Práticas de. Química Geral e Orgânica. para Engenharia Ambiental

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1 Práticas de Química Geral e Orgânica para Engenharia Ambiental

2 INTRODUÇÂO A química é uma ciência experimental e se ocupa especialmente das transformações das substâncias, de sua composição e das relações entre estrutura e composição. O objetivo das aulas no laboratório é propiciar aos alunos a consolidação dos conhecimentos teóricos, bem como promover e ampliar o seu aprendizado com experimentos. Os alunos serão avaliados através dos relatórios, onde valerão uma nota de 0,0 a 10,0 e serão avaliados os seguintes critérios: a correção e a clareza na redação de relatórios; o desempenho na execução do levantamento bibliográfico; a capacidade para trabalhar com independência e eficiência no laboratório; o aproveitamento na associação de conceitos teóricos e práticos. MODELO DE RELATÓRIO Os relatórios devem ser redigidos pelos alunos considerando que outras pessoas, além do professor, estão interessadas em obter informações sobre os fatos observados. A princípio, esses leitores não conhecem o resultado previsto de cada experiência e precisam ser convencidos da validade dos dados e conclusões apresentadas. Dessa forma, é importante que todas as etapas do experimento sejam descritas e discutidas de modo claro e conciso. FORMATAÇÃO DO RELATÓRIO Folha de papel A4 Margens: Esquerda e superior: 3 cm Direita e inferior: 2 cm Fonte: Arial ou Times New Roman Tamanho: 12 Espaçamento entre linhas: 1,5 Margem do parágrafo: 1,25 cm

3 PREPARAÇÃO DO RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA Após a aula prática, reúna-se com seu grupo para pesquisar. Atente para as partes que vão compor o seu relatório: 1. CAPA 2. INTRODUÇÃO: Essa parte deverá conter uma breve introdução sobre os assuntos abordados na aula prática (não precisa ser muito extenso). Por último deve conter os objetivos da aula prática. Obs.: Na introdução não se deve fazer menção aos resultados observados na prática. 3. MATERIAIS E REAGENTES 4. PROCEDIMENTOS 5. RESULTADOS E DISCUSSÃO: Apresente e discuta todos os resultados da execução da prática. Não omita nada. Mesmo que o resultado não seja o previsto, também faz parte a discussão do que deu errado. Apresente as reações químicas ocorridas. Explique os fenômenos ocorridos. 6. CONCLUSÃO: Mostre o que você conseguiu entender com essa aula prática e o que mudou na sua forma de perceber as transformações da matéria. Não escreva nada direcionado ao professor, principalmente no que diz respeito à nota do relatório. 7. REFERÊNCIAS As fontes de pesquisa que você utilizou devem ser mencionadas aqui da seguinte forma: SOBRENOME DO AUTOR, Nome. Título da obra. Volume. Edição. Editora. Cidade. Ano. Nº de páginas. Observações Este modelo de relatório é apenas uma sugestão que deve ser adaptada às necessidades de cada aula prática.

4 Experimento 01: Preparo de soluções 1. OBJETIVOS Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo o preparo de soluções Preparar soluções a partir de solutos sólidos e solutos líquidos Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque Conhecer a técnica de preparo e diluição de soluções 2. INTRODUÇÃO A química em soluções e amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse sentido o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância tendo em vista que grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não aquosa. Uma solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que podem ser iônicas ou moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As outras substâncias são chamadas de solutos. Preparo de soluções - Hidróxido de Sódio 0,5 M - HCl 0,5 M Anotar todos os materiais e reagentes utilizados 3. PROCEDIMENTO A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir a possibilidade de contaminações ou acidentes. B. Decidir qual o volume de solução a preparar. C. Efetuar os cálculos necessários. 1. Medir a massa de soluto necessária. 2. Transferir o soluto para um bequer lavando o vidro de relógio com solvente de modo a arrastar todo o soluto. 3. Dissolver todo o soluto utilizando apenas uma parte do solvente agitando com um bastão de vidro. 4. Verter a solução para o balão volumétrico, com auxílio de um funil, lavando o bequer, o bastão de vidro e o funil com solvente para arrastar todo o soluto. 5. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com conta-gotas. 6. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão de diluição.

