DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL Professores: Francisco Klebson Gomes dos Santos Maria Valderez Ponte Rocha Marta Ligia Pereira da Silva Zilvam Melo dos Santos Mossoró/RN

2 1 AULA SEGURANÇA NO LABORATÓRIO Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de Laboratório de Química Geral: - O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor fará uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessa discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança. - É proibido o uso de short e mini-saias durante as experimentações. Usar de preferência uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que uma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentes danosos. - O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de proteção individual indispensável ao experimentador. - Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm da falta de atenção do aluno experimentador. - Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a aula prática, ao final da experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água destilada e ordenado na bancada, exatamente da forma como foi inicialmente encontrado. - O aluno deverá apresentar o pós-laboratório da aula prática anterior para efeito da pontuação referente às aulas práticas. - Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. - Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a prova escrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à participação do aluno nas aulas práticas e entrega dos pós-laboratório. - Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência.

3 2 - Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer a liberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc. - Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. Nunca adicionar água a um ácido concentrado! - Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de líquido quente. - Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. - Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. - Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do experimentador. 2 - SELEÇÃO E MANUSEIO DE REAGENTES E PRODUTOS QUÍMICOS Classificação dos Produtos Químicos Grau do Reagente Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os padrões mínimos estabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da American Chemical Society (ACS) e são utilizados onde for possível no trabalho analítico. Alguns fornecedores rotulam seus produtos com os limites máximos de impureza permitidos pelas especificações da ACS; outros mostram nos rótulos as concentrações verdadeiras para as várias impurezas Grau-Padrão Primário Os reagentes com grau padrão primário foram cuidadosamente analisados pelo fornecedor e a dosagem está impressa no rótulo do frasco. O Instituto Nacional de Padrões e Tecnologia dos Estados Unidos (National Institute of Standards and Technology - NIST) é uma fonte excelente de padrões primários Reagentes Químicos para Uso Especial Os produtos químicos que tenham sido preparados para uma aplicação específica também estão disponíveis. Entre eles estão incluídos os solventes para espectrofotometria e para cromatografia líquida de alta eficiência. As informações pertinentes ao uso pretendido são fornecidas juntamente com esses reagentes.

4 3 AULA 02 EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de Química e o manuseio adequado destes é fundamental para o analista. Porém, o completo domínio de sua manipulação advém da experiência adquirida com sua utilização. O quadro abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório e suas aplicações. Tubo de ensaio: Usado principalmente testes de reação. Becker:Usado para aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc. Erlemnmeyer: Usado para titulações e aquecimento de líquidos. Balão de fundo chato: Usado para aquecimento e armazenamento de líquidos. Balão de fundo redondo: Usado para aquecimento de líquidos e reações com desprendimento de gases. Balão de destilação: Usado em destilações. Possui saída lateral para a condensação de vapores. Pipeta volumétrica: Usada para medir volumes fixos de líquidos. Pipeta graduada: Usada para medir volumes variáveis de líquidos. Proveta: Usado para medidas aproximadas de volume de líquidos. Funil de vidro: Usado em transferências de líquidos e em filtrações. Frasco de reagentes: Usado para o armazenamento de soluções. Bico de Bunsen: Usado em aquecimentos de laboratório. Tela de amianto: Usado para distribuir uniformemente o calor em aquecimentos de laboratório. Cadinho de porcelana:usado para aquecimentos à seco no bico de Bunsen e Mufla. Pinça de madeira: Usada para segurar tubos de ensaio em aquecimento no bico de Bunsen.

5 4 Estante para tubos de ensaio: suporte de tubos de ensaio. Bureta: Usada para medidas precisas de líquidos. Triângulo de porcelana: Usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimento no bico de Bunsen. Funil de decantação: Usado para separação de líquidos imicíveis. Funil de decantação: Usado para separação de líquidos imicíveis. Almofariz e pistilo: Usado para triturar e pulverizar sólidos. Placa de Petri: usada para fins diversos. Tripé de ferro: Usado para sustentar a tela de amianto..pisse ta: Usada para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. Picnômetro: Usado para determinar a densidade de líquidos. Cuba de vidro: Usada para banhos de gelo e fins diversos. Cápsula de porcelana: Usada para evaporar líquidos em soluções. Vidro de relógio: Usado para cobrir beckers em evaporações, pesagens etc Dessecador: Usado para resfriar substâncias em ausência de umidade. Pinça metálica Casteloy: Usada para transporte de cadinhos e outros fins. Garra metálica: Usada em filtrações, sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação e outros fins. Balão volumétrico: Usado para preparar e diluir soluções. Termômetro: Usado para medidas de temperatura. Funil de Buchner: Usado para filtração a vácuo. Kitassato: Usado para filtração a vácuo. Suporte universal. Anel para funil Mufa: Suporte para a garra de condensador. Escova de limpeza: Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. Escova de limpeza: Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais.

