UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FUNDAMENTAL

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL I

2o Semestre de 2009

PROFESSORES: Turma Turma Turma Turma

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SUMÁRIO

Introdução ao laboratório de Química Geral..................................................................... 3

Equipamentos do laboratório de Química Experimental.................................................. 8

Algarismos significativos................................................................................................... 11

Experimento no1 – Aferição e teste de precisão e exatidão de.vários instrumentos........ 15

Experimento no2 – Uma introdução ao método científico................................................. 18

Experimento no3 – Cromatografia.................................................................................... 21

Experimento no4 – Perturbando o equilíbrio..................................................................... 24

Experimento no5 – Separação de uma mistura................................................................ 27

Experimento no6 – Titulação ácido-base.......................................................................... 29

Experimento no7 – Eletroquímica..................................................................................... 32

Experimento no8 – Titulação redox................................................................................... 36

Experimento no9 – Síntese do alúmen de potássio.......................................................... 39

Experimento no10 – Estudo cinético da reação da acetona com iodo............................. 41

Experimento substitutivo – Titulação de precipitação...................................................... 44

Anexo 1............................................................................................................................. 46

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INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

1. Introdução Qualquer ciência tem os seus aspectos empíricos. Todo cientista precisa obter números que concordem com as observações. É natural, portanto que a educação de um aluno inclua alguns trabalhos experimentais. Na Química a realização de experiências é fundamental: nenhum químico pode considerar-se adequadamente treinado sem ter dedicado muitas horas ao trabalho de laboratório. Em todos os ramos da química há técnicas específicas a aprender, princípios gerais a serem demonstrados na prática, reagentes com os quais deve familiarizar-se, e assim por diante. Qualquer que seja a especialização que você venha a seguir, você terá que aprender um certo número de técnicas básicas e sendo assim esse primeiro curso experimental tem o objetivo de introduzi-lo nestas práticas. Você terá a oportunidade de aplicar conceitos teóricos previamente estudados e discutir resultados experimentais. Como esta é a primeira disciplina experimental do Departamento de Química Fundamental (DQF) comentaremos a seguir alguns itens relevantes com respeito ao laboratório e ao curso propriamente dito. 2. Segurança Um laboratório de Química é um lugar perigoso, e todo o cuidado é pouco na prevenção de acidentes. Adotaremos por isso algumas normas gerais, que deverão ser rigorosamente observadas, não só para evitar ocorrências infelizes, mas também para que o trabalho transcorra de forma segura e organizada. Os seguintes itens devem ser rigorosamente observados:

A. Considere qualquer substância corrosiva e perigosa, merecendo, portanto manipulação cuidadosa e evitando-se contato com o corpo.

B. Se sua pele ou olhos forem atingidos lave com água abundante e avise ao instrutor.

C. Nunca prove nenhuma substância, nem aspire nenhum vapor diretamente. D. Antes de manipular qualquer reagente deve-se ter conhecimento de suas

características com relação à toxicidade, inflamabilidade e explosividade; E. O uso da bata é obrigatório, já que seu corpo e roupas ficam mais protegidos. F. Nunca trabalhar sem a presença do professor responsável no laboratório G. Antes de manipular um aparelho qualquer no laboratório observe as instruções

fornecidas pelo professor. H. Verificar se as vidrarias a serem utilizadas não estão trincadas ou rachadas I. Nunca pipetar com a boca. Utilizar pró-pipetas (pêras) para auxiliá-lo. J. Qualquer substância derramada deve ser imediatamente enxugada. Os ácidos

devem ser neutralizados com bicarbonato de sódio, enquanto que bases com ácido acético diluído.

K. Qualquer vidro quebrado deve ser imediatamente recolhido e colocado em local adequado indicado pelo instrutor ou técnico do laboratório.

L. Na pia só devem ser desprezadas substâncias solúveis e inofensivas. Mesmo assim devem ser lavados abundantemente com água. Substâncias insolúveis ou perigosas devem ser colocadas em recipientes apropriados indicados pelo instrutor.

M. É proibido comer, fumar ou beber no laboratório. Não leve a mão à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos;

N. Para manuseio de substâncias voláteis, use sempre a capela. O. Comunique qualquer ocorrência ao instrutor. Em caso de acidentes, mantenha a

calma e chame o professor ou técnico responsável;

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P. Brincadeiras são absolutamente proibidas nos laboratórios; Q. Siga corretamente o roteiro de aula e não improvise, pois improvisações podem

causar acidentes, use sempre materiais e equipamentos adequados; R. Receber visitas apenas fora do laboratório, pois elas não conhecem as normas

de segurança e não estão adequadamente vestidas.

Essas são algumas regras gerais que devemos seguir durante um trabalho no Laboratório. Durante o curso, em cada experimento serão relacionadas outras mais específicas, inclusive sobre os reagentes a serem manipulados.

3. Limpeza O aluno só deverá se ausentar do laboratório após o professor ter se certificado de que a sua bancada esteja em ordem, inclusive áreas comuns como balança, capela, etc. Se necessário reserve 15 minutos finais para este fim. 4. Estrutura do curso A carga horária semanal do curso é de 04 horas, estando a disciplina baseada em atividades essencialmente práticas. Organiza-se da seguinte maneira: a. Pré-relatórios Uma apostila contendo todas as práticas a serem realizadas no semestre deverá ser adquirida. Leia-a, cuidadosamente, quantas vezes forem necessárias, antes de vir ao laboratório, certificando-se de que esteja entendendo perfeitamente o que será realizado. Feito isso, você estará apto a preparar o pré-relatório, o qual consiste basicamente de: I. Fluxograma ou resumo das principais etapas do experimento; II. Cálculos e/ou tabelas que porventura constem na experiência; III. Respostas às perguntas (se existirem) inclusas no roteiro experimental. IV.Relatar a periculosidade de cada reagente a ser administrado na prática. O pré-relatório deve ser entregue antes do início da aula ao professor, do contrário não será permitida a participação do aluno na prática do dia. Você só deve começar a trabalhar quando tiver a noção exata do que fazer em todas as etapas da experiência. b. Testes No início de cada aula será realizada uma breve preleção sobre o assunto do dia, oportunidade esta que deve ser aproveitada para eliminar eventuais dúvidas sobre o experimento. Logo após será feito um pequeno teste abrangendo questões relativas ao experimento do dia e/ou da aula imediatamente anterior. c. Caderno de laboratório Como seria de se esperar, todas as observações realizadas em um laboratório devem ser feitas de modo organizado e controlado. Além de se fazer medidas e observações, é necessário que as mesmas sejam anotadas de modo claro, completo e no instante que acontecem. Desse modo, seus resultados estarão disponíveis no futuro e o tempo passado no laboratório será aproveitado ao máximo. Você deve adquirir um caderno, que deverá ser trazido em todas as aulas práticas e de uso exclusivo para a disciplina experimental. Nele deverão constar suas observações, valores medidos, pesos de amostras, etc. As notas deverão ser feitas à tinta, e caso ocorra algum erro, nunca risque, rasgue ou danifique o mesmo. A medida correta é passar um traço sobre o erro (de modo que ainda fique legível), colocando acima a versão corrigida. Um dos objetivos desse curso é ajudá-lo a desenvolver sua habilidade em descrever adequadamente experiências analíticas.

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Deixe algumas folhas no início do caderno, de modo que você possa construir um sumário das experiências realizadas. Cada experiência nova deve começar em uma página limpa, contendo data e título da mesma. Inclua todos os dados observados e essenciais, tendo em mente que qualquer pessoa seja capaz de repetir o procedimento. Aconselhamos que seja usada apenas as páginas da direita, de modo que as da esquerda possam ser utilizadas no caso de serem necessárias observações adicionais. Procure sempre deixar um bom espaçamento entre anotações. Procure manter seu caderno sempre atualizado e organizado. A avaliação do mesmo será feita sem prévio aviso e baseada na riqueza de detalhes que você inclui no mesmo. d. Relatórios O desenvolvimento correto da prática, a precisão dos dados empíricos e o domínio teórico do assunto relacionado com a prática são alguns fatores essenciais para um bom desenvolvimento das disciplinas experimentais. No entanto é necessário apresentá-los em forma de texto organizado e lógico. Esse é o papel do relatório. Depois de realizada cada prática você terá que prepará-lo, em letra legível ou digitada, e entregá-lo ao instrutor na aula seguinte. O relatório deve apresentar uma folha de rosto (capa) com os elementos de identificação (unidade de ensino, número do experimento, título, nome completo do aluno, turma, nome do professor, local e data) e ser dividido em 04 seções básicas, conforme mostramos nos exemplos 1 e 2, respectivamente: Exemplo 1:

UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO

CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FUNDAMENTAL

EXPERIMENTO NO1 TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE

ALUNO: TURMA: PROFESSOR:

RECIFE, 20 DE SETEMBRO DE 2005

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Exemplo 2:

As seções devem ser construídas de modo que exista uma seqüência lógica unindo-as. Não existe uma lógica padrão, você deve criar sua própria lógica para cada relatório, não fugindo no entanto, do modelo proposto.

Título da prática 1. Introdução Deve situar o leitor no assunto a ser abordado. Faça uma breve descrição dos aspectos teóricos ou princípios envolvidos, fazendo referência a fonte consultada seguindo a norma NBR-6023/2002, da ABNT (anexo 1), preocupando-se em inserir nessa seção os seguintes aspectos: � Princípios teóricos em que se baseia a prática; � Relevância da prática; � Objetivos da prática. 2. Experimental 2.1. Materiais e equipamentos Especifique quais os reagentes utilizados no experimento, seu grau de pureza (ex.:se houve necessidade de purificação) e como foram preparadas as soluções. Especifique os materiais utilizados nas operações realizadas (tipo, marca, modelo, etc..). 2.2. Procedimento Descreva como o experimento foi feito incluindo, se for o caso, qualquer modificação no procedimento apresentado no roteiro. Escreva nessa seção apenas o que você executou “usando as mãos”. No relatório você deve apresentar o procedimento realizado de modo bem mais sucinto e objetivo do que o apresentado no roteiro, mas sem suprimir fatos ou atividades importantes. 3. Resultados e discussão Trata-se da parte essencial do relatório. Descreva todas as observações feitas, os dados coletados e os cálculos, se necessário. Deve-se também discuti-los, baseando-se nos princípios teóricos envolvidos. Sempre que possível apresente as equações químicas relacionadas, explicando-as a partir de suas observações. Na medida do possível, tente agrupar seus dados em tabelas, facilitando dessa maneira a compreensão e organização dos resultados. Nos cálculos devem ser mostradas todas as equações envolvidas e aproximações se forem feitas. Os gráficos devem seguir algumas normas : � Coloque o título no gráfico, p. ex., Temperatura x Pressão; � Explicite as unidades de medidas nos eixos cartesianos; � Use escala apropriada de modo que os dados fiquem adequadamente espaçados. 4. Conclusões Aqui você deve, como o próprio nome sugere, concluir o relatório. Relacione suas conclusões com o objetivo apresentado na introdução. Comente sobre os pontos positivos e a eficiência da prática. Tente levantar possíveis erros e sugestões para otimização do experimento. 5. Referências Bibliográficas As referências bibliográficas devem seguir a norma NBR-6023/2002 da ABNT. 6. Questões No final do relatório devem ser respondidas as perguntas existentes no final do roteiro experimental.

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e. Critérios para aprovação A aprovação na disciplina Química Geral Experimental I baseia-se nos seguintes aspectos: 1. Nota final: • Acima de 7,0 - aprovação por média • Abaixo de 3,0 - reprovação direta • Maior que 3,0 e menor que 7,0 – O aluno fará prova final ( acima de 5,0 será

aprovado) 2. Faltas - Alunos com número de faltas superior a 2 serão reprovados por falta. 3. Uma questão que deve merecer especial atenção é o horário de início da aula. Fica estabelecido que: • Até 8:10 h ou 13:10h- O aluno poderá participar de todas as atividades do dia

normalmente. • Entre 8:10 h e 8:20 h ou 13:10h e 13:20h- O aluno pode participar da prática, mas

não realizará teste. • A partir de 8:20 h ou 13:20h- O aluno não poderá tomar parte da aula, recebendo

falta.

f. Composição das notas das avaliações

Avaliação Valor Peso

1. Pré-Relatório (feito no caderno de laboratório) e as anotações

das práticas

10 1

2. Teste (uma questão da prática anterior e uma da atual) 10 3

3. Relatório: 10 6

3.1 - Introdução 1,5

3.2 - Experimental 1,0

3.3 - Resultados e discussão 4,0

3.4 - Conclusões 1,5

3.5 – Referências Bibliográficas 0,5

3.6 - Questões 1,5

Cálculo : nota do ítem 1 x 1 + nota do item 2 x 3 + nota do item 3 x 6

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EQUIPAMENTOS DO LABORATÓRIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL

Equipamento Nome Aplicação Erlenmeyer Utilizado em titulações,

aquecimento de líquidos e para dissolver substâncias e proceder reações entre soluções.

Balão volumétrico Possui volume definido e é utilizado para o preparo de soluções em laboratório. Não pode ser aquecido.

Becker É de uso geral em laboratório. Serve para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas, efetuar reações de precipitação e aquecer líquidos.

Bureta Aparelho utilizado em análises volumétricas. Não pode ser aquecido.

Proveta Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida.

Funil de separação Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na extração líquido/líquido

Pipeta graduada

Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes variáveis. Não pode ser aquecida.

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Pipeta volumétrica Usada para medir e transferir volume de líquidos. Não pode ser aquecida, pois possui grande precisão de medida.

Condensador Utilizado na destilação, tem como finalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos.

Funil de Buchner Utilizado em filtrações a vácuo. Pode ser usado com a função de filtro em conjunto com o kitassato.

Kitassato Utilizado em conjunto com o funil de buchner em filtrações a vácuo.

Funil de vidro Usado na filtração e para retenção de partículas sólidas.

Tubos de ensaio

Empregado para fazer reações em pequena escala, principalmente em testes de reação em geral. Pode ser aquecido com movimentos circulares e com cuidado diretamente sob a chama.

Balão de fundo redondo 1- Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado a rotoevaporador.

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Balão de fundo chato 2- Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser aquecido sobre o tripé com tela de amianto.

1- tela de amianto Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de bunsen.

Tripé Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela de amianto.

Bico de bunsen É a fonte de aquecimento utilizada em laboratório. Mas contemporaneamente tem sido substituído pelas mantas ou chapas de aquecimento.

Almofariz com pistilo Usado na trituração e pulverização de sólidos.

