CAMPINAS PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA. Bacharelado em Química Tecnológica. Roteiro de Aulas Práticas. Prof. José Francisco Bernardes Veiga Silva

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1 CAMPINAS PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA Bacharelado em Química Tecnológica Roteiro de Aulas Práticas Prof. José Francisco Bernardes Veiga Silva CEATEC

2 ÍNDICE AULA CONTEÚDO PÁGINA 01 Influência da Concentração na Velocidade das Reações Influência da Temperatura na Velocidade das Reações Deslocamento de Equilíbrios Químicos - Princípio de Le Chatelier Equilíbrio Químico e Princípio de Le Chatelier Equilíbrio Químico Envolvendo Ácidos e Bases Fracos Equilíbrios Iônicos em Solução Sais Poucos Solúveis Análise Química - Ensaios por Via Seca e Via Úmida Ensaio de Chama na Pérola de Bórax Pesquisa de Cátions do Grupo I Pesquisa de Cátions do Grupo II Pesquisa de Cátions do Grupo III Pesquisa de Cátions do grupo IV Pesquisa de Cátions do Grupo V Ensaios Preliminares dos Ânions Testes Específicos dos Ânions 44 2

3 Aula 01 INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES Objetivo: Neste exercício de laboratório confirmaremos a afirmação teórica de que um aumento na concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação entre eles. Para isto será utilizada a reação entre o tiossulfato de sódio (Na 2 S 2 O 3 ) e o ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ). Serão feitas 4 reações mantendo fixa a concentração de um dos reagentes (H 2 SO 4 ) e variando a do outro (Na 2 S 2 O 3 ), medindo-se o tempo gasto em cada uma das reações. Introdução Teórica: A lei da ação das massas de Guldberg-Waage para uma reação genérica aa + bb + cc mm + nn + oo afirma que V = K [ A ] a [ B] b [ C] c onde: V = velocidade da reação K = constante, específica para cada reação [ ] = molaridade = moles de soluto por litro de solução A reação entre o ácido sulfúrico e o tiossulfato de sódio, H 2 SO 4 (aq) + Na 2 S 2 O 3(aq) Na 2 SO 4(aq) + H 2 O (l) + SO 2 (g) + S (s) permite visualizar o começo do processo por causa da formação de enxofre (S), que sendo insolúvel n água provoca uma turvação do meio. Nesta aula podemos medir o tempo de reação cronometrando o tempo de demora para começar a turvação da solução. Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato, poderemos verificar a influência da diminuição da concentração de um dos reagentes na velocidade da reação. Material e Reagentes: - Buretas de 50 ml (ou de 25 ml) - Suporte universal - Garra de bureta - Beckers de 100 ml - Etiquetas gomadas - Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Cronômetro ou relógio com marcador de segundos - Solução de Ácido Sulfúrico 0,3 M H 2 SO 4 - Solução de Tiossulfato de Sódio 0,3 M Na 2 S 2 O 3 3

4 Procedimento Experimental: 1. Rotular 3 buretas e 3 beckers de 100 ml: H 2 O; H 2 SO 4 ; Na 2 S 2 O 3. H 2 SO 4 H 2 O Na 2 S 2 O 3 2. Carregar corretamente (encher também a ponta da bureta abaixo da torneira antes de acertar o menisco) cada bureta com o líquido correspondente e deixar sob cada uma o becker identificado. 3. Pegar 4 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta, colocar em cada um 4 ml de solução de H 2 SO Numerar outros 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3, e Utilizando as buretas, colocar nos tubos numerados Na 2 S 2 O 3 e H 2 O segundo a tabela: TUBO VOLUME EM ml CONCENTRAÇÃO Na 2 S 2 O 3 H 2 O TOTAL C = vol. Na 2S 2O 3 vol. total da solução 1 6 ml 0 ml 6 ml 6/6 = ml 2 ml 6 ml 4/6 = 2/3 3 3 ml 3 ml 6 ml 3/6 = 1/2 4 2 ml 4 ml 6 ml 2/6 = 1/3 TEMPO (t) VELOC. V = 1/t 6. Pegar o tubo n.º 1 e um dos tubos contendo 4 ml de H 2 SO 4 do item 3. Pegar também um cronômetro ou um relógio que marque segundos. 7. Adicionar os 4 ml de ácido no tubo n.º 1 e acionar imediatamente o cronômetro. 4

