UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA. Introdução ao Laboratório de Química QMC5119

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Introdução ao Laboratório de Química QMC5119 Professores: Alexandre Luis Parize Glaucio Régis Nagurniak José Carlos Gesser Semestre

2 SUMÁRIO Experiência 01 Algarismos significativos, medidas e tratamento de dados. Calibração de equipamentos volumétricos... 6 Experiência 02 Determinação da temperatura de fusão de substâncias Experiência 03 Determinação do calor de reação e calor de solidificação Experiência 04 Determinação da densidade de líquidos e sólidos Experiência 05 Cromatografia em papel Experiência 06 Determinação da massa molar de um gás Experiência 07 Preparo de Solução a partir de Substâncias sólidas, Líquidas e de Solução Concentrada Experiência 08 Titulação Ácido-Base Experiência 09 Síntese do alúmen de alumínio e potássio Experiência 10 Estudo do equilíbrio cromato-dicromato Experiência 11 Recristalização e determinação da pureza de sólidos Experiência 12 Da água turva à água clara: o papel do coagulante... 76

3 INSTRUÇÕES PARA O TRABALHO EM LABORATÓRIO REGRAS DE SEGURANÇA 1. Lembre-se que o laboratório é sempre um lugar de trabalho sério. 2. Prepare-se para realizar cada experimento lendo antes a instrução correspondente fornecida pelo seu professor. Siga as instruções inteligentemente e respeite rigorosamente as precauções recomendadas. Consulte seu professor cada vez que observar algo anormal ou imprevisto. 3. Faça apenas as experiências indicadas e aprovadas por seu professor. 4. Não toque os dedos nos produtos químicos, a não ser que seu professor lhe diga que possa fazê-lo. 5. Não provar ou ingerir os reagentes do laboratório. 6. Não aspirar gases ou vapores sem antes se certificar de que não são tóxicos. Para sentir o odor de uma substância, não coloque diretamente seu rosto sobre o recipiente. Em vez disso, com a mão, traga um pouco de vapor para você. 7. Deixe qualquer peça de vidro quente esfriar durante bastante tempo. Lembre-se de que o vidro quente tem a mesma aparência de vidro frio. 8. Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa. 9. Se qualquer substância cair na pele, lavar imediatamente com bastante água e avisar ao professor. 10. Tenha cuidado com materiais inflamáveis. Não trabalhar com inflamáveis próximos a bicos de gás acesos ou qualquer outra chama. 11. Fechar as torneiras de gás após o trabalho. 12. Usar a capela quando receber instruções para isso. 13. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagentes antes de usá-lo. 14. Nunca torne a colocar no frasco um reagente não utilizado. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes. 15. Jogar sólidos e pedaços de papel sujos num frasco ou cesta destinada para isto. 16. Nunca jogar nas pias: fósforos, papel filtro ou qualquer sólido ainda ligeiramente solúvel. 17. Nunca juntar água a ácidos concentrados. 18. Nunca usar uma quantidade maior de reagentes do que a sugerida pelo professor. 19. Conservar limpo seu material e sua bancada. 20. Em caso de dúvida, consulte o professor. ACIDENTES (não tome nenhuma medida sem antes consultar seu professor) 1. Qualquer acidente deve ser comunicado imediatamente ao professor. 2. Corte ou ferimento deve ser desinfetado e coberto. 3. Queimadura pequena (leve) produzida por fogo ou material quente deverá ser resfriada em água corrente e posteriormente o professore encaminhará ao atendimento médico. 4. Queimadura causada por ácido deve ser tratada com muita água e, em seguida, solução diluída de bicarbonato de sódio.

4 5. Queimadura com álcalis deve ser lavada com muita água e, em seguida, com solução diluída de ácido acético. 6. Queimaduras com fenol devem ser tratadas com álcool. 7. Queimaduras oculares com ácidos devem ser lavadas com água e tratadas com colírios. Não se deve neutralizar com substâncias alcalinas, pois agravam a lesão. 8. Ingestão de ácidos: tomar leite de magnésia ou água de cal e procurar um médico. O bicarbonato de sódio e carbonato de magnésio são contraindicados porque a presença de ácidos desprende abundante anidrido carbônico, que produz distensão e facilita a perfuração. 9. Ingestão de álcalis: tomar imediatamente solução de ácido acético, a 100 por mil ou vinagre em água (100 g em um litro de água) ou água de limão. 10. Intoxicação com gases ou vapores: respirar profundamente ao ar livre. 11. Intoxicação com sais: tomar leite e procurar um médico.

5 INSTRUÇÕES PARA A ELABORAÇÃO DOS RELATÓRIOS Elabore o relatório, com o seu colega de equipe e o entregue ao monitor da disciplina no início da próxima aula. Utilize o seguinte modelo para a elaboração dos relatórios nesta disciplina. UFSC Departamento de Química QMC 5119 Introdução ao Laboratório de Química 2016/2 Título do experimento: Data de realização do experimento: Turma: Equipe: Nome completo e matrícula Nome completo e matrícula Data de elaboração do relatório: Os itens acima identificam o relatório e devem constituir a CAPA. Os seguintes itens se constituem no relatório em si e devem constar explicitamente (1. Introdução, etc.) em cada relatório. 1) Introdução: Revisão bibliográfica referente ao tema e indicar os objetivos do experimento, destacando a sua importância para o trabalho experimental em Química. 2) Materiais e procedimento experimental: Listar o principais reagentes, vidrarias e equipamentos utilizados e uma breve descrição de cada procedimento experimental realizado. 3) Resultados e discussão: Apresentar os resultados em tabelas, observações e os cálculos realizados com os dados obtidos no experimento. Discutir os resultados obtidos. 4) Conclusões: Apresentar (não explicar os resultados, pois a discussão já ocorreu no item anterior) as principais conclusões evidenciadas pelo experimento. 5) Referências: Apresentar apenas as referências que efetivamente foram consultadas para a confecção do relatório. Você poderá indicar livros (veja o modelo apresentado no item Bibliografia Básica do plano de ensino da QMC 5119), artigos científicos e/ou sites da internet relacionados ao assunto trabalhado e relatado (NBR 6023/2002).

6 EXPERIÊNCIA 01 ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS, MEDIDAS E TRATAMENTO DE DADOS. CALIBRAÇÃO DE EQUIPAMENTOS VOLUMÉTRICOS 1. Introdução Química é uma ciência teórica-experimental e por isso consideramos importante que você inicie a disciplina Introdução ao Laboratório de Química realizando experimentos sobre medidas e os tratamentos de dados. A validade dos dados obtidos dependerá de você se esforçar para realizar medidas precisas, mediante a utilização de instrumentos previamente calibrados. Geralmente, os alunos calouros não realizam experimentos no ensino médio e também imaginam que Química é uma ciência exata, o que é falso. Através desta experiência, você e seus colegas deverão realizar medidas de temperatura, de massa e de volume para depois realizarem o tratamento estatístico sobre as medidas realizadas. Medidas de massa, de volume e de temperatura, por exemplo, são realizadas através de balanças, de equipamentos volumétricos (proveta, bureta, etc.) e de termômetros, respectivamente, e conforme disponíveis no laboratório diferem no grau de precisão. Utilizamos algarismos significativos para expressar a precisão das medidas realizadas. Nas medidas apresentadas a seguir, embora o último dígito seja considerado duvidoso, pois ele é estimado, ainda é significativo para a medida. Medida Número de algarismos significativos 2,5620 g 5 3,891 ml 4 25,5 C 3 Observe a seguinte tabela, em que apresentamos a notação científica e o número de algarismos significativos para cada medida de massas: Medida Notação científica Número de algarismos significativos 0,00235 g 2,35 x 10-3 g 3 0,25 g 2,5 x 10-1 g 2 20,010 g 2,0010 x 10 1 g 5 20,01 g 2,001 x 10 1 g 4 Assim, entendemos que os dados apresentados na tabela anterior foram obtidos em balanças que diferem na precisão das medidas. Desse modo, para se ter confiança nas medidas realizadas, os instrumentos devem ser calibrados. Exemplos de equipamentos de uso geral utilizados no laboratório

7 A seguir são apresentados múltiplos de unidade de medida: Nome Símbolo Unidade mega M 10 6 quilo k 10 3 deci d 10-1 centi c 10-2 mili m 10-3 micro µ 10-6 nano n 10-9 pico p Quilograma deve ser representado por k seguido de g (kg). É importante lembrar que o k deve ser minúsculo. Exercício de auto avaliação - Complete: i) 4 cm corresponde a m. ii) 10 nm corresponde a m. iii) 2 ml corresponde a L. 1.1 Algarismos significativos Quando especificamos vinte pessoas em uma sala de aula ou nos referimos a uma dúzia de ovos temos certeza que são números exatos, ou seja, não existe dúvida com relação a estas grandezas. Entretanto, se tivermos diferentes medidas de uma mesma grandeza, os valores podem ser diferentes e devem ser representados pelo valor médio. Se você tivesse que determinar a temperatura, lendo diretamente em um termômetro, conforme ilustrado na figura ao lado, poderia anotar que seria 25,6 ou 25,7 C.

8 Na tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula é necessário fazer-se uma estimativa do último algarismo. Você teria a certeza de que a temperatura é maior do que 25 C, mas menor do que 26 C, ou seja, o último algarismo é duvidoso. O valor da temperatura medida com esse termômetro possui 3 algarismos significativos, ou seja, os dois primeiros não são algarismos duvidosos, mas o último é considerado algarismo duvidoso. Não deve ser acrescentado um quarto algarismo, como, por exemplo, 25,63 C, pois se o algarismo 6 já é duvidoso, não faz sentido incluir-se o algarismo 3, quando utiliza-se um termômetro com estas especificações. Com um termômetro mais preciso, uma medida com maior número de algarismos poderia ser obtida. O termômetro da figura ao lado possui divisões de 0,1 C. Assim você poderá obter o valor da temperatura com 4 algarismos significativos, 25,78 C ou 25,79 C, sendo o último algarismo duvidoso. Na leitura do volume de água em uma proveta ou em uma bureta, você notará que a superfície da água não é plana e forma um menisco. Leia sempre o ponto mais baixo do menisco quando se tratar de água ou de solução aquosa. Os valores das medidas da figura abaixo são 20,46 ml e 14,60 ml, respectivamente. Observe que o algarismo zero da medida 14,60 deve ser escrito. Se você escrever somente 14,6 ml, você está indicando que o valor da medida está entre 14,5 e 14,7 ml. Por outro lado, 14,60 significa um valor entre 14,59 e 14,61 ou entre 14,58 e 14,62, dependendo do desvio médio nas medidas realizadas. Note também que escrever a unidade de medida é tão importante quanto anotar um número. O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores medidos, por exemplo: 20,46 ml 20,42 ml O desvio de cada medida será: 20,45 ml 20,46-20,46 = 0,00 20,48 ml 20,42-20,46 = 0,04 20,48 ml 20,45-20,46 = 0,01 Média 20,46 ml 20,48-20,46 = 0,02 20,48-20,46 = 0,02 Média dos desvios = 0,02

9 Portanto, o desvio médio é de 0,02 e o valor da medida é: 20,46 ± 0,02 ml. Os valores a seguir que representam medidas de volume, possuem: 22,48 ml 4 algarismos significativos 210,34 ml 5 algarismos significativos 1,0 L 2 algarismos significativos Com relação ao algarismo zero, deve ser observado que: Quando está entre dois outros dígitos é um algarismo significativo: i) algarismos significativos ii) algarismos significativos Quando precede o primeiro algarismo diferente de zero, não é significativo: i) 0, ou 1,63 x algarismos significativos ii) 0,06801 ou 6,801 x algarismos significativos Quando se encontra no final de um número é significativo: i) 0, algarismos significativos ii) 0, algarismos significativos 1.2 Operações com algarismos significativos Na multiplicação ou divisão, mantenha o número de algarismos significativos da medida que tiver menor número de algarismos significativos. Exemplo: 25,2 cm x cm = ,4 cm 2 = 8,04 x 10 4 cm 2 Na adição ou subtração, o número de dígitos à direita da vírgula, no resultado deve ser igual ao do número com menos dígitos dos números somados ou subtraídos. Exemplo: 35,271 11,30 102, ,7630 = 148,76 Arredondamento de números: Na soma acima, se desejássemos expressar o resultado com 4 algarismos significativos = 148,8. O número ,4 expresso com três algarismos significativos = 8,04 x O arredondamento é sempre feito com relação ao número superior ou inferior, em relação ao número 5, 50, 500. No caso de ser o algarismo 5 o último, procede-se conforme os exemplos:

10 105,85 = 105,8 (8 é par, o algarismo 5 simplesmente cai). 24,315 = 24,32 (1 é impar, aumenta 1 passando para 2). Exercício de auto avaliação - Calcule: i) 56,3 x 10,22 = ii) 42, ,8 = iii) 4,78 x 0,0453 = iv) (34,5 + 5,72) x 2,4 = Diferença entre precisão e exatidão: Todas as medidas possuem um determinado erro, cuja medida muitas vezes é limitada pelo equipamento que está sendo utilizado. EXATIDÃO: refere-se à quão próximo uma medida concorda com o valor correto (ou mais correto), ou seja, aceito na literatura como valor padrão. PRECISÃO: refere-se à quão próximo diversos valores de uma medida estão entre si, ou seja, quanto menor seja o desvio médio, maior será a precisão na medida. O ideal seria que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser precisas e não serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. A média de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para uma medida do que uma única determinação. 2. Pré-laboratório 1. Quantos algarismos significativos existem em cada uma das medidas? (a) 212,9 cm (d) 4,021 x 10-3 m (b) 540,31 m (e) 5,10 x átomos (c) 0,02009 g (f) 4,1 x moléculas 2. Arredonde os seguintes números de forma que fiquem com três algarismos significativos. (a) 8.100,402 (d) ,2 (b) 0, (e) (c) 2,3001 x 10-5 (f) 0, Faça os cálculos abaixo e escreva a resposta com o número correto de algarismos significativos. (a) 821 x 250 (d) x 0,23 (b) (5,603 x 10 3 ) x (7,2 x 10 3 ) (e) 14, , ,7593

