Baixe Apostila Prática Qúmica Geral e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia de Minas, somente na Docsity! Universidade Federal de Ouro Preto E) IGEB Instituto de Ciências Exatas e Biológicas = Departamento de Quimica Ee Apostila de Qui-200 Química Geral Engenharias PRÁTICA 01 AULA INTRODUTÓRIA DE QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL Instruções gerais, normas de segurança e apresentação de vidrarias e equipamentos de laboratório 01 – INTRODUÇÃO Este programa de laboratório foi concebido para fornecer ao aluno um primeiro contato com as técnicas básicas e os principais equipamentos e vidrarias de um laboratório de Química. Além disto, os dados experimentais obtidos poderão ser empregados para explorar vários aspectos da química teórica e descritiva. Frequentemente será verificado que na prática, a teoria poderá requerer um exame mais detalhado de um determinado problema, ou ainda, exigir habilidades manuais do aluno. A relação entre a teoria e os trabalhos de laboratório é apresentada de forma a gerar uma sinergia entre os aspectos experimentais e teóricos de diversos conceitos químicos. 02 – O RELATÓRIO O relatório de um trabalho experimental tem como finalidade justificar os fatos que motivaram a sua realização, descrever a forma como o trabalho foi realizado e, através dos resultados obtidos experimentalmente, interpretar conclusivamente a relação entre os dados obtidos e os dados teóricos. Para que o relatório torne-se compreensível e reprodutível, as anotações devem ser claras, exatas e completas. A fim de descrever exatamente o que aconteceu. Um bom relatório deve ser o mais simples possível, de linguagem correta e não prolixo ou ambíguo. Em síntese, um relatório destina-se a: - Explicar a experiência efetuada; - Descrever os procedimentos e resultados experimentais; - Discutir os resultados obtidos, apresentando os cálculos, por ventura, efetuados. Um relatório deve ser elaborado de tal forma que: - Outra pessoa possa repetir o trabalho efetuado com base nele; - Qualquer pessoa possa perceber qual o objetivo do trabalho, o que se fez, quais foram os resultados obtidos e ter uma apreciação crítica dos resultados. Se você ainda tiver dúvidas, não exite em perguntar ao seu professor ou consulte um livro sobre citações bibliográficas. Uma excelente recomendação disponível na biblioteca do ICEB/UFOP é a seguinte: FRANÇA, J. L. et al. Manual para normatização de publicações técnico-científicas. 5ed – rev. Belo Horizonte: Ed. UFMG, 2001, 211p. 05 – NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO Ao executar uma experiência, você deve ter conhecimento das práticas e dos processos usuais de trabalho no laboratório. Isto requer uma atenção especial, pois neste curso espera-se que você faça mais do que repetir uma sucessão de operações indicadas. É necessário conhecer bem o equipamento e o trabalho de laboratório para investigar com sucesso os problemas apresentados. O sucesso de seu trabalho dependerá, em grande parte, da sua capacidade de seguir as sugestões e conselhos do professor. Quando em dúvida, consulte-o. No laboratório, devem ser observadas as instruções e normas abaixo relacionadas, que são fundamentais para a sua segurança e dos demais colegas: - Para iniciar os trabalhos: Ao realizar cada experiência leia antes as instruções correspondentes. Consulte seu professor cada vez que ficar em dúvida sobre uma atividade proposta. - O laboratório não é lugar para brincadeiras: O laboratório é sempre um lugar para se trabalhar com responsabilidade. As brincadeiras devem ficar para outro lugar mais adequado. Trabalhe com atenção, prudência e calma. - Observe o material a ser utilizado: Não trabalhar com material imperfeito ou defeituoso, principalmente os vidros que tenham pontas ou arestas cortantes. - Cuidado com as substâncias desconhecidas: Nunca se deve trabalhar com substâncias químicas das quais não se conheçam as propriedades. Faça apenas as experiências indicadas pelo seu professor. - Nossa pele e alguns produtos químicos não combinam: Não toque nos produtos químicos. Caso alguma substância caia na sua pele, lave imediatamente com bastante água e avise seu professor. - Seja observador: É muito importante que você anote todas as observações e conclusões durante a realização de uma atividade experimental. Esses dados suportarão a confecção de seu relatório. - Substâncias inflamáveis: As substâncias inflamáveis não devem ser aquecidas em fogo direto. Pode-se fazer um aquecimento indireto em banho-maria. - Mantenha limpa sua bancada de trabalho: Conserve sempre limpo seu material e sua bancada de trabalho. Evite derramar líquido ou deixar cair sólido no chão ou na bancada. Caso isto aconteça, lave imediatamente o local com bastante água. Deixe os materiais da mesma maneira em que os encontrou no início da aula, limpos e organizados. - Ao final do trabalho: Ao sair do laboratório, lave as mãos, verifique se os aparelhos estão desligados e se não há torneiras de água ou gás abertas. - A sua segurança em primeiro lugar: Quando você trabalhar com substâncias corrosivas, use sempre máscaras e luvas de borracha. Para tocar nestas substâncias deve-se usar bastão de vidro ou pinças. Em procedimentos que envolvam liberação de vapores tóxicos ou inflamáveis, utilize a capela. - É proibido entrar no laboratório