5 8. Observar atentamente o tubo n.º 1 e assim que começar a aparecer uma turvação, parar o cronômetro. Lançar na tabela o tempo (segundos) que levou para aparecer a turvação. 9. Jogar fora o conteúdo do tubo n.º 1 e passar uma água no mesmo. 10. Repetir os itens 6, 7, 8 e 9 para os tubos n.º 2, 3, e 4, anotando na tabela os tempos de reação. 11. Se houver alguma dúvida com relação a alguma das medidas feitas, refazer a experiência relativa à medição duvidosa. 12. Preencher a última coluna da tabela,com os valores de velocidade, fazendo V = 1/t (dividir 1 pelo valor de cada tempo, em segundos). 13. Lançar os dados de concentração e velocidade no papel milimetrado e unir os pontos por uma curva (evitar uma linha quebrada). Se achar conveniente, você pode multiplicar por 10 ou por 100 todas as velocidades e expressar seus valores nos resultados encontrados. Velocidade 0 1/3 1/2 2/3 1 Concentração Questões: 1. Qual a conclusão geral que se pode tirar desta aula? 2. Que substância permitiu medir o tempo da reação? 3. Escreva a reação química envolvida neste experimento. 4. Por quê um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes aumenta a velocidade da reação? Bibliografia: 1. Oliveira, E. A. Aulas Práticas de Química, Editora Moderna, São Paulo, SP, 2ª ed., Atkins, P. e Jones, L. Princípios de Química Questionando a vida moderna e o meio ambiente, Ed. Bookman, Porto Alegre,

6 Aula 02 INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES Objetivo: Na aula anterior medimos algumas velocidades de uma reação variando a concentração de um dos reagentes. Agora manteremos fixas as concentrações dos reagentes e faremos variar as temperaturas nas quais a reação ocorrerá. Poderemos, desta forma, procurar uma conclusão sobre como um aumento de temperatura afeta a velocidade de uma reação. Introdução Teórica: Sabemos que as partículas dos constituintes de uma solução estão em constante movimento. Logo, estas partículas dispõem de uma energia cinética. E = ½ m.v 2 Se aquecermos a solução, estaremos fornecendo energia às partículas que a constituem. Este aumento de energia das partículas irá provocar um aumento da sua velocidade. Como esta velocidade será maior, diminuirá o tempo que as moléculas reagentes levarão para se encontrar e reagir. Desta forma aumentará a velocidade da reação. Em outras palavras, um aumento de temperatura provoca um aumento na velocidade das reações. Usaremos para comprovar esta teoria os mesmos reagentes da aula anterior: H 2 SO 4 (aq) +Na 2 S 2 O 3(aq) Na 2 SO 4(aq) + H 2 O (l) + SO 2(g) +S (s) Material e Reagentes: - Buretas de 50 ml (ou de 25 ml) - Suporte universal - Garra de bureta - Beckers de 100 ml e de 500 ml - Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio - Cronômetro ou relógio com marcador de segundos - Bico de Bunsen - Tela de amianto - Tripé de ferro - Etiquetas gomadas - Termômetro de 0 a 100º C - Solução de Ácido Sulfúrico 0,05 M H 2 SO 4 - Solução de Tiossulfato de Sódio 0,05 M Na 2 S 2 O 3 6

7 Procedimento Experimental: 1. Rotular duas buretas e dois beckers de 100 ml: Na 2 S 2 O 3 e H 2 SO Carregar corretamente (encher também a ponta da bureta, abaixo da torneira, antes de acertar o menisco) cada bureta com o líquido correspondente e deixar sob cada uma o becker identificado no item anterior. 3. Tomar 4 tubos de ensaio limpos e secos e rotulá-los: 1, 2, 3 e Adicionar, utilizando a bureta, 4 ml de solução de H 2 SO 4 a cada um dos tubos. 5. Pegar outros 4 tubos limpos e secos e rotulá-los: 1 A, 2 A, 3 A e 4 A. 6. Adicionar, utilizando a bureta, 4 ml de solução de Na 2 S 2 O 3 a cada um dos tubos do item anterior. 7. Montar o sistema da figura abaixo colocando água da torneira no becker de 500 ml até a metade. Termômetro Água Tela de amianto Tripé 8. Introduzir no becker os tubos 1 e 1A e um termômetro. 9. Esperar um ou dois minutos até que a temperatura dos tubos se iguale à temperatura da água do becker. 10. Verter o conteúdo do tubo 1 no tubo 1A, mantendo este último imerso na água do becker e acionar imediatamente o cronômetro. 11. Observe atentamente o tubo 1A (que está dentro da água do becker) e assim que aparecer uma turvação, pare o cronômetro. 7