11 (c) 3.928,0 22,10 (f) 42,07+0,259 28, Um técnico de laboratório determinou a temperatura de ebulição de um solvente, obtendo os seguintes valores: 42,50; 41,10; 40,20; 42,25; 39,85; 40,70 e 40,00 C. Qual é a média e o desvio dessas medidas? Com quantos algarismos significativos deve ser representada a média da temperatura? Justifique a resposta. 3. Procedimento experimental A - Medidas de temperatura 1. Coloque água de torneira em um béquer, até aproximadamente 2/3 do seu volume e meça a temperatura utilizando um termômetro. Obtenha o valor da temperatura com o número máximo possível de algarismos significativos. Durante a medida, mantenha o bulbo do termômetro totalmente imerso na água, sem tocar o vidro do béquer. Realize 3 medidas. Temperatura: 2. Em um béquer, coloque certa quantidade de gelo picado e em seguida adicione um pouco de água. Agite esta mistura e determine a temperatura. Realize 3 medidas. Temperatura: 3. Adicione um pouco de cloreto de sódio ao béquer com água e gelo, sob agitação. Anote a temperatura quando permanecer constante. Novamente realize 3 medidas. Temperatura: Obs 1 : Note que a água continua líquida a uma temperatura menor que zero grau. Lembre-se de colocar o sinal negativo para temperaturas abaixo de zero. Obs 2 : Apresente e explique no item Resultados e Discussão no relatório, o resultado deste procedimento experimental. B Medidas de massa 1. Considere três objetos que se encontram em sua bancada: uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e uma rolha de vidro. O professor e/ou o monitor lhe ensinará como utilizar as balanças disponíveis no laboratório, mas utilize sempre a mesma balança nas pesagens. Antes de pesá-los, pegue cada objeto e tente estimar o mais pesado e o mais leve. Em seguida, utilizando uma balança, pese cada um destes objetos. Massa estimada Massa determinada na balança Rolha borracha g g Cadinho g g Rolha de vidro g g

12 2. Inicialmente, pese um béquer pequeno. Em seguida adicione, com um conta-gotas, 30 gotas de água destilada ao béquer e pese o conjunto. Obs 3 : O objetivo deste procedimento é encontrar o número aproximado de gotas em um mililitro e o volume de uma gota de água. Massa do béquer: g Massa do béquer com 30 gotas de água: g Massa das 30 gotas de água: g Obs 4 : Utilizando este procedimento experimental, qual é o volume de cada gota? Apresente os cálculos no item Resultados e Discussão do relatório. C - Medidas de volume e a calibrações de três equipamentos volumétricos 1. Calibração de proveta a) Pese um béquer seco, em uma balança com duas casas decimais. Meça 20 ml de água da torneira com uma proveta, coloque-a no béquer e pese-o novamente. b) Adicione, ao mesmo béquer, mais 20 ml de água e pese-o novamente. Repita este procedimento, sempre acumulando as frações de 20 ml, mais cinco vezes e anote as massas obtidas. Massa de cada 20 ml adicionados ao béquer Béquer seco: g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g Valor médio g Desvio g 2. Calibração de pipeta volumétrica a) Seque o béquer previamente utilizado e repita o procedimento anterior, utilizando uma pipeta volumétrica de 20 ml. Anote as massas obtidas. Massa de cada 20 ml adicionados ao béquer Béquer seco: g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g + 20 ml de água g g Valor médio g Desvio g

13 Obs 5 : A partir dos dados experimentais que você obteve nos itens 1 e 2 (medidas de volume), utilizando uma proveta e uma pipeta volumétrica, qual dos dois equipamentos possui maior precisão? Justifique a sua resposta e leve a sua conclusão para o relatório. 3. Calibração de bureta a) Encha completamente uma bureta com água destilada. b) Escoe lentamente a água até tangenciar a marca zero na bureta. Certifique-se que o espaço abaixo da torneira está completo com água. c) Transfira alíquotas de aproximadamente 2 ml para um erlenmeyer, lendo o valor transferido na escala da bureta. d) Determine a massa do volume transferido da bureta para o erlenmeyer. e) Repetir cinco vezes o procedimento anterior, utilizando o mesmo erlenmeyer, transferindo volumes da mesma ordem. f) Determine a temperatura da água. g) Calcule os volumes escoados da bureta, a partir da massa que você determinou experimentalmente. Consulte um Handbook para obter a densidade da água na temperatura do experimento. Massa do erlenmeyer antes da adição da água: g Volume lido Massa Volume calculado a partir da densidade da água Obs 6 : Construa um gráfico, colocando na ordenada os valores de volume lidos diretamente na bureta e na abscissa os volumes calculados a partir da massa da alíquota e da densidade da água, na temperatura em que foi feito o experimento. Este gráfico permite a correção dos valores de volume lidos na bureta, ou seja, essa será a curva de calibração da bureta utilizada no experimento. Ao término do experimento, deixe sua bancada limpa e organizada.

14 EXPERIÊNCIA 02 DETERMINAÇÃO DA TEMPERATURA DE FUSÃO DE SUBSTÂNCIAS 1. Introdução O processo de mudança de estado físico, do sólido para o líquido (fusão) está associado a alterações em interações de várias naturezas. Para sólidos iônicos, a ligação iônica ocorre entre íons de cargas opostas, como no cloreto de sódio, onde cada íon Na + encontra-se rodeado por 6 (seis) íons cloretos. Essa força de atração eletrostática é, geralmente, muito forte, o que implica em pontos de fusão altos para os sólidos iônicos. Para moléculas o que é preponderante na observação do ponto de fusão, é o tipo de interação intermolecular. Por exemplo, são tipos de interação: a) dipolo induzido/ dipolo induzido, (Ex: molécula de H 2, CO 2 ) e b) dipolo/dipolo (Ex: NH 3 e H 2 O), onde no caso da molécula de H 2 O interações adicionais ocorrem pelas ligações de hidrogênio. Para sólidos metálicos, os principais fatores são os elétrons livres da camada de valência e a estrutura cristalina. Uma descrição mais detalhada pode ser acessada nas referências elencadas do plano de ensino. A extensão em que ocorrem essas interações se reflete diretamente nas temperaturas de fusão das substâncias, já que o processo de fusão é a observação da mudança no estado físico da matéria e, para isso barreiras de energia devem ser ultrapassadas. Assim, quanto maior essa barreira de energia, uma maior temperatura de fusão será observada. A temperatura de fusão, também denominada ponto de fusão, de uma determinada substância pura é bem definida, porém é importante destacar que a temperatura de fusão não é um parâmetro suficiente para caracterizar uma substância! Podem existir dois compostos diferentes, por exemplo, p- tert-butilfenol (C 10 H 14 O) e fenantreno (C 14 H 10 ), com o mesmo valor da temperatura de fusão (101 C). Assim, outras análises devem ser realizadas para a caracterização de uma substância pura. A determinação da temperatura de fusão é um critério importante para a determinação da pureza de determinada substância (Figura 1). Geralmente a temperatura de fusão está relacionada com a pureza da substância sólida e uma variação de ± 0,5 C na temperatura de fusão em relação ao valor aceito na literatura, indica que se trata de uma substância pura. Impurezas, além de diminuírem o ponto de fusão, podem induzir uma variação da temperatura durante o processo de fusão, conforme ilustrado na Figura 2.

15 2. Pré-laboratório 1) Considere a seguinte situação: uma substância A e outra substância B possuem mesmo ponto de fusão (69 o C). Se usássemos a temperatura de fusão como a única técnica de identificação, qual procedimento experimental que você utilizaria para identificar se o conteúdo de um frasco (sem rótulo), com temperatura de fusão igual a 69 o C é a substância A ou B? Considere que amostras puras dos dois produtos estão disponíveis em seu laboratório. 2) Procure na literatura (CRC Handbook of Chemistry and Physics*) o ponto de fusão e a formula estrutural do naftaleno. Você vai precisar deste valor para comparar e discutir com os dados obtidos na prática. 3) Faça uma revisão de seus conceitos, em nível de Química Geral, sobre interações intermoleculares, incluindo forças de van der Waals, e seus reflexos nas propriedades físicas, como temperatura de fusão de substâncias puras. * Referência: LIDE, David R. CRC handbook of chemistry and physics: a readyreference book of chemical and physical data: th ed. Boca Raton: CRC Press, Procedimento experimental Será determinada a temperatura de fusão de uma amostra de naftaleno (C 10 H 8 ), a partir de dois procedimentos experimentais: i) uma grande quantidade de amostra, obtendo curvas de aquecimento e de resfriamento do composto (para obtenção de bons resultados, tanto o aquecimento como o resfriamento devem ser lentos); ii) uma pequena quantidade de amostra, utilizando o Tubo de Thiele. a) Curva de aquecimento 1. Fixe o suporte universal com a tela de amianto acima do bico de Bunsen (8 a 12 cm), como indicado na figura ao lado (Figura 3). Com a garra metálica, fixe o tubo de ensaio que contém o naftaleno e o termômetro dentro de um béquer. Coloque água suficiente para que todo o naftaleno fique submerso. Obs: No início do aquecimento, não tente mexer o termômetro que está preso ao naftaleno sólido, pois poderá quebrá-lo. Figura 3: Montagem experimental para determinação do ponto de fusão. 2. Inicie o aquecimento, lentamente. Quando a temperatura atingir 60 o C, comece a anotar o seu valor a cada 0,5 minutos na folha de dados, até 90 o C. A partir do momento que o termômetro ficar solto, use-o para agitar levemente a massa em fusão (com cuidado para não quebrar o termômetro). Quando a temperatura atingir

16 aproximadamente 90 o C, apague a chama do bico de Bunsen, mas mantenha o conjunto fixo ao suporte universal, pois em seguida você iniciará o experimento para o resfriamento do naftaleno. b) Curva de resfriamento 1. Sem retirar o tubo de ensaio com naftaleno de dentro do béquer, anote a temperatura de resfriamento do naftaleno a cada 0,5 minutos até atingir 60 o C. Com o termômetro, agite a massa fundida de naftaleno (com cuidado para não quebrar o termômetro) até o início da solidificação. CURVA DE AQUECIMENTO CURVA DE RESFRIAMENTO Tempo Temperatura Tempo Temperatura Tempo Temperatura Tempo Temperatura (min.) ( o C) (min.) ( o C) (min.) ( o C) (min.) ( o C) 0,0 60,0 15,5 0,0 90,0 15,5 0,5 16,0 0,5 16,0 1,0 16,5 1,0 16,5 1,5 17,0 1,5 17,0 2,0 17,5 2,0 17,5 2,5 18,0 2,5 18,0 3,0 18,5 3,0 18,5 3,5 19,0 3,5 19,0 4,0 19,5 4,0 19,5 4,5 20,0 4,5 20,0 5,0 20,5 5,0 20,5 5,5 21,0 5,5 21,0 6,0 21,5 6,0 21,5 6,5 22,0 6,5 22,0 7,0 22,5 7,0 22,5 7,5 23,0 7,5 23,0 8,0 23,5 8,0 23,5 8,5 24,0 8,5 24,0 9,0 24,5 9,0 24,5 9,5 25,0 9,5 25,0 10,0 25,5 10,0 25,5 10,5 26,0 10,5 26,0 11,0 26,5 11,0 26,5 11,5 27,0 11,5 27,0 12,0 27,5 12,0 27,5 12,5 28,0 12,5 28,0 13,0 28,5 13,0 28,5 13,5 29,0 13,5 29,0 14,0 29,5 14,0 29,5 14,5 30,0 14,5 30,0 15,0 30,5 15,0 30,5

17 Em uma mesma folha de papel milimetrado, represente as curvas de aquecimento e de resfriamento. Coloque no eixo das abscissas o tempo e no eixo das ordenadas os valores das temperaturas obtidas nos experimentos. Faça o gráfico traçando a curva pelos pontos médios dos valores experimentais, ou seja, não una todos os pontos, mas apenas trace uma curva média. Explique o tipo de comportamento observado (regiões das curvas) para a variação de temperatura com o tempo, na fusão e na solidificação, e apresente no item resultados e discussão do seu relatório. c) Determinação da temperatura de fusão do naftaleno utilizando o Tubo de Thiele Feche, com cuidado, a extremidade de um tudo capilar de vidro, utilizando a chama azul do bico de Bunsen. Com paciência e tranquilidade, coloque uma pequena quantidade de naftaleno no interior do capilar, de maneira que fique compactada junto a extremidade fechada (um fio de cobre fino poderá ajuda-lo a compactar a amostra). Fixe o capilar com a amostra próxima ao bulbo do termômetro utilizando um elástico de látex amarelo. Proceda a montagem conforme a Figura 4 abaixo, e observe a indicação da posição do bico de Bunsen em relação ao tubo de Thiele. Inicie o aquecimento de forma lenta e gradual. Anote a temperatura quando observar que o sólido dentro do tubo capilar estiver mudando de estado. Repita o procedimento mais duas vezes, utilizando novas amostras em novos capilares, para obter o valor médio da temperatura de fusão do naftaleno. Figura 4: Montagem experimental para determinação do ponto de fusão usando tubo de Thiele. Apresente o valor da temperatura de fusão, obtido a partir da média das 3 análises (utilizando o tubo de Thiele), no item resultados e discussão do seu relatório. Compare esse valor com aquele obtido a partir da faixa de fusão (curva de aquecimento) na análise do naftaleno e interprete os resultados. Como conclusão, você deverá indicar qual a técnica (utilização de grande quantidade de amostra ou a utilização de pequena quantidade de amostra) é a mais indicada para se determinar a temperatura de fusão de uma substância pura. Comente também sobre qual das duas técnicas possibilitaria obter mais informações sobre o

18 acompanhamento do processo de fusão (utilização de grande quantidade de amostra ou a utilização de pequena quantidade de amostra) e se a amostra analisada é uma substância pura ou não, justificando as suas afirmações. 4. Questionário: (Não é necessário anexar ao relatório, apenas para ser resolvido.) 1) Um grupo de alunos recebeu uma amostra de um sólido iônico para que a sua temperatura de fusão fosse determinada. Uma primeira medição resultou num valor X. Outra amostra foi utilizada e a mesma temperatura X foi observada. Não satisfeitos precederam a uma medida com a mesma amostra depois de mesma passar pelo processo de fusão e ser cristalizada. Nesse caso, uma outra temperatura Y foi determinada e bem diferente de X. O que vocês sugerem como explicação para tal observação? 2) Por que, em geral, metais alcalino-terrosos têm pontos de fusão maiores que os metais alcalinos? Considere a comparação com elementos de mesma série. 3) Dióxido de carbono, CO 2, na forma sólida é conhecido como gelo seco. Em temperatura ambiente pode-se observar a sublimação (passagem direta ao estado gasoso), fato este utilizado até em shows musicais. Explique por que tal fenômeno é observado. 4) Procure os valores das temperaturas de fusão para as substâncias indicadas e organize-as em ordem de aumento na temperatura de fusão: H 2, H 2 O, CHCl 3, CCl 4 e NaCl. Explique a sua resposta. Os seguintes dados foram obtidos do Handbook of Chemistry and Physics (CRC).