6 5 Espátulas: Usada para transferência de substâncias sólidas. Bastão de vidro: Usado para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração e outros Pêra: Usada para pipetar soluções. Mufla: Usada para calcinações (até 1500 C) Estufa: Usada para secagem de materiais (até 200 C). Pinça de Hoffman: Usada para impedir ou diminuir fluxos gasosos. Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Sistema de destilação: Usado na separação de duas ou mais substâncias com base em suas diferentes volatilidades. Operações no laboratório e aparelhagem Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das aparelhagens utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas. 1) Bico de Bunsen e estudo da chama Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 1 abaixo, a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de cores distintas: um mais interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama laranja é oxidante, a amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice do cone azul.

7 6 Figura 1: Representação do bico de Bunsen. 2) Balança e pesagem No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria. Figura 2: Balança analitica com a vidraria adequada para realização de pesagens.

8 7 Tipos de Balanças Analíticas Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na determinação de massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns quilogramas, com uma precisão de pelo menos 1 parte em 10 5 em sua capacidade máxima. A precisão e a exatidão de muitas balanças analíticas modernas excedem a 1 parte em 10 6 em sua capacidade total. As balanças analíticas mais comumente encontradas (macrobalanças) têm uma capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas balanças, as medidas podem ser feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças semimicroanalíticas têm uma carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma balança microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão de ±0,001 mg. A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em A velocidade e conveniência de pesar com essa balança eram amplamente superiores ao que se podia realizar com a balança de dois pratos tradicional. Conseqüentemente, essa balança substituiu rapidamente a anterior na maioria dos laboratórios. A balança de prato único está sendo substituída atualmente pela balança analítica eletrônica, que não tem braço nem cutelo. A conveniência, a exatidão e a capacidade de controle e manipulação de dados por computador das balanças analíticas asseguram que as balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecer de cena. A Balança Analítica Eletrônica A Figura abaixo apresenta o diagrama e a foto de uma balança analítica eletrônica. O prato situa-se acima de um cilindro metálico oco que é circundado por uma bobina que se encaixa no pólo interno de um ímã permanente. Uma corrente elétrica percorre a bobina e produz um campo magnético que segura, ou levita, o cilindro, o prato, o braço indicador e qualquer massa que esteja no prato. A corrente é ajustada para que o braço indicador fique na posição de nulo quando o prato estiver vazio. A colocação de um objeto no prato provoca um movimento do próprio prato e do braço de controle para baixo, o que aumenta a quantidade de luz que incide na fotocélula do detector de nulo.

9 8 A corrente que atinge a fotocélula é amplificada alimentando a bobina, o que cria um campo magnético maior, fazendo que o prato retome para a posição original no detector do zero. Um dispositivo como este, no qual uma pequena corrente elétrica faz que um sistema mecânico mantenha sua posição zero, é chamado sistema servo. A corrente requerida para manter o prato e o objeto na posição de nulo é diretamente proporcional à massa do objeto e é prontamente medida, transformada em sinal digital e apresentada no visor. A calibração de uma balança analítica envolve o uso de uma massa-padrão e ajuste da corrente de forma que o peso-padrão seja exibido no mostrador. Figura 3: Balança analítica eletrônica. (a) Diagrama de blocos. (b) Foto de uma balança eletrônica. A Figura 4 mostra as configurações de duas balanças analíticas eletrônicas. Em cada uma delas, o prato é ligado a um sistema confinado conhecido coletivamente como célula. A célula incorpora vários flexores que permitem movimentos limitados do prato e previne que forças de torção (resultantes de cargas localizadas fora do centro) perturbem o alinhamento do mecanismo da balança. Na posição nula, o braço fica paralelo ao horizonte gravitacional e cada pivô flexor permanece em uma posição relaxada. A Figura 4-a exibe uma balança eletrônica com o prato localizado abaixo da célula. Uma precisão maior é obtida com esse arranjo, em relação àquela do sistema de prato localizado acima da célula (prato superior), apresentado na Figura 4b. Mesmo assim, as balanças eletrônicas deste último tipo têm uma precisão que se iguala ou excede àquelas das melhores balanças mecânicas e, além disso, garantem fácil acesso ao prato da balança. As balanças eletrônicas geralmente realizam um controle automático de tara que leva o mostrador à leitura igual a zero com um recipiente (como uma "barquinha" ou frasco