5 Experimento 02: Calores das reações e a Lei de Hess 1 OBJETIVO Investigar a geração ou a absorção de calor durante uma reação química. 2 INTRODUÇÃO 2.1 Lei de Hess À pressão constante, a variação de calor associada a uma transformação química é conhecida como entalpia de reação (ΔH R ) e que por definição, é dada como a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a transformação (H F ) e a quantidade de calor inicial (H I ). ΔH = H F - H I H F e H I são, às vezes, referenciados como entalpia dos produtos e dos reagentes respectivamente. Uma transformação espontânea ocorra necessariamente e sempre com liberação de energia, que pode se manifestar sob as mais variadas formas. Quando esta transformação absorve energia ela é chamada de transformação endotérmica (ΔH>0); quando ela libera energia, ela é chamada transformação exotérmica (ΔH<0). Determinação do calor de reação Na determinação do calor de reação, usaremos um frasco erlenmeyer de 125 ml para servir como um calorímetro simples. Consideraremos que o calor de reação será usado apenas para modificar a temperatura da solução aquosa e do frasco, desprezando pequenas perdas de calor para o ambiente. A partir das variações de temperatura e das massas dos reagentes, podemos calcular o número de calorias desprendidas ou absorvidas com a seguinte relação: Q = m. c. Δt Q = quantidade de calor desprendido ou absorvido; m = massa do corpo; c = calor específico e Δt = variação de temperatura. Define-se calor específico, como a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5 ºC a 15,5 ºC, a temperatura de 1 g de água, (calor específico da água:

6 1cal/g.ºC). Para alterar de 1 ºC a temperatura de 1 g de vidro, precisa-se de 0,2 calorias, (calor específico do vidro: 0,2 cal/g. ºC). Não é necessário determinar a massa da água usada, porque 1 ml de água tem a massa aproximada de 1 g de água e iremos determinar o volume com precisão de aproximadamente de 1 ml. PARTE EXPERIMENTAL: LEI DE HESS 1. Materiais e reagentes Erlenmeyer de 125 ml Becker de 100 ml Becker de 50 ml Proveta de 100 ml Espátula Balança analítica Termômetro Vidro de relógio pequeno Bastão de vidro NaOH (s) Sol. HCl Sol. NaOH 2. PROCEDIMENTOS Nesta experiência, serão medidas e comparadas, as quantidades de calor envolvidas nas 3 reações abaixo: Reação 1 (R1): O hidróxido de sódio sólido dissolve-se em água para formar uma solução aquosa de íons Na + e íons OH -. Reação 2 (R2): O hidróxido de sódio sólido reage com uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio para formar água e uma solução aquosa de íons Na + e íons Cl - Reação 3 (R3): Uma solução aquosa de hidróxido de sódio para formar água e uma solução aquosa de íons Na + e íons Cl - Determinação do calor de R1 1. Determine a massa de um frasco erlenmeyer de 125 ml ou 250mL limpo e seco, com aproximação de 0,0001 g; 2. Coloque no frasco 100 ml de água destilada em temperatura ambiente. Agite cuidadosamente com um bastão de vidro durante alguns minutos e anote a temperatura com uma aproximação de 0,2 ºC; 3. Use um becker pequeno (25 ml) para pesar 1g de hidróxido de sódio, NaOH, com uma aproximação de 0,0001g (pese aprox. 10 pastilhas rapidamente porque o NaOH(s) absorve umidade); 4. Transfira essa quantidade de NaOH(s) para o frasco erlenmeyer preparado no item (2), introduza o termômetro na solução e dissolva o sólido com o

7 auxílio de um bastão de vidro (NUNCA USE O TERMÔMETRO PARA ESSA FINALIDADE). 5. Determine a temperatura mais elevada do sistema; 6. Lave muito bem o frasco com água (não precisa secá-lo) e passe para a reação 2. Determinação do calor de R2 1. Utilize o frasco erlenmeyer da reação 1 (R1), anotando o peso em gramas (etapa 1ª), já determinado; 2. Coloque 100 ml de HCl 0,25 mol.l -1 (ou diluir a existente) no frasco erlenmeyer de 125 ml; 3. Repetir os itens (3) e (4) e (5) da reação 1 (R1); 4. Lave muito bem o frasco com água (não precisa secá-lo), e passe para a reação 3. Determinação do calor de R3 1. Coloque 50 ml de uma solução 0,5 mol.l -1 de HCl (ou diluir a existente) no frasco erlenmeyer usado nas reações anteriores. Medir numa proveta 50 ml de solução 0,5 mol.l -1 de NaOH. As duas soluções devem estar à temperatura ambiente ou ligeiramente abaixo. Verifique isto com um termômetro (lave-o antes de passá-lo de uma solução para outra). Anote as temperaturas; 2. Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico. Misture com um bastão de vidro e anote a temperatura mais elevada que o sistema atingir. 3. RESULTADOS Para cada reação, determinar: 1) Quantidade de calor absorvida pela solução, ΔHs = m s.1,0.δt. 2) Quantidade de calor absorvida pelo frasco, ΔH f = m f.0,2.δt. 3) Quantidade total de calor absorvido, ΔH t. 4) Quant. de matéria (Número de mols) de NaOH usados em cada reação, n. 5) As equações que representam as reações químicas realizadas 6) Se você usasse 4 g de NaOH(s) na reação R1, quantas calorias teriam sido liberadas? Que conseqüência isto teria sobre o valor de ΔH1, o calor desenvolvido por mol na reação 1?

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