Colégio João Paulo I

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1 Colégio João Paulo I Laboratório de Química Roteiros de aulas práticas I Prof.: Cristiano Alfredo Rupp 1

2 Índice: NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA Pág. 3 EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO Pág. 4 DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE UM SÓLIDO Pág. 6 PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES Pág. 7 POLARIDADE E SOLUBILIDADE DAS SUBSTÂNCIAS Pág.8 IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES Pág.9 REAÇÕES QUÍMICAS I Pág.10 REAÇÕES QUÍMICAS II Pág.11 ESTEQUIOMETRIA Pág.12 REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO Pág.13 2

3 NORMAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA Para um trabalho com segurança e com menores riscos de acidentes, obedecer as seguintes normas: 1. Trabalhar com seriedade e calma. Não fazer nada apressadamente e jamais fazer brincadeiras no laboratório. Brincadeiras sempre causam algum tipo de acidente. 2. Usar um avental (jaleco) durante as atividades práticas. O seu uso é recomendado por uma questão de higiene e segurança. 3. Executar somente as experiências propostas pelo professor. Jamais fazer qualquer outra experiência utilizando materiais e reagentes de laboratório sem a permissão do professor. 4. Nunca provar ou colocar na boca os reagentes e os materiais de laboratório. 5. Nunca ingerir alimentos no laboratório. 6. Cabelos compridos devem ficar presos ou amarrados. 7. Nunca pipetar qualquer tipo de reagente com a boca. Utilizar um pipetador (pêra de pipetagem). 8. Nunca tocar os produtos químicos diretamente com as mãos. Utilizar espátula ou bastão de vidro. 9. Em caso de derramamento de qualquer produto químico lavar bem as mãos com água corrente e avisar o professor. 10. Nunca inspirar gases e vapores resultantes de experiências e nunca cheirar diretamente os produtos químicos. 11. Ao aquecer tubos de ensaio contendo qualquer produto químico, nunca voltar à extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa. 12. Lavar todo o material de vidro e colocar os resíduos sólidos no lixo após o término das experiências. Nunca colocar resíduos sólidos na pia. 13. Em caso de quebra de alguma vidraria, não colocar cacos de vidro no lixo comum. Avisar o professor! 14. Em caso de acidente comunicar imediatamente o Professor! 3

4 EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO OBJETIVOS: Identificar pelo nome os principais materiais de laboratório de Química. Reconhecer a utilidade e o manuseio corretos de cada equipamento. PROCEDIMENTOS: Observar os materiais abaixo e suas devidas aplicações. Copo de Becker Erlenmeyer Tubo de Ensaio Bastão de vidro Proveta Pipeta 4

5 Agarrador der madeira Estante para tubos de ensaio Balão de fundo chato Balão volumétrico Funil comum Capsula de porcelana Vidro de relógio Bico de Bunsen Frasco lavador Graal e pistilo 5

6 AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 1 Data: / / DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE UM SÓLIDO OBJETIVOS: Reconhecer as principais unidades de medida da matéria. Executar cálculos envolvendo massa, volume e densidade. MATERIAL NECESSÁRIO: proveta de 50 ou 100 ml, água, objetos sólidos variados (moedas, pedaços de metais, pedras, cristais) balança, pipeta. PROCEDIMENTOS: a) Medir exatamente um volume de água na proveta (40 ml). Usar uma pipeta (gotejando água), se necessário, até a marca, para acertar o volume. Este é o volume inicial (V1). b) Pesar na balança eletrônica o objeto sólido escolhido. Anotar a massa do sólido (m s). c) Mergulhar cuidadosamente o objeto dentro da proveta. O objeto deverá ficar totalmente submerso na água. (caso contrário repetir o procedimento). Anotar o volume obtido (V2). d) De posse dos resultados, obtidos calcular o volume do sólido (Vs ) e a densidade do sólido (ds). Vs = V 2 - V 1 ds = ms vs QUESTÕES COMPLEMENTARES: a) Sabendo que a massa de um sólido é 200 g e que o mesmo ocupa 50 ml. Qual é a sua densidade em g/ml? b) O que significa dizer que a água pura apresenta densidade 1g/mL? c) O mercúrio é um metal líquido a temperatura ambiente que apresenta densidade igual a 13,6 g/ml. Calcule a massa em gramas que corresponde a 1 litro de mercúrio. ESPAÇO PARA ANOTAÇÕES: 6