10 9 de pesagem) sobre o prato. Muitas balanças permitem a tara de até 100% da sua capacidade. Uma balança analítica eletrônica moderna provê uma velocidade e uma facilidade de uso sem precedentes. Por exemplo, um instrumento pode ser controlado por meio de toques em várias posições ao longo de uma única barra. Uma posição da barra liga ou desliga o instrumento, outra calibra automaticamente a balança com o uso de uma massa-padrão ou um par de massas e uma terceira zera o mostrador, com ou sem um objeto sobre o prato. Medidas de massas confiáveis são obtidas com pouco ou mesmo sem nenhum treinamento. Figura 4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração clássica com o prato abaixo da célula. (b) Configuração com prato acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica abrigado em um gabinete dotado de janelas. Precauções no Uso de uma Balança Analítica A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo: 1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança. 2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos.

11 10 3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos. 4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes. 5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira. 6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura ambiente antes de pesá-lo. 7. Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos secos. Utilização de uma Balança Analítica Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa deste por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos: a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girandose os pés. b) Fecham-se as portas de vidro. c) Zera-se a balança pressionando o botão tara. d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta. e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste atenção a unidade de medida (mg, g,...). f) A última casa decimal é a incerteza. 3) Medidas de volume Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem descritos na figura abaixo, podem ser classificados em dois grupos: a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único volume de líquido.

12 11 Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica. b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a qual permite a medida de diversos volumes de um líquido. Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta. Figura 5: Exemplos de aparelhos volumétricos. A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva, podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco (ponto de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no aparelho, conforme figura abaixo. Figura 6: Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um liquido na sua interface com a atmosfera. a: Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está sujeita a erros devido

13 12 a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de temperatura; b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida; c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos; d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro, deve-se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura dos olhos. Figura 7: Leitura de uma bureta. (a) A estudante olha a bureta de uma posição acima da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (b) de 12,58 rnl. (c) A estudante olha a bureta de uma posição perpendicular a ela e faz uma leitura (d) de 12,62 rnl. (e) A estudante olha a bureta de uma posição abaixo da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (f) de 12,67 rnl. Para se evitar o problema da paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas consistentemente sobre a linha perpendicular a ela, como mostrado em (c) e (d).

14 13 Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da superfície do líquido, para se evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz que o volume pareça menor que seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior, se o menisco for visto de baixo. A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou de um ponteiro, à medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um objeto pode ser visto a partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua observação. 4) Sistema Internacional de medidas Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu sete grandezas como fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de Unidades, abreviado como SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As unidades foram escolhidas de modo que os valores dessas grandezas numa escala humana não fossem excessivamente grandes ou excessivamente pequenos. Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em termos das unidades das grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de potências no SI, que recebeu o nome watt (abreviação W), é definida em termos das unidades de massa, comprimento e tempo. 1 watt = 1 W = 1 Kg. m 2 / s 3 UNIDADES FUNDAMENTAIS DO SI GRANDEZA NOME DA UNIDADE SÍMBOLO Comprimento Metro m Tempo Segundo s Massa Quilograma kg Corrente Elétrica Ampère A Temperatura Termodinâmica Kelvin K Intensidade Luminosa Candeia cd Quantidade de Matéria Mol mol

15 14 5) Algarismos significativos Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse valor pode ser obtido diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida. A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do último algarismo significativo: CASO REGRA EXEMPLO MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499 IGUAL A 5 Se o último algarismo significativo for par mantémse igual. Se o último algarismo significativo for ímpar aumenta 1 unidade Par: 3,2845 = 3,284 Ímpar: 9,135 = 9,14 MENOR QUE 5 Mantém-se igual 2,1921 = 2,192 Pós-Laboratório 1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de Bunsen, indicando o ponto mais quente. 2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g. 3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo? 4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários?

