outro solvente), a solução resultante apresenta ponto de fusão menor do que a água pura (p.f. 0,0000 °C a 1 atm). O abaixamento do ponto de fusão, Δt, é maior para soluções mais concentradas. Há uma relação matemática simples entre o abaixamento do ponto de fusão (Δt) e a concentração da substância expressa em moles da substância por 1000 g de solvente (c), mas essa relação é válida apenas para soluções diluídas (quantidade do soluto desprezível diante da quantidade do solvente): fKct ×=Δ Kf é uma constante, chamada constante crioscópica, tendo um valor definido para cada solvente. Para a água, Kf = 1,86, significando que uma solução contendo 1 mol de soluto por 1000 g de água apresenta um abaixamento do ponto de fusão da água de 1,86 °C. Na prática, é conveniente trabalhar com soluções contendo 0,5 a 0,01 mol por 1000 g de solvente. Isto leva a valores pequenos de Δt, exigindo um termômetro de grande precisão para obter bons resultados. Como o abaixamento do ponto de fusão é função da quantidade do soluto que há em solução (em 1000 g de solvente), constitui-se em um método para determinar a massa molar de substâncias desconhecidas. No entanto, ao trabalhar com soluções de eletrólitos, é preciso estar atento ao fato de que Δt é função não do número de moléculas, mas sim do número de partículas que há em solução. Para cada mol de NaCl que se dissolver, formam-se 2 moles de partículas (Na+ e Cl-) e Δt resulta no dobro do esperado, trazendo mais uma evidência da ocorrência da dissociação eletrolítica. Rigorosamente falando, Δt só é o dobro mesmo do esperado para soluções bem diluídas (~ 0,1 mol / 1000 g H2O); quando a solução é mais concentrada, ele dá um valor intermediário entre o Δt esperado e o seu dobro, permitindo calcular o grau de dissociação. Semelhantemente, soluções bem diluídas de sulfato de sódio dão um Δt que tem aproximadamente o triplo do valor esperado (por quê?). O que você espera que ocorra com o Δt de uma solução de: 1) HCl 2) CH3COOH 3) NaOH 4) CaCl2 4. As técnicas experimentais Neste experimento você vai utilizar, pela primeira vez, pipetas, buretas e bico de Bunsen. Vamos apresentar aqui algumas recomendações e instruções a respeito da operação desse material. Pipetas Pipetas são instrumentos delicados e precisam de cuidado na operação. Há dois tipos principais de pipetas: volumétricas, que podem medir apenas um Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 37 volume determinado, e graduadas, que possuem uma escala, permitindo medidas de vários volumes diferentes. A primeira impressão do estudante é que seria mais simples usar apenas as pipetas graduadas, que podem medir maior variedade de volumes. Ocorre, porém, que as pipetas volumétricas são mais precisas (4 algarismos) e não podem, por isso, ser dispensadas. Quanto ao modo de operação, há dois tipos de pipetas em uso atualmente: de esgotamento total e de esgotamento parcial.* Os fabricantes freqüentemente usam faixas coloridas na parte superior da pipeta: uma faixa mais larga é o “código de cor”, indicando o volume da pipeta pela cor; outras faixas, mais estreitas e da mesma cor da larga (ou de cor diferente em alguns casos), indicam se a pipeta é de esgotamento parcial (1 faixa estreita, logo acima da faixa de código) ou de esgotamento total (duas faixas estreitas, colocadas mais acima. A figura 3.1 ilustra o que foi dito acima. Faixa de código de cor (indica o volume) Duas faixas na parte superior 1 faixa acima do código, da mesma cor do código Esgotamento total (assoprar até a última gota) Esgotamento parcial Figura 3.1. Pipetas e suas faixas Não há, porém, necessidade de decorar essa história de “1 faixa ou 2 faixas” porque um exame da pipeta lhe dirá claramente a que tipo ela pertence. Observe a figura 3.2. A pipeta volumétrica de 25 mL, à direita, só pode ser de esgotamento total, pois tem apenas uma marca de calibração; como é que ela poderia ser de esgotamento parcial, se não há marca para indicar onde parar o esgotamento? Compare com a pipeta volumétrica de 20 mL, à esquerda, que tem duas marcas de calibração: é claro que esta tem que ser de esgotamento parcial, pois para quê serviria a marca inferior de calibração, se não fosse para indicar onde parar o esgotamento? Compare também as duas pipetas graduadas da figura 3.2 para ver como você percebe logo qual é de esgotamento total e qual é de esgotamento parcial, sem precisar sequer olhar para as faixas coloridas. * O estudante deve compreender que o modo de operação de uma pipeta é determinado pelo fabricante, durante sua fabricação. É claro que o instrumento só medirá corretamente se for operado da mesma maneira como quando foi calibrado. Estamos transmitindo aqui as instruções dos fabricantes que forneceram os instrumentos utilizados em nosso laboratório: são procedimentos adotados universalmente, mas é claro que outros fabricantes podem adotar sistemas que tenham pequenas diferenças. O modo seguro de operar um instrumento é, portanto, seguir as instruções do fabricante correspondente. Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 40 Figura 3.4. Modo correto de operar a pipeta manualmente Escoamento e retenção. Instrumentos volumétricos que funcionam com escoamento de líquidos (como pipetas e buretas) exigem cuidado, na operação, para evitar erros de medida devidos à retenção dos líquidos em suas paredes durante o escoamento. Ao esvaziar uma pipeta, se você deixar o líquido escorrer muito rapidamente, uma quantidade considerável de líquido ficará retida nas paredes, introduzindo erro nas medidas. Experimente com uma pipeta volumétrica; encha com álcool e deixe escorrer bem rápido (abra totalmente o topo) até que o nível do álcool atinja o tubo estreito de baixo. Tampe totalmente e ponha um dedo marcando o ponto onde está o nível do álcool neste momento. Espere um pouco e veja como esse nível sobe, devido ao líquido que estava retido e vem escoando mais lentamente. Por isso, ao usar pipetas e buretas, deve-se deixar o líquido escorrer a uma velocidade apenas moderada. Bureta Para utilizar uma bureta, você deve inicialmente carregá-la. Prenda a bureta no suporte apropriado, feche a torneira e, com auxílio de um pequeno funil, encha a bureta com o líquido