Suporte universal Utilizado em operações como: Filtração, Suporte para Condensador, Bureta, Sistemas de Destilação etc. Serve também para sustentar peças em geral.

Pisseta Usada para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes.

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ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 1. INTRODUÇÃO Uma questão importantíssima que surge quando se relata resultados experimentais é o número de algarismos significativos. O correto é relatar todos os algarismos que você tem certeza e mais um que é estimado. Portanto, se a concentração de uma solução é dada como 1,43 M há alguma dúvida quanto ao algarismo 3. Isto é, poderia ser 1,44 M ou 1,42 M.

O algarismo zero é um algarismo significativo quando à direita de um de um número. Assim, 1,43 M é uma medida completamente diferente de 1,4300 M. Esta última foi feita com balões volumétricos enquanto a primeira pode ter sido feita com provetas graduadas. São duas medidas diferentes feitas em dois experimentos diferentes, usando equipamentos diferentes. Por isso, enquanto a primeira concentração pode estar entre 1,42 M e 1,44 M, a segunda pode estar entre 1,4299 M e 1,4301 M - duas ordens de grandeza mais exatas. Já o número 0,0143 possui o mesmo número de algarismos significativos (três) que o número 1,43 ou 14,3. Daí é comum o uso de notação científica para medidas onde elas são expressas como 1,43 × 10−2, que possui três algarismos significativos. Da mesma forma, o número 6,023 × 1023 possui quatro algarismos significativos.

Normalmente quando se efetuam contas com máquinas de calcular, estas dão o resultado com várias casas decimais. Não se pode, entretanto relatar os resultados tal como eles vêm dessas calculadoras sob pena de estarmos criando precisão que não existe.

Como então devemos relatar resultados de cálculos com uma exatidão coerente com aquela dos dados utilizados? Precisamos para isso estudar a questão da propagação de erros. Para tanto vejamos o que acontece quando temos que somar números cada um com uma precisão diferente: 1,2471 810,4 + 811,6471 “pela calculadora”. Uma vez que não conhecemos nada sobre a segunda casa decimal do número 810,4 não tem sentido tentarmos estabelecer uma quarta casa decimal na resposta. Vamos examinar a propagação de erros. Considere os resultados abaixo: 1,2471 810,5 + 811,7471

1,2471 810,3 + 811,5471

1,2470 810,4 + 811,6470

1,2472 810,4 + 811,6472

A maneira coerente de se relatar este resultado é 811,6 sabendo que existe uma incerteza na primeira casa decimal. Observe que a incerteza na quarta casa decimal da parcela 1,2471 não tem qualquer efeito sobre o resultado. A maneira de aumentarmos a precisão deste experimento é, portanto tentando obter o segundo número com uma precisão maior, através de um equipamento melhor, um procedimento experimental mais aprimorado, etc. Duas regras devem ser seguidas a fim de tornar coerentes os resultados de operações com algarismos significativos: Na adição e subtração, a resposta virá com o número de casa decimais da parcela que menos casas decimais tiver.

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Considere agora a seguinte multiplicação: 1,2471 × 1,04 = 1,29698 “pela calculadora”. Como existe uma incerteza no terceiro algarismo significativo do segundo fator, devemos considerar o resultado das seguintes operações: 1,2471 × 1,05 = 1,30946 e 1,2471 × 1,03 = 1,28451 onde se pode notar que a incerteza se propaga para o terceiro algarismo significativo da resposta. Observe que a incerteza no quinto algarismo significativo de 1,2471 não afeta a terceira casa e não precisa ser considerada. 1,2470 × 1,04 = 1,29688 e 1,2472 × 1,04 = 1,29709 Portanto a resposta de 1,2471 × 1,04 coerente com a precisão dos fatores é 1,30 (com incerteza no último algarismo). Assim: 1,2471 × 1,04 = 1,30. Na multiplicação e divisão a resposta virá com o número de algarismos significativos do fator que menos algarismos significativos tiver. Para escrever corretamente o resultado de um cálculo, com tantos algarismos significativos for preciso você precisa conhecer algumas regras de aproximação: Se o último digito é um número maior que 5, você deve escrever o seu resultado, aumentando em um número o último algarismo significativo, por exemplo:

O resultado de seu cálculo foi 1,54937, que contém 6 algarismos significativos, porém você precisa expressar esse valor com apenas 5 algarismos significativos. Como o último dígito é 7, que é maior que 5, então o valor a ser expresso será 1,5494.

Se o último digito é um número menor que 5, você deve escrever o seu resultado, retendo o número do ultimo algarismo significativo, por exemplo:

O resultado de seu cálculo foi 1,764, que contém 4 algarismos significativos,

porém você precisa expressar esse valor com apenas 3 algarismos significativos. Como o último dígito é 4, que é menor que 5, então o valor a ser expresso será 1,76.

Se o último digito é o numeral 5, você deve: Aumentar o último algarismo significativo se ele for ímpar, Por

exemplo: O número 2,64875 deve ser escrito segundo a regra 2,6488 Reter o último algarismo significativo se ele for par, por exemplo:

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O número 1,3825 deve ser escrito segundo a regra 1,382

Em muitos experimentos, um erro numa medida é muito maior que os outros e

domina até mesmo o efeito de acumulação dos erros menores.

Na análise das fontes de erro é importante estimar o efeito das mesmas no resultado. Se a fonte de erro não for capaz de afetar o resultado dentro de seu limite de exatidão experimental, então não é uma fonte de erro. Por exemplo, na medida de pressão de vapor de um líquido, não é válida a argumentação de que durante o experimento uma nuvem nimbus passou sobre o laboratório afetando a pressão atmosférica, a menos que se demonstre que o efeito desta nuvem afeta pelo menos o último algarismo significativo da medida da pressão de vapor; caso contrário, não é fonte de erro. 2. TIPOS DE ERRO Toda medida possui uma incerteza a qual é chamada de erro experimental. Basicamente existe dois tipos de erros, são ele: Erro sistemático, também chamado de erro determinado e aparece de uma falha no projeto de um experimento ou em uma falha no equipamento, logo ele é reproduzido ao longo de todas as medidas. Por exemplo, usar um instrumento sem calibrar Erro aleatório, também chamado de erro indeterminado e resulta dos efeitos de variáveis descontroladas. Não é reprodutível nem corrigível. Por exemplo, erro na operação de um instrumento, erro na leitura de um termômetro, etc. 3. PRECISÃO E EXATIDÃO DOS SEUS RESULTADOS

Precisão é uma medida da reprodutibilidade de um resultado. Valores muito próximos entre si, indicam uma precisão na sua medida. . Para medir o grau de precisão dos seus resultados, usamos o cálculo do desvio padrão, que é expresso pela fórmula:

1-N

) X - x ( ... ) X - x ( ) X - x ( S

2n

22

21 ++++++++++++

====

Essa expressão mede a proximidade dos resultados agrupados em torno da média. Quanto menor o desvio padrão mais precisa é sua medida Exatidão se refere à quão próximo o valor de uma medida está do valor verdadeiro. O erro associado à medida é o erro relativo, que é dado pelo quociente ( diferença do valor medido menos o valor real pelo valor real ) multiplicado por 100.

100 real valor

real valor - medido valor relativo Erro ×

=

Quanto menor o erro relativo, mais exata é a sua medida.

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Referências Bibliográficas

1- Harris, Daniel C.; Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005. 2- Baccan, N., Andade, J. C., Godinho, O. E. S. e Barone, J. S.; Química Analítica

Quantitativa Elementar, Ed. Edgard Blücher LTDA, 3ª ed., 2004.

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EXPERIMENTO NO1 AFERIÇÃO E TESTE DE PRECISÃO E EXATIDÃO DE VÁRIOS INSTRUMENTOS

1.1 - AFERINDO O MENISCO

É de fundamental importância saber aferir o menisco, pois você usará essa

técnica sempre que for medir volumes em pipetas, provetas, buretas e balões volumétricos. Uma boa aferição levará a uma maior confiabilidade nos seus resultados. Você se valerá deste aprendizado para realizar com maior êxito a experiência 1.3 Observe a figura e acompanhe a explicação do professor.

1.2 - TÉCNICA DE PIPETAGEM

A pipeta previamente limpa é enchida, por aspiração, com água destilada até acima do menisco; limpa-se a parte externa da extremidade livre com papel absorvente, controlando-se a vazão com o dedo indicador; acerta-se o menisco com cuidado e verte-se a água contida na pipeta no recipiente desejado.

O escoamento da pipeta deve ser efetuado com o aluno controlando a vazão com o dedo, estando a ponta inferior da pipeta encostada na parede do recipiente. O tempo de escoamento mínimo deverá ser de 30 segundos. Após o escoamento, afasta-se a extremidade da pipeta da parede do recipiente com cuidado. A quantidade de líquido restante na ponta da pipeta não deve ser soprada para o interior do recipiente.

Observação: O aluno será avaliado quanto ao interesse e postura, durante esta experiência. 1.3 - TESTANDO A PRECISÃO E EXATIDÃO DE VÁRIOS INSTRUMENTOS 1.3.1 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A primeira parte do experimento consiste em comparar os volumes médios de gotas de água destilada geradas a partir de uma pipeta de Pasteur e de uma pipeta graduada de 5 mL. O volume será calculado a partir da massa e da densidade da água.

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- Coloque um pequeno béquer (5 mL) ou vidro de relógio numa balança analítica e tare-a. Com a pipeta de Pasteur, coloque cerca de vinte gotas de água destilada neste recipiente (béquer ou vidro de relógio) e meça sua massa. A partir desta massa e do número de gotas será calculado o volume de cada gota. - Repita o mesmo experimento utilizando agora a pipeta graduada de 5 mL. Meça um volume de água destilada de exatamente 5 mL, transfira cerca de vinte gotas de água destilada para (béquer ou vidro de relógio) previamente tarado e anote os valores da massa de água e do volume correspondente a estas vinte gotas. A segunda parte do experimento consiste em medir o volume de vários instrumentos desenvolvidos para tal fim, mas que apresentam precisão e exatidão distintas. Estes instrumentos são: balão volumétrico, béquer, bureta, pipeta graduada, pipeta volumétrica e proveta. Para aferir a exatidão destes equipamentos, a pipeta volumétrica será tomada como padrão. Isto é, os 25 mL de água destilada medidos pela pipeta volumétrica são exatos. Sendo assim, - Coloque 25 mL de água destilada medidos pela pipeta volumétrica num balão volumétrico de 25 mL, num béquer de 50 mL, numa bureta de 50 mL (não se esqueça de preencher o volume morto com água destilada antes de adicionar os 25 mL), e numa proveta de 50 mL. - Com uma pipeta de Pasteur adicione ou retire o volume de água necessário para o instrumento marcar exatamente 25 mL. Conte o número de gotas de água adicionadas ou retiradas. A partir deste número de gotas, será calculado o volume de água adicionado ou retirado, possibilitando então a aferição destes instrumentos. A terceira parte do experimento consiste em comparar a precisão e exatidão de massas de cinco rolhas pesadas em balanças analítica e semi-analítica. - Pese as cinco rolhas separadamente nas balanças analítica e semi-analítica. - Pese agora as cinco rolhas juntas nestas mesmas balanças. - Escolha agora uma das rolhas e pese-a cinco vezes em cada uma das balanças analítica e semi-analítica. Não se esqueça de fazer anotações em seu caderno de laboratório de cada uma das medidas realizadas neste experimento. 1.3.2 – RESULTADOS E DISCUSSÃO Apresente os resultados obtidos na forma de tabelas observando as unidades de cada medida realizada e discuta sobre a exatidão e precisão dos equipamentos utilizados. 1.3.3- TRATAMENTO DE DADOS Assumindo que a densidade da água destilada a 25ºC é igual a 1,00 g/mL, calcule o volume médio de uma gota d’água. A partir deste volume calculado estime a exatidão dos instrumentos volumétricos. Observe as regras para retenção de algarismos significativos.

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Da mesma maneira calcule o volume médio de uma gota de água destilada vinda da pipeta graduada. Compare-o com o valor médio da gota d’água obtido através da pipeta de Pasteur. Compare a exatidão da balança semi-analítica tomando a balança analítica como padrão. Calcule para cada uma destas balanças suas precisões levando-se em conta as cinco medidas realizadas com a mesma rolha. Compare a massa das cinco rolhas pesadas separadamente e juntas, e comente sobre a linearidade da balança semi-analítica construindo um gráfico que relacione o erro relativo encontrado no seu experimento, com a massa de cada uma das rolhas. 1.3.4 - CONCLUSÃO Faça uma conclusão do experimento realizado indicando qual é o instrumento que apresenta uma maior exatidão e precisão e comente sobre as possíveis fontes de erros significativos. 1.3.5 – QUESTÕES

1) Um analista realizou cinco titulações de uma amostra de água de rio para determinar o teor de cloretos. Os resultados encontrados (usando uma bureta de 25 mL com incerteza absoluta de 0,01 mL) foram: 14,96; 14,94; 15,02; 15,00 e 14,98 mL. Calcule a média dos valores encontrados observando a aproximação correta dos algarismos significativos e a precisão dos resultados.

2) Se você precisasse medir um volume de uma amostra para realizar um ensaio quantitativo, que tipo de vidraria você escolheria?

3) Suponha que você tenha uma solução 20g/L de hidróxido de sódio. Quantas gotas seriam necessárias para retirar uma quantidade de solução que contivesse 5x10-3 mol da base? Considere que você colocou as gotas utilizando uma pipeta de Pasteur.

Referências Bibliográficas 1- Harris, Daniel C., Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005. 2- Mendham, J. - Denney, R.C. - Barnes, J.D. - Thomas, M.J.K., Vogel/Análise Química Quantitativa, LTC, 2002.