16 15 5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a vírgula. a) 120, 4784 = b) 83, 1236 = c) 71, 2315 = d) 457,1025 =

17 16 Aula 03 EXPERIÊNCIA 1: Densidade de sólidos e líquidos 1. Objetivos Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o princípio de Arquimedes. 2. Considerações gerais Densidade A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a sua massa e o seu volume: Picnometria O principal método de medição de densidade absoluta é a picnometria. Esse método consiste na determinação de massa e volume de substâncias líquidas e sólidas. O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, vazada por tubo capilar, que permite seu completo enchimento com líquidos. A capacidade volumétrica do instrumento é facilmente determinável pela pesagem de um líquido tomado como padrão de densidade, na temperatura de operação. Princípio de Arquimedes "Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente, aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do peso do fluido deslocado pelo corpo."

18 17 Figura 1. Densímetro. Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro (Figura 1). Esse instrumento mede a densidade dos líquidos, ou seja, a massa dividida pelo volume. Trata-se de um tubo de vidro com uma certa quantidade de chumbo na base, responsável pelo seu corpo. Na parte de cima do tubo há uma escala desenhada. Ao mergulhar o densímetro no líquido, ele afunda até deslocar um volume de fluido cujo peso se iguale ao dele. A superfície do líquido indica determinado ponto na escala, isto é, sua densidade. Esses instrumentos são muito usados em postos de gasolina para verificar por meio da densidade o grau de pureza do álcool usado como combustível. 3. Procedimento experimental Picnometria a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco; b) Coloque água destilada no picnômetro até que o volume do líquido fique acima do colo; c) Coloque a tampa capilar, verifique se ficou cheio e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido; d) Pese o picnômetro com água destilada; e) Esvazie o picnômetro; f) Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada (NaOH 0,5 mol/l); g) Coloque a solução no picnômetro até que o nível do líquido fique acima do colo; h) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de líquido; i) Pese o picnômetro com a solução; Método de Arquimedes 1. Coloque 50 ml de água em uma proveta de 100 ml; 2. Em uma balança, pese o material sólido e anote a massa; 3. Coloque a amostra do material sólido na proveta; 4. Anote o valor do volume de água deslocado;

19 18 5. Calcule a densidade do material sólido. 4. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes Picnômetro 01 Hidróxido de sódio 0,5 mol/l Funil simples pequeno 01 Amostra de material sólido Pisseta 01 Proveta de 100 ml Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, p. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. São Paulo: Edgard Blücher, p. Pós-Laboratório 1. Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade relativa. 2. O que é picnometria? 3. A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do picnômetro e a densidade da solução analisada. 4. Descreva o princípio de Arquimedes. 5. Efetue os cálculos da densidade do sólido determinada pelo princípio de Arquimedes.

20 19 Aula 04 EXPERIÊNCIA 2: Forças intermoleculares 1. Objetivos Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e exercitar as medições de volume. 2. Considerações gerais A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e voláteis, derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em motores de combustão interna, é também usada como solvente, na indústria, para óleos e gorduras. Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo - era simplesmente a fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras técnicas surgiram, numa tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um deles é o craqueamento, que consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no petróleo, em outras menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento térmico foi utilizado até meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o craqueamento catalítico, método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a polimerização, que é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e butileno, em moléculas maiores, dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que combina uma olefina e uma molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de hidrocarbonetos de cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada. Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram a utilizar uma mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é diminuir o impacto ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além de ser renovável, o seu uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um lado existem vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de óxidos de nitrogênio.

21 20 O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por Portaria do Ministério da Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/ Procedimento experimental a) Colocar 50ml da amostra de gasolina na proveta de 100 ml previamente limpa, desengordurada e seca, observando a parte inferior do menisco; b) Adicionar a solução de cloreto de sódio até completar o volume de 100mL, observando a parte inferior do menisco; c) Tampar de forma adequada a proveta; d) Misturar as camadas de água e gasolina através de 5 inversões sucessivas da proveta, evitando agitação enérgica; e) Deixar a proveta em repouso por 15 minutos de modo a permitir a separação completa das duas camadas; f) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. Para calcular o teor de álcool, faça a seguinte regra de três: 4. Materiais e reagentes % = V V álcool inicial_ gasolina ml V = álcool L 0,05 *100 Materiais Reagentes Proveta de 100 ml Gasolina comum Papel Filmito Solução de cloreto de sódio a 5. Referências 10% p/v OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química; 3ª ed; Editora Moderna; São Paulo; Pós-Laboratório 1. Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua resposta? 2. Por que a água extrai o álcool da gasolina?