desejado até um pouco acima da marca do “0” (observe que o “zero” da bureta está no topo da escala, pois sua escala é feita para medir o volume do líquido que escoou da bureta). Coloque um recipiente qualquer sob o bico da bureta e abra a torneira (abra bem, deixando escoar rápido) por um tempo muito curto, fechando outra vez em seguida. Esta operação tem a finalidade de encher o bico da bureta com o líquido. Não devem ficar bolhas de ar. Repita a operação de abrir e fechar a torneira, se necessário. Se o nível do líquido no interior da bureta estiver agora abaixo do zero, ponha mais um pouco de líquido, até passar a marca do zero. Abra agora a torneira bem devagar (não esqueça de colocar um recipiente em baixo), observando o nível do Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 41 líquido, e fechando a torneira assim que o nível estiver exatamente no zero. Pronto, a bureta está carregada e pronta para ser utilizada. Bico de Bunsen Em experimentos anteriores você já usou a estufa, que promove aquecimento de sua atmosfera interna por meios elétricos. Há outros aquecedores elétricos para laboratório que você vai usar em experimentos futuros, como mantas e placas de aquecimento. No momento vamos examinar apenas o bico de Bunsen, que é um queimador de gás semelhante aos existentes nos fogões a gás domésticos. O gás comum de cozinha consiste de uma mistura contendo principalmente propano e butano, e pode reagir com o oxigênio do ar em reação muito exotérmica, produzindo grande quantidade de calor. CnH2n+2 + (3n+1)O2 nCO2 + (n+1)H2O + calor Para que possamos utilizar essa reação química como fonte de calor, porém, precisamos realizar a reação sob condições bem controladas, de forma que sirva a nossos propósitos. Se deixarmos o gás escapar por um furo fino para o ambiente, e chegarmos perto do furo um fósforo aceso, o calor cedido pela chama do fósforo provocará o início da reação; a partir daí a reação se mantém sozinha, pois o calor que ela mesma gera é suficiente para mantê-la. No entanto, nessas condições, não ocorre combustão completa do gás: forma-se muito carbono (em forma de fuligem) que não acaba de queimar e deposita-se em qualquer objeto que for colocado na chama, deixando o objeto negro de fuligem; essas partículas que não se queimam ficam incandescentes na chama, deixando-a amarela e muito luminosa (como a chama de uma vela). Para que ocorra a combustão completa (e assim evitando a fuligem e obtendo mais calor), é necessário misturar o gás com um pouco de ar antes que ele se queime. No bico de Bunsen (veja figura 3.5) isto é conseguido da seguinte maneira: o gás é injetado (pela sua pressão) por um orifício fino, que fica na base do tubo vertical, provocando um fluxo para cima ao longo do tubo; este fluxo provoca a aspiração de ar pelas janelas (furos) que existem na base do tubo. Um anel de metal, também com furos que coincidem com as janelas, é colocado por fora do tubo para que, girando esse anel, possamos abrir e fechar as janelas, regulando assim a quantidade de ar que se mistura ao gás (naturalmente, quando você for girar esse anel, deve colocar os dedos de forma a não fechar as janelas com os dedos, pois senão fica impossível regular o ar). Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 42 gás gás orifício de saída do gás janela para entrada do ar Figura 3.5. bico de Bunsen Ao sair no topo do tubo, o gás já estará então misturado com um pouco de ar, de forma que queimará com chama azul, quente e pouco luminosa, e não depositará fuligem nos objetos aquecidos. A chama do bico de Bunsen tem zonas redutoras, oxidantes, zonas mais quentes e mais frias, etc. Você aprenderá melhor sobre tudo isso no futuro (se estiver interessado, leia sobre o assunto). Aqui falaremos apenas sobre alguns pontos que nos interessam mais diretamente no momento. Observe que a chama na figura 3.5 foi desenhada como constituída de duas partes, chamadas de cone externo e cone interno. No interior do cone interno não há combustão, sendo essa uma região fria. A região mais quente da chama é a região dentro do cone externo e um pouco acima do extremo superior do cone interno. A regulagem do ar deve ser feita de forma que toda a chama fique azul, exceto uma pequena região no topo do cone interno, que deve ficar levemente amarelada. Neste ponto, se você deixar entrar mais ar, a ponta do cone interno fica azul, mas começa a ficar irregular, espalhando-se um pouco e oscilando; a chama começa a “soprar” (faz um ruído, como um sopro) e torna-se instável (apaga mais facilmente) e um pouco menos quente. Fechando a entrada de ar de uma chama bem regulada, ela se torna amarela e fuliginosa. Neste ponto você deve estar se perguntando: se no interior do tubo vertical do bico de Bunsen o gás já está misturado com um pouco de ar, por quê a chama não retrocede e não começa a queimar dentro do tubo? A proporção ar/gás no interior do tubo não é apropriada para isso, mas mesmo que fosse, as chamas não atravessam com facilidade furos relativamente pequenos se o material que forma os furos estiver frio. No laboratório, faça os seguintes experimentos: 1. Pegue uma tela de amianto e coloque uma das partes que só tem tela (sem amianto) encostada no topo do tubo de um bico de Bunsen apagado. Ligue o gás e acenda o bico de Bunsen; você vai ver que a chama se acende normalmente, como se a tela não estivesse lá. Levante a tela um pouco e olhe por baixo dela: você verá que a chama, que continua queimando acima da tela, não Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 45 Carregue a bureta (de 25 mL) com solução 0,3 mol/L de H2SO4 (não se esqueça de ajustar o zero!) e deixe essa solução escoar gota a gota no béquer, agitando com um bastão de vidro e observando as lâmpadas e a cor da solução. O ponto final será mostrado tanto pela mudança de cor do indicador como pelo brilho das lâmpadas (continue a adicionar um pouco de ácido depois do ponto final para ver o que acontece). c) Crioscopia Agitador Termômetro de Beckmann Tubo de fundo chato Figura 3.7. Aparelho para crioscopia O aparelho apropriado está esquematizado na figura 3.7. Solicite ajuda do técnico ou dos monitores para operá-lo. O termômetro é de grande precisão, graduado em 