sem jaleco: Use sempre jaleco, calça comprida e sapatos fechados nas aulas experimentais e tenha cuidado com os olhos e o rosto. Cabelos longos devem estar presos para que imprevistos sejam minimizados. - Cada material em seu lugar: Sobre sua bancada, no laboratório, deixe apenas o material em uso; pastas e livros devem ficar em outro local apropriado. - Refeição não combina com laboratório: As refeições devem ser feitas na lanchonete. NUNCA FUME, COMA OU BEBA NO LABORATÓRIO, pois pode ocorrer algum tipo de contaminação por substâncias tóxicas. - Mistura-se A + B ou B + A? Sempre que for necessário juntar ou misturar substâncias que reajam violentamente, deve-se fazê-lo com CUIDADO, verificando se é necessário refrigeração e, o mais importante, em que ordem essas substâncias devem ser juntadas ou misturadas. Deve-se juntar ácido à água, NUNCA água ao ácido. - Não vá se intoxicar: As substâncias tóxicas devem ser manipuladas na capela ou próxima de uma janela e, se as mesmas forem voláteis (que se evaporam), deve-se usar máscara adequada. - Cuidado com material inflamável: Toda vez que for necessário empregar fósforo ou bico de Bunsen, deve-se verificar se nas proximidades há algum frasco que contenha líquido inflamável. Se houver, deve ser afastado o máximo possível. Pequenos incêndios podem ser abafados com uma toalha. - Aquecimento: não aqueça tubos de ensaio com a boca virada para seu lado nem para o lado de outra pessoa. - Cada frasco com sua tampa: Para não contaminar os reagentes, você não deve trocar as tampas dos recipientes. Nunca devolva ao frasco original um reagente que de lá foi retirado ou utilizado numa reação. - Sistemas fechados: Não aqueçam, em nenhuma hipótese, substâncias em sistemas hermeticamente fechados. - Olha a higiene. Resíduos no lixo: Você não deve jogar nas pias ou no chão resto de reagente, fósforo ou pedaço de papel sujo. No laboratório existem frascos ou cestos de lixo destinados a receberem estes resíduos. - Você é afobado? Quando você aquecer material de vidro ou porcelana, conserve o rosto afastado, a fim de evitar que, pela quebra acidental, venha a ocorrer um grave acidente, principalmente com os olhos. Lembre-se de que um vidro quente tem a mesma aparência do vidro quando frio. - Gases, o que fazer? Nunca se deve aspirar gases ou vapores diretamente de um recipiente, pois pode tratar-se de substância tóxica. Em vez disso, com a mão traga um pouco do vapor ou gás até você. - Reagentes químicos são perigosos: Nenhum reagente químico deve ser provado ou ingerido, a fim de testar seu gosto, pois pode tratar-se de um veneno. - Em caso de acidentes: Comunique o incidente, IMEDIATAMENTE, ao professor. 06 – EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO Materiais de Porcelana Funil de Büchner Cadinho Almofariz ou gral e pistilo Material Metálico Espátula Pinça para cadinho Mufa Anel com mufa Garra com mufa Garra sem mufa Pinça Castaloy Suporte universal Bico de bunsen Tripé de ferro Tela de amianto Materiais diversos e equipamentos Pera insulflatora Garrafa lavadeira ou Pinça de madeira Pisseta Estante para tubos Suporte para funil Manta de aquecimento de ensaio Balança analítica Balança de topo Chapa de aquecimento Bomba de Vácuo Estufa Capela de exaustão 07 – EXERCÍCIOS Identificar todos os materiais utilizados nas montagens dos sistemas abaixo: 2.4 – Erros Os dados obtidos através de medidas são sempre acompanhados de erros devidos ao sistema que está sendo medido, ao instrumento de medida e ao operador. O conhecimento destes erros permite a correta avaliação da confiabilidade dos dados e do seu real significado. Duas classes de erros podem afetar a precisão e a exatidão de uma medida: os erros determinados e os erros indeterminados. Erros determinados: São aqueles que possuem causas definidas e são localizáveis. Podem ser minimizados, eliminados ou utilizados para corrigir a medida. Os erros determinados são: Erros instrumentais; Erros devidos aos reagentes, como impurezas ou ataque dos recipientes por soluções; Erros de operação: São erros físicos e associados à manipulação; são geralmente independentes dos instrumentos e utensílios utilizados e não tem qualquer relação com o sistema químico. Suas grandezas, geralmente desconhecidas, dependem mais do analista do que de outro fator. Por exemplo: uso de recipientes descobertos, a perda de material por efervescência, a lavagem mal feita da vidraria ou dos precipitados, o tempo insuficiente de aquecimento, erros de cálculo. Os iniciantes, por falta de habilidade e de compreensão do processo, podem cometer erros operacionais sérios sem deles se aperceberem, mas, ao ganharem experiência e conhecimentos, tais erros são reduzidos a proporções mínimas. Erros pessoais: Estes erros são devidos a deficiências do analista. Alguns derivados da inabilidade do operador em fazer certas observações com exatidão, como o julgamento correto da mudança de cor nas titulações que usam indicadores visuais. Outros são erros de predisposição. Estes surgem quando a questão é decidir qual fração de uma escala deve ser registrada: o operador tende a escolher aquela que tornar o resultado mais próximo da medida anterior. Erros do método: Estes erros têm suas origens nas propriedades físico-químicas do sistema analítico. São inerentes ao método e independem de quão bem o analista