22 21 3. Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina? 4. Qual o teor de álcool na gasolina em % e em ml/l? Aula 05 EXPERIÊNCIA 3: Soluções 1. Objetivos Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções. 2. Considerações gerais Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto, e o dispersante é denominado solvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos açúcar em água, o açúcar é o soluto e a água, o solvente. Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as orgânicas são apolares. Uma substância polar tende a dissolver num solvente polar. Uma substância apolar tende a se dissolver num solvente apolar. Principais tipos de concentrações Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada litro de solução. Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. Molaridade: é a quantidade de mols de soluto presente em cada litro de solução.

23 22 Fração molar: é a relação entre o número de mols do soluto (ou de solvente) e o número de mols da solução. Kg). Molalidade: é a relação entre o número de mols do soluto, e a massa do solvente (em 3. Procedimento experimental Preparo da solução de HCl 0,5 mol/l. a) Em uma capela, meça numa proveta, 10,4 ml de HCl concentrado; b) Coloque cerca de 100 ml de água destilada em um balão volumétrico de 250 ml e transfira o volume de ácido medido para este balão; c) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete, até o menisco, com água destilada; d) Faça uma homogeneização por inversão; e) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da solução e o número de sua turma; Preparo da solução de HCl 0,1 mol/l. f) Meça 5,0 ml da solução de HCl, 0,5 mol/l, preparada anteriormente, e transfira para um balão de 25 ml; g) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de preparo indicado anteriormente. Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/l. h) Pese 5,0 g de NaOH em um Becker limpo e seco; i) Dissolva-o, no próprio Becker, com água destilada;

24 23 j) Transfira a solução para um balão de 250 ml, e siga os procedimentos de preparo de soluções; k) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule. l) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas experiências. 4. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes Balão volumétrico de 25 ml 01 Acido clorídrico (HCl) Balão volumétrico de 250 ml 01 Hidróxido de sódio (NaOH) Bastão de vidro 01 Becker de 100 ml 02 Espátula Funil simples 02 Pipeta 02 Pisseta Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, p. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. São Paulo: Edgard Blücher, p. Pós-Laboratório 1. O que é solução?

25 24 2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução concentrada de uma determinada substância? 3. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 ml de solução de HCl 0,5 mol/l, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d = 1,19 g/ml. 4. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 ml de solução de HCl 0,1 mol/l, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/l. 5. Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 ml de solução NaOH 0,5 mol/l. 6. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é um sólido. 7. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução quando o soluto é um sólido.

26 25 Aula 06 EXPERIÊNCIA 4: Análise volumétrica 1. Objetivos Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da padronização da solução preparada na prática anterior. 2. Considerações gerais A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas soluções que reagem entre si. Uma delas apresenta concentração previamente conhecida, atuando como padrão de medida; a outra contém a espécie de concentração desconhecida que se deseja analisar. Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota, por meio de uma bureta, à solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer). Este tipo de operação recebe o nome de titulação. Como não é possível visualmente perceber o ponto de equivalência, é necessário que se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da mudança de cor, o ponto final da titulação. Indicadores, de um modo geral, são bases ou ácidos orgânicos fracos, apresentando cores diferentes quando nas formas protonada ou não-protonada. Consequentemente, a cor do indicador dependerá do ph. 3. Procedimento experimental a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/l, utilizando um funil; b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de bolhas: c) Complete o volume com a solução e zere a bureta; d) Junte 5 ml de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer de 125 ml;

27 26 e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína; f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea persistente. 4. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes Becker de 50 ml 02 Ácido clorídrico 0,5 mol/l Bureta de 25 ml 01 Hidróxido de sódio 0,5 mol/l Erlenmeyer de 125 ml 01 Fenolftaleína 1% Funil simples 01 Garra para bureta 01 Pipeta conta gotas 01 Pipeta conta gotas 01 Pipeta volumétrica de 5 ml 01 Pisseta 01 Proveta de 10 ml 01 Suporte para bureta Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed. São Paulo: Edgard Blücher, p. JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992.