0,01 °C, permitindo a leitura estimada de milésimos de grau. Trata-se de uma versão moderna do termômetro de Beckmann, já previamente calibrado. No entanto, podem ocorrer pequenas diferenças, de forma que é necessário medir o ponto de fusão da água pura para calibrar o termômetro. Coloque 25,00 mL de água destilada no tubo (medindo com uma pipeta volumétrica) e monte o aparelho colocando o termômetro e o agitador no lugar. Prepare um banho refrigerante colocando álcool em um béquer e juntando pequenos pedaços de gelo seco (cuidado, não pegue gelo seco com a mão, use a pinça), aos poucos, para evitar que o álcool se derrame sobre a mesa. Verifique a temperatura do banho com o termômetro comum ou com o termômetro para baixas temperaturas. Quando a temperatura estiver entre –4 °C e –6 °C, estará pronto para usar. Durante as operações subseqüentes, verifique ocasionalmente a temperatura do banho; mantenha-a mais ou menos constante pela adição de pequenos pedaços de gelo seco. Mergulhe o tubo de seu aparelho nesse banho e inicie a agitação (é preciso agitar constantemente daqui em diante). Observe a coluna de mercúrio do Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 46 termômetro de Beckmann; ela descerá lentamente até atingir a escala. Se o seu banho não estiver frio demais, a descida será ainda um pouco lenta, mas continuará descendo até bem abaixo de 0 °C, geralmente descendo até sair fora da escala, devido ao fenômeno do super-resfriamento: a água continua líquida mesmo resfriada a uma temperatura abaixo de seu ponto de fusão. Seja paciente: continue agitando e observando cuidadosamente o termômetro de Beckmann; num certo momento, sem nenhum aviso prévio, o processo de cristalização da água se iniciará e a temperatura subirá muito rapidamente, parando no valor que corresponde ao ponto de fusão da água. A temperatura deverá agora ficar estável nesse ponto por muito tempo, mas você deve fazer a leitura logo que estiver certo de que a temperatura está estável, e retirar em seguida o tubo do banho para evitar a cristalização de grandes quantidades de água (isto é particularmente importante para as soluções, pois o processo de cristalização pode alterar a concentração da solução). A leitura da temperatura referida acima deve ser feita com auxílio da lupa, e você deve esforçar-se para ler os milésimos de grau o mais corretamente possível. Devido a erros de calibração, etc., esse ponto de fusão da água pode ser até uns 2-3 centésimos de grau acima ou abaixo de 0 °C. Anote esse valor cuidadosamente. Aqueça o tubo com o calor de suas mãos para fundir o gelo que se formou. Em uma balança analítica pese, sobre papel manteiga, aproximadamente 0,15 g de cloreto de sódio (leia e anote o peso exato, com as quatro casas decimais); retire a tampa com o termômetro e o agitador evitando perder água (por quê?), transfira o cloreto de sódio para dentro do tubo (não deixe cair nas paredes), recoloque tudo no lugar e agite até que o sal se dissolva completamente. Mergulhe o tubo no banho novamente, e repita todo o processo para determinar o ponto de fusão. Deve novamente ocorrer super-resfriamento, e depois a temperatura subirá rapidamente, estabilizando-se no ponto de fusão da solução. Leia e anote com cuidado. Após essas operações o aparelho deverá ser lavado e secado. O mesmo procedimento deve ser seguido para medir o abaixamento do ponto de fusão para uma solução (sempre contendo 25,00 mL de água) contendo cerca de 0,9 g de glicose, e novamente para uma solução contendo cerca de 0,6 g de BaCl2⋅2H2O. Fundamentos de Química Experimental Dissociação Eletrolítica - Experimento 3 47 6. Elaboração dos resultados Nesta seção apenas daremos um exemplo de como podemos usar o resultado de uma das medidas para tirar conclusões a respeito da dissociação eletrolítica. Em um experimento real foram feitas as seguintes medidas: • ponto de fusão da água: +0,02 °C • (a 25 mL de água adicionou-se 0,1439 g de NaCl) • ponto de fusão desta solução: -0,35 °C O que se pode concluir daí? 1. O abaixamento do ponto de fusão (Δt) foi de 0,37 °C (por quê?). 2. A concentração da solução de NaCl (MM = 58,443) era: c = 0,09848 moles de NaCl / 1000 g de H2O 3. Se o cloreto de sódio não se dissociasse, o abaixamento do ponto de fusão Δtnd deveria ser de: Δtnd = c × Kf = 0,09848 × 1,86 = 0,183 °C 4. Dividindo o abaixamento do ponto de fusão medido pelo valor calculado como se o NaCl não se dissociasse obtemos: 02,2 183,0 37,0 == Δ Δ ndt t E aí temos uma evidência de que cada mol de NaCl produziu 2 moles de partículas em solução. Fazendo um cálculo semelhante para a solução de glicose e para a solução de cloreto de bário, você pode verificar se a crioscopia confirma seu conhecimento sobre a dissociação eletrolítica dessas substâncias. Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 50 )(/ )( )( litropormolesLmol soluçãoL solutomoles = Tipo concentração 1: molal solventeg solutomoles = )(1000 )( )(100 )( solventeg solutog [usada para solubilidades] Essa variedade de unidades freqüentemente provoca uma sensação desagradável no estudante, que tem a impressão de que estão complicando as coisas desnecessariamente. Afinal, por quê não se adota uma única unidade para concentração, o que (segundo parece ao estudante) tornaria tudo muito mais simples? Essa impressão, contudo, é falsa. Pode ser que haja uma ou outra unidade sem utilidade, mas a grande maioria está sendo usada, na verdade, para simplificar o trabalho do químico; conforme o tipo de trabalho experimental que você for realizar, seus cálculos ficarão bem mais simples se você utilizar a unidade apropriada. Como exemplo, considere as medidas e cálculos de crioscopia que você realizou no experimento anterior: a unidade de concentração utilizada era como a concentração 1 acima, em moles de soluto por 1000 g de solvente (também chamada de molal). Está lembrado? Você acha que poderia usar a unidade de “gramas de soluto por 1000 g de solvente”? Como você certamente percebeu, não seria muito prático, porque Δt é proporcional à quantidade de substância (em moles) por 1000 g de solvente; usando a massa de substância (em gramas) por 1000 g de solvente, cada substância daria um Kf diferente para a água! Ou então teríamos que modificar a fórmula Δt = c × Kf, incluindo a massa molar da substância (o que daria no mesmo, apenas complicando a fórmula).