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20 EXPERIÊNCIA 03 DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO 1. Introdução As transformações químicas e físicas envolvem mudanças de energia que se manifestam, muitas vezes, na variação de temperatura de um sistema. Esta variação no fluxo de calor pode ser medida em um calorímetro que, de forma sintética, é definido como um recipiente com paredes isolantes. A partir de um bom isolante térmico, supõe-se que não exista troca de calor entre o calorímetro e o meio ambiente. A seguinte representação (Figura 1) ilustra os componentes do calorímetro, incluindo um termômetro para se medir a variação da temperatura no calorímetro. Figura 1. Representação dos componentes de um calorímetro. Um calorímetro pode ser utilizado na determinação do calor específico, c, de um material, que é definido como a quantidade de calor (em calorias), necessária para elevar a temperatura de um grama do material em estudo em 1 C. A seguir encontramse alguns exemplos (Tabela 1) de calores específicos: Tabela 1: calor específico de materiais Materiais Calor específico (cal/g. C) Pb 0,038 Sn 0,052 Ag 0,056 Cu 0,092 Zn 0,093 Fe 0,11 Vidro 0,12 NaCl (sólido) 0,21 Al 0,22 Etanol 0,59 Água 1,00 Note que a unidade para calor específico é dada em caloria por grama por grau Celsius, indicando a quantidade de calor que seria necessária para elevar em 1 C a

21 temperatura de um grama de cada um dos materiais. No caso da água, por exemplo, cujo valor de calor específico é igual a 1,00 cal/gºc, seria necessário fornecer 1 caloria para elevar a temperatura de 1 g de água em 1 C. Isso significa que uma pequena quantidade de água é capaz de absorver grande quantidade de calor, resultando em uma pequena variação de temperatura. Por outro lado, para o ferro seria necessário fornecer apenas 0,11 calorias para elevar de 1 C a temperatura de um grama desse metal. Quando uma determinada massa de um material sofre uma variação de temperatura, o calor necessário para essa mudança térmica pode ser calculado pela expressão Q = m.c. T, onde: Q = calor envolvido no processo; m = massa do material, em grama; c=calor específico; T = variação de temperatura (temperatura final temperatura inicial). Exemplo 1. Suponha que 20 g de água sejam aquecidos, de modo que a temperatura varia de 20 C para 25 C. Calcule o calor absorvido no processo. Q = 20 g x 1,00 cal/g C x 5 C Q = 100 cal. Portanto, seriam absorvidas 100 cal pela massa de 20 g de água. O calor específico de um metal pode ser determinado utilizando um calorímetro contendo água. Para isso, uma massa conhecida do metal a uma dada temperatura é adicionada a uma quantidade de água conhecida. Considerando o princípio da conservação da energia, todo o calor do metal será transferido para a água de modo que à medida que o metal tem a sua temperatura diminuída, a água terá a sua temperatura elevada. A seguinte igualdade pode ser utilizada para representar o fluxo de calor: Q metal = Q água (m.c. T) metal = (m.c. T) água. Portanto, c metal = (m.c. T) água / (m. T) metal. Haverá, com certeza, erro embutido no valor determinado (de medida, do método, do equipamento, erro pessoal etc.), mas é assim mesmo que se trabalha no laboratório, ou seja, partindo-se de uma hipótese otimista, tenta-se minimizar os erros e depois se compara a previsão com os dados obtidos no experimento. Exemplo 2. 50,03 g de um metal foram aquecidos a 100,0 C e misturado com 40,11 g de água a 21,5 C. A temperatura final do experimento atingiu 30,6 C. Identifique o metal. Q água =(40,11 g) x 1,00 cal/g. o C x (30,6 21,5) C = 365,0 cal. Considerando que o calor perdido pelo metal = calor recebido pela água c metal = 365,0 cal / 50,03 g x (100,0 30,6) C = 0,105 cal/g o C Ferro. A partir do valor do calor específico desse metal podemos calcular o valor aproximado de sua massa atômica, utilizando-se uma relação empírica, encontrada em 1819, por de Pierre Dulong e Aléxis Petit: c metal x massa atômica = 6,3 cal/mol. C. Por exemplo, a massa atômica do ferro = 6,3 cal/mol C / 0,11 57,3 g/mol. O valor aceito

22 atualmente para a massa atômica do ferro = 55,847 g/mol, o que seria um método razoável para uma determinação exploratória para a massa atômica do elemento ferro. Nesta experiência você vai poder comparar o valor do calor liberado em uma reação química de redução-oxidação (a combustão de uma vela), com o valor do calor liberado em um processo físico (a solidificação da cera de uma vela) no calorímetro rústico. Também irá determinar (em um béquer) o valor do calor liberado em uma reação de neutralização. Para esta finalidade será utilizado um calorímetro constituído de uma lata pequena com água. Uma lata maior será usada para minimizar a perda de calor pelo movimento do ar conforme a representação (Figura 2) a seguir: Figura 2: representação de um calorímetro rústico Reações de combustão desprendem calor e são caracterizadas por transferência de elétrons, entre o redutor e o oxidante (que são os reagentes na reação), enquanto que em uma reação ácido-base não existe esse processo redox. Em uma reação de neutralização são formados somente sal e água como produtos da reação, porém efeitos térmicos também são perceptíveis. O calor liberado na reação química provém do balanço energético entre a ruptura de ligações químicas intramoleculares (ligações entre átomos na molécula) nos reagentes e a formação de novas ligações no produto da reação. Para o rompimento de ligações químicas, as moléculas absorvem energia, mas, com a formação de ligações há liberação de energia. Se o saldo na reação for a liberação de calor para o meio ambiente, temos uma reação exotérmica ( H 0), caso contrário, será endotérmica ( H 0). Por outro lado, o calor envolvido em um processo de mudança de estado físico está relacionado com mudanças nas ligações intermoleculares (entre moléculas) e nesse caso, a solidificação da cera líquida de uma vela deverá também liberar calor. Portanto, você deverá distinguir entre o calor da reação de combustão, o calor de solidificação da vela e o calor da reação de neutralização. Esse entendimento deverá se refletir no relatório, durante a parte de discussão dos seus dados. Na primeira parte da experiência você irá determinar o calor de combustão da vela (o calorímetro será uma lata) e o calor de solidificação da cera da vela (o calorímetro será um béquer). Na última parte, você irá determinar o calor de neutralização (o calorímetro será um béquer) para a reação entre um ácido forte (HCl) e uma base forte (NaOH). Considere que o calor liberado nesses processos será transferido para a água e para a lata do calorímetro, aumentando a sua temperatura.

23 Entretanto, de fato, uma parte do calor se dissipa para o ambiente, levando a um erro experimental e isso deverá ser comentado no relatório, na discussão dos dados. 2. Pré-laboratório 1. Apresente a equação da reação química para a combustão completa da cera de uma vela. Considere como cera o composto C 25 H Apresente a equação da reação química para a neutralização de NaOH (aq) com HCl (aq). 3. Dadas duas amostras, com iguais massas, de etanol e água, qual desses dois líquidos irá absorver mais calor? Por quê? 3. Parte experimental A. Calor de combustão da vela 1. Pese a vela com suporte e anote a massa na folha de dados. Pese também a lata vazia e, posteriormente, a lata com 2/3 de sua capacidade preenchida com água da torneira. Utilize sempre a mesma balança. 2. Monte o calorímetro conforme a Figura 2 e meça a temperatura da água. 3. Acenda a vela e deixe aquecer a água do calorímetro (a lata pequena) durante mais ou menos 5 minutos. Após esse intervalo de tempo, apague a vela soprando-a cuidadosamente para não perder massa. Agite a água lentamente com o termômetro até que a temperatura pare de subir. Anote então a temperatura mais alta que o termômetro marcar e pese novamente a vela com o suporte. Massa da vela com suporte antes de queimar: g Massa da vela com suporte depois de queimar: g Massa da lata vazia: g Massa da lata com água: g Temperatura da água antes do aquecimento: C Temperatura da água depois do aquecimento: C B. Calor de solidificação da vela: O calor liberado durante a solidificação da vela será transferido para a água do béquer aumentando a temperatura. 1. Pese o tubo de ensaio com a cera, com precisão de 0,01 g. A massa do tubo de ensaio vazio já está anotada no próprio tubo. 2. Pese um béquer vazio com precisão de 0,01 g. Esse béquer será o calorímetro utilizado nesta parte do experimento. Coloque água suficiente para cobrir a cera contida no tubo de ensaio, conforme ilustrado na Figura B. Meça a temperatura da água e pese o béquer com a água.

24 3. Coloque água da torneira na lata pequena utilizada no item A, preenchendo aproximadamente 2/3 de sua capacidade. Em seguida, coloque o tubo de ensaio com cera dentro da lata, de modo que a cera contida no tubo de ensaio fique abaixo do nível da água, conforme a Figura A. Aqueça até a completa fusão da cera. Figura A Figura B 4. Retire o tubo de ensaio com a cera líquida do banho-maria, seque a parte molhada com papel toalha e espere até que o primeiro sinal de solidificação apareça (a cera começa a apresentar manchas opacas). Quando isso acontecer, coloque rapidamente o tubo com a cera no béquer que serve de calorímetro (Figura B), agitando levemente a água com o próprio tubo de ensaio até notar que a temperatura parou de subir. Anote então a temperatura máxima alcançada pelo termômetro. Massa do tubo de ensaio: g Massa do tubo de ensaio com cera: g Massa do béquer vazio: g Massa do béquer com água: g Temperatura da água antes do aquecimento: C Temperatura da água depois do aquecimento: C C. Calor de Neutralização Nesta etapa você irá medir o calor de neutralização da reação entre um ácido forte, HCl, e uma base forte, NaOH. O calorímetro será um béquer. 1. Adicione 50 ml de solução de NaOH 1,0 mol L -1 em um béquer e anote a temperatura da solução. A seguir, adicione 50 ml da solução de HCl 1,0 mol L -1 e anote a temperatura máxima atingida. Determine a variação observada na temperatura. 2. Repita o mesmo procedimento utilizando soluções de NaOH e HCl, ambas em concentração 0,5 mol L -1. Obs: Considere que todo calor produzido na reação de neutralização é absorvido pela solução e pelo béquer. Considere também que a densidade das soluções (do ácido e da base) é igual a 1,0 g/ml e que o calor específico dessas soluções é igual a 1,0 cal/ g C.

25 4. Questionário 1. Utilizando os calores específicos da água (c = 1,00 cal/g C) e o da lata (c = 0,10 cal/g C), e considerando que o calor liberado pela combustão da vela é totalmente absorvido pela água e lata, calcule a quantidade de calor total de calor liberado nesta reação. Expresse o resultado em kj. Lembre-se; Q = m. c. T 1 cal = 4,18 J 2. Calcule o calor de combustão da vela em kj/g. Expresse o resultado na forma da variação de entalpia de combustão, H comb. Lembre-se, H = - calor liberado a pressão constante (que foi o caso dessa experiência). 3. Com os dados obtidos na etapa B, determine a quantidade de calor transmitida para a água e para o béquer (c vidro = 0, 12 cal/g ºC) e calcule o calor de solidificação da cera em kj/g. Compare e discuta os valores obtidos para os calores de combustão e de solidificação da vela. 4. Calcule os calores de neutralização para as reações realizadas na etapa C. Expresse o resultado em termos de kj/mol. Compare e discuta o seu resultado com os obtidos da literatura. 5. Sugira como melhorar o calorímetro usado no experimento para que os resultados sejam mais próximos dos obtidos por um calorímetro ideal, isto é, que todo o calor liberado na combustão ou na solidificação da vela, seja transmitido para a água do calorímetro, e que a perda do calor seja mínima.

26 EXPERIÊNCIA 04 DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS E SÓLIDOS 1. Densidade Densidade (d) é uma grandeza expressa pela relação massa (g) /volume (ml), sendo útil para a identificação preliminar de produtos na indústria, no controle de qualidade da produção de um determinado produto, bem como para determinar a concentração de soluções. Gasolina, álcool etílico hidratado e álcool etílico adicionado à gasolina, por exemplo, são combustíveis utilizados em veículos no Brasil, sendo que a composição da mistura pode ser rapidamente avaliada através da determinação da densidade. Do mesmo modo, a concentração da solução aquosa de ácido sulfúrico, contida entre os eletrodos de uma bateria normal de Pb/PbO, pode ser avaliada através da medida da sua densidade. A densidade de sólidos e líquidos, segundo o sistema internacional de unidades é expressa em quilograma por metro cúbico (kg/m 3 ). Entretanto, é mais comumente expressa em unidades de gramas por centímetro cúbico (g/cm 3 ) ou gramas por mililitro (g/ml). Você realizou, na experiência 01, medidas para a calibração de material volumétrico (pipeta, proveta e bureta) utilizando água e uma balança de precisão. Nesta prática você irá utilizar um picnômetro, por ser apropriado para determinar a densidade de líquidos (em nosso caso, soluções aquosa de sacarose = açúcar comum) e sólidos (escolhemos o poliestireno). Este é semelhante a um balão volumétrico (figura 1), onde a tampa é substituída por um tubo capilar, e que pode ser encontrado comercialmente com volumes que variam de 1 a 100 ml. Para se obter a densidade, a massa pode ser determinada diretamente utilizando-se uma balança e o volume através do volume do picnômetro. Como o volume do picnômetro na temperatura de trabalho deve ser conferido é necessário calibrar o picnômetro, utilizando-se para isso um líquido (água, por exemplo) de densidade conhecida nessa temperatura. 2. Pré-laboratório Figura 1. Representação do picnômetro. 1. Procure na literatura informações (composição química, propriedades, utilizações etc.) sobre poliestireno. 2. Massas diferentes de uma mesma substância devem apresentar necessariamente o mesmo valor de densidade? Justifique a sua resposta.