trabalhe. Erros indeterminados: A segunda classe de erros são os indeterminados, que representam a INCERTEZA que ocorre em cada medida. Eles são resultantes de flutuações em sucessivas medidas feitas pelo mesmo operador nas melhores condições possíveis; são derivados de pequenas variações nos instrumentos, no sistema ou no operador. Como estes erros são devidos ao acaso, não podem ser previstos, mas podem ser avaliados através de tratamento estatístico dos dados. A influência dos erros indeterminados é indicada pela exatidão da medida, que é descrita pelo desvio padrão da média de uma série de medidas feitas sob condições idênticas. A precisão da medida não dá informação de quão exata foi à medida, a menos que se disponha de um número muito grande delas. Porém é possível, com certo grau de confiança, avaliar o intervalo dentro do qual se encontra o melhor valor da grandeza; esse intervalo é denominado intervalo de confiança da medida. Obviamente, é impossível eliminar todos os erros devidos ao acaso; entretanto, o analista deve procurar minimizá-los até atingir um nível de insignificância tolerável. Erro absoluto: Quando se efetua uma medida com o auxílio de um instrumento (por exemplo, uma balança, régua, pipeta, bureta, etc.), é importante especificar o erro correspondente. As vidrarias utilizadas em um laboratório de química para medidas de volume dividem-se em graduadas e volumétricas. O erro absoluto dos equipamentos graduados é dado como a metade da menor divisão. Já os instrumentos volumétricos têm erros fornecidos pelo fabricante que podem estar gravados na própria vidraria ou estar tabelado (Tabela 1). Se considerarmos uma balança que permite ler até a segunda casa após a vírgula, o erro da medida é ± 0,01g que é chamado também de erro absoluto. Por exemplo, suponha que uma substância foi pesada utilizando-se esta balança, a massa encontrada foi igual a 3,44g. O resultado expresso com o erro da medida será: m = (3,44 ± 0,01)g Erro relativo: É definido em termos de erro absoluto de acordo com a equação: ER =  Onde: ER = erro relativo Ea = erro absoluto M = medida No caso da massa do exemplo anterior, o erro relativo é dado por: ER =  = 0,003 O erro relativo também pode ser expresso em termos percentuais: E% = ER x 100 Neste caso o erro do exemplo anterior tem o valor de 0,3% 2.5 - Propagação de erros Na adição ou subtração, o erro do resultado é a soma dos erros absolutos de cada medida. Para uma aplicação mais imediata e menos rigorosa pode-se considerar que numa adição ou subtração, o termo com menor número de casas decimais determina o número de casas decimais do resultado. Assim, na soma das massas mostrada abaixo temos: (43,7 ± 0,1)g (3,85 ± 0,01)g Ea M 3,44 0,01 (0,923 ± 0,001)g  (48,5 ± 0,1)g O resultado deve ter assim apenas uma casa decimal. Numa multiplicação ou divisão, o erro do resultado será a soma dos erros relativos de cada uma das medidas envolvidas. Analisemos, por exemplo, o cálculo de densidade, onde a massa e o volume de uma substância são dados abaixo: m = (43,297 ± 0,0012)g V = (25,00 ± 0,05)mL O erro relativo da massa é de 0,002% e do volume 0,2%. O erro da densidade deverá ser de 0,202%. Assim: (43,297 ± 0,002%) ρ =  = (1,732g/mL ± 0,202%) (25,00 ± 0,2%) ρ = (1,732 ± 0,003)g/cm3 Também aqui é possível trabalhar de modo mais simplificado considerando que numa multiplicação ou divisão o termo com maior erro relativo determina a ordem de grandeza do erro relativo do resultado. Ou ainda, se aceita que numa multiplicação ou divisão o termo com menor número de algarismos significativos determina o número de algarismos significativos do resultado. 3 – Operações de Medidas O resultado de um experimento depende muito das operações de medidas envolvidas. Para isso é necessário que se aprenda a utilizar os instrumentos corretamente. 3.1 – Medidas de Volume Para medidas aproximadas de volume, usam-se provetas ou pipetas graduadas enquanto para medidas precisas, usam-se buretas, pipetas volumétricas e balões volumétricos. A medida do volume é feita comparando-se o nível do mesmo com a graduação marcada na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser feita na parte inferior do menisco e devemos posicionar o nível dos nossos olhos perpendicularmente à escala onde se encontra o menisco correspondente ao líquido a ser medido. Este procedimento evita o erro de paralaxe. 6 – Objetivo Realizar algumas medidas e expressar corretamente os resultados obtidos com os erros respectivos. 7 – Procedimento Anotar, com os respectivos erros, o volume máximo que pode ser medido através de cada um dos aparelhos disponíveis em sua bancada. Consulte a Tabela 2.1, quando necessário. Instrumento Capacidade/mL Erro do instrumento/mL Balão Volumétrico Bureta Pipeta Graduada Proveta de 50mL Proveta de 10mL Medir cinquenta mililitros de água destilada em uma proveta e transferir totalmente para um balão volumétrico. Note se houve alguma diferença, explique e anote corretamente o resultado. Tente explicar o resultado com base na exatidão dos instrumentos utilizados. _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________ Transferir seguidamente para uma proveta de cinquenta mililitros os seguintes volumes de água destilada usando os instrumentos indicados na tabela abaixo com os seus respectivos erros. Volume/mL Instrumento Erro do