* Outro exemplo: quando realizamos análises por volumetria (como você vai ver neste experimento), medimos os volumes de soluções, e precisamos saber quantos moles de soluto temos no volume medido: é claro que precisamos então usar uma unidade do tipo “concentração 2” (mais especificamente, mol/L), pois o que conhecemos é o volume da solução e não do solvente. Mais adiante neste curso você terá oportunidade de verificar vários exemplos de que, conforme o experimento que se faz, é preciso usar variadas unidades de concentração para que os cálculos e os experimentos fiquem mais simples. * Na verdade, somos forçados a isso quando não conhecemos a massa molar da substância. Como você sabe, a crioscopia pode ser utilizada para determinar a massa molar; ao fazermos isso, usamos a seguinte fórmula: tw Kw M s fd d Δ = 1000 , onde Md é a massa molar da amostra desconhecida, wd é a massa dessa amostra (em gramas) e ws é a massa de solvente (também em gramas). Você achará muito instrutivo se tentar deduzir essa fórmula a partir de Δt = c × Kf. Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 51 Conversão de unidades É sempre possível converter uma unidade de concentração em outra, mas se uma das concentrações utiliza uma unidade de volume onde a outra utiliza uma unidade de massa, então é necessário saber também a densidade que está envolvida (você já determinou densidades e certamente se lembra de que são relações entre massas e volumes). Antes de mais nada, para fazer as conversões você pode optar por decorar dezenas de fórmulas, ou simplesmente aprender a fazer raciocínios e cálculos simples. Não apresentaremos fórmulas neste texto, vamos apenas examinar alguns pontos básicos. O caso mais simples é quando os numeradores das duas unidades de concentração utilizam grandezas de mesma natureza, ocorrendo o mesmo com os denominadores.* Basta então introduzir os fatores de conversão de uma unidade na outra. Exemplo 1: converter a concentração de NaCl de 16 g/L para mol/L. Solução (do problema!): Ambas as unidades pertencem ao tipo “concentração 2”. 1 litro (1,00 L) de solução contém 16 g de NaCl: 58,443 g NaCl ---------- 1,0 mol 16 g ----------------- x x = 0,27 mol Portanto a concentração de 16 g/L de NaCl equivale à concentração de 0,27 mol/L de NaCl. A seguir, um exemplo onde é necessário converter uma unidade para outra de natureza diferente, mas ambas as unidades de concentração ainda pertencendo ao tipo “concentração 2”. Exemplo 2: qual a concentração molar do HCl concentrado (37 % m/m, ρ = 1,19 g/cm3)? A concentração molar é a quantidade de HCl que há em 1 litro de solução. Sendo a densidade da solução igual a 1,19 g/cm3, 1,00 L pesa 1,19 × 103 g. 100 g solução ----contêm----- 37 g HCl 1,19 × 103 g solução -------------- x x = 440 g HCl sendo a massa molar do HCl 36,46: Lmolmolarãoconcentraç /1,12 46,36 440 == (Como a porcentagem em massa é dada com apenas dois algarismos significativos, também estaria correta a resposta 12 mol/L). Vamos considerar agora o caso mais difícil, que é o das concentrações em porcentagem de volume. Essa unidade não é muito utilizada, mas poderá aparecer em alguns problemas em sua vida acadêmica ou profissional, e convém estar preparado. Evidentemente trata-se de uma unidade apropriada apenas para soluções de líquidos em líquidos (como metanol em água, por exemplo) e tem uma característica extraordinária e desconcertante: uma solução a 70 % v/v do líquido A no líquido B não contém 30 % v/v do líquido B. Para compreender como pode ser uma coisa dessas, um aparente absurdo, precisamos considerar a variação de volume * Lembrar que a quantidade de substância pode ser considerado da “mesma natureza” que a massa, pois basta dividir a massa (em gramas) pela massa molar para obter a quantidade de substância. Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 52 que ocorre ao misturarmos dois líquidos, e precisamos saber exatamente como essas soluções são preparadas. Variação de volume: ao misturarmos x g de A com y g de B, a massa resultante é sempre igual à soma das duas massas, m = x + y. O mesmo, porém, não ocorre com os volumes: misturando x mL de A com y mL de B, em geral obtemos um volume que não é exatamente igual a x + y (mas costuma ser aproximadamente igual, o que freqüentemente nos ilude). Digamos que vamos misturar 39,0 g de etanol absoluto com 61,0 g de água; isso resultará em 100,0 g de solução, contendo 39,0 % m/m de etanol. A densidade do etanol absoluto é 0,7894 g/mL a 20 °C, de forma que o volume correspondente a 39,0 g é 49,4 mL; a densidade da água é 1,00 g/mL nas mesmas condições, então 61,0 g de água é equivalente a 61,0 mL; se o volume da solução resultante fosse igual à soma dos volumes, seria de 110,4 mL, o que resultaria numa solução com densidade ρ = 100,0 g/110,4 mL = 0,9058 g/mL. Experimentalmente, entretanto, ao misturarmos 39,0 g de etanol absoluto com 61,0 g de água, obtemos uma solução com densidade 0,93720 g/mL a 20 °C, o que significa que o volume total da solução (correspondendo a 100,0 g) é de 106,7 mL, menor do que a soma dos dois volumes, mostrando claramente que, ao misturar esses dois líquidos, ocorreu uma contração de volume. Como são preparadas as soluções: é essencial entender bem como são preparadas as soluções para compreender os cálculos de conversão de unidades. Uma solução a 70,0 % v/v de etanol em água é preparada medindo 70,0 mL de etanol anidro, colocando em um balão volumétrico de 100,0 mL, e completando o volume com água, de forma que o volume da solução será exatamente de 100,0 mL. Como você já entendeu, essa solução não contém 30,0 mL de água, então não poderia ser preparada nem misturando 70,0 mL de etanol com 30,0 mL de água, nem colocando 30,0 mL de água num balão volumétrico e completando o volume com etanol; cada um desses procedimentos daria uma solução com concentração diferente. Exemplo 3: converter para % m/m a concentração de uma solução de etanol em água a 23,1% v/v. Dados necessários: densidade do etanol anidro (0,7894 g/mL a 20 °C) e densidade da solução (0,97024 g/mL a 20 °C) (obs.: essas duas densidades têm que corresponder à mesma temperatura, caso contrário um pequeno erro será introduzido). Sabemos que a solução foi preparada dissolvendo 23,1 mL de etanol anidro em água e completando o volume para 100,0 mL; 23,1 mL de etanol anidro correspondem a: metanol = ρetanol × Vetanol = 0,7894 g/mL × 23,1 mL = 18,2 g Esse mesmo volume de solução (100,0 mL) tem uma massa de: msolução = ρsolução × Vsolução = 0,97024 g/mL × 100,0 mL = 97,02 g A concentração em % m/m então será: mm g gc /%8,18100 02,97 2,18 =×= Todos os exemplos examinados até este ponto envolveram apenas unidades de concentração pertencendo ao tipo “concentração 2”. Quando temos que converter unidades de tipos diferentes é preciso estar atento para o fato de que uma unidade refere-se à quantidade de solução enquanto a outra se refere à quantidade de solvente. Exemplo 4: converter para molal (quantidade de soluto/1000 g de solvente) a concentração do mesmo HCl concentrado (37 % m/m) considerado em exemplo anterior. Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 55 sódio está contido em uma mistura sólida (“homogênea”) de NaOH e NaBr, pois o NaBr não interferirá na reação. Exemplo 2: solução de ácido forte com solução de base fraca: nos casos em que o ácido é forte e a base é fraca, ou o ácido é fraco e a base é forte, o processo é similar, mas é necessário tomar cuidado com a escolha dos indicadores. Devido ao fenômeno da hidrólise, uma solução de cloreto de amônio apresenta pH ácido, e uma solução de acetato de sódio apresenta pH básico, então temos que escolher o indicador correto (para cada caso) para que o ponto de viragem seja determinado com precisão. Digamos que você queira titular uma solução de amônia com sua solução de HCl 0,1037 mol/L. A titulação pode ser feita normalmente, mas é preciso escolher um indicador que vire em meio ácido, porque a solução estará levemente ácida no momento em que ocorrer a neutralização. Nesses casos usa-se, mais comumente, alaranjado de metila (fenolftaleína não serve, porque ela vira em meio básico). Titulação reversa. Em certos casos temos que adotar procedimentos um pouco mais complicados para realizar uma titulação. Suponha, por exemplo, que você tem uma amostra de um mineral que você sabe que contém apenas CaCO3 e sílica; seu problema é determinar a porcentagem de CaCO3. Você naturalmente sabe que CaCO3 pode reagir com ácidos, enquanto que a sílica não reage com os ácidos comuns (HCl, H2SO4). Parece então que a solução é bem simples: basta pegar uma quantidade bem determinada da amostra e titular com o HCl 0,1037 mol/L, não? Pois é, isso não dá certo, não. A razão principal é que o carbonato de cálcio não é solúvel em água. Sendo ele insolúvel, sua reação com o HCl seria muito lenta. Imagine que você estivesse fazendo essa titulação e já tivesse adicionado um certo tanto de ácido, que já tivesse reagido; você teria no erlenmeyer um sólido insolúvel misturado com uma solução de CaCl2. Ao adicionar mais uma gota da solução de HCl, o ácido se diluiria na solução já existente, formando uma solução muito diluída que reagiria com o sólido insolúvel em velocidade muito baixa, tornando a titulação impraticável. Tudo fica muito mais simples se você pegar a tal quantidade bem determinada da amostra e tratá-la com uma quantidade bem conhecida de HCl 0,1037 mol/L, mas que seja em excesso (digamos, você adiciona o dobro da quantidade que você acha que precisa de HCl). A reação já não será tão lenta agora, pois como você colocou excesso, sempre haverá uma concentração razoável de HCl, não deixando a velocidade cair muito. Mas, mesmo que a velocidade fosse baixa, não teria importância, pois você não está titulando; pode-se adicionar o ácido num dia e deixar até o dia seguinte, se for preciso. Quando a reação terminar, você pode então titular o HCl que sobrou sem reagir (pois havia excesso) com uma solução de NaOH 0,1103 mol/L, por exemplo. Sabendo exatamente quanto HCl sobrou e exatamente quanto você tinha colocado, fica fácil determinar quanto reagiu. Você vai usar este método para a amostra desconhecida, exatamente porque alguns dos carbonatos podem ser insolúveis, e têm que ser tratados dessa maneira. Padrões Primários: Como é que se consegue preparar soluções de concentração bem conhecida? Substâncias como o HCl e o NaOH são relativamente “instáveis”: o HCl é um gás e soluções aquosas concentradas costumam perder quantidades consideráveis de HCl, sendo a concentração então variável com o tempo; o NaOH é higroscópico (absorve água do ar) e reage também com o CO2 do ar formando carbonato. Por isso, ao preparar soluções dessas substâncias, não sabemos exatamente qual a sua Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 56 concentração, pois não sabemos exatamente quanto do que dissolvemos era a substância em questão. Outras substâncias, como o carbonato de sódio e o hidrogenoftalato de potássio, são muito estáveis e mantêm-se puras por longos períodos. Podemos pesar quantidades bem determinadas dessas substâncias e usá-las como padrões para determinar as concentrações das soluções de HCl e de NaOH com bastante exatidão. Por exemplo, digamos que você preparou uma solução de HCl aproximadamente 0,1 mol/L. Você pesa agora cerca de 0,15 g de carbonato de sódio anidro, encontrando o valor exato de 0,1609 g (que corresponde a 1,518 mmol de Na2CO3, cuja massa molar é 105,988), dissolve esse carbonato em água e titula com o seu HCl, usando alaranjado de metila como indicador, gastando 30,7 mL de HCl na titulação. Como o carbonato de sódio é uma substância pura e estável (um bom padrão primário), você sabe que a quantidade de carbonato que reagiu foi mesmo 1,518 mmol; a quantidade de HCl é o dobro disto, 3,036 mmol, pois: Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O + CO2 Assim, sua solução (~0,1 mol/L) de HCl na verdade contém 3,036 mmol de HCl em 30,7 mL, e sua concentração molar é: Lmol /09889,0 107,30 10036,3 3 3 = × × − − Uma solução assim tratada diz-se padronizada, e o valor de sua concentração (0,09889 mol/L) é um valor correto e muito confiável para ser usado em cálculos futuros envolvendo essa solução. Se você quiser fazer um trabalho realmente bom, deve repetir o