27 3. Um aluno misturou volumes iguais de etanol puro (C 2 H 5 OH) de densidade igual a 0,789 g ml -1 e água de densidade igual a 0,998 g ml -1, a 20 o C. Qual é a concentração em mol L -1 do etanol se a densidade da mistura é igual a 0,926 g ml -1? 4. Diferencie conceitualmente densidade de concentração comum. 5. Procure na literatura e sugira outros experimentos relacionados a densidade de sólidos e de líquidos. 3. Parte experimental 3.1 Calibração do picnômetro Será utilizada água destilada para calibrar o picnômetro. Como existem gases dissolvidos na água, para minimizar erros experimentais esses gases devem ser eliminados através do aquecimento, em um béquer, da água até ebulição, durante alguns minutos. i) pese o picnômetro vazio e complete com água destilada, desgaseificada, na temperatura ambiente; ii) coloque a tampa no picnômetro de modo que o excesso de água possa sair pelo capilar, secando-o com papel absorvente; iii) pese o picnômetro com a água. A diferença entre essa massa e a massa do picnômetro vazio permitirá determinar a massa da água contida no picnômetro. Cada equipe deve realizar 3 vezes esse procedimento. Dados experimentais medida 1 medida 2 medida 3 massa do picnômetro vazio g g g massa do picnômetro com água g g g massa da água g g g temperatura da água C densidade da água na temperatura de trabalho (g/ml) volume do picnômetro ml 3.2 Densidade de líquidos: solução aquosa de sacarose Prepare 6 soluções de sacarose em meio aquoso nas seguintes concentrações em unidades de g/100 ml: 5,0 (solução 1), 10,0; 15,0; 20,0; 25,0; 30,0 (solução 6). O professor irá conduzir e ensinar o procedimento para o preparo destas soluções. Cada solução deverá ser preparada por 2 equipes. Cada equipe deve realizar, de acordo com o seguinte procedimento, apenas uma vez a medida da densidade para a solução que ficar responsável em preparar e analisar:

28 i) lave o picnômetro com acetona (para secá-lo), cujo volume foi determinado anteriormente e determine a massa do picnômetro após secá-lo; ii) adicione a solução de sacarose e coloque a tampa de maneira que a solução complete todo o volume do picnômetro até a parte superior do capilar; iii) pese o picnômetro com a solução de sacarose e, por diferença, determine a massa da solução aquosa de sacarose. Como o volume da solução corresponde ao volume do picnômetro determinado anteriormente, você poderá determinar a densidade de cada solução. Esquema para análise da solução de concentração g/100 ml Dados experimentais: Medida 1 Medida 2 Medida 3 massa do picnômetro vazio g g g massa do picnômetro g g g com solução massa da solução g g g volume da solução ml ml ml densidade da solução g/ml g/ml g/ml Dados de densidade das soluções analisadas Concentração Medidas de densidade (g/ml) da solução Medida 1 Medida 2 Medida 3 Média ± desvio 5 g/100 ml 10 g/100 ml 15 g/100 ml 20 g/100 ml 25 g/100 ml 30 g/100 ml Com os valores obtidos, construa a seguir um gráfico de densidade versus concentração da solução.

29 3.3. Densidade de líquidos: solução aquosa com concentração desconhecida de sacarose Neste procedimento você ira utilizar os valores de densidade obtidos anteriormente, como base para a construção da curva densidade versus concentração de sacarose. Esta curva servirá para você determinar a concentração de sacarose em soluções desconhecidas, utilizando o seguinte procedimento: i) lave com acetona o picnômetro, cujo volume foi determinado anteriormente e determine a massa do picnômetro após seca-lo. ii) adicione a solução de sacarose e coloque a tampa de maneira que a solução complete todo o volume do picnômetro até a parte superior do capilar. iii) pese o picnômetro com a solução de sacarose e, por diferença, determine a massa da solução aquosa de sacarose. Como o volume da solução corresponde ao volume do picnômetro determinado anteriormente, a densidade da solução pode ser facilmente determinada. Dados experimentais: Medida 1 Medida 2 Medida 3 massa do picnômetro vazio g g g massa do picnômetro g g g com solução massa da solução g g g volume da solução ml ml ml densidade da solução g/ml g/ml g/ml Com o valor de densidade determinado, determine a concentração da solução desconhecida de sacarose, utilizando a curva de calibração construída na etapa 3.2.

30 Concentração da solução desconhecida: g/100 ml 3.4. Densidade de sólidos: poliestireno Cada equipe deve realizar apenas uma vez o seguinte procedimento: i) lave o picnômetro diversas vezes com água e depois com acetona; ii) após secá-lo determine a massa do picnômetro vazio; iii) efetue um teste, colocando um pedaço de poliestireno em um tubo de ensaio, adicione 5 ml de água ao tubo e certifique-se que o poliestireno possui densidade maior do que a da água. iv) adicione poliestireno ao picnômetro, até um pouco mais da metade do volume do picnômetro e pese-o. A determinação do volume ocupado pelo poliestireno no interior do picnômetro pode ser realizada adicionando-se um não solvente, ou seja, um líquido que não dissolva a amostra, neste caso água, e do qual se conheça a densidade na temperatura de trabalho. A diferença do volume do picnômetro pelo volume ocupado pelo não solvente permite determinar o volume do poliestireno. v) adicione água ao picnômetro com poliestireno (Importante: lembre-se de remover todas as bolhas de ar que ficam presas ao poliestireno com leves batidas no picnômetro); vi) coloque a tampa e pese o conjunto. Dados experimentais obtidos: Dados experimentais Medida 1 massa do picnômetro vazio g massa do picnômetro com poliestireno g massa do poliestireno g massa do picnômetro poliestireno e água g massa da água g volume da água ml volume do poliestireno ml temperatura da água C volume do picnômetro ml densidade do poliestireno g/ml Considere os seguintes pontos em seu relatório:

31 1. A partir do gráfico da densidade em função da concentração da solução de sacarose, seria possível se determinar o valor para a concentração de uma solução de sacarose, cuja concentração é desconhecida. Apresente os dados, o gráfico e discuta essa possibilidade. 2. Compare o valor obtido para a densidade do poliestireno com o valor publicado na literatura. Apresente os valores e discuta procedimentos que poderiam ser realizados para minimizar uma possível diferença. 3. Procure dados sobre a aplicação e reciclagem de poliestireno no Brasil. Cite as fontes. As seguintes tabelas foram obtidas do Handbook of Chemistry and Physics (CRC).

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34 EXPERIÊNCIA 05 CROMATOGRAFIA EM PAPEL 1. Cromatografia Uma das técnicas de separação de mistura bastante utilizada é a cromatografia. Esta técnica foi desenvolvida por Michael Tswett (botânico russo), no começo do século XX, passando através de uma coluna cromatográfica, preenchida com carbonato de cálcio (CaCO 3 ), pigmentos extraídos de plantas. A cromatografia pode ser utilizada para a análise de misturas em seus componentes. É utilizada para separar e identificar (mediante a comparação com padrões) substâncias no trabalho policial-químico, por exemplo, drogas e narcóticos podem ser identificados na urina ou em uma amostra do sangue. Existem vários tipos de técnicas cromatográficas, entre eles: cromatografia em coluna, HPLC (High Performance Liquid Choromatography), TLC (Thin Layer Choromatography), GLC (Gas Liquid Choromatography) e cromatografia em papel. O conhecimento sobre a polaridade das moléculas das substâncias é muito importante na cromatografia em papel. Sabe-se que as substâncias cujas moléculas são polares interagem mais intensamente com solventes polares. As substâncias apolares têm mais afinidade com solventes apolares. Assim, variando a polaridade do solvente, ou misturas de solventes, podem-se separar os componentes de uma amostra. Na cromatografia em papel, utilizamos o papel como fase estacionária, sobre o qual será aplicada a amostra. Marca-se no papel com um lápis o Grampo Origem Solvente Figura 1: Representação da montagem experimental da cromatografia em papel. componentes mais adsorvidos ao papel. ponto de partida da amostra a ser aplicada no papel (1,5 cm de altura). Aplica-se a amostra sobre o ponto de partida já marcado, e o papel é colocado em um béquer fechado (cuba cromatográfica), com solvente suficiente para molhar apenas a parte inferior do papel (o solvente não deve tocar a amostra, vide a Figura 1). O solvente sobe, por capilaridade, pelo papel separando os componentes da mistura (Figura 2). As manchas dos componentes da mistura que são menos adsorvidos ao papel deslocam-se mais do que os A seguir é apresentada a definição de alguns termos utilizados na cromatografia em papel: - suporte: papel sobre o qual fica retida a fase estacionária; - fase móvel: líquido ou mistura de líquidos que sobe por capilaridade pelo papel, arrastando os solutos aplicados no papel. Este líquido ou mistura de líquidos é o que se denominou acima de solventes; - cromatograma: papel que apresenta as substâncias separadas

35 - revelador ou agente cromogênico: agente físico ou químico que possibilita visualizar substâncias separadas pela cromatografia em papel Na cromatografia, a razão entre a distância percorrida pelo composto (da origem ao centro da mancha) e a distância percorrida pelo solvente é constante e denotado por R f, ou seja, C R f S C = distância percorrida pelo composto, da origem ao centro da mancha. S = distância percorrida pelo solvente da origem a linha superior (linha do solvente). R f = razão de frente do solvente/ fator de retardamento (valor característico de uma determinada substância) A Figura 2 representa um cromatograma em papel com 4 compostos (A, B, C e D) e com 4 misturas desses compostos (i, ii, iii e iv). Figura 2: Representação de um cromatograma em papel. A separação dos componentes de uma mistura neste tipo de cromatografia está baseada nas diferenças de solubilidade dos seus componentes na fase móvel e estacionária. Os componentes com menor solubilidade na fase estacionária têm um deslocamento mais rápido ao longo do papel. De outra parte, os componentes com maior solubilidade na fase estacionária serão consequentemente retidos e terão uma movimentação mais lenta. Portanto, o processo de separação envolve a interação dos solutos com as duas fases. Existem outros fatores que influenciam nas interações do soluto com as duas fases, como: adsorção na superfície da fase estacionária e carga do composto. Resumindo, temos que os vários componentes de uma mistura, devido a diferentes interações com a fase estacionária e móvel, são separados em seus componentes, mas para se reproduzir a análise cromatográfica precisamos utilizar as mesmas condições experimentais.

36 2. Pré-laboratório 1. Apresente uma escala de polaridade de solventes, iniciando com água (mais polar) e finalizando com tetracloreto de carbono (menos polar). 2. Quais os fatores envolvidos na separação de uma mistura de compostos por cromatografia? 3. Em relação às tintas de caneta hidrocor marque a opção a abaixo que expressa a sua hipótese em relação à sua constituição: a) ( ) a tinta de canetas hidrocor é formada por apenas um composto químico. b) ( ) a tinta de caneta hidrocor é formada pela mistura de diferentes compostos. c) ( ) Outra: 4. Por que se utiliza lápis grafite (e não caneta) para marcar no papel? 5. O que significa capilaridade? 6. Qual a composição química do papel? Cite exemplos. Como ele é fabricado? 7. Seria possível separar uma mistura de íons metálicos em solução pela técnica da cromatografia em papel? 3. Procedimentos: A. Utilização da tinta de caneta hidrocor Utilizando uma régua, trace uma linha reta com um lápis a 1,5 cm das extremidades do papel maior. Marque, em uma das extremidades, seis pontos equidistantes com um lápis ao longo da reta, numerando-os de 1 a 6. Faça pequenos pontos com cada uma das canetas seguindo a ordem das cores. Enrole o papel na forma de um cilindro e coloque grampos para manter a forma de cilindro (veja a Figura 1). Obs: deixe um pequeno espaço ( 1mm) entre as duas extremidades de forma a não se tocarem. Coloque esse cilindro de papel no béquer contendo a mistura de solventes na proporção 1:1:1 de etanol/1-butanol/amônia 2 mol L -1 (esta será a fase móvel utilizada neste experimento). Cubra o béquer com um plástico e amarre com uma liga de borracha, para evitar a evaporação da mistura de solventes. Não agite o béquer. Quando a linha do solvente atingir a marca superior no papel, remova-o do béquer.

37 Remova os grampos e deixe-o secar naturalmente. Depois de seco, faça um círculo com um lápis ao redor de cada mancha e calcule todos os R f. Distância entre a origem e a linha do solvente: mm Caneta Cor Dist R f Cor Dist R f Cor Dist R f Cor Dist R f Vermelha Azul Amarela Verde Marrom Preta B. Utilização de cátions em solução Utilizando o papel menor, e após marcar com um lápis a linha para as duas extremidades, faça pequenos pontos com as soluções dos íons metálicos e com a solução desconhecida, usando um tubo capilar (um capilar para cada solução). Grampeie o papel na forma de um cilindro, como você fez para o cromatograma anterior. Importante! O grampo inferior não deve ficar submerso na mistura solvente. Coloque no béquer contendo a mistura HCl/acetona (7 ml de HCl 6 mol L -1 / 25 ml de acetona). Cubra o béquer, como anteriormente, com um plástico para evitar a evaporação da mistura solvente. Não agite o béquer. Atenção: o solvente sobe rapidamente nesta segunda parte. Quando a linha do solvente atingir a marca superior no papel, remova-o do béquer. Seque o cromatograma dos íons metálicos, ao ar quente utilizando um soprador térmico (Atenção! Para não queimar o cromatograma deve-se manter a saída de ar distante do papel). Circule com um lápis qualquer mancha no cromatograma e anote a cor. Para revelar todas as cores desse cromatograma, coloque-o aberto sobre o béquer (na capela química com o exaustor ligado) que contém amônia 6 mol L -1 e cubra-o com um vidro de relógio por 5 minutos (repita o mesmo procedimento para a outra metade do cromatograma). Este processo de revelação se constitui de reações entre os cátions com moléculas de amônia (NH 3 ).

38 Seque o cromatograma novamente demarcando e anotando a cor de cada mancha. Marque a posição de qualquer mancha nova que aparecer, anote qualquer mudança observada e calcule todos os R f. Distância entre a origem e a linha do solvente: mm Solução Íon 01 Fe Cu Co Mn 2+ mistura de cátions Amostra Fe 3+ Cu 2+ Co 2+ Mn 2+ Letra Após 1ª secagem Cor Após revelação com NH 3 Após 2ª secagem Distância em mm R f 4. Cromatografia em Giz Leia o artigo indicado abaixo sobre uma possibilidade didática a ser explorada no ensino médio de desenvolvimento de cromatografia em giz. Com os devidos cuidados, você pode realizar facilmente este experimento em casa. Para tanto, você precisa de barra de giz branco para fazer o experimento. É preciso ter a disposição ainda, pelo menos, álcool etílico e caneta hidrocor. Compare o resultado obtido no experimento com aquele da cromatografia em papel feito em sala de aula. Qual a sua opinião sobre a utilização didática do experimento de cromatografia em giz? Coloque fotos deste experimento realizado por você no relatório. Artigo sobre cromatografia em giz: PALOSCHI, Rosiléia; ZENI, Mara; RIVEROS, Raul. Cromatografia em giz no ensino de química: didática e economia. Química Nova na Escola, n.7, p.35-36, Disponível em: 5. Questionário 1. Através dos cromatogramas que você obteve: i) Indique quais os pigmentos que constituem a cor preta.