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EXPERIMENTO NO 2

UMA INTRODUÇÃO AO MÉTODO CIENTÍFICO 2.1 - INTRODUÇÃO O que é o método científico? Não estranhe se cada cientista lhe der uma resposta diferente. Muitos até dirão que é simplesmente o que eles aplicam para realizar as pesquisas deles, não importa o que façam. Perguntar a um filósofo também não resolverá a questão. É verdade desde o século XVII, pelo menos, diversos filósofos se ocuparam em construir teorias para descrever e regulamentar a atividade científica (que naquela época se chamava filosofia natural). Porém, como essas teorias em geral conflitam umas com as outras, o debate prossegue até hoje, muitas vezes de forma acalorada. Afinal, são assim as questões filosóficas. Com ou sem filosofia, o fato é que a atividade científica, pelos menos aquela cujos resultados são publicados e discutidos pela chamada comunidade científica, enquadra-se em certas normas implicitamente aceitas por todos. Por exemplo, nenhum cientista menosprezará a necessidade de realizar observações de forma precisa e controlada, ou negará a importância de denunciar claramente as hipóteses em jogo numa determinada experiência. Nesta segunda aula de laboratório, como uma introdução a (algum) método científico, você terá a oportunidade de realizar observações (e deduções) a respeito de um sistema simples e curioso: um frasco contendo um líquido incolor que, ao ser agitado, torna-se azul. Deixado em repouso, o líquido volta a ficar incolor. Por que isso acontece? Que líquido é esse? Uma maneira de tentar responder a essas perguntas é imaginar possíveis explicações para o estranho fenômeno e submeter essas hipóteses a testes experimentais. Quando bem feitos, os testes poderão demonstrar a inviabilidade de uma ou mais hipóteses e assim reduzir o número de explicações possíveis. Desta forma, eliminando as suposições erradas, estaremos nos aproximando cada vez mais da verdade. O procedimento que acabamos de descrever - hipóteses e testes - é normalmente associado ao nome de Karl R. Popper, o famoso filósofo contemporâneo, um dos muitos que teorizaram sobre metodologia científica. Se você tem inclinações filosóficas, talvez queira consultar a obra de Sir Karl, que já existe quase toda em português (Editora Itatiaia e Editora da UnB), e é fácil de ler. Um dos livros chama-se "Conjecturas e Refutações". Dá um ótimo título para esta experiência. 2.2 - CONJECTURAS E REFUTAÇÕES O misterioso líquido será fornecido num erlenmeyer arrolhado. Até segunda ordem, NÃO TIRE A ROLHA. E lembre-se de anotar cuidadosamente suas observações no caderno de laboratório. Comece examinando o sistema, sem agitá-lo. Levando em conta a cor, a viscosidade e a densidade aparentes, faça suposições a respeito da natureza do líquido. Que líquido poderia ser? Quais não poderiam ser? Agite vigorosamente o conteúdo do frasco e em seguida deixe-o repousar sobre a bancada por alguns minutos. Registre no caderno suas observações. Nosso problema agora é formular hipóteses para explicar o ocorrido. Depois essas hipóteses serão testadas para ver quais ainda permanecem de pé. Aqui vão quatro possibilidades: H1: O líquido fica colorido ao entrar em contato com a rolha, que parece impregnada de uma substância azul. H2: Quando o líquido é agitado, aumenta muito o seu contato com as paredes do frasco. Isto torna o líquido azul.

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H3: A agitação aumenta a energia térmica das moléculas, e isto produz a cor azul. H4: Existe um gás acima do líquido que, ao misturar-se com ele durante a agitação, torna o líquido azul. É natural - e desejável - que você pense em outras possibilidades. Se esse for o caso, discuta com o instrutor uma maneira de testar suas hipóteses. Vejamos agora como podemos testar separadamente cada uma das hipóteses acima. T1: Faça o líquido entrar em contato com a rolha, mas sem agitá-lo. Deixe-o repousar um pouco e depois agite-o sem deixá-lo tocar na rolha. Observe o que acontece em cada caso, e tire sua conclusão a respeito de H1. T2: Gire o líquido, cuidadosamente e sem agitação, de modo que a superfície de contato com o recipiente aumente. Como fica a hipótese H2? T3: Esfregue um pouco a parede do erlenmeyer com sua mão para aquecê-la um pouco, mas sem agitar o líquido. Observe o que acontece sobre a viabilidade de H3. T4: Na superfície o líquido está permanentemente em contato com o gás possivelmente existente no frasco. Observe atentamente a superfície do líquido e veja se descobre algum indício de cor azul. Se tudo ocorreu bem, só H4 deve ter sobrevivido aos testes. Acontece que há uma alternativa: H4’ Pode ser que o frasco contenha dois líquidos imiscíveis. Um incolor, presente em maior quantidade, e o outro azul, menos denso, que forma a camada azulada da superfície. Com a agitação, os dois se misturam e a cor se dispersa por todo o volume, assim permanecendo enquanto durar a mistura. Se esta hipótese é válida, então o descoramento deve produzir-se de baixo para cima, à medida que o suposto líquido azul voltar à superfície. Agite o frasco e veja o que acontece. Sua conclusão deve ter sido que H4' não se sustenta, e que H4 ainda é a melhor explicação: a cor azul deve ser causada por algum gás existente no frasco. Que gás será esse? Se abrirmos o frasco para tentar descobrir, o gás pode ir embora, e jamais saberemos o resultado. No entanto, como a ciência também é uma aventura, vamos correr esse risco. Tire a rolha, transfira o líquido para um erlenmeyer vazio, e tampe este novo frasco. Ora, o erlenmeyer vazio estava, como diz a canção, cheio de ar. Isto significa que o espaço acima do líquido está agora ocupado pelo ar. Agite o conteúdo e anote o ocorrido. Agora você está sabendo que o ar produz o aparecimento (e subseqüente desaparecimento) da cor azul. Isto aumenta nossa confiança em H4, e sugere que o gás no frasco original era o próprio ar, ou um de seus componentes. Agora, será a cor azul devida a simples mistura do gás com o líquido, ou será causada por uma reação química entre eles? Se for uma simples mistura, junto com o descoramento devemos poder observar o aparecimento de bolhas formadas pelo gás que retorna à superfície. Agite mais uma vez e verifique se isso acontece. Por outro lado, se acontece uma reação, a pressão no interior do erlenmeyer tampado deve ir caindo, à medida que o gás for sendo consumido. Para testar esta hipótese, destampe o frasco, umedeça a rolha e tampe-o de novo. Realize umas três vezes a operação aparecimento/desaparecimento da cor, e no final retire vagarosamente a rolha. A queda de pressão no interior deverá fazer com que a entrada de ar arraste para dentro do frasco a camada de água nas paredes da rolha. O ar é composto essencialmente de nitrogênio (78% em volume) e o oxigênio (20% em volume). Qual deles será o responsável pelo novo fenômeno? Serão os dois? Para descobrir basta borbulhar cada um deles separadamente no interior do líquido. Borbulhe primeiramente o nitrogênio, observe e anote. Em seguida borbulhe o oxigênio e veja o que acontece. Anote. Tire suas conclusões seguindo o seguinte roteiro: Vamos representar o aparecimento da cor azul pela reação

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líquido + oxigênio → substância azul, e vamos considerar duas possibilidades para o descoramento: substância azul → líquido + oxigênio, que é simplesmente a inversão da primeira reação, e substância azul + substância B → substância incolor, Tente imaginar uma maneira de decidir experimentalmente entre estes dois mecanismos. 2.3 - QUESTÕES

1. Considere a seguinte explicação para o nosso fenômeno: H5: Foi um milagre. Tente provar que não pode ter sido.

2. Um sujeito chato teima com você que inicialmente não havia ar no frasco e sim um misterioso gás X, que produz o mesmo efeito. Como essa questão poderia ser resolvida?

3. Ao realizar suas pesquisas, os cientistas levantam muitas questões que, muitas

vezes, levam a direções que não faziam parte do projeto original. O desenvolvimento surpreendente da química e da tecnologia geralmente resulta do uso do método científico. Embora ainda não exista um consenso a respeito do que significa exatamente ¨o método científico¨, tente descrever um procedimento genérico.

4. Algumas vezes observa-se uma confusão a respeito dos significados exatos das

palavras: hipótese, teoria e lei. Como você diferencia?

Referências Bibliográficas 1- Cook, A. G.; Tolliver, R. M. and Williams, J. E., J. Chem. Educ., 1994, 71, 160. 2- Morris, H.; Arena, S.; “Fundamentos de Química Geral” 9ª ed. Editota LTC, cap. 1, 1998.

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EXPERIMENTO NO 3

CROMATOGRAFIA 3.1 - INTRODUÇÃO Cromatografia é um método para separar dois (ou mais) componentes de uma solução, distribuindo-os entre duas fases imiscíveis: uma móvel e outra estacionária. A fase móvel é geralmente um solvente ou uma mistura de solventes, enquanto a fase estacionária é o suporte sólido, em geral sílica gel ou alumina. Existem hoje em dia muitos métodos de cromatografia, alguns muito sofisticados. A fase móvel pode ser líquida ou gasosa e a fase estacionária pode ser também um líquido absorvido num sólido. A cromatografia é um método extremamente útil e comum para separar substâncias de misturas, tanto no laboratório como em escala industrial. No laboratório, podemos fazer uma distinção sucinta entre dois tipos de cromatografia. Uma - a cromatografia analítica - que usa quantidades muito pequenas (< 1 mg) para analisar uma mistura de substâncias, e a outra - a cromatografia preparativa - que tem como fim a separação e, mesmo, a coleta de maiores quantidades (10 mg - 20 g) de componentes numa mistura. O fenômeno da separação pode ser entendido se considerarmos que substâncias diferentes têm características diferentes, tais como ponto de fusão, ponto de ebulição, índice de refração e“polaridade” - o que é mais importante na cromatografia. Basta agora lembrar que um composto muito polar terá uma interação maior com um suporte sólido também polar do que um composto relativamente não polar. Isto é devido às forças eletrostáticas entre o polo parcial negativo do composto e o polo parcial positivo do suporte, ou vice-versa. Quando a solução dos componentes da mistura passa ao longo da fase estacionária (suporte sólido) estes componentes têm atrações (ou interações) diferentes com a fase estacionária, e, portanto os componentes passarão pelo sólido com velocidades diferentes. É justamente este fato que permite utilizar a cromatografia como um método de separação. Deste modo um composto polar passará com uma velocidade menor que o composto não polar, ao longo da fase estacionária que é polar. Nesta prática, vamos analisar qualitativamente uma mistura de íons de níquel (II), cobre (II) e ferro (III), passando-os ao longo de uma faixa de papel de filtro, e usando como fase líquida uma mistura de acetona e ácido clorídrico. Os íons têm atrações diferentes à celulose, conseqüentemente passando pelo papel com velocidades diferentes. 3.2 - PREPARAÇÃO Antes de vir ao laboratório você deve se familiarizar com os conceitos envolvidos na técnica de cromatografia, como também com a química dos íons que serem investigados. Não esqueça de trazer uma tesoura, fita crepe e uma régua para realização do experimento. 3.3 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Você receberá soluções aquosas de cada um dos sais CuSO4, FeCl3 e NiCl2 e também uma solução desconhecida contendo um, dois ou todos os três sais mencionados. Corte um papel de filtro, em forma de retângulo, de modo que este se adapte ao interior de um béquer de 50 mL, revestido com papel de filtro, sem que o mesmo toque as paredes do recipiente, como mostra a figura 1. Com lápis (grafite) faça uma linha reta ±1,5 cm de uma extremidade inferior do papel. Pegue um capilar e coloque a ponta dentro da solução de FeCl3. Remova o excesso de solução da ponta do capilar. Aplique um pouco da solução na linha reta desenhada no papel de filtro, numa distância aproximada de 1 cm das laterais do papel. Tenha cuidado para que a solução difunda o menos possível no papel, produzindo assim uma mancha bem definida. Repita este

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processo, no mesmo papel, para as outras soluções que você recebeu, aplicando-as uniformente na linha de lápis. Seque bem as manchas, usando o ventilador ou colocando o papel na estufa. Cole o papel numa placa de Petri e coloque a placa em cima de um béquer contendo uma mistura de acetona e ácido clorídrico 3,0 M na proporção de 8:2. A faixa deve ficar pendurada dentro da solução contida no béquer, mas é importante que as manchas dos sais se encontrem em cima do menisco do líquido, como ilustra a figura 1.

Figura 1: Esquema do sistema cromatográfico Você observará que no momento em que o papel entra no líquido, este vai subir pelo papel por ação capilar. É importante assegurar que o papel de filtro revestindo a parede esteja realmente saturado com a solução contida no béquer. Isto é importante para manter uma atmosfera saturada dentro do béquer. Caso contrário, o líquido corre o perigo de subir irregularmente pelo papel devido à sua evaporação numa atmosfera totalmente saturada. Quando à frente do líquido tenha atravessado o papel, os íons metálicos terão sido transportados também. Agora precisamos saber por qual distância. Para isto, teremos que revelar os íons. Um tipo de íon já é visível a olho nu. Para visualizar os outros dois, vamos prosseguir da seguinte maneira: 1) Pegue o papel e segure-o em cima de uma placa de Petri contendo uma solução de amônia, porém não molhando o papel. A amônia formará um complexo visível com um dos íons. 2) Usando como pincel um pouco de algodão, ou mesmo um pedaço de papel de filtro, pinte um pouco de uma solução de dimetilglioxima na faixa cromatográfica para revelar o terceiro íon. Tendo identificado a localização de cada um dos compostos, prossiga agora para medir a distância atravessada por cada tipo de íon. Divida este valor pela distância atravessada pelo solvente, para determinar o valor do fator de retenção (Rf) de cada um deles, figura 2. O valor Rf é característico para cada composto, num determinado suporte e com um determinado solvente, e assim pode ser usado como método de identificação de substâncias. Repita o mesmo procedimento utilizando como solvente, misturas de acetona/ácido clorídrico 3 M de 95/5 e de 6/4.