7 AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 2 Data: / / PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES OBJETIVO: Constatar as diferenças nas propriedades químicas e físicas dos compostos iônicos e moleculares, tais como a condutibilidade elétrica, em meio aquoso, e o ponto de fusão. MATERIAL NECESSÁRIO: Aparelho para teste de condutibilidade elétrica, copos de Becker, bastões de vidro, pipetas, espátulas, Bico de Bunsen, tubos de ensaio, estante para tubos, NaCl, C12H22O11, Cânfora (ou uréia ou naftalina em pó) PROCEDIMENTOS: 1ª PARTE: DEMONSTRATIVA Condutibilidade elétrica - (Executada pelo Professor!) De posse de algumas substâncias moleculares e iônicas o professor irá testar a condutibilidade elétrica das mesmas no estado sólido e dissolvidas em água destilada. Os alunos anotarão os resultados na tabela abaixo. SUBSTÂNCIA Agua destilada CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA: CONDUZ OU NÃO CONDUZ? NaCl sólido (sal) NaCl aquoso C12H22O11 sólido (açúcar) C12H22O11 aquoso Vinagre Suco de limão Água com sabão 2ª PARTE: EXPERIMENTAL - Ponto de Fusão - (Executada pelos alunos!) a) De posse de 3 tubos de ensaio secos - colocar no tubo 1 uma ponta de espátula de NaCl (sal de cozinha) - colocar no tubo 2 uma ponta de espátula de C12H22O11 (açúcar comum) - colocar no tubo 3 uma ponta de espátula de cânfora. b) Ligar o bico de Bunsen e usando agarrador de madeira aquecer BRANDAMENTE cada um dos tubos tempo suficiente para verificar a fusão dos cristais. Não aquecer por mais do que 1 minuto. CUIDADO! OS VAPORES LIBERADOS SÃO INFLAMÁVEIS!!! c) Anotar os resultados. Questões para discussão: a) Por que algumas substâncias moleculares conduzem corrente elétrica em água e outras não? 7

8 b) Por que o ponto de fusão das substâncias iônicas é maior do que das substâncias moleculares? AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 3 Data: / / POLARIDADE E SOLUBILIDADE DAS SUBSTÂNCIAS OBJETIVO: Evidenciar o fenômeno da polaridade molecular. Verificar a miscibilidade entre algumas substâncias. MATERIAL NECESSÁRIO: 2 buretas, pisseta, água destilada, éter de petróleo, bastão de plástico, flanela de lã ou acrílico, 2 copos de Becker, 4 tubos de ensaio, etanol, 3 pipetas graduadas. PROCEDIMENTOS: 1ª PARTE: DEMONSTRATIVA Polaridade - (Executada pelo Professor!) 1. Encher a Bureta 1 com água destilada e a Bureta 2 com éter de petróleo, ambas colocadas num suporte universal. 2. Deixar correr um pequeno filete de água da bureta 1 dentro de um copo de Becker. 3. Friccionar um bastão de plástico numa flanela de lã ou acrílico. 4. Aproximar o bastão eletrizado do filete de água e observar o desvio do mesmo. 5. Fazer o mesmo procedimento com o filete de éter de petróleo da bureta Comparar os resultados. 2ª PARTE: EXPERIMENTAL - Solubilidade - (Executada pelos alunos!) 1- De posse de 4 tubos de ensaio colocar em cada tubo: Tubo 1: 1mL de água + 1mL de etanol Tubo 2: 1 ml de água + 1 ml de éter de petróleo Tubo 3: 1 ml de etanol + 1 ml de éter de petróleo Tubo 4: misturar o conteúdo do tubo 1 com o tubo Observar e anotar os resultados. Questões para discussão: a) Por que os filetes de água e de éter de petróleo tiveram comportamento diferente diante de um bastão eletrizado? 8