processo de padronização, pesando nova quantidade de carbonato e titulando novamente. Como varia o pH da solução (no erlenmeyer) durante a titulação? Esta é uma pergunta que pode ter várias respostas, pois o pH irá variar de forma bem diferente conforme o ácido e a base utilizados sejam fortes ou fracos. Vamos examinar apenas o caso de ácido forte com base forte. Imagine que você colocou no erlenmeyer 20,00 mL de solução de HCl 0,1000 mol/L. Neste momento (volume de base adicionado = 0,00 mL) o erlenmeyer conterá 2,00 mmol de HCl e o pH da solução será – log [0,1000] = 1,00. Em seguida imagine que você adicionou 5,00 mL da solução básica, que seria uma solução 0,1000 mol/L de NaOH: com isso você juntou ao erlenmeyer 0,500 mmol de NaOH, que reagiu com a mesma quantidade de ácido, reduzindo para 1,50 mmol a quantidade de HCl no erlenmeyer; como o volume da solução foi elevado para 20,00 + 5,00 = 25,00 mL, a concentração de HCl agora será de 0,0600 mol/L, resultando em um pH = 1,22. Observe a tabela 4.1, que está dividida horizontalmente em três seções. A primeira seção corresponde aos casos em que ainda sobrou ácido no erlenmeyer, e o cálculo do pH é feito da maneira indicada acima. Procure fazer você mesmo os cálculos para compreender melhor tudo isso. A segunda seção da tabela contém apenas um caso, aquele em que ocorreu a neutralização total. Está separado porque o cálculo simplificado acima daria uma concentração zero para H+, mas sabemos que na água neutra (ou em soluções aquosas neutras) há uma concentração de H+ de 10-7 mol/L, devida à ionização da própria água. Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 57 Finalmente a terceira seção corresponde aos casos em que há base sobrando no erlenmeyer. Tendo adicionado, por exemplo, 2,01 mmol de NaOH (20,10 mL), todo o ácido foi neutralizado e ainda sobrou 0,010 mmol de NaOH, em um volume de 20,00 + 20,10 = 40,10 mL. A concentração de NaOH será 2,49 × 10-4 mol/L, resultando em um pOH = - log [OH-] = - log (2,49 × 10-4) = 3,60; como pH + pOH = 14, o pH será 10,4. Tabela 4.1 Variação do pH durante a titulação de um ácido forte com base forte inicialmente o erlenmeyer contém 20,00 mL de solução de HCl 0,1000 mol/L (2,00 mmol de HCl) Quantidade (mmol) Volume adicionado (NaOH 0,1 mol/L) NaOH adicionado HCl restante no erlenmeyer NaOH em excesso no erlenmeyer Volume da solução resultante no erlenmeyer [NaOH] no erlenmeyer [HCl] no erlenmeyer pO H pH 0,00 mL 0,000 2,00 20,00 mL 0,100 mol/L 1,00 5,00 0,500 1,50 25,00 0,0600 1,22 10,00 1,00 1,00 30,00 0,0333 1,48 15,00 1,50 0,500 35,00 0,0143 1,84 18,00 1,80 0,200 38,00 5,26×10-3 2,28 19,00 1,90 0,100 39,00 2,56×10-3 2,59 19,90 1,99 0,010 39,90 2,51×10-4 3,60 20,00 2,00 0,000 0,000 40,00 (10-7) ([H+]) 7,00 20,10 2,01 0,010 40,10 2,49×10-4 3,60 10,4 21,00 2,10 0,100 41,00 2,44×10-3 2,61 11,4 22,00 2,20 0,200 42,00 4,76×10-3 2,32 11,7 25,00 2,50 0,500 45,00 0,0111 1,95 12,0 30,00 3,00 1,00 50,00 0,0200 1,70 12,3 35,00 3,50 1,50 55,00 0,0273 1,56 12,4 40,00 4,00 2,00 60,00 0,0333 1,48 12,5 pH = - log [H+] pOH = - log [OH-] [H+] × [OH-] = 10-14 pH + pOH = 14 Faça um gráfico, colocando o volume de base adicionado no eixo horizontal e o pH resultante no eixo vertical e estude-o cuidadosamente. 4. Operação do equipamento volumétrico Você já aprendeu, em experimentos anteriores, como utilizar o balão volumétrico, como operar pipetas e como carregar buretas. Releia cuidadosamente essas instruções. Nesta seção daremos apenas algumas poucas instruções complementares sobre operações que você ainda não fez com esses materiais. Para fazer soluções no balão volumétrico, é absolutamente essencial agitar a mistura, para que se torne homogênea, antes de fazer o ajuste final de volume. Você já viu, páginas atrás, que ao misturar líquidos diferentes pode ocorrer variação de volume; se você tiver uns 100 mL de uma solução qualquer num balão volumétrico de 250 mL e adicionar água para completar o volume a exatamente 250 mL, ao agitar, o volume pode contrair-se (o que não seria problema, pois bastaria Fundamentos de Química Experimental Técnicas de Volumetria - Experimento 4 60 Pese exatamente cerca de 0,8 g de carbonato de sódio em uma balança analítica, utilizando papel de pesagem. Transfira quantitativamente para um erlenmeyer. Dissolva a amostra com cerca de 40 mL de água destilada. Adicione, a seguir, algumas gotas de indicador alaranjado de metila ao erlenmeyer. Titule essa solução com a solução de ácido clorídrico preparada anteriormente seguindo rigorosamente a técnica de titulação. Anote o volume de ácido utilizado. Calcule agora a concentração “exata” da solução ácida que você preparou. 5.3. Preparação de uma solução de NaOH 0,25 mol/L. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica (25 mL) perfeitamente limpa transfira 25,00 mL da solução aproximadamente 2,5 mol/L de hidróxido de sódio para um balão volumétrico de 250 mL e complete o volume com água. 5.4. Padronização da solução de NaOH. Use como padrão primário o hidrogenoftalato de potássio. Pese exatamente cerca de 1,2 g do sal, em balança analítica. Transfira para um erlenmeyer, adicione cerca de 75 mL de água destilada e titule, usando fenolftaleína como indicador. Calcule a concentração “exata” da solução básica que você preparou. 5.5. Titulação da solução de NaOH. Suponha que a sua solução de NaOH não foi padronizada: titule-a 2 vezes com a solução de HCl, usando fenolftaleína uma vez e alaranjado de metila na outra vez. Determine a concentração da solução de base por essas titulações. Compare os valores encontrados aqui com o valor obtido pela titulação com hidrogenoftalato de potássio e discuta os resultados. 5.6. Titulação de Na2CO3. Repita o procedimento utilizado para a padronização do HCl, mas usando inicialmente fenolftaleína como indicador. Anote o volume de HCl consumido quando a fenolftaleína se tornar incolor. Junte agora alaranjado de metila e continue a titulação até o indicador virar, anotando novamente o volume de HCl. Explique seus resultados. Observação: a fenolftaleína muda de cor no intervalo de pH de 8,2 a 10,0, e o alaranjado de metila no intervalo de 3,1 a 4,4. 