Acetona/HCl

Papel de filtro

Placa de Petri

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Figura 2: Esquema para o cálculo do Rf. 3.4 - QUESTÕES 1) Qual o íon que é visível a olho nu? 2) A amônia revela que íon? Qual é a coloração observada neste teste, e que tipo de complexo é formado pela reação de amônia com o íon metálico? 3) A dimetilglioxima revela que íon? Qual a coloração? 4) Dê os valores de Rf para cada um dos íons em cada sistema de solvente. Utilizando a mudança de Rf com as proporções relativas de acetona e ácido clorídrico, estabeleça qual destes dois solventes é mais responsável pelo transporte dos íons no papel. Tente dar uma explicação baseando nos argumentos delineados na introdução deste texto. 5)Na cromatografia, durante passagem da fase móvel sobre a fase estacionária, as substâncias da mistura são distribuídas entre duas fases. Explique o processo de separação. Referências Bibliográficas 1- Silva, R. R., Bocchi, N. e Rocha Filho, R. C., Introdução à Química Experimental, São Paulo, Mc Graw-Hill. 1990

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EXPERIMENTO NO 4

PERTURBANDO O EQUILÍBRIO

4.1 - INTRODUÇÃO Todos os processos químicos em sistemas fechados tendem a um estado de equilíbrio. Em termos macroscópicos, é possível perceber mudanças no sistema até que um equilíbrio seja atingido, quando então parece que as coisas param de acontecer. Na verdade elas continuam acontecendo, só que no equilíbrio para cada reação ocorrendo existe a reação inversa ocorrendo à mesma velocidade. É isso que dá uma aparência estática ao sistema. Convém lembrar que há sistemas fora do equilíbrio nos quais nada parece estar ocorrendo. Uma mistura de hidrogênio e oxigênio, por exemplo, permanece indefinidamente com a mesma aparência. Basta uma faísca, no entanto, e ocorrerá uma explosão. É que a mistura não estava no equilíbrio: simplesmente tendia para ele muito lentamente. A faísca apenas acelera o processo, isto é, altera a cinética da reação. O que levaria séculos, passa a ocorrer numa fração de segundo. Num verdadeiro equilíbrio, isto não aconteceria: um estado de equilíbrio é uma espécie de fundo de poço, reagindo a qualquer perturbação no sentido de manter a situação original. Essa, aliás, é a essência do Princípio de Le Chatelier: "Quando perturbado, um sistema em equilíbrio reage no sentido de contrabalançar a perturbação". Nesta prática, faremos uma investigação qualitativa de alguns estados de equilíbrio, dando ênfase ao efeito de perturbações externas. Uma certa familiaridade com esses fenômenos é indispensável à formação de qualquer químico. Muitos equilíbrios, especialmente os de solubilidade, são à base da Química Analítica clássica; conhecendo as características de um estado de equilíbrio poderemos influenciar a composição de um sistema (numa indústria, por exemplo) de acordo com os nossos interesses. PREPARAÇÃO Antes de vir ao laboratório você deve recordar quais são as características de um estado de equilíbrio e qual o efeito de perturbações externas sobre ele. É importante também rever a teoria dos equilíbrios de solubilidade, inclusive os seus aspectos quantitativos (Mahan, caps. 5 e 6 ou Atkins, cap. 9). 4.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE 1.a. "O SEMELHANTE DISSOLVE O SEMELHANTE" A maioria das substâncias iônicas ou polares é mais solúvel em solventes polares (como a água) do que em solventes não polares (como o tolueno). Daí a regra: "o semelhante dissolve o semelhante". Como toda regra, esta também tem suas exceções, que, aliás, não são poucas. Muitas substâncias iônicas, por exemplo, são pouquíssimo solúveis na água. Há, é claro, boas razões termodinâmicas para isto. Porém no momento vamos nos restringir a testar a solubilidade de algumas substâncias em dois solventes de características opostas: água e tolueno. Coloque 1mL de água destilada num tubo de ensaio e acrescente lentamente 1mL de tolueno. Como a água e o tolueno se dissolvem muito pouco um no outro - isto é são imiscíveis - duas camadas vão formar-se. Identifique-as. Em seguida adicione uns três cristais de CrCl3 (s), tampe o tubo e agite vigorosamente. Em que solvente o CrCl3 (s) é mais solúvel? Repita a experiência, usando CoCl2 (s) em vez de CrCl3 (s). Em seguida repita o teste mais uma vez usando cristais de iodo.

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1.b. EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE Todas as substâncias são mais ou menos solúveis em todas as outras substâncias, embora a solubilidade varie enormemente, dependendo da natureza das substâncias. As que se dissolvem muito pouco (menos de 10-3M, digamos) são chamadas de insolúveis. Mesmo estas apresentam uma grande variação de (in)solubilidade. Para ilustrar este aspecto, vamos realizar a precipitação de alguns sais de prata, todos eles considerados insolúveis. Coloque 1mL de AgNO3 0,1 M em um tubo de ensaio e aos poucos acrescente solução de K2CrO4 0,1 M até que não se forme mais precipitado. Observe a cor do precipitado e da solução após a adição de cada gota. Deixe precipitar e decante o líquido. Lave bem o precipitado até que a fase aquosa permaneça incolor; pequenas quantidades de água serão suficientes. Agora, em outro tubo de ensaio, coloque 1mL de AgNO3 0,1 M e acrescente aos poucos, solução de oxalato de sódio 0,1 M. Lave o precipitado o mesmo número de vezes utilizado anteriormente. Adicione 3 gotas de cromato de potássio e 2 gotas de água, ao tubo contendo o precipitado formado entre a prata com o oxalato e observe se íons cromato substituirão os íons oxalato nas condições presentes. A descoloração da solução é uma medida da reação. Do mesmo modo adicione oxalato de sódio (solução 0,1 M) ao precipitado de cromato de prata (misture bem). Explique seus resultados. 1.c. VARIAÇÃO DA SOLUBILIDADE COM A TEMPERATURA Num tubo de ensaio coloque 1mL de Pb(NO3)2 0,1 M e acrescente solução KI até completar a precipitação do iodeto de chumbo. Em seguida mantenha durante cinco minutos o tubo em água fervendo. Observe o que acontece com o precipitado. Retire o tubo do banho-maria e deixe-o esfriar em repouso numa estante. Devem formar-se belos cristais dourados. A precipitação do PbI2 (s) absorve ou libera calor? 2. O PRINCÍPIO DE LE CHATELIER Acabamos de ver como a solubilidade de um sal pode ser afetada por variações de temperatura. Nesta seção examinaremos mais algumas perturbações em estado de equilíbrio. Você deve anotar o que ocorre em cada caso, isto é, como o sistema reage à perturbação, e em seguida tentar explicar o ocorrido em termos do Princípio de Le Chatelier. 2a. O EQUILÍBRIO CROMATO-DICROMATO Coloque cerca de 1ml de K2CrO4 (aq) 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione 1 gota de HCl 1 M (verifique se a solução está nitidamente ácida com um papel indicador, caso contrário adicione mais HCl). Repita este procedimento com K2Cr2O7 (aq) 0,1 M. Agora adicione NaOH 1 M a esses tubos e confira a alcalinidade das soluções. Se necessário adicione mais NaOH. Verifique se as mudanças observadas nas colorações das soluções são reversíveis, através de adições sucessivas de HCl e NaOH. Coloque 2 mL de BaCl2 (aq) 0,1 M em um tubo de ensaio e adicione cromato de potássio gota a gota até que não se forme mais precipitado. De modo semelhante adicione dicromato de potássio a um tubo contendo 2mL de cloreto de bário. Agora adicione 1mL de HCl ao sistema BaCl2/K2CrO4 e 1mL de NaOH ao sistema K2Cr2O7

/BaCl2. Explique seus resultados e observações em termos do equilíbrio:

2CrO42- + 2H+ Cr2O7

2-+ H2O

2.b. UM EQUILÍBRIO COM O ÍON COBRE Coloque em um tubo de ensaio 1mL de uma solução 0,3 M de sulfato de cobre. Acrescente aos poucos uma solução de HCl concentrado. Isto provocará uma mudança de cor. Pare quando a mudança estiver completa.

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Acrescente aos poucos água suficiente para restabelecer a coloração original. Coloque então o tubo de ensaio num béquer com água fervendo e observe a cor depois de transcorrido cinco minutos. Finalmente, transfira o tubo para um banho de gelo e observe-o depois de cinco minutos. Use o equilíbrio

Cu(H2O)42+ + 4Cl- CuCl4

2-+ 4H2O

para explicar o que aconteceu. 4.3 - QUESTÕES 1 - É provável que a frase "um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica" não lhe seja estranha (se for, consulte o professor). Mostre como esta frase decorre do Princípio de Le Chatelier. 2 - O que acontecerá se você acrescentar ácido clorídrico concentrado a uma solução saturada de NaCl? Por quê? 3 - Os produtos de solubilidade de carbonato de cálcio e do fluoreto de cálcio são 8,7 x 10-9 e 4,0x10-11, respectivamente. Mostre que o fluoreto é mais solúvel que o carbonato, apesar de ter o Kps menor. Referências Bibliográficas 1- B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário 2- J. B. Russel - Química Geral 3- Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, ed. LTD

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EXPERIMENTO NO 5

SEPARAÇÃO DE UMA MISTURA 3.1 - INTRODUÇÃO A necessidade de separação de componentes de uma mistura surge freqüentemente no trabalho do químico. Seja na preparação de amostras para análise, no isolamento de um produto natural, ou no isolamento de uma substância obtida sinteticamente que deve ser separada dos produtos secundários e reagentes de partida não transformados. A técnica de separação utilizada dependerá da natureza da mistura e das substâncias presentes, e das quantidades relativas dos componentes. Nem sempre é possível, ou prático, separar algumas substâncias na sua forma original e é preciso então fazer uma derivatização, ou transformação da substância, para uma forma que possa ser separada. Este processo normalmente só é desejável se a forma derivada puder ser reconvertida com facilidade à substância original. As técnicas de separação mais comumente utilizadas em laboratórios de análise e pesquisa são a filtração, a extração, a destilação, a sublimação, a cristalização, a precipitação e a cromatografia. Na prática de hoje, vamos usar uma combinação de vários desses métodos para separar uma mistura de areia, ácido benzóico, óleo mineral e acetato de etila. O primeiro componente da mistura a ser separado é o componente sólido, por filtração. Em seguida vamos derivatizar e extrair o ácido benzóico e finalmente separar os dois últimos componentes através de uma destilação simples. Três dos quatro componentes são desta forma isolados na sua forma original e pura. O ácido benzóico, no entanto, se encontra na forma de um derivado em solução aquosa; ele deverá ser levado novamente à sua forma original através de uma reação de neutralização, separado por precipitação, e em seguida purificado por uma recristalização. 3.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Antes de iniciar a prática anote o código de identificação da amostra no seu caderno de laboratório. a) SEPARAÇÃO DO COMPONENTE SÓLIDO Dobre o papel de filtro conforme o mostrado pelo instrutor e coloque-o no funil. Coloque o funil na boca de um funil de separação que deve estar num anel de ferro e com a torneira fechada. Umedeça o papel de filtro com acetato de etila, usando para isto uma pipeta de Pasteur, e prenda-o cuidadosamente nas paredes do funil com a ponta da pipeta. Deixe o sólido sedimentar no fundo do béquer e decante o líquido através do funil de filtração com o auxílio de um bastão de vidro envolvido em uma das extremidades por um tubo de latex (policial), não enchendo mais que 3/4 do volume do cone de papel. Em seguida lave a areia no béquer com uma porção de 10 mL de acetato de etila, e repita o processo de decantação do solvente, através do filtro. Repita a operação mais duas vezes, agora arrastando na lavagem todo o sólido para o funil de filtração. Se necessário os últimos traços de sólido podem ser removidos do erlenmeyer com o auxílo do policial. Cuidadosamente retire o papel de filtro do funil, e abra-o sobre um vidro de relógio para a secagem da areia. Depois de seca pese a areia numa balança com precisão de centésimos de miligrama. Por que a areia, separada nesta etapa, é lavada com acetato de etila? b) SEPARAÇÃO DO ÁCIDO BENZÓICO Prepare uma solução de 8 g de NaOH em 90 mL de água destilada. Com o auxílio de um funil de vidro coloque aproximadamente 30 mL desta solução no funil de separação contendo o filtrado do procedimento anterior. Tampe o funil, e segure-o com as duas mãos, utilizando uma delas para prender com firmeza a tampa.

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Inverta o funil e agite-o vigorosamente 1 ou 2 vezes. Mantendo o funil invertido e numa posição tal que a saída não esteja dirigida para você ou outra pessoa (observe a demonstração do instrutor), abra a torneira e feche-a em seguida. Repita esta operação mais 2 ou 3 vezes. Apóie novamente o funil no suporte e espere a separação das fases. Coloque então um erlenmeyer embaixo do funil e recolha a fase inferior regulando o fluxo quando estiver perto do limite das fases para evitar que a fase superior passe também para o erlenmeyer (observe a demonstração do instrutor). Repita esta operação utilizando mais duas porções de 30 mL da solução de NaOH e recolhendo a fase aquosa no mesmo erlenmeyer utilizado anteriormente. Transfira a fase que ficou no funil de separação para um balão de fundo redondo previamente pesado e reserve-a. Adicione 82 mL da solução de HCl, preparada previamente pelo instrutor (22 mL de HCl concentrado diluído em 60 mL de água) ao extrato aquoso contido no erlenmeyer. Filtre o sólido formado sem decantar o líquido e utilize três porções de cerca de 15mL de água para lavá-lo e arrastar todo o sólido do béquer. Despreze o filtrado. Transfira o sólido para um erlenmeyer e dissolva-o em 45 mL de água destilada, aquecendo numa chapa elétrica. Quando a dissolução estiver completa deixe o erlenmeyer esfriar em repouso sobre a bancada. Quando a solução atingir a temperatura ambiente coloque-a no refrigerador ou banho de gelo por 10 a 20 minutos. Filtre os cristais formados, lave-os e seque-os. O procedimento para a execução destas três etapas, filtração, lavagem e secagem deverá ser determinado por você antes de vir ao laboratório. Pese os cristais secos e determine o seu ponto de fusão. - Por que é necessário derivatizar o ácido benzóico para separá-lo da mistura? Represente por equações químicas os processos de derivatização e separação. - Por que é necessário agitar bem o funil de separação no processo de extração do ácido benzóico, e por que a torneira deve ser aberta após cada agitação? c) SEPARAÇÃO DE ÓLEO MINERAL E ACETATO DE ETILA Monte a aparelhagem de destilação. Verifique se a água está circulando e regule o fluxo de maneira a manter um resfriamento adequado sem desperdiçar água. Ligue a manta aquecedora controlando o aquecimento a um nível suficiente para que ocorra a destilação a uma velocidade constante de 2 a 3 gotas de destilado por segundo. Quando o componente volátil não mais estiver destilando interrompa o processo. Determine o volume de acetato de etila e o peso do óleo mineral. - Por que escolhemos a destilação para separar os dois últimos componentes? Discuta a eficiência desta técnica, neste caso específico, considerando as características físicas dos dois componentes (afinal, o que é "óleo mineral"?). 3.3 – QUESTÕES 1) Qual é a diferença entre misturas e substâncias? 2) Como você separaria as seguintes misturas: a) água e sal b) óleo vegetal e água c) sulfato de cobre e óleo mineral d) açúcar e areia e) ácido acético e ácido benzóico

Referências Bibliográficas 1- R.R. Silva, N. Bocchi e R.C. Rocha Filho - Introdução à Química Experimental, Mc Graw-Hill, 1990.