8 12. Anotar na tabela a temperatura e o tempo de reação. TUBOS TEMPERATURA TEMPO (t) Veloc. (V = 1 / t) 1 e 1A 2 e 2A 3 e 3A 4 e 4A 13. Jogar fora o conteúdo do tubo 1A e passar uma água no mesmo, a fim de evitar que ele fique manchado. 14. Aquecer a água do becker a aproximadamente 30ºC acima da temperatura anterior e colocar no mesmo os tubos 4 e 4A e o termômetro. 15. Esperar de um a dois minutos para que os líquidos todos atinjam a temperatura da água do becker. Em seguida, mantendo o tubo 4A dentro da água quente, verter sobre o mesmo o conteúdo do tubo 4 e acionar o cronômetro. 16. Repetir os itens 11 e 12 para o tubo 4A. 17. Repetir o item Cuidadosamente, resfriar a água do becker para aproximadamente 10ºC abaixo da temperatura do item Colocar no mesmo os tubos 3 e 3A. 20. Repetir os itens 15, 16 e 17 para os tubos 3 e 3A. 21. Fazer todos os itens necessários, utilizando os tubos 2 e 2A com uma temperatura de aproximadamente 10ºC abaixo da temperatura do experimento feito com os tubos 3 e 3A. 22. Preencher a última coluna da tabela com os valores de velocidade, fazendo V = 1/t (dividir 1 pelo valor de cada tempo, em segundos). 23. Lançar os dados de temperatura e velocidade no papel milimetrado e unir os pontos por uma curva (evitar linha quebrada). Se achar conveniente, multiplique por 10 ou por 100 todas as velocidades e expresse seus valores nos resultados encontrados. 8

9 Velocidade Temperatura (ºC) Observação: Repetir qualquer parte experimental para esclarecer dúvidas sobre alguma medição feita. Questões: 1. Qual a conclusão geral que se pode tirar desta aula? 2. Que substância permitiu medir o tempo de reação? 3. Escrever a reação química envolvida neste experimento. 4. Por quê um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade da reação? Bibliografia: 1. Oliveira, E. A. Aulas Práticas de Química, Editora Moderna, São Paulo, SP, 2ª ed., Atkins, P. e Jones, L. Princípios de Química Questionando a vida moderna e o meio ambiente, Ed. Bookman, Porto Alegre,

10 Aula 03 DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIOS QUÍMICOS PRINCÍPIO DE LE CHATELIER Objetivo: Verificar, experimentalmente, o deslocamento de equilíbrios químicos (Principio de Le Chatelier). Introdução Teórica: Numa reação reversível, o aumento da concentração de uma substância desloca o equilíbrio para o lado oposto dessa substância. A diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio para o mesmo lado dessa substância. Com base em dados experimentais, Henry Louis Chatelier formulou o Princípio de Le Chatelier. Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o sistema se desloca na direção que permita anular ou contrabalancear essa ação. Outros fatores que alteram o equilíbrio de uma reação reversível são pressão e temperatura. Uma reação reversível bastante tradicional é a reação entre cloreto férrico e tiocianato de amônio, que pode ser representada pela equação: FeCl NH 4 SCN Fe (SCN) 3 + 3NH 4 Cl Coloração Vermelho sangue Considerando a reação acima entre o íon férrico ou ferro III (Fe 3+ ) e o íon tiocianato (SCN - ), temos: Fe 3+ + SCN - [FeSCN] 2+ Dependendo da concentração do íon tiocianato podem formar-se complexos de diversas composições: Fe SCN - [Fe(SCN) 2 ] + Fe SCN - [Fe(SCN) 3 ] A composição dos complexos pode chegar até: Fe SCN - [Fe(SCN) 6 ] 3- A intensidade da cor é fixada pela concentração dos íons complexos formados. A adição de íon férrico (mediante a adição do sal solúvel, FeCl 3 ) ou de íon tiocianato (SCN - ) (mediante a adição de tiocianato de amônio) provocará uma intensificação na cor vermelho-sangue dos íons complexos, que acarretará um deslocamento do equilíbrio para a direita. 10