instrumento/mL 5 Bureta 5 Pipeta graduada 10 Proveta Ler e anotar corretamente o volume total de água destilada contido na proveta de cinqüenta mililitros. Qual o valor teórico resultante da soma dos volumes adicionados? Qual o valor prático medido na proveta? Explique se houve alguma eventual diferença. Volume teórico/mL Volume prático/mL Tabela 2.1 – Tolerância para vidraria volumétrica Volume (mL) Balão Volumétrico (desvio) Bureta (desvio) Pipeta (desvio) 0,5 ± 0,006 1 ± 0,02 ± 0,006 2 ± 0,02 ± 0,006 3 ± 0,01 4 ± 0,01 5 ± 0,02 ± 0,01 ± 0,01 10 ± 0,02 ± 0,02 ± 0,02 15 ± 0,03 20 ± 0,03 25 ± 0,03 ± 0,03 ± 0,03 50 ± 0,05 ± 0,05 ± 0,05 100 ± 0,08 ± 0,10 ± 0,05 200 ± 0,10 250 ± 0,12 500 ± 0,20 1000 ± 0,30 2000 ± 0,50 8 – Questionário 8.1 – Determine o número de algarismos significativos e reescreva-os utilizando notação exponencial: a) 50,00g; b) 0,00501m ; c) 0,0100mm ; d) 0,50L; e) 250,0mL. 8.2 – Ordenar as seguintes medidas em ordem crescente de precisão: a) (1,0 ± 0,1)mL; b) (2,00 ± 0,01)mL; c) (200 ± 1)mL; d) (9,8 ± 0,5)cm3. 8.3 – Converta 5,0g/cm3 em: a) g/mL; b) g/L; c) g/m3; d) kg/mL; e) kg/L. 8.4 – Certo sólido tem uma densidade de 10,71g/cm3. Qual o volume ocupado por 155g deste sólido? 8.5 – Calcule a massa molecular de cada uma das substâncias abaixo, expressando o resultado corretamente (não se esqueça das unidades): a) CaSO4; b) Na2SO4.10H2O; c) MgCl2; d) KMnO4; e) FeCO3 8.6 – Calcule, expressando corretamente o resultado (com os algarismos significativos apropriados), a concentração (em mol/L) de: a) 10,00g de CuSO4.5H2O em 250,0mL de solução; b) 15,0g de AgNO3 em 500mL de solução; c) 25g de CoCl2.6H2O em 0,25L de solução. 2.4 - Purificações por Destilação A destilação é um processo físico de separação e purificação de uma mistura homogênea, que consiste em aquecer a mistura até o ponto de ebulição de uma das substâncias, condensa-la e recolhê-la. Para se separar uma mistura líquida, é necessário que seus componentes tenham temperaturas de ebulição diferentes. A água e o álcool, por exemplo, são completamente miscíveis e tão semelhantes na maioria de suas propriedades físicas que sua separação apresenta algumas dificuldades. O álcool ferve a 78oC e a água só o faz a 100oC, portanto é possível, separá-los, já que o álcool ferverá primeiro. Na verdade não se consegue uma separação completa por uma única destilação porque ambos os líquidos têm pressões de vapor consideráveis em todas as temperaturas no intervalo de 78 a 100oC, de forma que o álcool separado sempre contém um pouco de água. Uma melhor purificação pode ser obtida através de uma destilação fracionada. Quando se tenta separar dois líquidos por destilação fracionada, surge às vezes a dificuldade de que ambos formem uma mistura de ponto de ebulição constante. Neste caso a mistura recebe o nome de azeótropo (ou mistura azeotrópica). Em tais casos, um dos líquidos que resultam da destilação fracionada será a mistura de ponto de ebulição constante. De fato este é o caso para a mistura de álcool e água, mas como a mistura azeotrópica contém 96% de álcool, a separação é satisfatória para muitas finalidades. Experimento 4: Preparar uma montagem de destilação. Utilizando-se um balão de destilação de 500mL destilar cerca de 100mL da mistura homogênea que estiver em sua bancada. A destilação deve ser efetuada a uma velocidade tal que o destilado seja recolhido a uma taxa de duas a três gotas por segundo. Recolher o destilado. 3 - Questionário 3.1 – Escrever a equação da reação efetuada na prática do item 2.1 e identificar o precipitado formado. 3.2 – No processo de filtração a vácuo e purificação por recristalização, qual é o resíduo da primeira fração? Que substância permanece em solução? Qual propriedade do ácido benzoico permitiu a separação? 3.3 – No processo de purificação por sublimação, qual foi a substância separada? 3.4 – Qual a propriedade necessária de um componente para que se possa fazer esta separação? 3.5 – Qual seria o procedimento adequado caso a substância separada fosse líquida? 3.6 – No processo de purificação por destilação, qual é a substância recolhida no béquer? 3.7 – Dê dois exemplos de outras substâncias que são capazes de sublimar. 3.8 – Dê dois exemplos de outras misturas azeotrópicas, indicando a composição e a temperatura de ebulição. 3.9 – Sugira métodos para separar os componentes das seguintes misturas: a) Sal e areia b) Ferro e enxofre c) Ouro e areia d) Água e etilenoglicol (PE = 195ºC) e) Sal e água f) Gasolina e querosene 3.10 – O que é mistura? E o que é uma substância pura? PRÁTICA 04 PREPARO DE SOLUÇÕES 01 – INTRODUÇÃO Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias que formam um sistema unifásico. Geralmente o componente em maior quantidade é chamado de solvente e aquele em menor quantidade é chamado de soluto. Frequentemente, é necessário saber as quantidades relativas de soluto e solvente, entendendo-se, portanto como concentração de uma solução, a quantidade de soluto contida em uma quantidade especificada do solvente na solução. No preparo de uma solução as operações a serem efetuadas podem ser resumidas nos seguintes itens: – Fazer os cálculos das quantidades de soluto. – Pesar ou medir o soluto. – Dissolver o soluto em um béquer, usando pequena quantidade de solvente. – Transferir o soluto, quantitativamente, para um balão volumétrico. – Completar o volume com solvente até a marca de aferição. – Homogeneizar a solução. – Padronizar a solução preparada. – Guardar a solução em recipiente adequado. – Rotular o recipiente. PROCEDIMENTO 2.1 – PREPARO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 0,1mol/L 2.1.1 – Calcular quantos gramas de NaOH são necessárias para preparar 100,00mL desta solução. 