39 ii) iii) Que pigmentos, se existirem, estão presentes na tinta da caneta marrom e preta e não estão em nenhuma das outras tintas? Calcule o R f para cada pigmento que compõe a tinta da caneta hidrocor. 2. Calcule o R f para cada íon metálico, a partir do cromatograma obtido. Qual a composição da amostra desconhecida? 3. Se no cromatograma da questão anterior, a frente do solvente chegasse somente até a metade da altura, ou seja, se deixássemos um tempo menor com a parte inferior imersa no solvente, o valor do R f correspondente a cada íon seria diferente? Justifique a resposta. 4. Os valores do R f de compostos polares tenderiam a aumentar ou a diminuir com o aumento da polaridade do solvente? Justifique a sua resposta. 5. Por que é conveniente fazer manchas bem pequenas para a obtenção de um cromatograma? 6. Ao se fazer uma cromatografia em papel de uma determinada amostra, que estávamos suspeitando que seria de íons cobre ou manganês, obtivemos um valor de R f igual a 0,6. Pergunta-se: i) Se a distância do limite superior que a mistura solvente chegou à mancha que corresponde a posição da amostra foi de 2,0 cm, qual a distância desta mancha à posição de partida? ii) Comente se o valor de R f é característico para amostra de um mesmo composto, independente do sistema solvente utilizado. iii) Qual o procedimento para se tirar a dúvida se a amostra desconhecida contém íons cobre ou manganês?

40 EXPERIÊNCIA 06 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM GÁS 1. Comportamento dos gases Ao se examinar o comportamento experimental de diversos parâmetros de diferentes gases, através das medidas de volume, pressão, temperatura e quantidade de matéria, observa-se um desvio do comportamento que seria esperado para um gás que é denominado de gás ideal. Neste último a relação pv/nrt deve ser igual a 1 (um). A Figura 1 ao lado mostra a razão (pv/nrt) em função da pressão para diferentes gases na temperatura de 200 K. O valor para um comportamento ideal, que obedece a equação pv = nrt, seria igual a unidade (Constante dos gases ideiais: R = 0,082 atm L mol -1 K -1 ). É importante notar que o comportamento de gás ideal restringese, como pode ser verificado na Figura 1, apenas para pressões muito baixas. Outra condição para tal comportamento é a de temperaturas altas. Localize na Figura 1 a linha reta que corresponderia ao comportamento de um gás ideal. No experimento a ser realizado, as condições de pressão e temperatura permitem considerar o comportanmento como o de um gás ideal. 2. Pré-laboratório 1) Veja um link na internet, com simulações em java, sobre gases ideais e procure no item Termodinâmica, o link Processos Especiais de um Gás Ideal. Faça um breve comentário. 2) Conforme o procedimento inicial descrito no item 3.1 (Determinação da massa molar de um gás), você considera que poderia determinar a massa molar de outros gases, por exemplo NH 3 e SO 2, utilizando água? Explique a sua resposta. 3. Procedimento experimental Figura. 1: pv/nrt em função da pressão para diferentes gases reais na temperatura de 200 K 3.1 Determinação da massa molar de um gás Pese um isqueiro. Antes disso, pense o porquê deste procedimento e escreva sua opinião para discutir com o professor.

41 Massa do isqueiro: g Uma proveta deve ser totalmente preenchida com água e invertida numa bacia com água até 2/3 de seu volume. Segure a proveta com uma das mãos. Uma das extremidades de um tubo de borracha deve ser colocado no interior da proveta e a outra extremidade conectada a um isqueiro de gás, conforme ilustrado na figura ao lado. Atenção! Retire toda a água que possa estar contida no tubo de borracha. Peça ajuda ao monitor para isso. Quando a válvula do isqueiro for aberta, pressionando levemente o botão, gás butano (C 4 H 10 ) será liberado, deslocando a água do interior da proveta. Figura 2. Esquema de coleta do gás butano Libere o gás vagarosamente, para evitar o congelamento do gás na saída do isqueiro. Obs: Verifique se as janelas do laboratório estão abertas. Transfira uma quantidade de gás, suficiente para que os níveis de água dentro e fora da proveta fiquem iguais. Deste modo, as pressões interna (devido ao gás e à pressão de vapor da água) e externa (pressão atmosférica) serão iguais. Responda: por que a pressão interna e externa precisam ser iguais? Leia o volume do gás na proveta. Volume de gás: ml Nota: Se a conexão do tubo ao isqueiro apresentar vazamento, seus resultados apresentarão erros. Pese o isqueiro, após transferir uma massa de gás para o interior da proveta. Caso o isqueiro esteja molhado, use uma toalha de papel para secá-lo antes da pesagem. massa do isqueiro após transferir gás para o interior da proveta g massa do gás transferido g temperatura em que foi feito o experimento C Quanto ao valor da pressão atmosférica, será considerado o valor de 1,00 atm.

42 Com a temperatura devidamente verificada, observe a Tabela 1 a seguir e verifique a pressão de vapor de água em função da temperatura observada. Anote o valor para o seu experimento. Tabela 1. Variação da pressão de vapor de água com temperatura (1 atm = 760 mmhg) Temperatura ( C) Pressão (mmhg) Temperatura ( C) Pressão (mmhg) 15 12, , , , , , , , , , , , , , , ,8 Pressão de vapor da água: atm A pressão medida em comparação com a atmosférica e considerada igual a 1 atm, deve ser as contribuições do gás e do vapor de água. Assim, calcule a pressão do gás no interior da proveta, que deve ser, com valores em atm: P (gás) = 1 - P (vapor de água) Utilizando a equação geral dos gases pv = nrt e lembrando que a quantidade de matéria (n) é igual a razão da massa pela massa molar, pode-se calcular a massa molar do gás. 3.2 Determinação do teor de carbonato (i) Curva padrão para determinação do teor de carbonato A determinação do teor de carbonato em uma amostra será feita através da reação dessa amostra com uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl (aq) ), de acordo com a seguinte equação: Na 2 CO 3(s) + 2 HCl (aq) 2NaCl (aq) + CO 2(g) + H 2 O (l) Monte o sistema como indicado na Figura 3 ao lado, sendo o isqueiro substituído por um kitassato, onde será feita a reação de uma determinada quantidade de carbonato de sódio sólido com solução de ácido clorídrico. Figura 3. Esquema de coleta do gás CO 2.

43 Encha a proveta de 250 ml com água e mantenha-a de boca para baixo, de maneira a não entrar ar. Transfira, com cuidado, 20,0 ml de solução aquosa 6 mol L -1 de HCl para o kitassato e tampe-o com a rolha de borracha. Atenção! Tenha cuidado ao trabalhar com a solução de ácido clorídrico, evitando que ela seja derramada nas bordas do kitassato Para a construção da curva de calibração, siga as orientações do professor, de acordo com a seguinte tabela: Responsáveis pela medida Dupla 1 Dupla 2 Dupla 3 Dupla 4 Dupla 5 Dupla 6 Dupla 7 Dupla 8 Dupla 9 Dupla 10 Dupla 11 Dupla 12 Massa de Na 2 CO 3 (g) 0,1 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 Massa pesada de Na 2 CO 3 (g) Média das massas pesadas (g) Volume de CO 2 (ml) Média dos volumes de CO 2 (ml) Pese a quantidade de amostra de carbonato de sódio (indicada pelo professor, seguindo as orientações da Tabela 2), num pedaço de papel fornecido pelo monitor, embrulhe-o e transfira o conjunto para o interior do kitassato. Verifique se a outra extremidade da mangueira está dentro da proveta de 250 ml. Gentilmente coloque a bolinha de papel com o carbonato de sódio dentro do kitassato. Feche rapidamente o kitassato com a rolha de maneira que o gás desprendido seja transferido para o interior da proveta. Esta operação deve ser efetuada com muito cuidado para evitar a perda do gás produzido durante a reação. Anote a temperatura da água e leia o volume do gás carbônico contido no interior da proveta. temperatura: volume de gás no interior da proveta: o C ml

44 Atenção: descarte o resíduo da reação no local indicado no laboratório e lave todo o material utilizado nesta etapa. Com as médias das massas pesadas e as médias dos volumes obtidos, construa no papel milimetrado a curva de calibração, que servirá como base para a determinação do teor de carbonato na amostra desconhecida. (ii) Determinação do teor de carbonato em amostra desconhecida Obtenha a amostra desconhecida com o monitor/professor. Essa amostra consiste em uma mistura de carbonato de sódio e areia. Repita o procedimento realizado, agora utilizando uma massa de 0,50 g da amostra com teor de carbonato desconhecido. Anote o volume de CO 2 produzido. volume de gás no interior da proveta: ml 1. Considerando o gráfico obtido na etapa anterior, determine a quantidade de carbonato presente na amostra desconhecida. 2. Considerando a contribuição da pressão de vapor da água e utilizando a equação dos gases ideais, calcule a quantidade de matéria (n) de CO 2 formado na reação. 4. Observações para o relatório: 1. Calcule a massa molar do butano, a partir dos dados experimentais que você obteve e compare esse valor experimental com o valor calculado a partir das massas atômicas de cada componente da molécula e determine o erro relativo.

45 2. Calcule a quantidade de matéria (n) de carbonato de sódio contido nas amostras adicionadas no kitassato, a partir da leitura do volume do gás produzido, da temperatura do experimento, da pressão do gás e da massa da amostra utilizada. 3. Comente sobre possíveis erros (considere a possivel reação entre o gás liberado com a água) nos procedimentos (i) e (ii). Atenção: Você deve estudar desde a Experiência 01 até a Experiência 06 para realizar a primeira prova. Pergunte ao seu professor onde será a sala para esta prova. Boa prova. Questões a serem consideradas: 1. Na primeira parte do experimento você teve que deixar os níveis de água dentro e fora da proveta iguais. Pergunta-se: a) Por que você teve que efetura este procedimento? b) A unidade de pressão no SI (Sistema Internacional) é Pascal, equivalente a N/m 2. Dessa forma, como você explica utilizar a relação de pressão de 1 atm como 760 mm de Hg, já que mm é unidade para comprimento. 2. Por que você deve subtrair a pressão de vapor água nos dois sistemas estudados? O erro experimental é relevante ou não se você considerar a pressão dentro da proveta como sendo apenas devido à presença do gás? Explique.

46 EXPERIÊNCIA 07 PREPARO DE SOLUÇÃO A PARTIR DE SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS, LÍQUIDAS E DE SOLUÇÃO CONCENTRADA 1. Unidades de concentração de soluções A presente experiência tem como um dos objetivos o preparo de soluções aquosas para serem utilizadas na experiência 08 (titulação ácido-base). Outro objetivo será você aprender, vivenciando no laboratório de Química, a técnica para o preparo de soluções. Considerando que a maioria do trabalho experimental em Química é realizada em solução, inicialmente serão definidas as unidades de concentração de soluções normalmente utilizadas em Química. Soluções, ou misturas homogêneas, são classificadas em função do estado físico em sólidas, líquidas ou gasosas. Para uma mistura binária, a substância presente em maior quantidade é denominada solvente e aquela em menor quantidade é considerada o soluto. Quando uma solução apresenta a capacidade de conduzir a eletricidade é classificada como eletrolítica ou iônica e quando a solução não conduz eletricidade é denominada não eletrolítica ou molecular. Como exemplo do primeiro caso, considere a dissolução de cloreto de sódio em água, em que os íons Na + (aq) e Cl - (aq) são os responsáveis pela condução de eletricidade. Por outro lado, quando dissolvemos açúcar de cana (sacarose = C 12 H 22 O 11 ) em água, a solução não é capaz de conduzir eletricidade, pois as moléculas dissolvidas não apresentam cargas. A razão entre a massa do soluto, que é a espécie ativa em solução, ou seja, é o reagente em uma reação química e o volume da solução, corresponde à concentração da solução. Mas, existem várias unidades de concentração de soluções, destacando-se concentração simples (C), concentração em quantidade de matéria (c) e título (T). Concentração simples Concentração (C) é definida como a razão entre a massa do soluto, expressa em grama, e o volume da solução, expresso em litro. Note que litro é simbolizado pela letra maiúscula L. C = m soluto (g) V solução (L) (1) Exemplos: 1 litro de solução contendo 58,4 g de um soluto dissolvido apresenta concentração de 58,4 g L -1. A mesma quantidade de soluto em 2 litros de solução teria concentração de 29,2 g L -1. Portanto, esta unidade de concentração não distingue a composição química do soluto.

47 Concentração em quantidade de matéria Concentração em quantidade de matéria (c) é definida como a razão entre a quantidade de matéria (n) por volume de solução (expresso em dm 3 ou em litro), com unidade expressa em mol L -1. c = n soluto (mol) V solução (L) (2) Exemplos: Uma solução preparada com 58,4 g de cloreto de sódio (1 mol de NaCl) dissolvido em água para se obter 1 litro de solução, apresenta concentração 1,0 mol L -1. Se a massa de NaCl fosse igual a 29,2 g para o mesmo volume de solução, a concentração dessa solução seria igual a 0,5 mol L -1. A quantidade de matéria do soluto (n) pode ser obtida por uma regra de três: 58,4 g de NaCl... 1 mol de NaCl n = 29,2 / 58,4 29,2 g de NaCl... n mol de NaCl ou n = 0,5 mols Portanto, a quantidade de matéria do soluto é calculada a partir da seguinte fórmula: Onde M soluto significa a massa molar do soluto. n = m soluto (g) M soluto (3) Substituindo a expressão (3) na definição de concentração em quantidade de matéria (2), tem-se: c = m soluto m Msoluto soluto c = V M soluto V (4) solução(l) solução Quando se utiliza concentração em quantidade de matéria é necessário se conhecer a composição química do soluto, pois n e M se encontram nas expressões para c. Comparando a expressão (4) com a expressão (1), podemos relacionar essas duas unidades de concentração de soluções: c = m soluto c = C (5) M soluto V solução(l) M soluto

48 Título Define-se título como a razão entre a massa do soluto e a massa da solução, expressas em grama, portanto título como unidade de concentração de solução é adimensional e varia de zero a 1, ou em percentagem varia de zero a 100%. A massa da solução é igual à soma da massa do soluto com a massa do solvente. Algumas soluções aquosas como de ácido clorídrico (HCl (aq) ), de ácido sulfúrico (H 2 SO 4(aq) ) etc., estão disponíveis na forma concentrada e apresentam título por cento (T% - indicando que em 100 g da solução existem x gramas do soluto dissolvido ) como unidade de concentração. Exemplo: HCl 36,5% Em 100 g de solução, existem 36,5 g do soluto HCl. Título pode ser relacionado com concentração simples, densidade e concentração em quantidade de matéria, através da seguinte fórmula: C = T d 1000 ou C = T% d 10 (6) Combinando a expressão (6) com a expressão (5), obtém-se a seguinte expressão para o cálculo da concentração em quantidade de matéria: Exemplo: c = C T% d 10 c = (7) M soluto M soluto Para uma solução concentrada de ácido clorídrico que apresente as seguintes informações no rótulo do frasco: T% = 36,5% d = 1,18 g ml -1 M = 36,5 g mol -1 c = T% d 10 36,5 1, ,7 g L 1 = = M soluto 36,5 36,5 c = 11,8 mol L -1 Portanto, essa solução concentrada de HCl 36,5% apresenta concentração de 11,8 mol L -1. Detalhando a resolução deste exemplo: a) Pode-se obter a massa de 1 L de solução por intermédio da densidade:

49 d = m solução m V solução = d V solução = 1,18 g ml ml = 1180 g solução Portanto, em 1 L de solução tem-se 1180 g de solução. b) Destes 1180 g de solução, pelo título sabe-se que 36,5% desta massa é referente à HCl. m soluto = 1180 g 0,365 = 430,7 g Portanto, tem-se 430,7 g de HCl em 1 L de solução concentrada. c) Dividindo-se a massa do soluto pela sua massa molar, tem-se a quantidade de matéria de HCl (n) em 1 L de solução. n HCl em 1 L = 430,7 g -1 = 11,8 mol 36,5 g mol Como todos os cálculos já foram feitos para 1 L de solução, o resultado final já representa a concentração em quantidade de matéria = 11,8 mol L -1. São estas as etapas que estão implícitas quando se aplica a expressão (7). É importante que esta resolução fique clara, pois a determinação de concentração utilizando dados dos rótulos de frascos de soluções concentradas está muito presente no trabalho do químico em laboratório. Diluição de soluções Muitas vezes é necessária a preparação de uma solução de menor concentração a partir de outra solução mais concentrada, devendo-se adicionar solvente, o que resulta na diluição da solução. Sendo, c = n soluto V solução(l) n = c V solução(l) (8) Considerando que a adição do solvente não altera n (quantidade de matéria do soluto na solução), portanto antes da diluição (i) e depois da diluição (f), tem-se a expressão (9). c i V i = c f V f (9)

50 Exemplo: Qual seria o volume de solução concentrada de HCl (T% = 36,5%; d = 1,18 g ml -1 ; M = 36,5 g mol -1 ) necessário na preparação de 100 ml de uma solução aquosa 1,0 mol L -1 deste ácido? Essa solução tem concentração em quantidade de matéria igual a 11,8 mol L -1 como já foi demonstrado. Utilizando a expressão (9), calcula-se o volume do concentrado (V i ), necessário para a diluição. V i = c fv f c i = 1 0,1 11,8 = 0,00847 L V i = 8,5 ml 2. Pré-laboratório 1 Calcule a massa de NaOH necessária para o preparo de 250 ml de solução 0,1 mol L Calcule a massa de H 2 C 2 O 4.2H 2 O (ácido oxálico) necessária para o preparo de 100 ml de solução aquosa 0,10 mol L -1 (considere as 2 águas de hidratação no cálculo da massa molar do composto). 3- Calcule o volume de solução concentrada de CH 3 COOH (ácido acético glacial) necessário para o preparo de 100 ml de solução 0,10 mol L -1 (dados: T% = 99,0%; d = 1,05 g ml -1 ; M = 60,0 g mol -1 ). 3. Procedimento experimental Nesta experiência você irá preparar as seguintes soluções aquosas: ml de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L -1 ; ml de solução de ácido oxálico 0,10 mol L -1 ; ml de solução de ácido acético 0,10 mol L -1. Apresente todos os cálculos para o professor e para os monitores antes de iniciar o preparo das soluções. Caso aconteçam erros no procedimento experimental de preparo das soluções, solicite ao professor a forma correta de descartar a solução preparada e NÃO transfira esta solução para o frasco estoque. As soluções preparadas nesta prática serão utilizadas no experimento seguinte (Titulação). Qualquer erro gerado no preparo das soluções acarretará em erros na prática seguinte. LEIA ATENTAMENTE OS RÓTULOS DE CADA FRASCO ESTOQUE PARA EVITAR ERROS DE ARMAZENAMENTO. 3.1 Preparo da solução de NaOH 0,1 mol L -1

51 A partir dos valores calculados no pré-laboratório, proceda do seguinte modo para o preparo da solução de NaOH 0,1 mol L -1. Massa teórica de NaOH para o preparo de 250 ml de solução: g Pese, em um béquer, a massa do hidróxido de sódio prevista no cálculo e adicione cerca de 100 ml de água destilada. Com a ajuda de um bastão de vidro, dissolva o sólido e transfira a solução para o balão volumétrico de 250 ml. Adicione cerca de 10 ml de água destilada ao béquer e novamente transfira a solução para o balão volumétrico. Proceda do mesmo modo com mais duas porções de 10 ml de água destilada. Finalmente complete o balão volumétrico, com água destilada, até a marca do menisco. Massa pesada de NaOH: g Atenção: Devido ao NaOH ser higroscópico (absorve água) durante a pesagem, essa deverá ser rápida. O seu professor e monitores estarão presentes para lhe ajudar em todos os procedimentos do preparo de soluções aquosas, mas evite o contato com essas soluções aquosas, pois são corrosivas e se ocorrer algum acidente, comunique imediatamente ao professor. Lembre-se: a dissolução de NaOH é exotérmica, portanto tenha cuidado. 3.2 Preparo da solução de ácido oxálico 0,10 mol L -1 Massa teórica de H 2 C 2 O 4.2H 2 O para o preparo de 100 ml de solução: g Para o preparo da solução 0,10 mol L -1 de ácido oxálico, utilize um balão volumétrico de 100 ml limpo. Em um béquer, pese exatamente a massa de H 2 C 2 O 4.2H 2 O necessária para o preparo de 100 ml de solução aquosa 0,10 mol L -1, pois essa será a solução padrão de concentração para a titulação ácido-base (experiência 08). Adicione cerca de 25 ml de água destilada. Com um bastão de vidro, dissolva o sólido e transfira a solução para o balão volumétrico de 100 ml. Adicione cerca de 10 ml de água destilada ao béquer e novamente transfira a solução para o balão volumétrico. Proceda do mesmo modo com mais duas porções de 10 ml de água destilada. Finalmente complete o balão volumétrico, com água destilada, até a marca do menisco. Você e todos os seus colegas deverão utilizar um mesmo frasco (rotulado) de solução estoque de ácido oxálico 0,10 mol L -1. Lave o balão volumétrico, com água destilada, para ser utilizado nas próximas preparações de soluções ácidas. 3.3 Preparo da solução de ácido acético 0,10 mol L -1 Você irá preparar 100 ml de ácido acético 0,10 mol L -1, a partir de ácido acético concentrado, que deve se encontrar na capela química. Confira os dados fornecidos na questão 3 do pré-laboratório com os dados no rótulo do frasco, e se houver alguma

52 mudança nesses dados, recalcule o volume da solução concentrada de CH 3 COOH necessário para o preparo da solução desejada. Dados do frasco: T% = d = M = Volume de ácido acético concentrado necessário para o preparo de 100 ml de solução 0,10 mol L -1 : ml Adicione cerca de 50 ml de água destilada ao balão volumétrico e em seguida adicione ao conteúdo do balão, lentamente e sob agitação, o concentrado. Terminada a adição, complete, com água destilada, até a marca do menisco. Você e todos os seus colegas deverão utilizar o mesmo frasco (rotulado) de solução estoque de ácido acético 0,10 mol L -1. Lave o balão volumétrico, com água destilada. ATENÇÃO: Lembre-se de efetuar todos os cálculos antes da realização da prática e apresente detalhadamente todos os cálculos envolvidos na preparação das soluções. Após realizar o experimento, lave todo o material e deixe sua bancada limpa e organizada.

53 EXPERIÊNCIA 08 TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 1. Titulação ácido-base Muitas vezes é necessário, no trabalho experimental em Química e também em outras áreas, se conhecer com precisão o valor da concentração de soluções aquosas de ácidos e/ou de bases. Para essa determinação, existem dois procedimentos experimentais: (I) titulação mediante o uso de indicador ácido-base; (II) titulação potenciométrica, mas esta técnica você aprenderá na Química Analítica. Nesta aula prática será utilizado o procedimento de volumetria de neutralização, onde é acompanhada a reação entre um ácido e uma base na presença de um indicador. A escolha do indicador irá depender da reação ácido-base que se deseja realizar, uma vez que a mudança de coloração característica do indicador ocorre em um determinado intervalo de ph. O ponto em que uma solução ácida for neutralizada por uma solução básica, ou vice-versa, é denominado de ponto de equivalência, sendo o número de íons H 3 O + equivalente ao número de íons OH -. A volumetria de neutralização é um método de análise que se baseia na reação entre os íons H 3 O + e OH -, formando água. Seja por exemplo, a reação entre um ácido forte e uma base forte: HCl + NaOH NaCl + H 2 O tem-se no equilíbrio que 1 mol de HCl reagiu com 1 mol de NaOH, ou seja, o n HCl = n NaOH. Entretanto, a estequiometria da reação deve ser considerada. Por exemplo, a reação: tem-se H 2 SO 4 + NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O 1 H 2 SO NaOH 1 Na 2 SO H 2 O ou seja, para cada mol de ácido sulfúrico, precisa-se adicionar o dobro da quantidade de matéria de hidróxido de sódio. Portanto, nnaoh = 2 nh 2 SO 4 Lembrando que a concentração em quantidade de matéria é definida como a quantidade de matéria contida em um litro de solução,

54 c = n V ou n = c V tem-se que: n NaOH = c NaOH V NaOH n H2 SO 4 = c H2 SO 4 V H2 SO 4 Resultando: c NaOH V NaOH = 2 c H2 SO 4 V H2 SO 4 Seja por exemplo, a reação de hidróxido de alumínio com ácido clorídrico. A partir da equação da reação química, Al(OH) 3 + 3HCl AlCl 3 + H 2 O A quantidade de matéria de ácido clorídrico deve ser igual a três vezes a quantidade de matéria de hidróxido de alumínio, ou seja, n HCl = 3 n Al(OH)3 Portanto, de modo geral, para uma reação genérica do tipo: tem-se no ponto de equivalência: x A + y B z C + w D y na = x nb Portanto, para obtenção da relação entre a quantidade de matéria dos reagentes é necessário considerar a estequiometria da reação. Assim, a quantidade de um determinado soluto em solução pode ser determinada através da reação desta espécie química com uma outra substância em solução, denominada de solução padrão, cuja concentração é exatamente conhecida. O processo pelo qual a solução com concentração conhecida (titulante) é adicionada à solução com concentração desconhecida (titulado) é denominado de titulação e utiliza-se uma bureta para determinação do volume adicionado. Um ponto importante é que em pelo menos uma das etapas, o titulante seja uma solução padrão que tenha sido preparada de maneira que a concentração seja exatamente conhecida. Substâncias que se prestam para tal procedimento são denominadas de padrões primários e devem ser de fácil obtenção, purificação e estáveis.

55 2. Pré-Laboratório 1) Apresente a fórmula estrutural do indicador fenolftaleína para o equilíbrio ácido/base conjugada e o valor do seu pka. 2) Qual a faixa de atuação da fenolftaleína? 3) Que outro indicador (leia todo o roteiro da primeira parte da prática) poderia ser utilizado nessas titulações ácido-base? Justifique a sua resposta. 4) Calcule a massa molar do ácido benzóico. 5) Calcule a massa molar do ácido acético. 6) Prepare uma tabela para a anotação dos dados da prática. 3. Procedimento experimental Atenção! Todo o resíduo das titulações deve ser descartado no local indicado no laboratório. Não descarte nenhuma das soluções obtidas na solução na pia. 3.1 Padronização da solução de NaOH A Figura 1 ilustra os itens que você utilizou para o preparo das soluções de NaOH e ácido oxálico e como você deve proceder na montagem do sistema de titulação (suporte universal, bureta, garra para bureta e erlenmeyer). bastão de vidro bequer bureta garra para bureta erlenmeyer balão volumétrico suporte universal Figura 1: equipamentos para o preparo de uma solução e titulação 1. Monte uma bureta no suporte universal, utilizando uma garra para bureta, para fixála ao suporte, conforme representado na Figura Rinse a bureta antes de usá-la, com um pouco de solução de NaOH que você preparou. Faça isso duas vezes, descartando a solução em um recipiente apropriado. Em seguida, encha a bureta com a solução de NaOH, zere-a recolhendo o excesso de solução em um béquer, de forma que o menisco na bureta fique na marca do zero. Verifique que a parte abaixo da torneira esteja cheia de líquido (não pode haver bolhas de ar na bureta). Desta forma a bureta estará pronta para se iniciar a titulação.

56 3. Separe três erlenmeyers e coloque em cada um deles 10,0 ml da solução padrão de ácido oxálico, medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente um pouco de água destilada ( 30 ml) e 3 gotas de fenoftaleína. Observe a seguir a representação da estrutura do ácido oxálico. 4. Titule cada solução, nos 3 erlenmeyers, gotejando a solução de NaOH da bureta no erlenmeyer, sob agitação, até o aparecimento da cor rósea. Pare então de gotejar NaOH e anote o volume gasto. Encha novamente a bureta com NaOH, zere e repita a titulação, utilizando os outros dois erlenmeyers. Anote os volumes gastos em cada titulação e calcule o volume médio para ser utilizado no cálculo da concentração efetiva da solução titulada. 5. Ao final desta etapa, lave com água todas as vidrarias utilizadas (exceto a bureta) e deixe sua bancada organizada. 3.2 Outras aplicações da titulação com o uso de indicador ácido-base Determinação da massa molar de um ácido Pese aproximadamente 0,2 g de ácido benzóico, com precisão de 2 casas decimais, e coloque em um erlenmeyer limpo (não precisa estar seco). Observe a seguir a representação da estrutura do ácido benzóico. Adicione aproximadamente 10 ml de álcool etílico com uma proveta e agite até dissolver o ácido. Adicione três gotas de fenoftaleína e titule com a solução de NaOH até o ponto de viragem (aparecimento da cor rósea). Anote o volume de NaOH gasto. Repita duas vezes o procedimento da titulação e calcule o volume médio. Ao final desta etapa, lave com água todas as vidrarias utilizadas (exceto a bureta) e deixe sua bancada organizada Determinação da concentração de ácido acético no vinagre comercial Anote a marca comercial do vinagre que você irá utilizar e o valor da concentração (%), expressa no rótulo do frasco. Observe a seguir a representação da estrutura do ácido acético.