11 Outro equilíbrio químico importante é o que se verifica entre os íons cromato (CrO 4 2- ) e dicromato (Cr 2 O 7 2- ). Quando em solução aquosa, os cromatos apresentam coloração amarela, mas em presença de ácidos a solução torna-se alaranjada (dicromato), ocorrendo um deslocamento do equilíbrio para a direita de acordo com a equação: 2-2 CrO H + 2- Cr 2 O 7 + H 2 O amarelo alaranjado Adicionando-se uma base ao equilíbrio acima ( OH - ), a solução ficará amarela novamente e o equilíbrio se deslocará para a esquerda. 2H + + 2OH - 2 H 2 O Materiais e Reagentes: Proveta de 100 ml, tubos de ensaio, pipetas graduadas, estante para tubos de ensaio, bagueta de vidro, espátula, bécker de 100 ml, solução saturada de cloreto férrico ou de ferro III, solução saturada de tiocianato de amônio, solução de dicromato de potássio 0,5M, solução de cromato de potássio 0,5M, solução de ácido clorídrico 2M, solução de hidróxido de sódio 1M, cloreto de amônio sólido. Procedimento Experimental: 1. Equilíbrio Fe 3+ /SCN Medir 20 ml de água destilada em uma proveta e transferir para um bécker. 1.2 Adicionar 1-2 gotas de soluções saturadas de FeCl 3 e NH 4 SCN. Agitar e observar. 1.3 Escrever a equação da reação. 1.4 Numerar 4 tubos de ensaio de mesmo diâmetro (1,2,3,4). 1.5 Dividir a solução padrão (do item anterior) em quatro partes iguais (5 ml) e transferir para os quatros tubos de ensaio. 1.6 Adicionar ao tubo n.2 pequenas quantidades de cloreto de amônio sólido. 1.7 Agitar até homogeneizar. 1.8 Comparar com a cor da solução n.º 1. A adição de NH 4 Cl (produto da reação) provocou um deslocamento do equilíbrio para o lado esquerdo ou direito? Por quê? 11

12 1.9 Adicionar ao tubo nº 3 duas gotas de solução saturada de FeCl 3. Agitar. Comparar com a cor da solução do tubo nº1. Para que lado houve deslocamento do equilíbrio? Por quê? 1.10 Adicionar ao tubo nº4 duas gotas de solução saturada de NH 4 SCN. Agitar. Comparar com a cor da solução do tubo nº1. Para que lado houve deslocamento do equilíbrio? Por quê? 2. Equilíbrio CrO 4 2- / Cr 2 O Numerar 6 tubos de ensaio (1,2,3,4,5,6). 2.2 Colocar cerca de 1 ml (20gts) de solução 0,5M de cromato de potássio (K 2 CrO 4 ) ou dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7 ) em cada tubo de acordo com a tabela: TUBO REAGENTES COLORAÇÂO DESLOCAMENTO 1 K 2 Cr 2 O 7 + HCl 2 K 2 Cr 2 O 7 + NaOH 3 K 2 Cr 2 O 7 4 K 2 CrO 4 + HCl 5 K 2 CrO 4 + NaOH 6 K 2 CrO 4 Para comparar as cores coloque uma folha de papel branco atrás do tubo de ensaio. 2.3 Adicionar 10 gotas ou mais se necessário de HCl 2M ou 10 gotas ou mais de NaOH aos tubos de acordo com a tabela. 2.4 Comparar e justificar a coloração do tubo nº1 com os tubos nº3 e nº4. 12

13 2.5 Comparar e justificar a coloração do tubo 4 com os tubos 1,3 e Comparar e justificar a coloração do tubo 2 com os tubos 3,5 e Comparar e justificar a coloração do tubo 5 com os tubos 2 e 6. Questões: 1. Quais são os principais fatores que alteram o equilíbrio de uma reação reversível? 2. Como se deve mudar a concentração da substância para deslocar o equilíbrio para a direita ou para a esquerda? 3. Nos experimentos realizados que propriedade permitiu concluir qual foi o sentido do deslocamento? 4. Conceitue e exemplifique efeito do íon comum. 5. O que é constante de equilíbrio? Bibliografia: 1. BACCAN, N. (et al), Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, 3ª ed. Campinas- SP; Editora da Unicamp, MASTERTON, W.L. (at al), Princípios de Química, 6ª ed. Rio de janeiro; LTC Editora, ATKINS, P., Princípios de Química, Porto Alegre RS: Bookman Companhia Editora,