28 27 Pós-Laboratório 1) O que é titulação? 2) Para que serve um indicador? 3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma titulação. Calcule a concentração verdadeira de HCl.

29 28 Aula 07 EXPERIÊNCIA 5: Destilação Simples 1. Objetivos Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos adquiridos nas aulas anteriores para realizar uma destilação simples, se inteirando também sobre a vidraria utilizada para preparação de um sistema de destilação simples; do conceito de ponto de ebulição e do conceito de pressão de vapor.. 2. Considerações gerais A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos devido ser bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários, apresenta grande qualidade na separação. A destilação também apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para separar líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde que tenham pontos de ebulição bem distintos. 3. Procedimento Experimental Parte I (Destilação) a) Adicione ao balão de destilação 3 pedras de ebulição; b) Colete 50 ml de uma solução de NaCl para dentro do balão com o auxílio de uma proveta (para medir o volume); c) Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira os 50 ml da solução de NaCl para o balão de fundo redondo; d) Monte um sistema de destilação simples como mostrado na figura seguinte:

30 29 Termômetro Adaptador de balão para Condesador Balão de fundo redondo Saída de água Suporte Universal Condensador Entrada de água Aquecedor Garra Matélica Erlenmeyer Suporte e) Inicie o aquecimento do sistema; f) Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o aquecimento, constantemente observando a temperatura que é registrada no termômetro; g) Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre, visualmente, com a amostra; h) Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade inicial contida no balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. Os últimos 5% também devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 ml num Becker. Em seguida, troque este Becker outro Becker limpo; i) A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 ml do destilado Parte II (Teste do Destilado) Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a destilação foi bem sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se ainda existe a presença do NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo: a) Adicione 2 ml de solução de AgNO 3 (Nitrato de prata) a dois tubos de ensaio.; b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente;

31 30 c) Ao tubo 1 adicione 2 ml de solução de NaCl. Observe que ocorre a formação de um precipitado de coloração branca. O precipitado formado é o AgCl (cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para o tubo 2; d) Adicione 2 ml do destilado ao tubo 2. Observe o que acontece. 4. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes Balão de fundo redondo 01 Cloreto de sódio NaCl Termômetro 01 Nitrato de prata AgNO 3 Pedras de destilação Erlenmeyer de 125 ml 01 Funil simples 01 Garra metálica 01 Aquecedor 01 Adaptador para condensador 01 Condensador 01 Suporte 01 Proveta 01 Suporte para bureta Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, p. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, p.

32 31 Pós-Laboratório 1. Em que se baseia o princípio da destilação simplese em quê tipos de amostra ela pode ser usada? 2. Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl? 3. Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO 3, houver a turvação do destilado o que pode ter ocorrido? 4. Qual a função das pedras de ebulição?

33 32 Aula 08 EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria 1. Objetivos Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um metal e o calor de neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base forte. 2. Considerações gerais Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o calorímetro de água. Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida na transformação através da expressão: Q = m.c p. t onde: Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal); m = massa da substância (g); c p = calor específico da substância a pressão constante (J/g C ou cal/g C); t = variação de temperatura ( C). a. Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do Calorímetro (C) Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente.

34 33 A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1 C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se uma certa quantidade de água (m água fria ) a uma determinada temperatura (t água fria ) em seu interior e mistura-se uma outra quantidade de água (m água quente ) a uma outra temperatura (t água quente ). Mede-se a temperatura final (t equilíbrio ), e calcula-se C a partir da relação entre calor recebido (Q recebido ) e calor cedido (Q cedido ). Q cedido Q recebido = 0 Q cedido (água quente) + Q recebido pelo calorímetro + Q recebido (água fria) = 0 m água quente.c água quente.(t equilíbrio t água quente )+m calorímetro.c calorímetro.(t equilíbrio t água fria )+m água fria.c água fria.(t equilíbrio t água fria ) = 0 Para o mesmo calorímetro m calorímetro.c calorímetro = C Assim, Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no experimento. b. Determinação do Calor Especifico de um Metal