5.7. Titulação de amostra desconhecida. O seu grupo receberá uma amostra desconhecida, um pó branco que pode ser NaHCO3, Na2CO3, SrCO3, MgCO3, BaCO3. Pese exatamente cerca de 0,4 g de sua amostra e dissolva em 25,00 mL de sua solução padronizada de HCl. Titule o excesso de HCl com sua solução padronizada de NaOH (fenolftaleína ou alaranjado de metila como indicador?) e deduza, de seu resultado, qual dessas fórmulas corresponde à sua amostra. Fundamentos de Química Experimental pH – Indicadores e Tampões - Experimento 5 61 Experimento 5 pH - Indicadores e Tampões Conteúdo 1. Determinação de pH pHmetro Cuidados com o manejo do pHmetro Indicadores 2. Solução tampão Ácido fraco + sal do ácido Base fraca + sal da base Como calcular o pH da solução tampão 3. Parte experimental A. Soluções de pH conhecido e indicadores B. Solução tampão C. Determinação do pK de amostra desconhecida 1. Determinação de pH É importante saber qual é o pH de uma solução? Parece bem claro que em certas circunstâncias, dependendo do que se pretende fazer em um experimento, a resposta é “sim”. Você já fez titulações de bases com ácidos e vice-versa, e já viu que o ponto crucial de uma titulação é saber quando a reação termina: nas reações ácido-base sabemos que a reação terminou pelo pH da solução. E em muitas outras situações o conhecimento do pH pode ser extremamente importante. Há basicamente duas maneiras de se determinar o pH de uma solução: com o pHmetro (potenciômetro) ou de maneira clássica através dos indicadores, que podem ser usados em solução ou impregnados em papel. pHmetro. O pHmetro é um aparelho capaz de realizar medidas elétricas, possuindo um tipo especial de eletrodo apropriado para mergulhar em soluções aquosas. Após calibrar o aparelho, mergulha-se o eletrodo em uma solução de pH desconhecido e o aparelho fará todas as conversões necessárias, fornecendo o pH da solução como leitura direta em um instrumento de ponteiro (analógico) ou em um mostrador digital. Existem diferentes tipos de eletrodos (tanto indicadores como de referência) e você aprenderá mais tarde em seu curso de química como eles são construídos e como funcionam, assunto fora de nossos objetivos presentes. Você deve, no entanto, saber que esses eletrodos são peças de vidro complexas e muito delicadas, contendo soluções (tipo solução de KCl, de calomelano, etc.), condutores metálicos, membranas muito frágeis de vidro poroso, e devem ser mantidos sempre mergulhados em líquidos apropriados. Na verdade, para medir o pH são necessários dois eletrodos (indicador + referência), mas os dois são geralmente combinados em uma única peça. Apenas a título de exemplo, damos na figura 5.1 um esquema de um certo tipo de eletrodo (combinado). Fundamentos de Química Experimental pH – Indicadores e Tampões - Experimento 5 62 Cabo coaxial Elemento Ag/AgCl(s) Solução de KCl tamponada para pH 7 Eletrólito de referência Junção de referência (cerâmica porosa) Vidro poroso (muito frágil) Elemento de referência Ag/AgCl(s) Figura 5.1. Exemplo de eletrodo combinado para medir pH A calibração do pHmetro é feita mergulhando seu eletrodo em uma solução de pH bem determinado e ajustando os botões apropriados (ou teclas); em geral são necessárias duas soluções, de pH diferentes, para calibrar o aparelho (alguns pHmetros calibram-se com apenas uma solução, e outros requerem três soluções diferentes). Uma discussão detalhada desses procedimentos (que, por sinal, variam de um aparelho para outro) está também além de nossos objetivos. As soluções usadas para calibrar os pHmetros precisam ter o seu pH bem determinado e constante. Mais adiante você vai ver que isso se consegue com soluções reguladoras, usualmente chamadas de tampões (“buffer”, em inglês). Você deve também considerar que a temperatura afeta as medidas de pH. Por isso os pHmetros costumam ter compensação para a temperatura; em aparelhos mais sofisticados, a compensação é automática (o próprio aparelho mede a temperatura e corrige a leitura de acordo com o valor medido), mas em aparelhos mais simples, você tem que ajustar manualmente o botão correspondente para o valor apropriado. Cuidados com o manejo do pHmetro. Inicialmente vamos repetir que os pHmetros e seus eletrodos são construídos em grande variedade de tipos, cada um com características próprias. Nenhum pHmetro dará leituras corretas de pH se as instruções correspondentes para calibração e uso não forem seguidas ao pé da letra. Se você tiver que operar um pHmetro que ainda não conhece, e não há ninguém que possa instruí-lo, é imperativo ler as instruções no manual do instrumento antes de utilizá-lo. Atitudes tipo “este aparelho é parecido com aquele que já conheço, então deve poder ser operado do mesmo jeito” têm alta probabilidade de resultar em becos sem saída, com resultados experimentais de má qualidade. Os cuidados que mencionaremos aqui são apenas aqueles de caráter geral, que servirão para praticamente qualquer instrumento. 1. Os eletrodos são muito sensíveis e devem ser manejados com extremo cuidado. Eles não suportam choques. A membrana de Fundamentos de Química Experimental pH – Indicadores e Tampões - Experimento 5 65 concentração de H+ vai sendo reduzida e o equilíbrio vai sendo deslocado para a direita, fazendo com que finalmente comece a predominar a cor B. Este assunto, que parece muito simples, costuma trazer mais confusão do que o estudante espera. É recomendável que você tente escrever a equação (1) sem olhar para o texto, colocando as cores e tentando concluir qual cor predominará em solução ácida e em solução básica, conferindo depois suas conclusões com o texto acima. Observe agora um aspecto de importância fundamental: para mudar de cor, o indicador precisa reagir com íons H+, ou então alguma base tem que retirar íons H+ do indicador. Ora, isso significa que, para indicar qual o pH da solução, o indicador introduz uma pequena variação desse mesmo pH. Por isso é importante que a quantidade de indicador utilizada seja bem pequena (isto é, precisamos de indicadores que sejam fortemente coloridos) para que a modificação introduzida pelo indicador possa ser considerada desprezível.