14 Aula 04 EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LE CHATELIER Objetivos: Verificar, experimentalmente, o deslocamento de equilíbrios químicos e relacionar os resultados obtidos com a cinética química. Introdução Teórica: O Princípio de Le Chatelier diz que quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o sistema se deslocará na direção que permita anular ou contrabalançar esta ação. Isto significa que uma reação reversível, em estado de equilíbrio, pode ser deslocada tanto na direção da formação de produtos, como na de decomposição dos produtos, para um novo estado de equilíbrio, em função da alteração das concentrações de reagentes ou produtos, respectivamente. Na primeira parte deste experimento testaremos a reação: Zn OH - Zn(OH) 2 No início da titulação, a intensidade da turvação branca obtida em meio alcalino é função da quantidade de Zn(OH) 2 presente no meio. A constante de equilíbrio da formação de Zn(OH) 2 é dada por: K eq = [Zn(OH) 2 ]/[Zn 2+ ].[OH - ] 2. Em meio muito alcalino, dependendo da relação entre as concentrações dos íons Zn 2+ e OH -, poderão ser formados os compostos Zn(OH) 2 sólido ou Zn(OH) 4 2- solúvel. Ou seja, com excesso de NaOH pode ocorrer a redissolução do Zn(OH) 2 por formação de Zn(OH) Na segunda parte deste experimento testaremos a reação: A reação acima pode ser abreviada para: HIn + H 2 O H 3 O + + In - onde HIn é o indicador em sua forma ácida, In - é a sua base conjugada. A constante de equilíbrio da reação é dada por: K In = [In - ][H 3 O + ]/[HIn] = ~10 5. A forma básica deste indicador possui uma coloração amarela, enquanto a forma ácida é vermelha. O olho humano consegue detectar variações de cor somente quando a relação de concentrações das duas espécies está entre 0,1 e 10. Desta forma podemos observar uma solução vermelha quando [In - ]/[HIn] = 0,1; uma solução alaranjada quando [In - ]/[HIn] = 1 e uma solução amarela quando [In - ]/[HIn] = 10 14

15 Material e Reagentes: 01 proveta de 100 ml 01 bureta de 25 ml 02 erlenmeyer de 250 ml solução ácida de Zn 2+ 0,1 M 02 pipetas volumétricas de 20 ml solução de vermelho de metila 0,1% 01 pipeta de Pasteur solução de ácido clorídrico 0,1 M 01 suporte com mufa solução de hidróxido de sódio 0,1 M Procedimento Experimental: 1 a. Parte: Equilíbrio Zn 2+ /Zn(OH) 2 1. Medir 50 ml de água destilada em uma proveta e transferir para um erlenmeyer de 250 ml. Adicionar, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 20 ml da solução ácida de Zn Em uma bureta de 25 ml, adicionar a solução de NaOH 0,1 M e ajustar o zero. Titular a solução ácida de Zn 2+ até o aparecimento de uma turvação branca persistente, que indica a presença de pequenas partículas de Zn(OH) 2 dispersas no líquido. Anotar o volume de NaOH gasto. Adicionar à quantidade estequiométrica mais um excesso de 5 ml de NaOH 0,1 M e registrar o volume total de NaOH adicionado ao erlenmeyer. Verificar se houve a redissolução de precipitado. C Zn V Zn C OH V 2 OH 3. Esvaziar a bureta, lavar com água destilada e enxaguar duas vezes com aproximadamente 5 ml da solução de HCl 0,1 M. Em seguida, adicionar a solução de HCl 0,1 M e ajustar o zero. Titular a solução alcalina com hidróxido de zinco (obtida na etapa 2) com HCl até o completo desaparecimento da turvação branca. Anotar o volume de HCl consumido. 2 a. Parte: Equilíbrio [Indicador]/[Indicador - ] 1. Medir 50 ml de água destilada em uma proveta e transferir para um erlenmeyer de 250 ml. Adicionar, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 20 ml da solução de NaOH 0,1 M. Adicionar 3 a 5 gotas da solução etanólica de vermelho de metila, anotar a coloração da solução. 2. Na mesma bureta de 25 ml utilizada na primeira parte do experimento, adicionar a quantidade de solução 0,1 M HCl necessária e ajustar o zero. Titular a solução até o ponto de viragem da solução (mudança de coloração do indicador) e anotar o volume de HCl consumido. Adicionar um excesso de 5 ml HCl 0,1 M. Anotar a coloração da solução final e o volume total do HCl consumido. Resultados: 1 a. Parte: Zn OH - Zn(OH) 2 2 a. Parte: HIn + H 2 O H 3 O + + In -, V de solução Zn 2+ 0,1 M: ml V solução NaOH 0,1 M: ml Aspecto: Cor: V 1 de NaOH 0,1 M: ml V 1 de HCl 0,1 M: ml Aspecto Cor: V TOTAL de NaOH 0,1 M: ml V TOTAL de HCl 0,1 M: ml Aspecto: Cor: V de HCl 0,1 M: ml Aspecto: 15