9 b) Como você explica o fato do etanol ser miscível tanto na água quanto no éter de petróleo? AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 4 Data: / / IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES OBJETIVO: Identificar a presença de ácidos e bases em produtos do cotidiano usando indicadores ácido-base e indicadores de ph. MATERIAL NECESSÁRIO: pipeta graduada, vidros de relógio ou copos de cafezinho, papel tornassol azul, papel tornassol vermelho, papel indicador de ph, solução de fenolftaleína, água destilada, suco de limão, suco de limão, suco de laranja, alvejante, vinagre, leite de magnésia, água sanitária, água de cal, solução de HCl, refrigerante e outros produtos de interesse dos alunos. PROCEDIMENTOS: De posse das soluções a serem testadas, proceda conforme abaixo com cada uma. Anote os resultados na tabela abaixo. a) Coloque cerca de 1 ml ou algumas gotas da solução a ser testada num recipiente adequado (copinhos de cafezinho descartáveis ou vidros de relógio). b) Mergulhe uma tira de papel indicador de ph, observe, retire a tira e anote o valor correspondente na tabela. c) Mergulhe uma tira de papel tornassol azul, observe, retire a tira e anote o resultado. d) Mergulhe uma tira de papel tornassol vermelho, observe, retire a tira e anote o resultado. e) Adicione uma gota de fenolftaleína, anote o resultado. 9

10 TABELA DE DADOS : Solução Água Pura (destilada) Suco de Limão ou laranja Vinagre Tornassol azul Tornassol vermelho Fenolftaleína ph Classificação da substância Leite de Magnésia Água Sanitária Água de cal Solução de HCl Refrigerante Solução de NaCl AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 5 Data: / / TÍTULO: REAÇÕES QUÍMICAS I OBJETIVO: Identificar e equacionar os diversos tipos de reações químicas. MATERIAL NECESSÁRIO: Erlenmayer de 125 ml, canudinho de refrigerante, água de cal, fenolftaleína, ácido clorídrico diluído (1:1), proveta de 100 ml PROCEDIMENTOS: 1. Adicionar aproximadamente 75 ml de água de cal em erlenmayer. 2. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Observar. 3. SOPRAR com um canudinho (borbulhando dentro do líquido) cerca de 5 minutos ou até a mudança total da coloração (incolor). 4. Adicionar SEM AGITAÇÃO cerca de 2 ml (ou quantidade suficiente) de ácido clorídrico diluído, observando o desprendimento de bolhas de gás. 10

11 5. Com a ajuda do professor, equacione as reações ocorridas devidamente balanceadas e classifique-as. AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 6 Data: / / REAÇÕES QUÍMICAS II OBJETIVO: Identificar e equacionar os diversos tipos de reações químicas. MATERIAL NECESSÁRIO: 10 tubos de ensaio, pipetas ou conta gotas, soluções de nitrato de chumbo II, iodeto de sódio, nitrato de prata, cloreto de sódio, ferrocianeto de potássio ou tiocianato de amônio, cloreto férrico, cloreto de bário, sulfato de sódio, ácido clorídrico, carbonato de sódio. OBS.: no caso de falta de tubos de ensaio substituir por copos de cafezinho descartáveis ou copos de Becker. PROCEDIMENTOS: 1. De posse de um conjunto de tubos de ensaio, medir cerca de 1 ml (conta gotas cheio) de cada solução colocando uma solução em cada tubo. 2. Guardar os tubos na estante e identificá-los de acordo com a solução. Tubo 1 = nitrato de chumbo II Tubo 2 = iodeto de sódio Tubo 3 = nitrato de prata Tubo 4 = cloreto de sódio Tubo 5 = ferrocianeto de potássio ou tiocianato de amônio Tubo 6 = cloreto férrico Tubo 7 = cloreto de bário Tubo 8 = sulfato de sódio Tubo 9 = ácido clorídrico Tubo 10 = carbonato de sódio 2. Misturar o conteúdo dos seguintes tubos, vertendo um dentro do outro: a) Tubo 1 + Tubo 2 b) Tubo 3 + Tubo 4 c) Tubo 5 + Tubo 6 d) Tubo 7 + Tubo 8 e) Tubo 9 + Tubo Anotar todas as observações. 4. Escreva as equações químicas balanceadas das reações ocorridas em cada tubo. 11