2.1.2 – Pesar o NaOH em um béquer seco e em seguida dissolvê-lo usando cerca de 30,0mL de água destilada. 2.1.3 – Transferir quantitativamente a solução que está no béquer para um balão volumétrico. 2.1.4 – Completar o volume com água destilada até a marca de aferição. 2.1.5 – Transfira a solução que você preparou para um recipiente adequado. 2.1.6 – Rotule o recipiente onde contém a solução que você preparou. 2.2 – PREPARO DE UMA SOLUÇÃO DE HCl 0,1mol/L 2.2.1 – Calcular o volume de HCl (olhar no rótulo as especificações do reagente) para prepararmos 100,00mL desta solução. 2.2.2 – Verificar no rótulo qual é a sua densidade, percentagem em massa e a sua massa molecular fornecida pelo fabricante. 2.2.3 – Coloque uma pequena quantidade de água destilada no balão volumétrico e leve-o para a capela e adicione o volume de ácido clorídrico que você calculou. 2.2.4 – Completar o volume com água destilada até a marca de aferição. 2.2.5 – Transfira a solução que você preparou para um recipiente adequado. 2.2.6 – Rotule o recipiente onde contém a solução que você preparou. 3 - EXERCÍCIOS 3.1 – A densidade da solução de HNO3 comercial é 0,84g/mL. Esta solução contém 37% em massa de ácido. Qual o volume necessário para preparar 200,00mL de uma solução de ácido nítrico de concentração 1,00mol/L? 3.2 – A densidade da solução aquosa de H2SO4 comercial é 1,84g/mL e contém 95% em massa de ácido. Qual o volume necessário, desta solução, para preparar-se 200,00mL de uma solução de ácido sulfúrico de concentração 1,00mol/L? nNaOH = nftalato CNaOHVNaOH = CftalatoVftalato CftalatoVftalato CNaOH = ————— V NaOH 3- PADRONIZAÇÃO DA SOLUÇÃO DE ÁCIDO CLORÍDRICO 3.1 – OBJETIVO: - Determinar, com maior precisão, a concentração da solução de HCl preparada na aula anterior. - Treinar as técnicas de titulação utilizando buretas convencionais. Na padronização da solução de ácido clorídrico podemos fazer uso de uma massa conhecida da substância padrão primário básico (carbonato de sódio, por exemplo), de uma alíquota conhecida da solução desse mesmo constituinte ou utilizar a solução de hidróxido de sódio recém-padronizada (padrão secundário). Neste trabalho faremos uso da solução padrão de hidróxido de sódio. 3.2 – PROCEDIMENTO: Utilizando-se de uma pipeta volumétrica, pipetar 10,0mL da solução de ácido clorídrico. Transferir este volume para um frasco erlenmeyer de 250mL de capacidade e acrescentar quatro gotas da solução indicadora fenolftaleína. Acrescentar ao erlenmeyer uma quantidade de água destilada suficiente para 50,0mL. Preencher a bureta com a solução de hidróxido de sódio recém-padronizada. Proceder à titulação, adicionando lentamente a solução de NaOH à solução do erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea clara. Anotar, cuidadosamente, o volume da solução titulante gasta. Repetir mais duas vezes o procedimento descrito nas letras (a), (b), (c), (d), (e) e (f). O volume final de titulante será a média aritmética obtida nas três titulações. Faça os cálculos necessários e determine a concentração correta da solução de ácido clorídrico que você preparou na aula prática anterior usando a fórmula abaixo. COOH COOK + NaOH COONa COOK + H2O NaOH + HCl → NaCl + H2O nHCl = nNaOH CHCl x VHCl = CNaOH x VNaOH CHCl = CNaOH x VNaOH VHCl EXERCÍCIOS Qual é a necessidade de se padronizar uma solução? O que é um padrão primário? Cite suas características principais. Qual é o volume de uma solução de 0,115mol/L de HClO4 necessário para neutralizar 50,0mL de 0,0875mol/L de NaOH? Qual o volume de 0,128mol/L de HCl necessários para neutralizar 2,87g de Mg(OH)2? Se 25,8mL de AgNO3 são necessários para precipitar todos os íons Cl - em 785mg de uma amostra de KCl (formando AgCl), qual é a concentração em quantidade de matéria da solução de AgNO3? Se forem necessários 45,3mL de uma solução de 0,108mol de HCl para neutralizar uma solução de KOH, quantos gramas de KOH devem estar presentes na solução? PRÁTICA 06 DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE 1- Introdução O vinagre é um condimento obtido por meio da fermentação alcoólica de matérias primas açucaradas ou amiláceas, seguida da fermentação acética. Além do ácido acético, o vinagre contém outras substâncias solúveis provenientes da matéria prima da qual é feito. O vinagre que encontramos no mercado é resultado da fermentação de vinho. Além deste, encontramos vinagres de sucos de frutas, de tubérculos, de cereais e de álcool. A Legislação Brasileira considera que o vinagre de vinho deva conter cerca de 40 gramas de ácido acético por litro de solução (4%m/v). 2- Objetivo Determinar por meio de titulação o teor de ácido acético no vinagre; Verificar se a amostra está aprovada, isto é, o teor está na faixa permitida pela Legislação. 