16 Questões: 1. Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação de formação do Zn(OH) 2. Considere que, no ponto de turvação da solução (V 1 de NaOH), a quantidade de Zn 2+ remanescente em solução é aproximadamente igual à quantidade de Zn(OH) 2 já precipitado e estime a ordem de grandeza desta constante de equilíbrio no ponto de turvação. 2. Supondo que a reação Zn OH - Zn(OH) 2 seja de primeira ordem em relação ao OH -, de que forma poderíamos determinar a constante de velocidade da reação direta? E se esta reação fosse de segunda ordem, como poderíamos determinar a velocidade da reação? 3. A constante de equilíbrio de uma reação química genérica, do tipo: reagente 1 + reagente 2 produto 1 + produto 2 é a relação entre as concentrações de produtos e reagentes no sistema, podendo ser escrita como: K eq = [produto1].[produto2]/[reagente 1].[reagente 2] e, ainda, está relacionada com as constantes de velocidade das reações direta e inversa, de acordo com a seguinte equação: K eq = k DIRETA / k INVERSA. No ensaio executado com o vermelho de metila, qual a relação entre as constantes de velocidade das reações direta e inversa quando a solução apresenta uma coloração vermelha, quando está alaranjada e quando a sua cor é amarela? Justifique a sua resposta, utilizando as relações entre as concentrações das duas formas do indicador que correspondem a cada uma destas cores. Bibliografia: 1. BACCAN, N. (et al), Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, 3ª ed. Campinas- SP; Editora da Unicamp, MASTERTON, W.L. (at al), Princípios de Química, 6ª ed. Rio de janeiro; LTC Editora, ATKINS, P., Princípios de Química, Porto Alegre RS: Bookman Companhia Editora,

17 Aula 05 EQUILÍBRIO QUÍMICO ENVOLVENDO ÁCIDOS E BASES FRACOS Objetivo: Interpretar deslocamentos de equilíbrio em soluções de ácidos e bases fracos (efeito do íon comum e efeito tampão) Introdução Teórica: O deslocamento da posição de equilíbrio implica na alteração das concentrações relativas das espécies que participam do equilíbrio. Em solução isto pode acontecer com a variação da temperatura ou da concentração de uma das espécies. No segundo caso, o valor da constante de equilíbrio não se altera, pois o deslocamento da posição de equilíbrio ocorre de modo a manter invariável o quociente das concentrações. Entretanto, mudando a posição do equilíbrio, muda-se o grau de dissociação do ácido ou da base, alterando o ph do meio. As observações efetuadas nesta experiência são qualitativas e deverão mostrar o deslocamento da posição de equilíbrio de dissociação de um ácido ou uma base fracos pela adição do sal correspondente. Materiais e Reagentes: 2 béquers de 100 ml, tubos de ensaio, estante para tubos, conta-gotas, espátula, ácido acético glacial, NH 4 OH 15 M, HCl 0,1 M, NaOH 0,1 M, soluções tampão de ph 2 a 10, acetato de sódio (CH 3 COONa) sólido, acetato de amônio sólido, cloreto de amônio sólido, dihidrogenofosfato de sódio sólido, monohidrogenofosfato de sódio sólido, hidrogenocarbonato de sódio, carbonato de sódio sólido, indicador universal, balança. Procedimento: PARTE 1: Efeito do íon comum Em béquer de 100 ml adicionar 10 ml de água destilada e uma gota de ácido acético glacial. Testar o ph. Dividir o conteúdo do béquer em dois tubos. A um dos tubos, adicionar cerca de 0,4 g de acetato de amônio sólido. Ao segundo tubo, adicionar a mesma quantidade de acetato de sódio sólido. Dissolver os sólidos e testar novamente o ph. Reservar a solução do segundo tubo para a avaliação do efeito tampão na Parte 2 (solução 1). Em béquer de 100 ml adicionar 10 ml de água destilada e uma gota de hidróxido de amônio. Testar o ph. Dividir o conteúdo do béquer em dois. A um dos tubos, adicionar cerca de 0,4 g de acetato de amônio sólido. Ao segundo tubo, adicionar a mesma quantidade de cloreto de amônio sólido. Dissolver os sólidos e testar novamente o ph. Reservar a solução do segundo tubo para a avaliação do efeito tampão na Parte 2 (solução 2). Em um tubo de ensaio adicionar 3 ml de água destilada e cerca de 0,2 g de dihidrogenofosfato de sódio sólido. Testar o ph. Adicionar cerca de 0,2 g de monohidrogenofosfato de sódio sólido. Dissolver os sólidos e testar novamente o ph. Reservar a solução para a avaliação do efeito tampão na Parte 2 (solução 3). Em um tubo de ensaio adicionar 3 ml de água destilada e cerca de 0,2 g de hidrogenocarbonato de sódio sólido. Testar o ph. Adicionar cerca de 0,2 g de carbonato de sódio sólido. Dissolver os sólidos e testar novamente o ph. Reservar a solução para a avaliação do efeito tampão na Parte 2 (solução 4). 17