12 AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 7 Data: / / ESTEQUIOMETRIA OBJETIVOS: Executar procedimentos de laboratório, equacionar reações químicas e efetuar cálculos estequiométricos. MATERIAL NECESSÁRIO: Erlenmayer, proveta, pipeta graduada, canudinhos de refrigerante, solução de fenolftaleína, água de cal, solução de ácido clorídrico 1:1. PROCEDIMENTOS: Reação 1: 1. Adicionar num Erlenmayer cerca de 50 ml de água de cal (Ca(OH)2). 2. Adicionar 2 gotas do indicador fenolftaleína agitar e observar. 3. Introduzir um canudinho na solução e soprar (borbulhando dentro do líquido) por cerca de 2 min. Observar. 4. Continuar soprando até mudança total da coloração. Reservar a solução para fazer a Reação Equacione a reação ocorrida, devidamente balanceada. 6. Calcule o volume de CO2 que deve ser soprado, nas CNTP, a fim de obter 1Kg de CaCO3 (Massas atômicas: Ca=40, C=12, O=16) Reação 2: 1.Adicionar lentamente, pelas bordas do frasco, sem agitar, cerca de 10 ml de ácido clorídrico ao Erlenmayer obtido na Reação 1. 2.Aguardar cerca de 1 minuto e observar. 3.Equacione a reação ocorrida, devidamente balanceada. 4. Calcule o número de moléculas de gás carbônico liberadas pela reação de 182,5 g de HCl. (Massas atômicas: H=1, Cl=35,5) Questões para discussão: a) Por que a água de cal fica com a cor rósea, quando se adiciona fenolftaleína? 12

13 b) Por que a coloração da água de cal muda depois de algum tempo soprando o ar dos pulmões dentro dela? AULA PRÁTICA DE QUÍMICA N o 8 Data: / / REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO OBJETIVOS: Executar operações de laboratório e reconhecer as reações químicas de Oxi-redução, identificando os agentes oxidantes e redutores. MATERIAL NECESSÁRIO: tubos de ensaio, estante para tubos, béquer de 100 ml, proveta de 100 ml, chapas de zinco metálico, lixas para metal, palitos de madeira, clorato de potássio p.a., solução de sulfato de cobre II, bico de Bunsen, fósforos, capela com exaustão, agarrador de madeira. PROCEDIMENTOS: REAÇÃO I Decomposição do Clorato de Potássio e Combustão da madeira a) Colocar uma ponta de espátula de KClO3 num tubo de ensaio SECO. b) Aquecer suavemente o tubo até a fusão do sal e levar imediatamente para a capela. c) Com a exaustão ligada, adicionar um palito de madeira em brasa e observar. REAÇÃO II Reação do zinco com sulfato de cobre aquoso a) Lixar a chapa de zinco até remover a camada superficial de óxido. b) Adicionar num copo de Becker cerca de 80 ml de solução de sulfato de cobre II. c) Mergulhar a chapa de zinco (a parte que foi lixada!)) na solução de sulfato de cobre II, agitar a chapa dentro da solução por 1 minuto e observar. QUESTÕES: 1) Equacione a reação de decomposição do clorato de potássio, que produz cloreto de potássio e oxigênio gasoso, devidamente balanceada. Indique qual elemento sofreu oxidação e qual sofreu redução. 2) Equacione a reação de combustão completa da glicose (C6H12O6), que é o principal componente da madeira (na forma de celulose). Indique qual elemento sofreu oxidação e qual sofreu redução. Indique também o agente redutor e o agente oxidante. 3) Equacione a reação de simples troca entre o Zinco metálico e o Sulfato de Cobre (CuSO4), indicando qual elemento se oxidou e qual se reduziu. 4) Nas reações abaixo (não balanceadas) determine o agente oxidante e o agente redutor e faça o balanceamento das mesmas usando o método da oxi-redução. 13

14 a) Na + Cl2 NaCl b) CH4 + H2O CO2 + H2 c) NH3 + O2 NO + H2O d) As + HNO3 + H2O H3AsO4 + NO e) Cl2 + SO2 + H2O HCl + H2SO4 14