3- Procedimento experimental Preparação da solução da amostra de vinagre Utilizando-se da pipeta volumétrica faça a tomada de 10,0mL de vinagre e transfira para um balão volumétrico de 100,0mL. Faça a diluição com água destilada até a marca de aferição do balão. Homogeneíze o sistema assim obtido. Preparação das amostras de vinagre para titulação Utilizando-se de uma pipeta volumétrica de 25,0mL, transfira para cada um dos três erlenmeyers de 250,0mL, uma alíquota de 25,0mL da solução da amostra. Acrescente ainda mais três gotas do indicador fenolftaleína e água destilada suficiente para a obtenção de 50,0mL da mistura em cada erlenmeyer. Titulação das amostras de vinagre Preencha a bureta com a solução de NaOH padronizada. (Faça o ambiente na bureta). Proceda à titulação da solução em cada erlenmeyer. Pegue o primeiro erlenmeyer e adicione lentamente a solução de soda contida na bureta sobre a solução contida no erlenmeyer, sob agitação constante, até o surgimento de uma coloração levemente rósea. Anote o volume gasto na bureta. Feito isso, reabasteça a bureta com a solução de soda padronizada e repita o experimento com os outros dois erlenmeyers. Ao término de cada titulação anote cuidadosamente o volume de titulante gasto e proceda aos cálculos para a determinação do teor de ácido acético contido no vinagre comercial em análise. PRÁTICA 08 REAÇÕES QUÍMICAS 1 - Introdução Uma das principais atividades da Química é o estudo das reações que são, essencialmente, combinações dos elementos e seus compostos para formar novos compostos. Uma reação química é freqüentemente representada por uma equação química balanceada, mostrando as quantidades relativas de reagentes e produtos, e seus estados físicos. A equação química não nos mostra as condições experimentais ou se qualquer energia (seja sob a forma de calor ou luz) está envolvida. Além disso, a equação química, por si só, não nos indica se uma reação é explosiva ou quanto tempo demora a acontecer. Entretanto, para que uma reação ocorra é necessário que ela satisfaça a certas condições: A principal delas relaciona-se ao princípio de conservação das massas. Podemos dividir as reações químicas em dois grupos principais: Reações em que há transferência de elétrons; Reações químicas em que não há transferência de elétrons. Além disso, devida à sua natureza, as reações químicas podem ainda ser classificadas como: Reações de análise Reações de decomposição Reações de síntese Reações de deslocamento simples ou troca simples Reações de deslocamento duplo ou troca dupla Reações de complexação aniônica Reações de complexação catiônica Reações de oxi-redução Nesta prática serão vistos exemplos de reação de análise, reação de decomposição, reação de síntese e reação de deslocamento simples ou troca simples, reação de deslocamento duplo ou troca dupla. 2 - Procedimento 2.1 - Reação de decomposição Em um tubo de ensaio contém certa quantidade de uma mistura de KClO3 (clorato de potássio) e MnO2 (bióxido de manganês), que é um pó preto. Segure o tubo de ensaio com uma pinça de madeira e aqueça-o à chama do bico de bunsen. Com um palito em brasa verifique se o gás liberado na extremidade do tubo provoca uma combustão. Interprete. 2.2 - Reação de síntese Observe um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2,0cm de comprimento. Anote suas características físicas. Segure a fita por uma extremidade com o auxílio de uma pinça metálica e aqueça a outra extremidade na chama do bico de bunsen. Assim que você observar o início de uma reação, remova o conjunto da chama e retenha o mesmo ao ar sob um vidro de relógio de modo a recolher o pó formado. Interprete. 2.3 - Reação de deslocamento simples ou troca simples (demonstrativo) Coloque água em um béquer de 1 litro de capacidade até preencher 2/3 de seu volume. Adicione umas gotas de fenolftaleína à água do béquer. Fixe a um suporte, um tubo de vidro resistente, que deve ficar com 4,0cm aproximadamente de seu comprimento imerso na água. Corte um pequeno fragmento de sódio, limpe-o e coloque-o no interior do tubo. Iniciada a reação, caracterize o gás que se desprende com um palito de fósforo em chama. Interprete. 2.4 - Reação e deslocamento duplo ou troca dupla Em um tubo de ensaio contém cerca quantidade BaO2 (que é um pó branco). Junte cerca de 40 gotas da solução de H2SO4 1,0mol/L e agite. Verifique o que acontece. Processada a reação, adicionando lentamente gotas de solução de KMnO4 0,01mol/L e agite. Veja o que acontece. Verifique a presença de um dos produtos formado. Observe e conclua. As reações efetuadas nos itens 2.1, 2.2, 2.3, 2.4 e a caracterização do H2O2 são também reações de oxi-redução. 3 - Questionário 3.1 – Escreva todas as equações das reações feitas na prática; 3.2 – Que função tem o peróxido de hidrogênio na reação de descoramento de permanganato de potássio em meio ácido? 3.3 – Sabemos que as reações nos itens 2.1, 2.2, 2.3 e 2.4 são reações de oxi-redução. Dizer qual é a substância reduzida e a oxidada para cada uma dessas reações; 3.4 – Mostre por uso de equações, como peróxido de hidrogênio pode ser um agente redutor e um agente oxidante; 3.5 – Dar um exemplo de reação química conforme a classificação da reação de: a) decomposição; b) síntese; c) deslocamento. 3. 