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EXPERIMENTO NO 6

TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE

5.1 - INTRODUÇÃO No exercício de sua profissão, um químico analítico enfrenta sempre o mesmo problema: 1) determinar o que há em uma amostra; 2) em seguida, determinar quanto há de cada componente na amostra. Na química analítica clássica, busca-se responder a estas duas questões - a qualitativa e a quantitativa - utilizando-se de reações químicas. Assim, para saber o que há na amostra é preciso usar reações características, isto é, reações que só ocorrem com determinado(s) componentes(s). Tendo-se identificado os componentes, pode-se usar a estequiometria de uma reação característica para determinar quanto está presente de cada componente. Se, por exemplo, sabemos de antemão que x moles do componente A, presente na mistura, reagem estequiometricamente com y moles do reagente B e se, adicionando aos poucos o reagente B, verificamos que exatamente y - e apenas y - moles de B reagiram com a amostra, somos levados a concluir que havia x - e apenas x - moles do componente A presentes na amostra. Nesta experiência, o componente A será um ácido e o reagente B será uma base. Usaremos a neutralização de A por B para determinar a acidez de uma amostra de vinagre. Já sabemos o que há na amostra: vinagre comercial é essencialmente uma solução aquosa de ácido acético, obtida a partir da fermentação de carboidratos. Sua composição é regulamentada pelo governo federal, devendo haver pelo menos 4 gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre. Para saber se a nossa amostra está de acordo com a lei - isto é, para saber quanto ácido ela contém - vamos fazê-la reagir com hidróxido de sódio, até neutralizar todo o ácido. Na verdade, pequenas quantidades de outros ácidos também estão presentes e serão neutralizadas, de modo que estaremos de fato determinando a acidez total. Vamos, no entanto expressá-la em termos de ácido acético, o que corresponde a supor que a única neutralização é

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

Vemos que cada mol de ácido acético reage com exatamente um mol de hidróxido de sódio. Quando a neutralização chegar ao fim, portanto, o número de moles de NaOH adicionados será igual ao número de moles de CH3COOH originalmente presentes na amostra. Dividindo esse número pelo volume inicial da amostra obteremos a sua concentração, e teremos realizado a titulação da acidez do vinagre. O ponto em que a base adicionada é suficiente para neutralizar completamente o ácido é chamado de ponto de equivalência. Uma gota a mais de hidróxido de sódio tornará a solução consideravelmente básica, e isso nos permitirá saber quando parar a titulação. Acrescentaremos à amostra, antes de titulá-la, um indicador chamado fenolftaleína, que é uma substância incolor em meio ácido, porém vermelha em meio básico. Enquanto ainda houver ácido não neutralizado, a solução permanecerá incolor. Uma gota de base em excesso, no entanto, e aparecerá a cor característica da fenolftaleína em meio básico. Essa mudança de cor chama-se viragem e indica que é hora de parar de adicionar base: chegamos ao ponto final da titulação. Você encontrará mais informações sobre indicadores, e sobre o próprio processo de titulação, nos livros de química geral do Pimentel, do Spratley e do Mahan. O primeiro requisito para a titulação é conhecer exatamente a concentração da solução que será adicionada à amostra. A maneira óbvia de proceder é pesar cuidadosamente uma certa massa do soluto (NaOH, nesta titulação) e dissolvê-la até um volume exatamente determinado. Infelizmente no nosso caso isto é difícil, porque o hidróxido de sódio tende a absorver água da atmosfera, tornando inexata qualquer

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pesagem, por mais cuidadosa que seja. Temos então um outro problema: precisaremos primeiro determinar a concentração da solução de hidróxido de sódio, para depois poder titular o vinagre. O que fazer? Uma titulação é claro! Existem substâncias bem comportadas, chamadas de padrões primários, com as quais é possível preparar uma solução confiável pelo método direto de pesagem e dissolução. Um exemplo é o biftalato de potássio, KHP, que

usaremos nesta experiência. Em solução aquosa o KHP libera o íon biftalato, HP-, que, sendo um ácido monoprótico, pode ser utilizado para titular o hidróxido de sódio, através da neutralização

OH- + HP- H2O + P2-

Temos, portanto, duas titulações a realizar: a primeira para padronizar a solução de hidróxido de sódio e a segunda para determinar a acidez do vinagre. Mãos à obra! 5.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A - Padronização da solução de NaOH Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 M. Usando uma balança semianalítica, pese essa quantidade (dentro de mais ou menos 0,1 g), transfira-a para um béquer e a dissolva em cerca de 50 mL de água destilada. Em seguida transfira a solução para um balão volumétrico de 250 mL, complete o volume com água destilada e agite para homogeneizar a solução. Mantenha o recipiente fechado para impedir a reação do NaOH com o CO2 da atmosfera. Calcule a massa de KHP (peso molecular: 204,22 g.mol-1) necessária para reagir com 20 mL da solução 0,1 M de NaOH. Pese em uma balança analítica aproximadamente essa quantidade, e registre o peso com toda a precisão permitida pela balança. Transfira em seguida a amostra de KHP para um erlenmeyer de 250 mL e dissolva-a em uns 50 a 100 mL de água destilada. Acrescente duas gotas de fenolftaleína a 1%. Lave uma bureta de 50 mL com aproximadamente 5 mL da solução de NaOH, deixando a solução escorrer pela torneira e desprezando-a em seguida. Repita a lavagem, para garantir que a concentração da solução de NaOH não será alterada quando ela for posta na bureta. Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio até um pouco acima do zero. Abra rapidamente a torneira para expulsar todo o ar da sua extremidade, desprezando o volume que escorrer. Anote o volume inicial marcado na bureta (que não precisa ser zero), realizando a leitura com os olhos no nível do menisco. Tome o erlenmeyer com o KHP e coloque-o embaixo da bureta, sobre um fundo branco que lhe permita perceber facilmente variações na cor da solução. Adicione aos poucos a solução de NaOH, manipulando a torneira com uma das mãos e agitando suavemente o erlenmeyer com a outra. À medida que o ponto final for se aproximando, a cor rosa da fenolftaleína parecerá cada vez mais persistente. Quando você perceber esse fenômeno, pare um pouco a titulação, lave as paredes do erlenmeyer com água destilada para recolher possíveis respingos não titulados, e depois prossiga adicionando a base gota a gota. No ponto final propriamente dito, a solução toma uma coloração rosa pálida, que não desaparece com a agitação. Nesse ponto, termine a titulação e anote o volume final. Agora repita todo o procedimento com mais duas amostras de KHP. Para cada uma das três titulações, calcule a concentração da solução de NaOH. Se nA é o número de moles de KHP, o número de moles de NaOH que reagiram também é nA, porque a estequiometria desta reação é de um para um. A concentração de hidróxido de sódio será, portanto nA/VB, onde VB é o volume de solução de NaOH empregado na titulação. As concentrações de NaOH determinadas nas três titulações

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não devem diferir por mais de 0,005 M. Se esse não for o caso, consulte seu instrutor e, se ele autorizar, tome a média dos dois valores mais próximos como a concentração da sua solução de hidróxido de sódio. B - Titulação do Vinagre Coloque cerca de 10ml de vinagre em um béquer limpo e seco. Lave uma pipeta volumétrica de 2 mL com um pouco de vinagre, desprezando-o em seguida. Meça 2 mL de vinagre com a pipeta volumétrica e transfira-a para um erlenmeyer de 250 mL, acrescentando aproximadamente 50 mL de água destilada, medidos em uma proveta ou em um béquer. Adicione duas gotas de fenolftaleína e titule com a solução de NaOH, procedendo da mesma forma que na seção anterior. A diferença é que agora a concentração desconhecida é a do vinagre, e não mais a do hidróxido de sódio. Como a estequiometria também é de um para um, a concentração de ácido no vinagre será nB/2 mL, sendo nB o número de moles de NaOH empregados na titulação. Finalmente, realize mais duas titulações e tome como resultado final à média das duas concentrações de ácido mais próximas. Passe para o instrutor os resultados das titulações que você realizou. Afinal, sua amostra de vinagre está dentro da lei ou não? 5.3 - QUESTÕES 1) O NaOH não pode ser usado como padrão primário porque absorve água da atmosfera. Esse fenômeno tende a resultar em soluções mais diluídas ou mais concentradas do que o esperado? Por quê? 2) No ponto de equivalência da titulação do vinagre, o que há no erlenmeyer é simplesmente uma solução de acetato de sódio. Faça uma estimativa da concentração de NaOAc nesse ponto e calcule o pH da solução. 3) O intervalo de pH para a viragem da fenolftaleína é de 8,0 a 9,8 (veja seção 5.3h do livro do Pimentel e Spratley), o que significa que em um pH levemente básico ela ainda é incolor. Use a resposta da questão anterior para mostrar que isto não é tão mau quanto parece. 4) E se em vez da fenolftaleína usássemos com indicador o azul de bromotimol, que vira na faixa de 6,0 a 7,6? 5) Em algum ponto da introdução dissemos que “uma gota a mais de hidróxido de sódio tornará a solução consideravelmente básica". Que peculiaridades têm as curvas de titulação (veja o capítulo 5 do livro do Pimentel e Spratley) para tornar verdadeira essa afirmação?

Referências Bibliográficas 1- B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário 2- J. B. Russel - Química Geral 3- Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, ed. LTD 4- Harris, Daniel C., Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005.

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EXPERIMENTO NO 7

ELETROQUÍMICA 7.1 - INTRODUÇÃO A eletroquímica trata essencialmente da conversão de energia elétrica em energia química, nas celas eletrolíticas, e da conversão de energia química em energia elétrica nas celas galvânicas ou eletroquímicas. Ela pode ser dividida de várias maneiras dependendo dos aspectos que se deseja enfatizar. Numa dessas divisões se separa a eletroquímica em termodinâmica e cinética. No primeiro caso, a eletroquímica trata de sistemas em equilíbrio e muitos parâmetros termodinâmicos, tais como energia livre e entropia, podem ser obtidos por seus métodos. A eletroquímica cinética preocupa-se com sistemas onde uma ou mais reações estão ocorrendo fora do equilíbrio, como é o caso em baterias e celas eletrolíticas. Os processos eletroquímicos desempenham papel importante na química industrial, na química analítica e no desenvolvimento de pesquisa em diversas áreas do conhecimento. A produção industrial de sódio metálico e cloro, por exemplo, é feita por eletrólise do cloreto de sódio fundido. O alumínio é obtido eletroliticamente pelo processo Hall. Na química analítica um dos métodos para análise de íons de metais, consiste na sua redução e deposição numa cela eletrolítica; e o método mais usado para determinação de pH utiliza um sensor, o eletrodo combinado de vidro, que nada mais é do que uma cela eletroquímica onde um dos eletrodos é sensível à concentração de íons hidrogênio presentes no meio. Pesquisas de ponta em ciências biomédicas, como por exemplo, o estudo de reações químicas no interior de células vivas são feitas com o auxílio de pequenas sondas eletroquímicas. E na área de polímeros condutores a síntese eletroquímica tem tido papel fundamental. Celas galvânicas de vários tipos são utilizadas como fonte de energia em diversas aplicações. As pilhas secas, por exemplo, faz funcionar as nossas lanternas, rádios, relógio e marca passos cardíacos; as baterias ou acumuladores de chumbo encontram grande aplicação na indústria automobilística; pilhas e combustível, que permitem que a energia elétrica liberada pela transformação dos combustíveis seja diretamente convertida em energia elétrica, têm encontrado muitas aplicações, particularmente em naves espaciais. Nesta prática estudaremos algumas reações simples de oxi-redução, construiremos uma cela galvânica e utilizaremos a equação de Nernst para avaliar a variação do potencial da célula em função da composição e concentração das soluções eletrolíticas. Estudo de Algumas Reações de Oxi-Redução: Nesta etapa vamos estudar algumas reações simples de oxi-redução e procurar entender o papel dos vários metais e íons metálicos nessas reações. É importante que você reveja os métodos para escrever e balancear equações redox. Nas reações de oxi-redução, as várias espécies presentes estão competindo por elétrons. Os elétrons ficam com as espécies que possuem a maior afinidade por eles. Essas espécies que se reduzirão têm maior força ou caráter oxidante e são chamadas de agentes oxidantes. Por outro lado, as espécies com a menor afinidade por elétrons, perderão elétrons e serão oxidadas. Essas espécies têm maior força ou caráter redutor e são chamadas de agentes redutores. Os metais constituem um bom exemplo deste último caso, pois têm grande tendência a perder elétrons (se oxidam) e são geralmente agentes redutores. A força ou caráter redutor relativo de um grupo de metais pode ser determinado experimentalmente. Se, por exemplo, numa solução de íons prata, Ag+(aq), entra em contato com cobre metálico, Cu(s), as seguintes semi-reações ocorrem:

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Cu(s) → Cu+2(aq) + 2e-

2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s) e como resultado teríamos: 2Ag+(aq) + Cu(s) → Cu+2(aq) + 2Ag(s)

Ou seja, o Cu(s) se dissolve para fornecer Cu

+2 + 2e- e o Ag(s) precipita da solução. Os elétrons perdidos na semi-reação de oxidação devem ser ganhos na semi-reação de redução. Por outro lado, se uma solução de Cu+2(aq) entra em contato com Ag(s), nenhuma reação se observa. Isto significa que nesta situação, as seguintes semi-reações não ocorrem:

Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) 2Ag(s) → 2Ag+(aq) + 2e-

Concluindo, estas observações experimentais nos dizem que o cobre metálico é um agente redutor mais forte (perde elétrons mais facilmente) do que a prata metálica. Construção e Funcionamento de uma Cela Galvânica: A primeira cela galvânica que se conhece é a chamada Pilha de Daniell, montada em 1836, que envolve a reação entre zinco e cobre. Nas celas galvânicas, devem-se selecionar como eletrodos e eletrólitos substâncias que possuam energia eletroquímica suficiente para serem espontaneamente oxidadas e reduzidas. Uma cela galvânica, portanto, é uma fonte de energia eletroquímica, e essa pode ser a razão principal para a construção de tal cela. O potencial (∆ε) e a corrente de uma cela galvânica ou de uma bateria (série de celas) são o resultado de uma ou mais reações químicas de oxi-redução. Se separarmos a reação de oxidação (perda de elétrons) da reação de redução (ganho de elétrons), os elétrons transferidos podem migrar através de um circuito externo e este efeito pode então ser utilizado para produzir trabalho, como acender a luz de uma lanterna ou dar partida num carro. Nesta seção vamos construir uma destas celas, medir o seu potencial e verificar a dependência do potencial com as concentrações das espécies iônicas. 7.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Parte I: Reações de Oxi-redução Coloque um pedaço de fio de cobre, previamente lixado, num tubo de ensaio contendo 3 mL de FeSO4 0.1 M. Deixe em repouso. Coloque um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3 mL de solução CuSO4 0.1 M. Deixe em repouso. Coloque um pedaço de fio de cobre lixado num terceiro tubo de ensaio com 3 mL de AgNO3 0.1 M. Deixe em repouso. Atenção: você deve voltar a observar cada tubo de ensaio depois de ter concluído a próxima parte da experiência. Anote suas observações e tente explicá-las através de reações químicas. Parte II: Construção da Pilha de Daniell Ponte salina: prepare a ponte salina colocando solução de KCl (~1M) num béquer e mergulhe o cordão de algodão. (Obs.: após cada medida, lave a ponte com água corrente e água destilada e mergulhe novamente na solução de KCl) Eletrodos: lixe as lâminas de Zn(s) e Cu(s), lave com água destilada e seque com algodão.