18 Água + ácido acético Água + ácido acético Água + hidróxido de amônio Água + hidróxido de amônio Água + dihidrogenofosfato de sódio Água + hidrogenocarbonato de sódio ph Adição de ph acetato de amônio acetato de sódio acetato de amônio cloreto de amônio monohidrogenofosfato de sódio carbonato de sódio PARTE 2: Efeito tampão Coloque em dois tubos de ensaio cerca de 2 ml de água destilada. Em um dos tubos, adicionar, gota a gota, solução de HCl 0,1 M e, ao outro tubo, solução de NaOH 0,1 M (testar o ph após a adição de 10, 20, 30, 40 e 50 gotas). Divida em dois tubos de ensaio a solução de ácido acético + acetato de sódio (solução 1). Em um dos tubos, verifique o efeito da adição de gotas de HCl 0,1 M no ph da solução e, no outro tubo, o efeito da adição de gotas de NaOH 0,1 M (testar o ph após a adição de 10, 20, 30, 40 e 50 gotas). Repetir este procedimento para as demais soluções. Avaliação do ph Água + HCl Água + NaOH solução 1 + HCl solução 1 + NaOH solução 2 + HCl solução 2 + NaOH solução 3 + HCl solução 3 + NaOH solução 4 + HCl solução 4 + NaOH 10 gotas 20 gotas 30 gotas 40 gotas 50 gotas Questão: Avaliar todos os valores de ph obtidos e explicar a sua variação. Bibliografia: 1. BACCAN, N. (et al), Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, 3ª ed. Campinas- SP; Editora da Unicamp, MASTERTON, W.L. (at al), Princípios de Química, 6ª ed. Rio de janeiro; LTC Editora, ATKINS, P., Princípios de Química, Porto Alegre RS: Bookman Companhia Editora,