* Isto é muito comum em medidas experimentais: para medir alguma coisa, o instrumento tem que interferir com o sistema, introduzindo modificações que prejudicam a própria medida que ele faz. Ao medir o diâmetro de um cilindro com o paquímetro, por exemplo, o aperto do paquímetro contra o cilindro altera seu diâmetro; ao medir uma voltagem com um galvanômetro, o galvanômetro consome uma pequena corrente elétrica, alterando o valor da voltagem que está sendo medida. A solução para esse problema é manter o erro introduzido pelo instrumento abaixo da precisão que se pretende. A variação da cor de um indicador que corresponde a um meio ácido para a cor que corresponde a um meio básico não é brusca, mas ocorre num certo intervalo de pH (geralmente 1 a 2 unidades) denominado zona de viragem ou zona de transição. A tabela 5.1 mostra os indicadores que você vai usar neste experimento e suas correspondentes zonas de viragem. Tabela 5.1 Indicadores Nome do indicador intervalo de pH (zona de transição) Mudança de cor Violeta de metila 0,1 - 1,5 amarelo a azul Violeta de metila 1,5 - 3,2 azul a violeta Alaranjado de metila 3,1 - 4,4 vermelho a alaranjado Vermelho de metila 4,2 - 6,3 vermelho a amarelo Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarelo a azul Vermelho de cresol 6,8 - 8,4 amarelo a vermelho Fenolftaleína 8,2 - 10,0 incolor a vermelho Amarelo de alizarina 10,1 - 12,1 amarelo a lilás * O pHmetro também introduz modificações na solução que está sendo medida, se bem que essas modificações são bem pequenas (o eletrodo precisa consumir alguns íons H+ para determinar qual é o pH da solução; é comum também que os eletrodos deixem vazar para as soluções em teste alguns μL por hora de suas soluções internas, etc). Fundamentos de Química Experimental pH – Indicadores e Tampões - Experimento 5 66 No experimento que você vai realizar você poderá observar ainda que alguns indicadores, como a fenolftaleína e o violeta de metila, quando em solução fortemente alcalina, podem perder sua cor após algum tempo. Tomemos como exemplo a fenolftaleína; ao ser adicionada a uma solução de NaOH 1 mol/L ela fica vermelha no momento da adição, mas rapidamente torna-se incolor, porque sofre a seguinte transformação: OH - (meio muito básico) Incolor CO2 O- O - Vermelho (meio básico) CO2 O- O OH - - excesso (concentrado) Figura 5.4. Fenolftaleína em meio fortemente básico Essa transformação é reversível; basta adicionar um pouco de ácido (em quantidade apenas suficiente para deixar a solução menos alcalina, mas sem deixá-la ácida) para que a fenolftaleína volte a ficar vermelha. Em solução de NaOH 0,1 mol/L essa transformação já é bem mais lenta, ou pode até não ocorrer durante o tempo de seu experimento; o violeta de metila, porém, é mais sensível e descorará bem rápido, mesmo com a solução a 0,1 mol/L de NaOH. Além disso, essa descoloração do violeta de metila não é tão facilmente reversível como a descoloração da fenolftaleína. A fórmula do violeta de metila* está representada a seguir; você pode imaginar o que ocorre na reação deste indicador com NaOH concentrado para deixá-lo incolor? * Existem três substâncias de estrutura muito semelhante, chamadas, em inglês, de “tetramethyl pararosanilin”, “pentamethyl pararosanilin”, e “hexamethyl pararosanilin”, cujas fórmulas empíricas correspondentes são C23H26N3Cl, C24H28N3Cl e C25H30N3Cl. Você pode sugerir quais as estruturas correspondentes? A estrutura apresentada no texto corresponde à segunda fórmula e é aquela normalmente associada com o nome de violeta de metila, indicador. A terceira fórmula (C25) é mais comumente chamada de cristal violeta ou violeta de genciana. No entanto esses nomes às vezes são também aplicados a misturas, não sendo muito recomendável tirar conclusões sobre as estruturas baseando-se apenas nesses nomes comuns. Fundamentos de Química Experimental pH – Indicadores e Tampões - Experimento 5 67 HCl C N(CH3)2 N(CH3)2(CH3)N Figura 5.5. Violeta de metila Como já mencionado, os indicadores podem ser usados tanto em solução como impregnados em papel. Quando estão em papel, para verificar a “acidez” de uma solução podemos mergulhar a tira de papel na solução (retirando outra vez em seguida) ou podemos pingar uma gota da solução no papel (este método não é muito apropriado para trabalhos quantitativos, principalmente os de maior precisão, que não permitem que a gente saia por aí perdendo gotas das soluções). O papel indicador mais comum é o papel de tornassol, que contém somente um indicador e permite apenas verificar se uma solução é ácida ou básica, sem nenhuma indicação quantitativa de acidez ou basicidade. Tanto em solução como em papel, os indicadores podem ser usados na forma de misturas de vários indicadores, que adquirem várias colorações diferentes conforme o pH, permitindo uma avaliação bastante razoável do pH de uma solução. Os papéis com vários indicadores são chamados de papéis indicadores universais. Os mais eficientes são compostos de vários (geralmente 4, às vezes 6) quadradinhos de papel presos na ponta de uma tira plástica; cada quadradinho é impregnado com uma mistura diferente de indicadores. Ao mergulhar a tira numa solução, cada quadradinho adquire uma cor diferente e, comparando a combinação de cores com uma referência impressa, podemos avaliar o pH da solução com precisão de 1 unidade (este é o tipo mais comum), ou 0,5 ou até 0,2 unidades de pH. 2. Solução tampão No experimento sobre titulações você fez um gráfico que mostrava como a adição de base fazia variar o pH de uma solução. Se você puxar pela memória, certamente se lembrará que a variação era muito mais pronunciada na vizinhança do pH 7. Isto é natural porque em pH 7 as concentrações tanto de H+ como de OH- são muito baixas (10-7 mol/L), de forma que a adição de pequenas quantidades, tanto de ácido como de base, farão uma pronunciada mudança na concentração, fazendo o pH variar bastante. Fazendo um cálculo aproximado, tomemos como exemplo um volume de 100 mL de água pura, a pH 7, e vamos ver o que ocorre se adicionarmos 1 gota (0,05 mL) de solução de HCl 0,10 mol/L. Essa gota contém 0,10 × 0,05 × 10-3 = 5,0 × 10-6 mol de HCl; como a gota não fará diferença no volume de 100 mL, a concentração da solução resultante será L mol L molc 53 6 100,5 10100 100,5 − − − ×= × × =
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