6 – Qual a diferença entre equação e reação química? PRÁTICA 09 CINÉTICA QUÍMICA II INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO E DA TEMPERATURA DOS REAGENTES 1- Introdução A velocidade de uma reação é essencialmente controlada por quatro fatores: • Concentração das substâncias envolvidas; • Temperatura; • Presença de Catalisadores; • Natureza dos Reagentes. Nesta prática observaremos o efeito exercido pelos dois primeiros fatores na velocidade de reação. Par tal estudo utilizaremos a reação entre o íon iodato e o íon bissulfito em meio ácido. A reação é dada por: 2IO3 - + 5HSO3 - + 2H+ → I2 + 5HSO4 - + H2O A lei de velocidade desta reação é dada por: v = k[IO3 -]a[HSO3 -]b[H+]c Onde: v = velocidade da reação k = constante de velocidade a,b,c = ordem da reação em relação a cada reagente. Obs.: Verificar com os professores da disciplina teórica sobre “ordem de reação” 2- Efeito da Concentração Preencha os tubos de ensaio conforme a tabela abaixo. Lembre-se que a concentração inicial da solução de IO3 - é 0,02mol/L Homogeneíze bem os tubos numerados. A solução de HSO3 - 0,02% p/v deve ser colocada nos tubos não numerados. Tubo Vol. de IO3 - Vol.de H2O Vol. Final [IO - 3] Vol. HSO3 - Tempo Se adicionarmos iodo ao sistema em equilíbrio H2 + I2 2HI, a velocidade no sentido direto (V1) será mais baixa, mas K terá o mesmo valor anterior à adição de I2 . A posição de equilíbrio de qualquer sistema é orientada primeiramente por uma tendência de se alcançar o menor estado de energia; e segundo pela de se alcançar o maior grau de desordem, ou seja: a maior entropia. Estes dois fatores, menor estado de energia e maior entropia, se equivalem no estado de equilíbrio. 2- Procedimento Nesta prática caracterizaremos o estado de equilíbrio de sistemas químicos e verificaremos experimentalmente o Princípio de Le Chatelier. 2.1- Sistema CrO4 2- / CrO7 2- A reação envolvida neste equilíbrio é: 2CrO4 2- + 2H+ Cr2O7 2- + H2O Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento do equilíbrio através da diferença de cor do íon cromato, amarelo, e do íon dicromato, alaranjado. Deve- se observar que, mesmo predominando visualmente a cor amarela (deslocamento no sentido do íon cromato), pode existir uma pequena quantidade do íon dicromato e vice-versa. Para cada passo (4), (5), (6), e (7) escreva a equação química do sistema, indicando se o equilíbrio está se deslocando para a direita ou para a esquerda e anote as variações. 1- Coloque aos tubos números: 1,3,5,7 e 9 cerca de 10 gotas da solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L. 2- Coloque aos tubos números: 2,4,6,8 e 10 cerca de 10 gotas da solução de K2CrO4 0,1 mol/L. 3- Os tubos números 1 e 2 são referências. 4- Ao tubo número 3 com solução de K2Cr2O7 0,1mol/L adicione 10 gotas da solução de NaOH 1,0 mol/L. Agite e observe resultado. 5- Ao tubo número 4 com solução de K2CrO4 0,1mol//L adicione 10 gotas da solução de HCI 1,0 mol/L. Agite e observe o resultado. 6- Ao tubo número 5 com solução de K2Cr2O7 0,1mol/L adicione 10 gotas da solução de NaOH 1,0mol/L Agite e observe o resultado. Em seguida no mesmo tubo adicione 10 gotas da solução de HCl 1,0mol/L. Agite o observe o resultado. 7- Ao tubo número 6 com solução de K2CrO4 0,1mol/L adicione 10 gotas da solução de HCl 1,0mol/L. Agite e observe o resultado. Em seguida no mesmo tubo adicione 10 gotas da solução de NaOH 1,0mol/L. Agite e observe o resultado. 8- Ao tubo número 7 com solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L adicione 2,0 gotas da solução de Ba(NO3)2 0,1 mol/L. Agite e observe o precipitado formado. OBS.: a solubilidade do BaCrO4 é 8,5 x 10 -11 mol/L. O BaCr2O7 é solúvel. 9- Ao tubo número 8 com solução de K2CrO4 0,1 mol/L adicione 2,0 gotas da solução de Ba(NO3)2 0,1 mol/L. Agite e observe o precipitado formado. OBS.: a solubilidade do BaCrO4 é 8,5 x 10 -11 mol/L. O BaCr2O7 é solúvel. 10- Ao tubo número 9 com solução de K2Cr2O7 0,1mol/L adicione 1,0 gota da solução de HCl 1,0mol/L e 2,0 gotas da solução Ba(NO3)2 0,1mol/L. Agite o observe o resultado. 11- Ao tubo número 10 com solução de K2CrO4 0,1mol/L adicione 1,0 gota da solução de NaOH 1,0mol/L e 2,0 gotas da solução Ba(NO3)2 0,1mol/L. Agite o observe o resultado. 2.2- Sistema [Co(H2O)2CI2] / [Co(H2O)6] 2+ Neste experimento é utilizada uma solução hidro alcoólica de cloreto de cobalto (II). A equação correspondente é: [Co(H2O)2CI2 ] + 4H2O [Co(H2O)6] 2+ + 2CI- ; ∆H < 0. COR AZUL COR VERMELHA Para o estudo deste equilíbrio siga as seguintes etapas. Adicione cerca de 20 gotas da solução rosa. Em seguida coloque este tubo num banho- maria e agite até que solução mude de cor. Resfrie o tubo em água corrente e justifique o fenômeno observado nas duas etapas. No mesmo tubo, adicione cuidadosamente, na capela, algumas gotas de HCl(concentrado) até se observar qualquer variação. Na sequência, adicione água e verifique se ocorreu alguma mudança. Justifique a ocorrência das alterações observadas. 3- Exercícios 1- Para que cor tenderá uma solução de Cr2O7 2- , quando o seu pH for aumentado progressivamente ? 