57 1. Com uma pipeta volumétrica, coloque 10 ml de vinagre em um balão volumétrico de 100 ml e complete com água até a marca do menisco no balão. Com isso você fez uma diluição de 10 vezes. Tome cuidado, não passe da marca dos 100 ml existente no balão, caso contrário a diluição seria maior do que 10 vezes. 2. Separe três erlenmeyers limpos e coloque 10 ml da solução diluída de vinagre em cada um deles. Adicione três gotas de fenoftaleína em cada erlenmeyer e titule cada solução com NaOH até o ponto da viragem do indicador. Anote o volume de NaOH gasto em cada titulação e calcule o volume médio. 3. Anote na sua folha de dados a marca de vinagre que você utilizou e os dados de concentração. 4. Ao final desta etapa, esvazie a bureta e descarte a solução coletada no local indicado no laboratório. Lave com água todas as vidrarias utilizadas e deixe sua bancada limpa e organizada. 4. Considerações para o Relatório 1) Você deve efetuar todos os cálculos de padronização da solução de NaOH, da determinação da massa molecular do ácido fraco e da dosagem de ácido acético no vinagre. 2) Calcule o erro percentual na determinação experimental da massa molar do ácido benzóico. Sugira um procedimento para minimizar esse erro. 3) No rótulo do vinagre que você titulou deve estar escrito a concentração de ácido acético, por exemplo, 4,1%. Nesse caso, como a densidade da água é 1,0 g cm -3 e a densidade da solução do ácido acético também, quase não importa se a porcentagem é v/v ou p/p, portanto, considere a seguinte relação: c = 4, = 0,67 mol L -1 A concentração do ácido acético no vinagre estava correta? Determine a média aritmética da sua medida, junto com a de seus colegas que titularam a mesma marca. Considerando esse valor como o correto, qual é o erro % do valor apresentado?

58 Sugestão de atividade: Acesse o seguinte site para realizar simulações sobre titulações ácido-base, utilizando indicadores: metry/acid_base.html Tutorial para a simulação: uma prática virtual interativa. 1. Selecione o tipo de reação. O programa oferece duas possibilidades. Escolha uma delas, por exemplo, ácido forte versus base forte. 2. Complete a bureta com ácido ou com base. Inicie, por exemplo, com base. Note que na etapa 4 (em que você deverá selecionar o indicador), aparecem duas opções de indicadores: alaranjado de metila ou fenolftaleína e que na etapa 5 a bureta conterá a solução básica; na outra opção, ou seja, caso você escolha completar a bureta com ácido, você notaria que na etapa 4, as opções de indicadores seriam vermelho de metila ou azul de bromotimol. Nesse caso, note que na etapa 5 o programa indicaria solução ácida na bureta. 3. Selecione o ácido e a base. O programa oferece 4 opções para ácido e 4 opções para base. Note, em baixo e próximo ao erlenmeyer, que em cada escolha o programa mudará o valor da concentração da solução. Você precisará desse valor e do volume da solução, para realizar na etapa 6, o cálculo do valor da concentração em quantidade de matéria da solução titulada. 4. Selecione o indicador. Se você esquecer de selecionar o indicador, a titulação não será realizada! 5. Empurre, aos poucos, a base da vareta para cima, para adicionar a solução contida na bureta. Você também tem a opção de adicionar a solução na bureta, gota a gota (dropwise). Recomenda-se que, no início da titulação, você utilize a base da vareta para adicionar a solução contida na bureta e quando perceber alguma mudança na cor da solução (contida no erlenmeyer) adicione gota a gota a solução, para assim visualizar a mudança total de cor na solução, o que indica o final da titulação. Nesse ponto (denominado ponto de equivalência ácido-base), leia (na bureta) o volume da solução gasta na titulação, faça o cálculo do valor da concentração da solução titulada e lance esse valor no espaço reservado na etapa 6 da simulação. O programa indicará se o seu valor está correto ou não! Repita a simulação, tantas vezes quanto você desejar, de modo a também rever o conteúdo sobre unidades de concentração de soluções, sobre ácidos e bases e através das simulações você estaria se preparando melhor para a realização da prática sobre titulações ácido ácido-base reais, no laboratório de Química. Mostre os cálculos do valor da concentração da solução titulada que você fez com o programa explicando como foi o procedimento de uma das simulações que você realizou para compor o pré-laboratório. Faça um comentário sobre as simulações realizadas sobre as titulações ácido-base.

59 EXPERIÊNCIA 09 SÍNTESE DO ALÚMEN DE ALUMÍNIO E POTÁSSIO 1. Sulfato duplo de alumínio e potássio Alúmens são compostos iônicos que cristalizam a partir de soluções que contém o ânion sulfato, um cátion trivalente, normalmente Al 3+, Cr 3+ ou Fe 3+ e um cátion monovalente, geralmente K +, Na + ou NH + 4. O alúmen de alumínio e potássio é utilizado, por exemplo, como mordente em tinturaria, na indústria de beneficiamento do couro, aglomerante para gesso e cosméticos. Sulfato duplo de alumínio e potássio, KAl(SO 4 ) 2.12H 2 O, na forma do mineral é denominado Calinita e encontra-se disponível na natureza. O ponto na fórmula química do composto indica que existem doze moléculas de água ligadas, portanto fazem parte da massa molar do sulfato duplo de alumínio e potássio. Confira a massa molar como sendo cerca de 474 g mol -1. Por outro lado, podemos obter o mesmo composto na forma de cristais, que normalmente são octaédricos, quando se misturam duas soluções aquosas, quentes, de sulfato de alumínio e de sulfato de potássio e resfria-se a solução resultante. Nesta experiência de síntese do sulfato duplo de alumínio e potássio, a partir de reações ácido-base e de uma reação redox, serão utilizadas latas de refrigerantes ou de cerveja, como fonte do alumínio, o que se constitui em um exemplo da utilização do alumínio descartado e simultaneamente se evita o acúmulo desse metal no ambiente. O metal alumínio reage muito pouco com soluções ácidas diluídas, pois a superfície do metal normalmente fica protegida por uma camada de óxido de alumínio (Al 2 O 3 ), que é pouco solúvel em água e assim impede que o ácido entre em contato com o alumínio metálico. Por outro lado, soluções alcalinas dissolvem essa camada de óxido, atacando em seguida o metal e como produto forma-se o ânion [Al(OH) 4 ] - (aq). Quando se adiciona ácido sulfúrico à solução, inicialmente uma das hidroxilas será removida o que resulta em um produto neutro, Al(OH) 3, que precipita em meio aquoso. Continuando a adição do ácido esse ppt (precipitado ou corpo de fundo) sofre dissolução. As seguintes equações representam as reações para a síntese do alúmen de alumínio e potássio. 1) Adição de alumínio metálico em solução KOH (aq), sob aquecimento e posterior filtração. 2Al (s) + 2KOH (aq) + 6H 2 O (l) 2K + (aq) + 2[Al(OH) 4 ] - (aq) + 3H 2(g) 2) Adição de H 2 SO 4(aq) ao filtrado. [Al(OH) 4 ] - (aq) + H + (aq) Al(OH) 3(s) + H 2 O (l) 3) Adição de excesso de H 2 SO 4(aq), sob agitação.

60 Al(OH) 3(s) + 3H + (aq) Al 3+ (aq) + 3H 2 O 4) Resfriamento da solução K + (aq) + Al 3+ (aq) + 2(SO 4 ) 2- (aq) + 12H 2 O (l) KAl(SO 4 ) 2.12H 2 O (s) Observe que foi inserida uma dupla seta nesta última etapa, indicando que este composto é solúvel em água, isto é, o sal duplo libera seus íons hidratados em solução. 1.1 Rendimento de uma reação Muitas reações químicas não são totalmente completadas, isto é, os reagentes não são completamente convertidos em produtos. Em alguns casos eles sofrem mais do que um tipo de reação, formando outras substâncias além das desejadas. 2. Pré-laboratório Valor experimental Rendimento= Valor calculado 100 1) Calcule a massa de KOH necessária para preparar 100 ml de solução 1,5 mol L -1. 2) Calcule o volume de H 2 SO 4 (95%; 1,84 g ml -1 ; 98,0 g mol -1 ) necessário para o preparo de 100 ml de solução 9,0 mol L -1. 3) Identifique a reação redox em alguma das etapas da síntese do alúmen de alumínio e potássio. 4) Utilizando uma lata de alumínio, de refrigerante ou de cerveja, corte-a de modo a obter um retângulo com aproximadamente 5 x 5 cm. Remova, com palha de aço, a tinta da parte externa da lata e o verniz interno. Leve essa lâmina de alumínio para o laboratório, para ser utilizada em seu experimento. 5) Como este experimento se trata de uma síntese que envolve várias etapas, para você ter uma visão geral do processo, seria conveniente preparar um esquema geral de todos os passos envolvidos. 6) Consulte material impresso e/ou internet dados sobre a produção anual no Brasil da indústria de beneficiamento do couro, aglomerante para gesso e de cosméticos. 3. Parte experimental Atenção! Para realizar este experimento, você deve seguir o item 4 do prélaboratório para o preparo da lata de alumínio. Muito cuidado ao manusear este pedaço de alumínio, pois ele é CORTANTE! a) No laboratório de Química, recorte esse pedaço de alumínio em pequenas partes, para aumentar a área de superfície e facilitar a reação. Pese aproximadamente 0,50 g de

61 alumínio, com precisão de 0,01 g. Coloque a massa de alumínio em um béquer de 250 ml e adicione 25 ml de solução KOH (aq) 1,5 mol L -1. Observe a liberação de hidrogênio. Este procedimento deve ser realizado na capela química, com o exaustor ligado, pois hidrogênio (H 2(g) ) é muito inflamável e muito explosivo! b) Coloque o béquer sobre uma chapa de aquecimento e aqueça um pouco para aumentar a velocidade da reação. Durante a reação, a solução que era inicialmente incolor, torna-se escura e quando parar de borbulhar hidrogênio é indicativo que a reação deve estar completa (aproximadamente 30 minutos). c) Enquanto a reação estiver ocorrendo, monte o aparato para efetuar a filtração a vácuo (filtração por aspiração). Coloque o funil de Büchner na boca do kitassato, utilize um alonga para kitassato (peça de borracha para ajuste) para ajustar o funil no kitassato. Posicione adequadamente o papel filtro cortado em círculo no funil (todos os orifícios do funil de Büchner deverão estar cobertos pelo papel filtro e não pode haver dobras próximas da margem do papel). Tenha cuidado ao manusear o funil de Büchner. d) Filtre a solução quente, transferindo-se o conteúdo do béquer para um funil de Büchner, com a ajuda de um bastão de vidro. Este procedimento será feito utilizando uma bomba de vácuo. Peça ajuda ao monitor para realizar esta etapa. Todo o resíduo escuro deverá ficar retido no papel de filtro, o qual deve ser descartado no local indicado no laboratório, deixando o filtrado incolor, para ser utilizado a seguir. Caso a solução não esteja límpida, realize nova filtração. e) Transfira o filtrado do kitassato para um béquer limpo de 250 ml. Com cuidado, e sob agitação, adicione 10 ml de H 2 SO 4 9 mol L -1 a essa solução utilizando uma pipeta. (Cuidado! Esta solução é extremamente corrosiva!) Observe que, inicialmente aparecerá um ppt de Al(OH) 3 que dissolverá quando mais ácido for adicionado. Note que a solução aquecerá, devido à reação ácido-base ser exotérmica, mas caso seja necessário aqueça a solução, por 2-5 minutos, com agitação (utilize um bastão de vidro para agitar a solução) para completar a reação. Se depois desse tempo permanecer algum sólido, filtre a mistura e conserve o filtrado incolor, para posterior obtenção dos cristais do alúmen. f) Prepare um banho de gelo/água e coloque o béquer com o filtrado nesse banho por cerca de 15 a 20 minutos. Durante o resfriamento da solução, atrite constantemente o fundo e as paredes internas do béquer com um bastão de vidro para iniciar a precipitação do alúmen. Desse modo, cristais do alúmen irão se formar e devem ser filtrados. Novamente peça ajuda para o monitor para realizar esta segunda filtração a vácuo. Lave os cristais com cerca de 15 ml (em porções de 5 ml) de uma mistura resfriada de etanol:água (1:1). Terminada a filtração e secagem dos cristais do alúmen, coloque os cristais em um vidro relógio e determine a sua massa e calcule o rendimento da síntese. O alúmen sintetizado deverá ser colocado no pote indicado no laboratório, utilizando uma espátula.

62 g) A solução restante no kitassato NÃO pode ser descartada na pia. É extremamente ácida (ph 0). Ela deve ser descartada com cuidado no local indicado no laboratório. Esta solução será neutralizada pelos monitores. h) Lave todo o material utilizado e deixe sua bancada limpa e organizada. 4. Questões para discussão a) Qual é a diferença entre reciclagem e reutilização? b) São conhecidos os casos de escolas que promovem atividades entre seus estudantes para recolhimento de latas de alumínio para serem vendidas para cooperativas/indústrias envolvidas com a reciclagem de alumínio e, consequentemente, obter recursos financeiros para a escola. Em certas ocasiões, estas atividades assumem caráter competitivo, pois a turma que obtiver mais latas de alumínio é premiada. Em outras palavras, pode-se afirmar que estas atividades podem incentivar o consumo de produtos contidos nestas latas de alumínio. Discutir esta relação entre consumismo e reciclagem. c) Procure dados sobre a produção, consumo e a indústria de reciclagem de alumínio no Brasil. Cite as fontes. Para o relatório 1) Identifique as reações ácido-base e a reação redox no processo da obtenção do alúmen de alumínio e potássio. 2) Calcule o rendimento final da síntese do alúmen de alumínio e potássio. Apresente os cálculos, discuta os resultados e tire suas conclusões. Inclua em seu relatório as respostas das questões para discussão.