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c) Meias-celas: transfira para um béquer 70 mL de solução de ZnSO4 0.1 M; tome um segundo béquer e coloque 70 mL da solução de CuSO4 0.1 M. d) Montagem e operação: mergulhe a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a lâmina de cobre na solução de CuSO4. Coloque cuidadosamente a ponte salina entre os béqueres de forma que esta mergulhe em ambas as soluções. Conecte os eletrodos com um voltímetro e leia o potencial da cela (Ver a figura 1, a seguir). Retire a ponte salina e leia novamente o potencial da cela. Recoloque a ponte salina e volte a ler o potencial da cela. Figura 1 : Montagem do sistema eletroquímico Efeito do hidróxido Adicione 20 mL de uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a solução de CuSO4 0,1 M. Leia o potencial da pilha e anote as suas observações. Relação da concentração com o potencial Monte 4 pilhas com concentrações variáveis CuSO4

(10-1, 10-3, 10-5 e 10-7 M)* e concentrações fixas de ZnSO4 0,1 M. Leia o potencial e anote as suas observações. (*) Estas soluções devem ser preparadas pelo aluno. Inclua no relatório as equações das semi-reações de oxi-redução que ocorreram nos tubos de ensaios relativos à parte I do texto, indicando a ordem dos metais quanto a sua força redutora. Faça um esquema da montagem da pilha de Daniell indicando o cátodo, o ânodo, o sentido do fluxo de elétrons e dos íons através da ponte salina, explicando qual é a sua função na pilha. Determine os potenciais padrão (∆ε°) esperados para estas pilhas e compare com os que você mediu. Explique os seus resultados quando adicionou-se a solução de NaOH. Use a Eq. de Nernst nos seus argumentos. É possível determinar a massa de Cu(OH)2 precipitada? 7.3 - QUESTÕES 1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o (∆ε°) para cada equação química da parte I. Baseado nos valores destes potenciais qual é o metal com maior caráter redutor?

1,100 V

ponte salina

eletrodo de cobre

eletrodo de zinco

voltímetro

solução de CuSO4

solução de ZnSO4

1,100 V1,100 V

ponte salina

eletrodo de cobre

eletrodo de zinco

voltímetro

solução de CuSO4

solução de ZnSO4

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2) Suponha que você tenha um soldadinho de chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. Isto pode ser feito guardando-o numa solução adequada. Entre as soluções utilizadas na parte II qual (ou quais) você escolheria para proteger o brinquedo? Referências Bibliográficas 1- Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, ed. LTD 2- Harris, Daniel C., Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005. 3- Skoog, A. D.; Holler, F. J.; Nieman, T. A.; Principios de Análise Instrumental, Saunders College Publishing, 5aed., 1998.

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EXPERIMENTO NO 8

TITULAÇÃO REDOX 8.1 - INTRODUÇÃO Em aula prática passada, você utilizou a técnica de titulação para determinar a acidez do vinagre. As reações envolvidas eram reações de neutralização ácido-base. Na aula prática de hoje, vamos determinar a concentração de peróxido de hidrogênio em uma amostra comercial de água oxigenada. Utilizaremos também a titulometria, e as reações envolvidas neste caso pertencem a outro importante grupo de reações químicas, que são as reações de oxi-redução(ou redox). O procedimento será análogo ao empregado na titulação ácido-base: primeiro, a padronização de uma solução com um padrão primário, e em seguida, a titulação da amostra com a solução padrão. Para a titulação da amostra, usaremos o permanganato de potássio, KMnO4, um

agente oxidante muito forte. A solução de permanganato será padronizada por titulação com uma solução padrão de oxalato de sódio, Na2C2O4. As oxidações quantitativas com

permanganato são normalmente realizadas em soluções ácidas, nas quais o íon MnO4-,

de cor púrpura, é reduzido a Mn2+, que é praticamente incolor. Por causa da intensa cor púrpura do íon permanganato, é possível detectá-lo visualmente mesmo em concentrações ínfimas, e isto serve como base para a detecção do ponto de equivalência destas titulações. O indicador do ponto final é o próprio íon permanganato, pois um pequeno excesso deste íon, após oxidação completa da substância que está sendo titulada, provocará o aparecimento de uma coloração rosa na solução. 8.2 - PREPARAÇÃO Antes de vir ao laboratório, reveja os conceitos de oxidação e de redução, inclusive os métodos para balancear equações redox, e certifique-se de que sabe fazer todos os cálculos estequiométricos necessários numa titulação. Releia também o roteiro da prática Titulação Ácido-Base para recordar os cuidados que se deve ter em uma titulação. Finalmente, resolva os problemas abaixo, incluindo suas respostas no "pré-relatório". 1) Faça o balanceamento das equações:

a) MnO4-(aq) + C2O42- + H+(aq) → Mn2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)

b) MnO4-(aq) + H2O2(aq) + H+ (aq) → Mn2+(aq) + O2(g) + H2O(l)

2) Calcule a massa de KMnO4 necessário para preparar 250 mL de uma solução 0,02 M.

3)Calcule a massa de Na2C2O4 necessária para preparar 100mL de uma solução 0.05M.

4) Calcule quantos ml de uma solução 0,02 M de KMnO4 devem ser gastos na titulação

de 25 mL de uma solução 0,05 M de Na2C2O4.

8.3 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A - Padronização do permanganato Usando a balança semianalítica, pese em um vidro de relógio aproximadamente a massa de KMnO4 calculada no problema 2. Transfira-a para um béquer de 250 mL e

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acrescente cerca de 150 mL de água destilada, usando parte dela para arrastar para a solução todo cristal de permanganato que tenha permanecido no vidro de relógio. Dissolva completamente o KMnO4 e transfira toda solução para um balão volumétrico de

250 mL. Pese na balança analítica aproximadamente a massa de oxalato de sódio calculada no problema 3, transfira-a para um béquer e adicione cerca de 50 mL de água destilada para dissolver todo o sal. Transfira toda solução para um balão volumétrico de 100 mL e use água destilada para garantir a completa transferência e aferição do balão. Agite o balão para homogeneizar a solução. Lave uma bureta de 50 mL com aproximadamente 5 mL da solução de permanganato. Encha a bureta e deixe escoar pela torneira solução suficiente para remover qualquer bolha. Anote o volume inicial. Neste caso, como não é possível ver direito o fundo do menisco, as leituras devem ser feitas pelo nível superior da solução. Transfira exatamente (usando uma pipeta volumétrica ou uma bureta) 25 mL da solução de oxalato de sódio para um erlenmeyer de 250 mL e acrescente 70 mL de H2SO4 2,25 M. Titule com a solução de permanganato até o aparecimento de uma cor

rosa persistente, que não desapareça com a agitação. Tenha em mente o volume calculado no problema 4 para avaliar a cada momento quão próximo você está do ponto final. Repita mais duas vezes essa titulação. Os volumes adicionados de cada vez não devem diferir por mais de 0,2 mL. Se isso ocorrer, faça nova titulação. Finalmente, a partir da estequiometria indicada na equação 1a (balanceada, é claro) calcule a concentração da solução de KMnO4 para cada titulação. Use a média desses valores

para os cálculos do item 3. B - Titulação da água oxigenada Usando uma pipeta volumétrica, transfira 5 mL de água oxigenada "10 volumes" para um balão volumétrico de 100 mL. Complete até a marca com água destilada, agitando bem. Transfira exatamente 25 mL dessa solução para um erlenmeyer, dilua com 50 mL de água, e acrescente 20ml de ácido sulfúrico diluído (1:5). Titule com a solução padronizada de permanganato. Repita a titulação mais duas vezes e calcule a concentração de H2O2 na água

oxigenada usando a equação 1b. Caso haja variação excessiva nos volumes adicionados nas três titulações, proceda como no item A. O peróxido de hidrogênio decompõe-se facilmente, liberando oxigênio:

2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)

Os "volumes" usados na denominação comercial da água oxigenada são o número de mililitros de O2, nas CNTP, liberados por cada mililitro de água

oxigenada. Admitindo-se a decomposição total do H2O2 de acordo com a equação acima,

use o resultado da titulação para calcular quantos "volumes" tem a sua amostra de água oxigenada. 8.4 - QUESTÕES 1) Nesta experiência o H2O2 atuou como agente redutor, perdendo elétrons, mas

normalmente, o seu desempenho é como agente oxidante. Nesse caso, qual seria a variação do número de oxidação do oxigênio? 3) Porque o número de oxidação não é o mesmo em H2O2 e em H 2O?

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Referências Bibliográficas 1- B.M. Mahan e R.J. Myers - Química - Um Curso Universitário 2- J.B. Russel - Química Geral

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EXPERIMENTO NO 9

SÍNTESE DO ALÚMEN DE POTÁSSIO 9.1 - INTRODUÇÃO Por meio de reações químicas é possível efetuar a transformação de um material de sucata em novos e interessantes compostos. Estes compostos, além de poderem ter uma aparência completamente diferente do material de partida, podem ter aplicações totalmente diversas. O alumínio, por exemplo, vem sendo largamente empregado na confecção de materiais descartáveis como latas de bebida, o que causa problemas de acúmulo de sucata, uma vez que é um metal difícil de destruir - uma lata de alumínio tem vida média de 100 anos. Além disso, apesar do alumínio ser o metal mais abundante da crosta terrestre, o consumo de eletricidade para sua fabricação é alto. A combinação destes fatores concorre para que se procurem maneiras de reciclar o alumínio, de forma a diminuir a quantidade de lixo, abaixar os custos de extração e preservar suas reservas naturais. Nesta experiência, apresentamos uma maneira de se aproveitar a sucata de alumínio para sintetizar o alúmen de potássio, KAl(SO4)2.12H2O, substância muito

utilizada na tintura de tecidos, tratamento d'água, clarificação do açúcar e na indústria de papel. Alúmens são sais duplos de sulfatos hidratados contendo cátions mono e

trivalentes: M+M3+(SO4)2.12H2O. Íons monopositivos como Na+ ou NH4+ podem

substituir o K+ e íons tripositivos como Cr3+, Fe3+ e Co3+ podem substituir o Al3+, formando uma série de alúmens diferentes, que se cristalizam com o mesmo retículo, formando cristais octaédricos ou cúbicos que em condições apropriadas podem atingir um tamanho considerável. Os compostos em que o cátion trivalente é o alumínio são sais duplos típicos, daí a razão do nome alúmen para essas substâncias. Das doze moléculas de água de hidratação ou cristalização, seis estão associadas ao cátion monovalente e as demais ao cátion trivalente. O alumínio se dissolve rapidamente em solução aquosa aquecida de hidróxido de potássio. A solução resultante, ao ser acidificada com ácido sulfúrico, forma um precipitado de hidróxido de alumínio, que se dissolve ao ser aquecido. A formação lenta de cristais de alúmen ocorre quando esta solução é resfriada. Antes de vir ao laboratório realizar esta experiência, reveja os conceitos de algarismo significativo, peso-fórmula, estequiometria e rendimento percentual. 9.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Corte uma folha de alumínio em pequenos pedaços, e pese uma quantidade deles equivalente a cerca de um grama com uma precisão de 0,01 g. Transfira para um béquer de 250 mL e adicione lenta e cuidadosamente, com o auxílio de um bastão de vidro, 50 mL de uma solução de hidróxido de potássio (KOH) 1,4 M. Anote suas observações e procure explicá-las com o auxílio de uma equação química. Aqueça suavemente o béquer em uma placa de aquecimento até que todo o alumínio tenha se dissolvido. Poderá haver grande diminuição no volume da solução durante este processo. Se necessário, adicione água destilada para que o volume final seja mais ou menos a metade do volume original. A solução deve ser límpida. Se ainda restar alguma impureza sólida, você deve filtrar a solução. Resfrie a solução até a temperatura ambiente e só então adicione lentamente, com o auxílio de um bastão de vidro e sob agitação, 20 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 9

M. Anote suas observações. Por que houve um aquecimento da solução com a adição do ácido? Tente escrever equações químicas que expliquem suas observações. A solução final deve ser límpida. Caso seja necessário, aqueça levemente a solução, se após

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alguns minutos de aquecimento você ainda observar partículas, filtre a solução. A solução agora contém íons sulfato, íons de potássio e íons de alumínio. Prepare um banho de gelo em um béquer de 600 mL com gelo e um pouco de água. Deixe o béquer com a solução resfriar neste banho por 15 minutos, o que deve provocar o aparecimento de cristais de alúmen de potássio. Filtre os cristais de alúmen, transferindo a maior quantidade possível para o funil de filtração. Se possível, utilize filtração com sucção. Misture 12 mL de etanol com 12 mL de água destilada e resfrie por alguns minutos. Use porções desta solução para remover os cristais que ficaram no béquer para o funil de filtração e o restante para lavar os cristais que estão no funil. Deixe os cristais secarem. Enquanto isso pese um vidro de relógio com a precisão de 0,01 g. Transfira os cristais do papel de filtro para o vidro de relógio e pese-os novamente. Calcule o rendimento de sua síntese. Passe para o instrutor a massa de alumínio que você usou, assim como a massa de alúmen de potássio que você obteve. Caracterização do produto obtido Prepare uma solução dissolvendo aproximadamente 0,5 g de alúmen de potássio em 20 mL de água destilada. Separe três tubos de ensaio e adicione 1 mL dessa solução em cada tubo. a) Teste para o íon sulfato. Adicione a um dos tubos de ensaio contendo a solução de alúmen adicione igual volume de uma solução de cloreto de bário (BaCl2) 0,1 M. Anote as suas observações.

b) Teste para o íon alumínio. A um outro tubo de ensaio contendo a solução de alúmen, adicione gota a gota solução de hidróxido de sódio 0,1 M e observe a formação de um precipitado. Continue a adição até que todo o precipitado se dissolva. Anote as observações feitas desde o início da adição da base. c) Teste para o íon potássio. Adicione ao último tubo de ensaio contendo a solução de alúmen 1mL da solução de cobaltinitrito de sódio [Na3Co(NO2)6] que lhe será fornecida e observe a formação de

um precipitado. Se a precipitação for lenta, você pode acelerá-la aquecendo levemente o tubo de ensaio e atritando as paredes internas do tubo com um bastão de vidro. Anote suas observações. 9.3 - QUESTÕES 1) Em uma reação química o reagente que é consumido totalmente é chamado de reagente limitante. Qual o reagente limitante na síntese que você realizou? 2) Quantos gramas de hidrogênio devem ser liberados na reação de 1,00 g de alumínio com excesso de hidróxido de potássio? (admita rendimento de 100%). 3) Quantos moles de ácido sulfúrico são necessários para produzir 4,74 gramas de alúmen de potássio, supondo o rendimento que você obteve em sua síntese? Referências Bibliográficas 1- Vogel, A.I., Química Analítica Qualitativa. Trad. de Miguel Catalano e Elsíades

Catalano, 5a ed. Buenos Aires, Kapelusz, 1974 p. 194, 237 e 303. 2- Silva, R.R., Bocchi, N. e Rocha Filho, R.C., Introdução à Química Experimental, São Paulo, Mc Graw-Hill, 1990, p.177. 3- Jones, M.M. e Dawson, J.W., Laboratory Manual for Chemistry, Man and Society, Philadelphia, W.B. Sawnders Co., 1972, p.163.