19 Aula 06 EQUILÍBRIOS IÔNICOS EM SOLUÇÃO SAIS POUCO SOLÚVEIS Objetivos: Verificar o efeito dos íons em reações de precipitação. Ilustrar a precipitação fracionada de íons Cl - e CrO 4 2- com ions Ag +. Ilustrar a dissolução de precipitados através de reações ácido - base. Assuntos envolvidos: Equilíbrios iônicos envolvendo sais pouco solúveis. Princípio de Le Chatelier. Produto de solubilidade - conceito. Equilíbrios iônicos simultâneos. Procedimento Experimental: a) Efeito do íon comum em equilíbrios envolvendo haletos de chumbo. Coloque em um tubo de ensaio, 2 a 3 ml de solução saturada de cloreto de chumbo - PbCl 2, adicione 20 gotas de solução 1,0 M de cloreto de sódio - NaCl, agite e observe. Coloque em outro tubo de ensaio, 2 a 3 ml de solução saturada de brometo de chumbo - PbBr 2. Adicione 10 a 20 gotas de solução 1,0M de brometo de potássio - KBr, agite e observe durante alguns minutos (1). b) Precipitação fracionada de íons Cl - e CrO 4 2- com íons Ag +. Coloque em um tubo de ensaio, 2 a 3 ml de água destilada, 10 gotas de solução 0,2 M de cromato de potássio - K 2 CrO 4 e algumas gotas de solução de nitrato de prata - AgNO 3. Observe a cor do precipitado formado. Adicione 2 gotas de solução 1,0 M de cloreto de sódio e observe a cor do precipitado. Explique. Adicione em seguida, gota a gota, com agitação vigorosa, uma solução 0,1 M de nitrato de prata até ocorrer mudança permanente de coloração do sistema. Observe as cores dos precipitados e explique (2). c) Equilíbrios envolvendo íons CrO , Cr 2 O 7 e BaCrO 4 sólido Coloque em 2 tubos de ensaio : tubo nº1, 10 gotas de solução 0,2 M de cromato de potássio - K 2 CrO 4 e tubo nº2, 10 gotas de solução 0,2 M de dicromato de potássio - K 2 Cr 2 O 7. Observe e compare as colorações. Adicione ao tubo nº1 algumas gotas de solução 6,0 M de HCl. Agite e observe a coloração. Coloque no tubo nº 2 algumas gotas de solução 4,0 M de NaOH Agite e observe a coloração. Explique as mudanças de coloração observadas, em termos de deslocamento de equilíbrio: 2-2CrO 4 + 2H + 2- Cr 2 O 7 +H 2 O H + + OH - H 2 O Coloque, em 2 tubos de ensaio, um pouco de água destilada e 2 gotas de solução 0,2 M de cromato de potássio ( K 2 Cr O 4 ). Num do tubos adicione 2 gotas de solução 6,0 M de HCl. Agite e compare as colorações das soluções dos 2 tubos. 19

20 Adicione a seguir, a cada um dos tubos, 2 gotas de solução 0,2 M de nitrato de bário - Ba(NO 3 ) 2. Agite e compare. Explique. Adicione ao tubo onde se formou um precipitado, 2 gotas de solução 6,0 M HCl. Interprete. d) Precipitação e dissolução do hidróxido de magnésio - Mg(OH) 2 Coloque em um tubo de ensaio contendo um pouco de água destilada, 10 gotas de solução 0,5 M de nitrato de magnésio - Mg(NO 3 ) 2 e 3 gotas de solução 4,0 M de hidróxido de sódio - NaOH. Agite e observe. Verifique a acidez da solução usando papel de tornassol vermelho. Interprete. Adicione 3 gotas de solução 6,0 M HCl. Agite e observe. Teste a solução com papel de tornassol azul. Interprete. Coloque, em 2 tubos de ensaio, 10 gotas de solução de 0,5 M de nitrato de magnésio. Adicione, a um dos tubos, 20 gotas de solução 4,0 M de cloreto de amônio e ao outro tubo, 2 a 3 ml de água destilada, de tal modo que os volumes nos 2 tubos de ensaio fiquem aproximadamente iguais. Adicione a seguir, a cada um do tubos, 2 gotas de solução de hidróxido de amônio - NH 4 OH. Agite e compare. Interprete. e) Precipitação e dissolução do carbonato de cálcio - CaCO 3 Coloque em 2 tubos de ensaio, 2 a 3 ml de água destilada e 5 gotas de solução 1,0 M de carbonato de sódio - Na 2 CO 3. Adicione a um dos tubos, 5 gotas de HCl 6,0 M. Agite e observe. Adicione a seguir, a cada tubo, 5 gotas de solução 0,2 M de nitrato de cálcio - Ca(NO 3 ) 2. Agite e compare. Interprete. Adicione ao tubo onde se formou precipitado, algumas gotas de HCl 6,0 M. Agite e observe. Interprete. Observações (1) Este ensaio ilustra também o fenômeno da supersaturação. (2) A análise quantitativa de cloretos solúveis é uma aplicação analítica importante deste ensaio : titulando com nitrato de prata e utilizando cromato de sódio ou potássio como indicador do ponto final (Argentimetria - método de Mohr). Bibliografia: 1. BACCAN, N. (et al), Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, 3ª ed. Campinas- SP; Editora da Unicamp, VOGEL, A.I., Análise Química Qualitativa, 5ª ed, São Paulo: Editora Mestre Jou, MELLO, A.F., Introdução à Análise Mineral Qualitativa, São Paulo: Editora Pioneira,