2- Qual deverá ser o efeito observado no sistema em equilíbrio (2), quando a ele se adiciona: a) um agente higroscópico; b) NaCI; c) íons Ag+ 3- Seja um sistema do tipo : A(alcoólico) + B(alcoólico) 2C(alcoólico) + H2O; ∆H > 0 . A concentração total do íon hidrônio, [H3O +], soma das contribuições desse íon proveniente das duas reações de dissociação (água e ácido acético), é na prática determinada pelo equilíbrio que apresenta um valor maior de constante de equilíbrio (equação 2). O aumento da concentração do íon hidrônio, [H3O +], provocado pela dissociação do ácido acético, CH3COOH, produz um deslocamento no equilíbrio da água (equação 1), em consequência a concentração no equilíbrio do íon hidroxila, [OH-] é menor que 1,0 x 10-7mol/L e o valor de pH da solução é menor que 7,0. O deslocamento de equilíbrio e a consequente redução da concentração do íon acima mencionada constituem o chamado efeito do íon comum O equilíbrio do ácido acético é: CH3COOH(aq) H + + CH3COO - (aq) (equação 2b) Pode ser afetado: Pelo acréscimo de um ácido mais forte. Se à solução 1,0mol/L de ácido acético for acrescentada uma concentração equivalente de ácido clorídrico, o equilíbrio (equação 2) é afetado de maneira importante e a concentração do equilíbrio do íon H+ é na prática determinada pelo eletrólito forte, HCl, e se verifica uma diminuição sensível no valor de pH do meio. Aumenta-se a concentração de íon acetato, CH3COO -, pelo acréscimo de acetato de sódio à solução de ácido acético. Como a acetato de sódio é um sal, sua dissociação em água é total, e, portanto, teremos uma elevada concentração de íons acetato na solução. O equilíbrio (equação 2) é afetado de modo a ter um deslocamento no sentido da formação de CH3COOH, e essa dissociação torna-se desprezível. Soluções deste tipo, onde os dois eletrólitos, (acetato de sódio e ácido acético) tem concentrações elevadas e de mesma grandeza, apresentam um determinado valor de pH e são denominadas soluções tampão. As soluções tampão apresentam uma propriedade notável, elas são capazes de neutralizar soluções alcalinas ou ácidas com bastante eficiência, de tal modo que o seu valor de pH praticamente não se altera. Por exemplo, se numa solução tampão (ácido acético – acetato de sódio), adicionarmos: íons H+, teremos a seguinte reação: CH3COO - + H+ CH3COOH Os íons H+ reagem com o íon acetato formando a molécula de ácido acético, anulando o possível efeito do íon H+. íons OH-, teremos a seguinte reação: CH3COOH + OH - CH3COO - + H2O Os íons OH- reagem com ácido acético formando a molécula de água e íon acetato, anulando o possível efeito do íon OH-. Esta dupla ação caracteriza o efeito tampão da solução. Na Tabela 1 encontram-se descritos os indicadores ácidos – bases que serão utilizados no experimento, e os respectivos intervalos de valores de pH onde ocorrem as mudanças da cor do indicador, e as cores característica em cada valor de pH. Observa-se que com apenas quatro indicadores é possível avaliar o valor pH de uma extensa faixa de concentração hidrogeniônica (1,0x10-2 a 1,0x10-10mol/L). Tabela 1 - Intervalos de valores de pH onde ocorrem as mudanças de cor e coloração das soluções com alguns indicadores ácido-base. Indicador Valores de pH Alaranjado de metila 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 3,1 4,4 Vermelho ⇐ ⇑:::::::::::⇑ ⇒ amarelo ⇒ Vermelho de metila 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 4,2 6,3 ⇐ Vermelho ⇐ ⇑:::::::::::::::::::::⇑ ⇒ amarelo ⇒ Azul de bromo timol 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 6,0 7,6 ⇐ amarelo ⇐ ⇑:::::::::::::⇑ ⇒ azul ⇒ Fenolftaleína 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 8,3 10,0 ⇐ incolor ⇐ ⇑::::::::::::::::::⇑ ⇒ róseo 2 - Objetivo Estimar o valor do pH da água destilada e de soluções aquosas usando indicadores ácido-base. Diferenciar o comportamento de uma solução tampão. 3 - Procedimento Experimental 3.1 Avaliação do valor de pH da água destilada Em um erlenmeyer de 125,0mL coloque 50,0mL de água destilada e adicione 2 a 3 gotas do indicador azul de bromo timol. Agite e anote a cor da solução. Em seguida adicione gota a gota uma solução 0,1mol/L de hidróxido de sódio, NaOH, até ocorrer mudança de cor. Agite e anote a cor da solução. Coloque a ponta de uma pipeta no interior da solução e assopre, (borbulhando dióxido de carbono) até verificar a mudança de cor. Agite e anote a cor da solução. Tabela 2 - Cor do indicador azul de bromo timol e valor do pH estimado da água destilada. Condição Cor Valor do pH estimado 3.1.1 3.1.2 3.1.3 3.2 Avaliação do valor de pH de soluções aquosas No suporte para tubos de ensaio contém 09 tubos numerados. Coloque os volumes indicados das soluções e 4,0 gotas de indicador, como descrito na Tabela 3. Anote a cor de cada solução. Tabela 3 - Cores das soluções em diferentes indicadores e avaliação do valor de pH de cada solução. Tubo Volume/gotas Indicador (4,0 gotas) Cor da solução Valor do pH Faixa mais provável do valor de pH Acido acético Acetato de sódio Água 01 20 gotas ------ 20 gotas Alaranjado de metila 02 20 gotas ------ 20 gotas Azul de bromo timol 03 20 gotas ------ 20 gotas Fenolftaleína 04 ------ 20 gotas 20 gotas Vermelho de metila 05 ------ 20 gotas 20 gotas Azul de bromo timol 06 ------ 20 gotas 20 gotas Fenolftaleína 07 20 gotas 20 gotas ---- Alaranjado de metila 08 20 gotas 20 gotas ---- Azul de bromo timol 09 20 gotas 20 gotas ---- Fenolftaleína Avaliação do efeito tamponante das soluções aquosas No suporte para tubos de ensaio contém tubos de ensaio numerados de 10 a 13. Coloque os volumes indicados das soluções e 4,0 gotas de indicador, como descrito na Tabela 4 (condição inicial) e anote a cor de cada solução. Nos tubos 10 e 11 adicione 10 gotas da solução 0,1mol/L de HCl (condição final) e anote a cor. Nos tubos 12 e 13 adicione 10 gotas da solução 0,1mol/L de NaOH (condição final) e anote a cor.