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EXPERIMENTO NO 10

ESTUDO CINÉTICO DA REAÇÃO DA ACETONA COM IODO

10.1 - INTRODUÇÃO Todas as reações químicas ocorrem a velocidades que dependem principalmente da natureza dos reagentes, de sua concentração, temperatura, e da presença ou não de catalisadores. Muitas reações, tais como, explosões de misturas de hidrogênio e oxigênio ocorrem tão rapidamente que a determinação acurada de suas velocidades se torna difícil. Já outras reações, tal como o enferrujamento de algumas ligas, ocorre tão lentamente que, novamente, é muito difícil de se medir a velocidade de reação. Por outro lado, existem muitas reações que ocorrem a velocidades intermediárias, fáceis de se medir. Um desses casos será investigado nessa prática. Levando em consideração a estrutura submicroscópica da matéria, uma reação química pode ocorrer somente quando os átomos, íons, ou moléculas dos reagentes estão em contato. Assim, a velocidade de uma dada reação depende da freqüência com que as partículas reagentes colidem. Nem todas as colisões levam a uma reação química, pois muitas vezes elas não satisfazem os requisitos energéticos para que a reação ocorra. Em alguns casos, as moléculas colidem com energia suficiente, mas em orientações inapropriadas para que a reação se complete. Os principais fatores que afetam a velocidade de uma reação são aqueles que afetam as colisões entre as partículas. Assim, um aumento na concentração de reagentes, aumenta a velocidade da reação porque as colisões se tornam mais freqüentes. Um aumento de temperatura aumenta a energia cinética das partículas e conseqüentemente a energia das colisões também será maior. O aumento da superfície exposta também aumenta a velocidade da reação, pois um maior número de partículas poderá sofrer colisões. Nesta prática estudaremos a reação da acetona com iodo a fim de determinar seus parâmetros cinéticos. A reação a ser estudada é:

H3CCOCH3(aq) + I2(aq) → H3CCOCH2I(aq) + H+(aq) + I-(aq)

(acetona) (iodo) (iodoacetona) A expressão da velocidade de reação para esta reação é:

V= k[acetona]a[H+]b[I2]c eq. 1

onde k é a constante de velocidade (depende da temperatura) e [acetona], [H+] e [iodo] são as concentrações molares da acetona, do íon hidrogênio e do iodo, respectivamente. Os expoentes a, b e c são as ordens da reação com relação à acetona, ao íon hidrogênio e ao iodo, respectivamente. O mecanismo desta reação envolve três etapas: I) H3C-CO-CH3(aq) + H+

(aq) ⇔ H3C-C(OH)=CH2(aq) (etapa lenta) II) H3C-C(OH)=CH2(aq) + I2(aq) → H3C-C

+(OH)-CH2I(aq) + I-(aq) III) H3C-C

+(OH)-CH2I(aq) + I-(aq) → H3C-CO-CH2I(aq) + H+(aq) + I-(aq)

A equação 1 é complexa e apresenta sete incógnitas. Entretanto, sabendo-se que a etapa lenta da reação (etapa I) não depende de [I2] (ou seja, c= 0) a eq. 1 torna-se bem mais simples. Assim podemos usar I2 como reagente limitante e medir o tempo necessário para o desaparecimento de sua cor amarela. Como a concentração de I2 é pequena e a acetona e o íon hidrogênio estão em excesso, a mudança da concentração de acetona e do íon hidrogênio podem ser negligenciadas. Isto nos permite escrever a eq.1 da seguinte forma:

V= -D[I2]/Dt= [I2]o/t eq.2

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onde [I2]o é a concentração inicial do I2 e t o tempo necessário para o desaparecimento da cor amarela. Os parâmetros cinéticos podem ser determinados fazendo-se vários ensaios, à mesma temperatura, variando-se apenas a concentração de um dos reagentes. Por exemplo, para determinar a ordem de reação com relação à acetona, a, é só fazer a reação para duas concentrações diferentes de acetona, permanecendo as demais concentrações constantes. Assim, se no segundo ensaio a concentração de acetona for o dobro da concentração usada no primeiro ensaio, teremos: 1o ensaio V1= k[acetona]

a[H+]b[I2]c

2o ensaio V2= k(2[acetona])a[H+]b[I2]

c

dividindo estas duas equações e tirando o ln dos dois lados da equação, temos:

ln(V2/V1)= a.ln2 logo,

a= ln(V2/V1)/ln2 eq.3

Pelo mesmo procedimento pode-se determinar b (a ordem da reação com relação a H+), fazendo-se variar a concentração do íon hidrogênio, enquanto as demais concentrações permanecem constantes. E, lembrando que c=0, pode-se, portanto, determinar o valor de k à temperatura ambiente. A dependência da constante de velocidade com a temperatura pode ser investigada realizando-se vários ensaios nas mesmas condições de concentração, variando-se apenas a temperatura. A expressão matemática que relaciona a constante de velocidade com a temperatura é chamada equação de Arrhenius:

k= Ae-Ea/RT eq.4

sendo A é o coeficiente de proporcionalidade, T a temperatura em Kelvin, R a constante universal dos gases (8.314 J/Kmol) e Ea a energia de ativação. Esta equação pode ser reescrita da seguinte forma:

lnk= - Ea/R(1/T) + lnA eq.5

Portanto, traçando-se um gráfico ln k x 1/T(em Kelvin) determina-se à energia de ativação. 10.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Nesta prática serão feitos vários ensaios, a diferentes concentrações de acetona, íons hidrogênio e iodo, como também variaremos a temperatura, seguindo a instrução descrita na tabela abaixo. As soluções aquosas de acetona 4 M, ácido clorídrico 1 M e iodo 0,005 M serão fornecidas pelo instrutor. Separe dois tubos de ensaios e marque-os com as letras A e B. Seguindo os volumes para cada ensaio especificados na tabela, adicione ao tubo A, as soluções aquosas de acetona 4,0 M, ácido clorídrico 1,0 M e, se for o caso, água destilada. Ao tubo B, adicione a solução aquosa de iodo 0,005 M. Deixe os tubos de ensaio imersos em um béquer com água à temperatura ambiente a fim de evitar variação na temperatura. Pegue um terceiro tubo, encha-o com água destilada e use-o como referência para detectar o momento que a cor amarela do iodo desaparece. Adicione o conteúdo de um dos tubos no outro acionando simultaneamente o cronômetro. Homogeneíze a solução usando um bastão de vidro. Observe o tubo por cima e meça o tempo necessário para que desapareça a cor amarela do iodo. Repita este mesmo procedimento para os dez ensaios indicados na tabela. Anote a temperatura em que os ensaios foram realizados. O ensaio a ser feito com temperatura abaixo da ambiente deve ser usado um banho de gelo e o conteúdo dos

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tubos A e B só devem ser misturados quando o equilíbrio térmico estiver estabelecido. Os ensaios com temperatura maior que a ambiente serão realizados em banho-maria sendo fundamental também o estabelecimento do equilíbrio térmico.

TUBO A TUBO B Ensaio Sol. Acetona

(mL) Sol. HC (mL)

Água dest. (mL)

Sol. de Iodo (mL)

Temperatura Tempo

1 2,00 2,00 4,00 2,00 ambiente 2 4,00 2,00 2,00 2,00 ambiente 3 6,00 2,00 - x - 2,00 ambiente 4 2,00 4.00 2,00 2,00 ambiente 5 2,00 6,00 - x - 2,00 ambiente 6 2,00 2,00 2,00 4,00 ambiente 7 2,00 2.00 - x - 6,00 ambiente 8 2,00 2,00 4,00 2,00 10oC abaixo

da ambiente

9 2,00 2,00 4,00 2,00 10oC acima da ambiente

10 2.00 2,00 4,00 2,00 20oC acima da ambiente

10.3 - TRATAMENTO DE DADOS

Inicialmente calcule a concentração de acetona, ácido clorídrico e iodo presentes nos diversos ensaios no momento em que as soluções dos tubos A e B são misturadas (note que neste momento ocorre uma diluição onde o volume final em todos ensaios é 10 mL). Usando a eq.2 determine as velocidades de reação nos diversos ensaios. Empregando a eq. 3 calcule as ordens de reação a (a partir dos ensaios 1,2,3), b (a partir dos ensaios 1,4,5) e c (a partir dos ensaios 1,6,7). Observe que quando a concentração de um componente em um dos ensaios é três vezes a do outro o denominador da eq. 4 passa a ser ln3. Uma vez que se conhece [acetona], [H+], [iodo], a, b, c, e as velocidades de cada ensaio, podemos, a partir da eq.1, determinar o valor da constante k à temperatura ambiente. Faça este cálculo escolhendo arbitrariamente três dos sete ensaios feitos à temperatura ambiente e assuma a média como o valor mais provável para a constante k. Calcule o valor de k nas outras temperaturas, trace um gráfico lnk x 1/T(Kelvin) e determine (veja eq. 5) a energia de ativação para esta reação. 10.4 - QUESTÕES 1) O que é velocidade de reação? 2) O que é ordem de uma reação? 3) O que é constante de reação? 4) Considere a seguinte reação: 2A + B → 2C Sabe-se que quando dobra a concentração dos reagentes a velocidade aumenta oito vezes e quando dobra a concentração apenas de B a velocidade duplica. Qual é ordem com relação a cada reagente e total? Referências Bibliográficas 1- B. M. Mahan e R. J. Myers - Química - Um Curso Universitário 2- J. B. Russel - Química Geral

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EXPERIMENTO SUBSTITUTIVO

TITULAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO

11.1 - INTRODUÇÃO O ion cloreto ocorre em todas as águas naturais, em quantidades variáveis. É o principal anion existente no oceano e nas descargas de certas fontes minerais. Considerando que a maioria dos cloretos são solúveis, a sua concentração é continuamente aumentada no solo e em águas de drenagem. A uma concentração de 300 mg/L, o cloreto pode ser notado somente por pessoas de paladar sensível, porém, o Conselho Nacional do Meio Ambiente-CONAMA estabelece como limite máximo preferido para águas potáveis, 250 mg/L de cloretos. O método padrão para determinar o conteúdo de cloreto existente em uma amostra de água é o “Método de Mohr” que é um método argentimétrico, com formação de um sólido colorido. A solução neutra é titulada com nitrato de prata em presença de cromato de potássio, que atua como indicador. No ponto final, o íon prata combina-se com o cromato formando um segundo precipitado com cor distinta de cromato de prata que é vermelho. O uso do cromato de potássio baseia-se no princípio da precipitação fracionada. Quando se adiciona um íon a uma solução contendo dois outros grupos capazes de formar sais pouco solúveis com o primeiro, o sal que começa a precipitar é aquele cujo produto de solubilidade é ultrapassado em primeiro lugar. Se o precipitado formado pelo segundo íon é corado, então pode servir de indicador para a reação de precipitação do primeiro, desde que possam ajustar as condições, tal que o composto corado somente comece a se formar depois que o outro tenha sido precipitado completamente. Na determinação de cloreto, no momento em que tem início à formação de cromato de prata, têm-se na solução os seguintes equilíbrios: Ag+ + Cl- → AgCl KpsAgCl = [Ag

+] [Cl-] = 1,56 x 10-10 mol2 L-2 2Ag+ + CrO4

2- → Ag2CrO4 KpsAg2CrO4 = [Ag+]2[CrO4

2-] = 1,7 x 10-12 mol3 L-3 No ponto estequiométrico

[Ag+] [Cl-] = AgClKps = 1,1 x 10-5

O pH da solução deve estar no intervalo entre 6,5 a 10,5 para garantir a presença do íon CrO4

- em solução (em meio ácido o cromato se transforma em ácido crômico e o produto de solubilidade do cromato não é mais atingido e, o indicador não mais funciona). 11.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A - Padronização da solução de AgNO3 Calcule a massa de AgNO3 necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,01 M. Usando uma balança semianalítica, pese essa quantidade (dentro de mais ou menos 0,1 g), transfira-a para um béquer e a dissolva em cerca de 50 mL de água destilada. Em seguida transfira a solução para um balão volumétrico de 250 mL, complete o volume com água destilada e agite para homogeneizar a solução. Calcule a massa de KCl (peso molecular: 74,55 g.mol-1) necessária para reagir com 20 mL da solução 0,01 M de AgNO3. Pese em uma balança analítica aproximadamente essa quantidade, e registre o peso com toda a precisão permitida pela balança. Transfira em seguida a amostra de KCl para um erlenmeyer de 250 mL e