63 EXPERIÊNCIA 10 ESTUDO DO EQUILÍBRIO CROMATO-DICROMATO 1. Equilíbrio químico Muitas reações químicas são reversíveis, atingindo-se um equilíbrio entre reagentes e produtos, por exemplo, cromato de bário em solução aquosa se encontra em equilíbrio com seus íons. No equilíbrio, alguns íons estão se separando, enquanto que outros íons estão se ligando através da reação inversa, conforme a seguinte representação: BaCrO 4(s) + H 2 O (l) Ba 2+ (aq) + CrO 4 2- (aq) A constante de equilíbrio (K eq ) para compostos de baixa solubilidade em água é denominada produto de solubilidade (ps). Por exemplo, somente 1, g de cloreto de prata (AgCl) dissolvem-se em 100 ml de água para formar Ag + (aq) e Cl - (aq), onde a constante de equilíbrio estaria assim representada: K eq = [Ag+ ][Cl - ] [AgCl] Sendo a concentração de AgCl (s) constante, essa equação pode ser reescrita: K ps =[Ag + ][Cl - ] Exemplo 1: A solubilidade de AgCl a 20 C é 0,0016 g por litro de água. Calcule o valor do produto de solubilidade do AgCl. Em uma solução saturada, cada mol de AgCl dissolvido produz o equivalente molar de íons Ag + e íons Cl -, portanto [Ag + ] = [Cl - ] = [AgCl]. Determina-se a [AgCl], dividindo-se a concentração em g L -1 pela massa molar do soluto: Sendo [AgCl]= 0,0016 = 1, ,34 K ps =[Ag + ] [Cl - ] = (1, ) 2 = 1, Exemplo 2: A solubilidade do Ag 2 CrO 4 em água a 25 C é 0,0322 g L -1. Calcule o valor do produto de solubilidade do cromato de prata. Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- K ps =[Ag + ] 2 [CrO 4 2- ]

64 [Ag 2 CrO 4 ]= 0, ,77 =9, Para cada 1 mol de Ag 2 CrO 4 dissolvido são produzidos 2 mol de íons Ag + e 1 mol de íons CrO [CrO 4 2- ]=[Ag 2 CrO 4 ]=9, [Ag + ]=2[CrO 4 2- ]=1, } K ps=3, Considerando o seguinte equilíbrio químico, em geral, A velocidade direta = k 1 [A] a [B] b A velocidade inversa = k 2 [C] c [D] d k 1 aa + bb cc + dd k 2 No equilíbrio as duas velocidades são iguais, ou seja, k 1 [A] a [B] b = k 2 [C] c [D] d, em que K= k 1 k 2 = [C]c [D] d [A] a [B] b Ácido ascórbico (vitamina C), por exemplo, dissocia-se muito pouco de acordo com a equação abaixo, sendo o equilíbrio alcançado quando a velocidade da reação direta iguala-se a velocidade da reação inversa. K a = [H+ ][Asc - ] [HAsc] Uma perturbação do equilíbrio ocorre pela adição de HCl (aumentando a concentração de H + ) deslocando o equilíbrio para a esquerda, no sentido da reação que consome H +. Por outro lado, caso se adicione NaOH, a concentração de prótons seria diminuída (pela reação com OH - e a formação de H 2 O), de modo que o equilíbrio se deslocaria para a direita, ou seja, no sentido de liberar mais íon H +.

65 Henri Louis Le Chatelier ( ), estabeleceu um princípio geral que permite prever, antes da experimentação, mudanças no equilíbrio químico. Baseado em estudos termodinâmicos, Le Chatelier estabeleceu que se mudamos as condições de equilíbrio, o sistema mudará a sua posição de modo a reduzir o efeito da perturbação imposta. Como exemplos de perturbação, pode-se citar: mudança de concentração, efeito do ph e efeitos de temperatura e de pressão. 2. Pré-laboratório 1. Calcule a solubilidade de BaCrO 4(s) em g por 100 ml de água. K ps = 1, A solubilidade de Fe(OH) 3 é g L -1. Calcule o seu produto de solubilidade. 3. O produto de solubilidade de MgCO 3 é Qual a sua solubilidade, em g por 100 ml? 4. Calcule a massa para o preparo de 100 ml das seguintes soluções: a) K 2 CrO 4 0,10 mol L -1 ; b) K 2 Cr 2 O 7 0,10 mol L -1 ; c) Ba(NO 3 ) 2 0,10 mol L Calcule a massa necessária para o preparo de 100 ml de solução 1,0 mol L -1 de NaOH. 6. Calcule o volume de solução concentrada de HCl necessário para preparar de 100 ml de HCl 1,0 mol L Considere a equação da reação da amônia com a água: NH 3(aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Em qual direção (para a direita ou para a esquerda) o equilíbrio seria deslocado se: a) NaOH for adicionado à solução? b) HCl for adicionado à solução? c) NH 3 for retirado (evaporado) da solução? 8. A ligação do oxigênio com a hemoglobina Hb, formando a oxihemoglobina HbO 2, é parcialmente regulada pela concentração de H + e CO 2 no sangue. Embora o equilíbrio seja mais complicado, pode ser resumido como: HbO 2 + H + + CO 2 CO 2 -Hb-H + + O 2 a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para esta reação. b) Por que a produção de ácido láctico e CO 2 nos músculos, durante um exercício físico, estimula a liberação de O 2 da oxihemoglobina? 9. Considere uma reação exotérmica ( H reação 0) em equilíbrio. a) Em que sentido (formação de reagentes ou de produtos) o equilíbrio seria deslocado caso se aumente a temperatura? b) Em que sentido o equilíbrio seria deslocado caso se diminua a temperatura? 10. Considere uma reação endotérmica ( H reação 0) em equilíbrio.

66 a) Em que sentido o equilíbrio seria deslocado caso se aumente a temperatura? b) Em que sentido o equilíbrio seria deslocado caso se diminua a temperatura? 3. Procedimento experimental Item A. Equilíbrio dos íons cromato (CrO 4 2- ) e dicromato (Cr 2 O 7 2- ) Coloração da solução de: Íons cromato: Íons dicromato: 2CrO 4 2- (aq) Cr 2 O 7 2- (aq) Etapa A.1. Pegue 2 tubos de ensaio limpos e coloque 10 gotas de cada solução, em cada tubo. Acrescente gota a gota, NaOH 1,0 mol L -1, alternadamente em cada um dos tubos, até a mudança de cor em um deles. Anote as observações. Guarde essas soluções para a Etapa A.4. Represente por meio de uma equação o que ocorreu no tubo de ensaio em que houve alteração da cor, considerando que há formação de água. Cor da solução no tubo 1: Cor da solução no tubo 2: Etapa A.2. Repita o procedimento da Etapa A.1, com novos tubos de ensaio, mas acrescente gota a gota HCl 1,0 mol L -1, alternadamente, em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. Guarde essas soluções para a Etapa A.3. Represente por meio de uma equação o que ocorreu no tubo de ensaio em que houve alteração da cor, considerando que há formação de água. Cor da solução no tubo 3: Cor da solução no tubo 4:

67 Etapa A.3. Acrescente, gota a gota, NaOH 1,0 mol L -1 a cada um dos tubos da Etapa A.2 até a mudança de cor. Anote as observações. Represente por meio de uma equação o que ocorreu. Cor da solução no tubo 3: Cor da solução no tubo 4: Etapa A.4. Em um dos tubos da Etapa A.1, acrescente gota a gota, HCl 1,0 mol L -1 até mudança de cor. Anote as observações. Represente por meio de uma equação o que ocorreu. Cor da solução no tubo 1: Cor da solução no tubo 2: Ao terminar esta parte, descarte o conteúdo de cada tubo no recipiente específico para esta finalidade. Lave os tubos de ensaio com água da torneira e continue com o próximo item. Não jogue estas soluções na pia, elas contem compostos químicos prejudiciais ao meio ambiente. Item B. Equilíbrio de cromato de bário (BaCrO 4 ) com uma solução saturada BaCrO 4(s) Ba 2+ (aq) + CrO 4 2- (aq) Etapa B.1. Em um tubo de ensaio limpo, coloque 10 gotas de CrO 4 2-0,10 mol L -1 e acrescente gota a gota uma solução aquosa de nitrato de bário (Ba(NO 3 ) 2 ) 0,10 mol L -1 até perceber alguma alteração. Anote as suas observações e guarde este tubo para a Etapa B.3. Represente por meio de uma equação o que ocorreu.

68 Etapa B.2. Em outro tubo de ensaio limpo, coloque 10 gotas de Cr 2 O 7 2-0,10 mol L -1. Acrescente 2 gotas de HCl 1,0 mol L -1 e depois 10 gotas de Ba(NO 3 ) 2 0,10 mol L -1. Anote se houver mudança de cor e ou formação de precipitado. Guarde este tubo de ensaio para a Etapa B.4. Etapa B.3. Ao tubo de ensaio da Etapa B.1, acrescente, gota a gota, HCl 1,0 mol L -1 até notar alguma alteração. Anote o que você observou. Etapa B.4. Ao tubo de ensaio da Etapa B.2, acrescente NaOH 1,0 mol L -1, até notar alguma modificação. Anote o que você observou. Etapa B.5. Sugira alguma maneira de inverter as observações das Etapas B.3 e B.4. Teste suas sugestões. Etapa B.6. Escreva suas explicações para o que foi observado nesta segunda parte do experimento. Ao terminar esta parte, despeje o conteúdo de cada tubo de ensaio no recipiente específico para esta finalidade (descarte de solução que contém Ba 2+ ). Lave os tubos de ensaio com água da torneira e continue com o próximo item. Item C. Verificação da existência de mudança no equilíbrio químico

69 Etapa C.1. Repita a Etapa A.1, substituindo o NaOH por KOH 1,0 mol L -1, por Ca(OH) 2 1,0 mol L -1 e por NH 4 OH 1,0 mol L -1. Anote qualquer modificação na cor das soluções. Cor da solução com KOH: Cor da solução com Ca(OH) 2 : Cor da solução com NH 4 OH: Etapa C.2. Repita a Etapa A.2, substituindo o HCl por HNO 3 1,0 mol L -1, por H 2 SO 4 0,5 mol L -1 e por CH 3 COOH 1,0 mol L -1. Anote qualquer modificação na cor das soluções. Cor da solução com HNO 3 : Cor da solução com H 2 SO 4 : Cor da solução com CH 3 COOH: Etapa C.3. Repita a Etapa A.1, substituindo o NaOH por C 2 H 5 OH 1,0 mol L -1 (etanol). Anote qualquer modificação na cor das soluções. Cor da solução com C 2 H 5 OH: Ao terminar a experiência, despeje o conteúdo de cada tubo de ensaio no recipiente específico para esta finalidade. Lave os tubos de ensaio com água da torneira e guarde-os virados de boca para baixo. Deixe sua bancada limpa e organizada. 4. Questionário 1. Qual é a influência da concentração de H + (aq) sobre o equilíbrio cromato-dicromato? Complete o equilíbrio, acrescentando do lado adequado a quantidade de íons H + (aq) e moléculas de H 2 O para se atingir a estequiometria da reação. 2CrO 4 2- (aq) Cr 2 O 7 2- (aq)

70 2. Qual é a influência da concentração de OH - (aq) sobre o equilíbrio cromato-dicromato? Complete o equilíbrio, acrescentando do lado adequado a quantidade de íons OH - (aq) e de moléculas H 2 O para se atingir a estequiometria da reação. 2CrO 4 2- (aq) Cr 2 O 7 2- (aq) 3. Discuta as observações experimentais quando os íons cromato ou dicromato encontram-se em presença de íons bário. 4. Apresente as substâncias do item C do procedimento experimental, que deslocam o equilíbrio no sentido da reação que aumenta a concentração de: a) Íons CrO 4 2- (aq). b) Íons Cr 2 O 7 2- (aq).

71 EXPERIÊNCIA 11 RECRISTALIZAÇÃO E DETERMINAÇÃO DA PUREZA DE SÓLIDOS 1. Recristalização O método mais utilizado para a purificação de sólidos orgânicos é a recristalização. Nesse método, um composto impuro é dissolvido em um solvente e deixado cristalizar, se separando da solução. À medida que se formam cristais, moléculas de outros compostos dissolvidos (consideradas impurezas) na solução são excluídas da estrutura cristalina e o composto de interesse pode ser obtido na forma pura. Devem-se diferenciar os processos de cristalização e de precipitação de um sólido. Na cristalização, ocorre uma lenta e seletiva formação de cristais, o que resulta no composto puro, enquanto que na precipitação, um sólido amorfo é formado rapidamente da solução, misturado com impurezas e por isso deve ser recristalizado. Por esta razão, normalmente obtém-se um sólido, a partir de uma solução, que em seguida deve ser cristalizado e recristalizado, no processo de purificação. O processo de recristalização tem por base a propriedade de que muitos compostos variam a solubilidade em função da temperatura, ou seja, aumentando a temperatura da solução a solubilidade do sólido também aumenta. Por exemplo, uma maior quantidade de açúcar pode ser dissolvida em água quente em comparação à temperatura ambiente. O que se poderia esperar se uma solução concentrada de açúcar, em água quente, for colocada na geladeira? À medida que a temperatura da solução diminui, a solubilidade do açúcar na água também decresce e certa quantidade de sólido começa a cristalizar. A dissolução de um soluto em um solvente é acompanhada pela liberação ou absorção de calor. Quando a dissolução de um soluto em um dado solvente libera calor, o H solução é menor do que zero, a solubilidade do soluto nesse solvente decresce com o aumento da temperatura. Ao contrário, isto é, quando o processo absorve calor, o H solução é positivo e a solubilidade do soluto nesse solvente aumentará com o aumento da temperatura. Existem quatro importantes propriedades do solvente que você deverá levar em conta, para a recristalização: 1) O composto deve ser muito solúvel a quente e pouco solúvel à temperatura ambiente. Esta diferença de solubilidade, em função da temperatura, será essencial para o processo de recristalização; 2) As impurezas devem ser solúveis à temperatura ambiente ou insolúvel à quente e assim podem ser removidas por filtração. Desse modo, após a solução ser esfriada, alguma impureza remanescente ficará dissolvida e o filtrado será descartado; 3) O solvente não deverá reagir com o composto de interesse, pois esse composto seria perdido durante a recristalização;

72 4) O solvente deve ser volátil, para facilitar a cristalização e evitar que moléculas do solvente se incorporem na rede cristalina do composto. Portanto, para um novo composto, deve-se pesquisar, através de ensaios (envolvendo tentativas que envolvem erros, acertos e certo fator sorte ) para se encontrar o solvente ou a mistura de solventes adequados para a recristalização. Primeiro deve-se realizar testes de solubilidade (em tubos de ensaio), com diferentes solventes (água, metanol, etanol, acetato de etila, hexano etc.) à temperatura ambiente. Se o composto dissolver em temperatura ambiente, então aquele solvente não serve para a recristalização. Quando o composto é insolúvel à temperatura ambiente, a mistura deverá ser aquecida, para se observar se o sólido sofre dissolução à temperatura mais elevada. Em seguida a solução deve ser resfriada até à temperatura ambiente, seguida de repouso em geladeira (se precisar) para se observar o aparecimento de cristais. A dependência da solubilidade de um soluto em um solvente com a temperatura é representada por gráficos construídos a partir de dados experimentais, como exemplificado a seguir. A Figura 1 a seguir representa uma curva de solubilidade. Cada ponto na curva de solubilidade (região 2 linha do gráfico) indica solução saturada de alúmen em água. Isso significa que o soluto, a cada temperatura representada no gráfico, está no limite de solubilidade nesse solvente. A região 3 (abaixo da curva) representa a concentração da solução não saturada (insaturada) e qualquer ponto da região 1 (acima da curva) indica solução supersaturada. Portanto, pode-se alterar a solubilidade de um soluto em um determinado solvente, mediante a alteração da temperatura do experimento. Figura 1. Curva de solubilidade em água do alúmen de alumínio e potássio. Solubilidade Temperatura (g / 100 ml ( C) de água) 0 3, , , , , , , , , ,00 A curva de solubilidade de cada soluto indicará a temperatura que a solução deverá ser resfriada para se iniciar a cristalização do composto. Por exemplo, através de