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dissolva-a em uns 50 a 100 mL de água destilada. Acrescente 20 gotas de K2CrO4 a 5% e 1,00g de carbonato de cálcio. Lave uma bureta de 50 mL com aproximadamente 5 mL da solução de AgNO3, deixando a solução escorrer pela torneira e desprezando-a em seguida. Repita a lavagem, para garantir que a concentração da solução de AgNO3 não será alterada quando ela for posta na bureta. Encha a bureta com a solução de AgNO3 até um pouco acima do zero. Abra rapidamente a torneira para expulsar todo o ar da sua extremidade, desprezando o volume que escorrer. Anote o volume inicial marcado na bureta (que não precisa ser zero), realizando a leitura com os olhos no nível do menisco. Tome o erlenmeyer com o KCl e coloque-o embaixo da bureta, sobre um fundo branco que lhe permita perceber facilmente variações na cor da solução. Adicione aos poucos a solução de AgNO3, manipulando a torneira com uma das mãos e agitando suavemente o erlenmeyer com a outra. No início da titulação você vai observar a formação de um precipitado branco de cloreto de prata, à medida que o ponto final for se aproximando, a cor avermelhada do cromato de prata parecerá cada vez mais persistente. Quando você perceber esse fenômeno, pare um pouco a titulação, lave as paredes do erlenmeyer com água destilada para recolher possíveis respingos não titulados, e depois prossiga adicionando o nitrato de prata gota à gota. No ponto final propriamente dito, a solução toma uma coloração pardo-avermelhada, que não desaparece com a agitação. Nesse ponto, termine a titulação e anote o volume final. Agora repita todo o procedimento com mais duas amostras de KCl. Para cada uma das três titulações, calcule a concentração da solução de AgNO3. Se nA é o número de moles de KCl, o número de moles de AgNO3 que reagiram também é nA, porque a estequiometria desta reação é de um para um. A concentração de nitrato de prata será, portanto nA/VB, onde VB é o volume de solução de AgNO3 empregado na titulação. As concentrações de AgNO3 determinadas nas três titulações não devem diferir por mais de 0,005 M. Se esse não for o caso, consulte seu instrutor e, se ele autorizar, tome a média dos dois valores mais próximos como a concentração da sua solução de AgNO3. B – Determinação de cloretos em água potável Coloque cerca de 100ml de água da torneira em um béquer limpo e seco. Lave uma pipeta volumétrica de 25 mL com um pouco desta água, desprezando-o em seguida. Meça 25 mL da amostra com a pipeta volumétrica e transfira-a para um erlenmeyer de 250 mL, acrescentando aproximadamente 50 mL de água destilada, medidos em uma proveta ou em um béquer. Adicione 20 gotas de K2CrO4 a 5% e 1,00g de carbonato de cálcio, procedendo da mesma forma que na seção anterior. A diferença é que agora a concentração desconhecida é o cloreto existente na amostra de água da torneira, e não mais a do cloreto de potássio. Como a estequiometria também é de um para um, a concentração de cloreto na água de torneira será nB/25 mL, sendo nB o número de moles de AgNO3 empregados na titulação. Finalmente, realize mais duas titulações e tome como resultado final à média das duas concentrações de cloreto mais próximas. Passe para o instrutor os resultados das titulações que você realizou. 11.3 – QUESTÕES

1) Qual é a concentração do íon cromato para que o cromato de prata precipite exatamente no ponto estequiométrico?

2) Afinal, sua amostra de água da torneira está dentro dos padrões de potabilidade?

Referências Bibliográficas 1- Harris, Daniel C.; Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005. 2- Baccan, N., Andade, J. C., Godinho, O. E. S. e Barone, J. S.; Química Analítica

Quantitativa Elementar, Ed. Edgard Blücher LTDA, 3ª ed., 2004.

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ANEXO 1

(RESUMO DA NORMA DA ABNT- NBR 6023/2002) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Referência é o conjunto padronizado de elementos que permite a identificação de

documentos no todo ou em parte, impressos ou registrados em diversos tipos de suporte. Incluir na lista apenas as fontes que efetivamente foram utilizadas para a elaboração

do trabalho. Pode-se separar os documentos bibliográficos de outros tipos de fonte (discos, filmes,

fitas, sites, etc.), recebendo o título de FONTES CONSULTADAS. Pode-se incluir, também, uma lista de referências indicadas para aprofundamento do

assunto com o título REFERÊNCIAS CONSULTADAS. As referências devem ser listadas em ordem alfabética única de sobrenome de

autores e/ou títulos. Substituir o nome do autor de várias obras referenciadas sucessivamente por um traço equivalente a 6 (seis) toques e ponto (______.), nas referências seguintes à primeira. As referências devem aparecer alinhadas somente à margem esquerda, em espaço

simples e separadas entre si por espaço duplo,de forma a se identificar individualmente cada documento. Os elementos da referência devem ser obtidos na folha de rosto, no próprio capítulo

ou artigo e, se possível, em outras fontes equivalentes. Para mais informações, consultar a norma da ABNT específica para elaboração de referências: NBR 6023/2002.

1. FORMAS DE ENTRADA NAS REFERÊNCIAS SEGUNDO A NBR 6023/2002 ENTRADA EXEMPLOS

Um autor CASTRO, Cláudio de Moura. Dois autores CERVO, Amado Luiz; BERVIAN, Pedro Alcino. Três autores ENRICONE, Délcia; GRILLO, Marlene; CALVO

HERNANDEZ, Ivone. Mais de três autores RIBEIRO, Ângela Lage et al. Organizador, compilador, etc. D'ANTOLA, Arlette (Org.). Entidade coletiva UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL. Faculdade

de Educação. Programa de Pós-Graduação em Educação.

SÃO PAULO (Estado). Secretaria do Meio Ambiente.

BRASIL. Ministério da Educação.

CONSELHO ESTADUAL DE EDUCAÇÃO (RS) Eventos (congressos, conferências, encontros...)

CONGRESSO BRASILEIRO DE EDUCAÇÃO PRÉ-ESCOLAR, 6., 1995, Porto Alegre.

Referência Legislativa (leis, decretos, portarias...)

BRASIL. Constituição, 1988.

BRASIL. Lei nº 9.394, de 20 de dezembro de 1996.

Título (autoria não determinada) AVALIAÇÃO da Universidade, Poder e Democracia.

2. DOCUMENTOS CONSIDERADOS NO TODO

Monografia SOBRENOME, Prenome. Título: subtítulo. Nota de tradução.* Edição.** Local: Editora, ano de publicação. nº de pág. (opcional) (Série) (opcional) Ex.: WEISS, Donald. Como Escrever com Facilidade. São Paulo: Círculo do Livro, 1992.

Periódico TÍTULO DA PUBLICAÇÃO. Local: editor, ano do primeiro volume e do último, se a publicação terminou. Periodicidade (opcional). Notas especiais (títulos anteriores, ISSN etc.) (opcional). Ex. :

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EDUCAÇÃO E REALIDADE. Porto Alegre: UFRGS/FACED, 1975- Entrevista ENTREVISTADO. Título. Local: data. Nota da Entrevista.

Ex. :

CRUZ, Joaquim. A estratégia para vencer. Pisa: Veja, São Paulo, v. 20, n. 37, p. 5-8, 14 set. 1988. Entrevista concedida a J.A. Dias Lopes

Dissertação e Tese SOBRENOME, Prenome. Título: subtítulo. Local: Instituição, ano. nº de pág. ou vol. Indicação de Dissertação ou tese, nome do curso ou programa da faculdade e universidade, local e ano da defesa. Ex.:

OTT, Margot Bertolucci. Tendências Ideológicas no Ensino de Primeiro Grau. Porto Alegre: UFRGS, 1983. 214 p. Tese (Doutorado) – Programa de Pós-Graduação em Educação, Faculdade de Educação, Universidade Federal do Rio Grande do Sul, Porto Alegre, 1983.

Evento (congresso, conferência, encontro...) NOME DO EVENTO, nº do evento, ano, local. Título. Local: Editor, ano de publicação. nº de pág. (opcional) Ex. :

SEMINÁRIO BRASILEIRO DE EDUCAÇÃO, 3., 1993, Brasília. Anais. Brasília: MEC, 1994. 300 p

Documento eletrônico SOBRENOME, Prenome. Título. Edição. Local: ano. Nº de pág. ou vol. (Série) (se houver) Disponível em: <http://...> Acesso em: dia mês(abreviado) ano. Ex. :

MELLO, Luiz Antonio. A Onda Maldita: como nasceu a Fluminense FM. Niterói: Arte & Ofício, 1992. Disponível em: <http://www.actech.com.br/aondamaldita/ creditos.html> Acesso em: 13 out. 1997.

Dicionário e Enciclopédia SOBRENOME, Prenome. Título: subtítulo. Edição. (se houver) Local: Editora, data. Nº de páginas ou vol. (opcional) Ex. :

FERREIRA, Aurélio B. de Hollanda. Novo Dicionário da Língua Portuguesa. 2. ed. Rio de Janeiro: Nova Fronteira, 1986. 1838 p.

ou

ENCICLOPÉDIA Mirador internacional. São Paulo: Encyclopaedia Britannica do Brasil, 1995. 20 v.

Programa de Televisão e Rádio TEMA. Nome do Programa, Cidade: nome da TV ou Rádio, data da apresentação do programa. Nota especificando o tipo de programa (rádio ou TV) Ex. :

UM MUNDO ANIMAL. Nosso Universo, Rio de Janeiro, GNT, 4 de agosto de 2000. Programa de TV.

CD-ROM AUTOR. Título. Edição. Local de publicação: Editora, data. Tipo de mídia. Ex. :

ALMANAQUE Abril: sua fonte de pesquisa. São Paulo: Abril, 1998. 1 CD-ROM

E-MAIL (não é recomendado seu uso como fonte científica ou técnica de pesquisa pelo seu caráter efêmero, informal e interpessoal)

NOME do remetente. Assunto. [mensagem pessoal] Mensagem recebida por <Endereço eletrônico> em data de recebimento. Ex.:

BIBLIOTECA CENTRAL DA UFRGS. Alerta. [mensagem pessoal] Mensagem recebida por <bibfaced@edu.ufrgs.br> em 18 jul. 2000.

*Tradução: quando for documento traduzido, colocar a expressão ‘Tradução por’ ou ‘Tradução de’ seguida do nome do tradutor, logo após o título da obra. **Edição: indicar, a partir da segunda edição, logo após o título da obra, em algarismo arábico seguido de espaço e da abreviatura da palavra edição. Ex.: 2. ed., 2. ed. rev.

3. PARTES DE DOCUMENTOS

DESCRIÇÃO ELEMENTOS E EXEMPLOS

Capítulos de livro: a) autoria diferente da autoria do livro no todo

SOBRENOME, Prenome (autor do capítulo). Título. In: SOBRENOME, Prenome (autor da obra no todo). Título. Local: Editora, ano. Pág. inicial e final. Ex. :SCHWARTZMAN, Simon. Como a Universidade Está se Pensando? In: PEREIRA, Antonio Gomes (Org.) Para Onde Vai a Universidade

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b) autoria igual à autoria da obra no todo

Brasileira? Fortaleza: UFC, 1983. p. 29-45. SOBRENOME, Prenome. Título (do capítulo) In: _____. Título (do livro no todo) Local: Editora, ano. Cap nº (se houver), página inicial e final. Ex. :GADOTTI, Moacir. A Paixão de Conhecer o Mundo. In: Pensamento Pedagógico Brasileiro. São Paulo: Atlas, 1987. Cap. 5, p. 58-73.

Artigo de revista SOBRENOME, Prenome. Título: subtítulo do artigo. Título do periódico, local, volume, fascículo, página inicial e final, mês e ano. Ex. :SAVIANI, Demerval. A Universidade e a Problemática da Educação e Cultura. Educação Brasileira, Brasília, v. 1, n. 3, p. 35-58, maio/ago. 1979.

Artigo de jornal SOBRENOME, Prenome. Título do artigo. Título do jornal, local, dia, mês e ano. Título do caderno, seção ou suplemento, página inical e final. Ex. :AZEVEDO, Dermi. Sarney Convida Igrejas Cristãs para Diálogo sobre o Pacto. Folha de São Paulo, São Paulo, 22 out. 1985. Caderno econômico, p. 13.

ou SOBRENOME, Prenome. Título do artigo. Título do jornal, local, página inicial e final, dia, mês e ano. LEAL, L. N. MP Fiscaliza com Autonomia Total. Jornal do Brasil, Rio de Janeiro, p. 3, 25 abr. 1999.

Fascículo de periódico a) com título específico b) sem título específico

TÍTULO DO PERIÓDICO. Título do fascículo, Suplemento ou nº especial. Local: Editor, nº do volume, nº do fascículo, mês e ano. nº de pág (opcional). Tema de fascículo: título específico Ex. :EDUCAÇÃO E REALIDADE. Currículo. Porto Alegre: UFRGS/FACED, v. 26, n. 2, jul./dez. 2001. Tema do fascículo: Pedagogia, docência e cultura TÍTULO DO PERÓDICO. Local: Editor, nº do Volume, nº do fascículo, mês e ano. nº de pág (opcional). Ex. :CIÊNCIA HOJE. São Paulo: SBPC, v. 5, n. 27, nov./dez. 1995.

Trabalho apresentado em congresso SOBRENOME, Prenome (autor do trabalho). Título: subtítulo. In: NOME DO CONGRESSO, nº. ano, local de realização. Título (da obra no todo). Local de publicação: Editora, ano. Páginas inicial e final do trabalho. Ex.:MOREIRA, A. F. B. Multiculturalismo, Currículo e Formação de Professores. In: SEMINÁRIO ESTADUAL DE EDUCAÇÃO BÁSICA, 2., 1998, Santa Cruz do Sul. Anais... Santa Cruz do Sul: EDUNISC, 1998, P. 15-30.

ou SOBRENOME, Prenome (autor do trabalho). Título: subtítulo. Ano. Trabalho apresentado ao nº do evento (se houver), nome, cidade e ano. Ex.: MALAGRINO, w. et al. Estudos Preliminares sobre o Efeito... 1985. Trabalho apresentado ao 13. Congresso Brasileiro de Engenharia Sanitária e Ambiental, Maceió, 1985.

Legislação publicada em Diário Oficial JURISDIÇÃO. Lei nº ....., data completa. Ementa. Nome da publicação, local, volume, fascículo e data da publicação. Nome do caderno, página inicial e final. Ex.: BRASIL. Lei nº 9.394, de 20 de dezembro de 1996. Estabelece as diretrizes e bases da educação nacional. Diário Oficial [da República Federativa do Brasil], Brasília, DF, v. 134, n. 248, 23 dez. 1996. Seção 1, p. 27834-27841.