35 34 Para determinar o calor específico de um metal utilizando o método das misturas, ou seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do ambiente e em seguida ele é imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura ambiente. O metal vai ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a temperatura de equilíbrio térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como no item anterior, temos: Q cedido Q recebido = 0 Q cedido metal + Q recebido pelo calorímetro + Q recebido (água fria) = 0 m metal.c metal.(t equilíbrio t metal )+m calorímetro.c calorímetro.(t equilíbrio t água )+m água.c água.(t equilíbrio t água ) = 0 m metal.c metal.(t equilíbrio t metal )+C.(t equilíbrio t água )+m água.c água.(t equilíbrio t água ) = 0 O calor específico de alguns metais está representado na tabela abaixo. Metal c (cal/g C) Cobre 0,093 Latão 0,094 Ferro 0,119 Alumínio 0,219 c. Determinação da H de neutralização de um ácido forte (ácido clorídrico) por uma base forte (hidróxido de sódio). A variação de calor que ocorre em uma reação química entre produtos e reagentes, a pressão constante, é chamada de entalpia de reação ( H). A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é denominada calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases fortes encontram-se completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao calor de dissociação da água (com sinal contrário), visto que:

36 35 ou resumidamente: O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a determinação do calor de neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do calorímetro, pode-se determinar o calor de neutralização, usando-se as relações: Q cedido Q recebido = 0 Q cedido reação + Q recebido pelo calorímetro + Q recebido pela reação = 0 Q cedido reação + m calorímetro.c calorímetro.(t equilíbrio -t o ) + m solução.c solução.(t equilíbrio -t o ) = 0 Q cedido reação = -( m solução.c solução + C).( t equilíbrio -t o ) H = Q cedido reação (J ou cal) H / mol = H /n (J/mol ou cal/mol) Onde: m solução = m solução HCl + m solução NaOH m calorímetro.c calorímetro = C n = número de moles de água formada t o = (t ácido + t base )/2 d. Avaliação do erro. A validade das equações descritas nos itens anteriores pode ser afetada por vários fatores tais como: a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por água e material, devido a lentidão da troca de calor da água para o material, etc.; b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior. A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i) decréscimo do tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa condutividade térmica, (ii) agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. O tempo de

37 36 homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os materiais são metais, cerâmicas, rochas ou vidros granulados. A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a utilização de recipientes térmicos ou melhoramento do isolamento. 3. Procedimento experimental a. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro a) Utilizando uma proveta, medir 100 ml de água; b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura ambiente e agite a água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Meça e anote o valor desta temperatura inicial da água (t água fria ) e da massa de água (m água fria ); c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 ml de água (m água quente ) e aqueça em um becker até cerca de 50 C (t água quente ); d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampe-o. Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no calorímetro. Agite a água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir o equilíbrio térmico. Anote o valor da temperatura final (t equilíbrio ). Dados: V água fria = 100 ml m água fria = V água quente = 100 ml m água quente = t água fria = t água quente = t equilíbrio = 1cal = 4,18J Calor específico da água = 1cal/g C Densidade da água em função da temperatura:

38 37 b. Determinação do calor especifico de um metal a) Coloque 100 ml de água (medidos com a proveta) no calorímetro de alumínio e meça a temperatura da água (t água ). Meça e anote o valor desta temperatura inicial da água (t água ) e da massa de água (m água ); b) Determine a massa do metal (m metal ) em uma balança; c) Coloque a peça de metal, presa por um fio, em um béquer com água (aproximadamente 100 ml) e aqueça o conjunto até atingir a temperatura de ebulição. Meça e anote esta temperatura que será a temperatura inicial da peça de metal (t metal ); d) Rapidamente retire a peça da água em ebulição e coloque-a no calorímetro e tampe o calorímetro; e) Resfrie o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo no calorímetro; f) Agite a água do calorímetro, até a temperatura ficar constante, ou seja, atingir o equilíbrio térmico. Meça e anote esta temperatura (t equilíbrio ) V água = 100 ml m água = m metal = t água = t metal = t equilíbrio =

39 38 c. Determinação do calor de neutralização a) Meça 80 ml de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/l na proveta e transfira para o calorímetro de vidro. Meça e anote a temperatura (t base ); b) Coloque 80 ml de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/l na proveta. Meça e anote a temperatura (t ácido ); c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a temperatura, anotando o maior valor observado (t equilíbrio ). Dados: C = 36 cal/ C d NaOH (0,5 mol/l) = 1,0190 g/ml d HCl (0,5 mol/l) = 1,0090 g/ml c solução c água = 1cal/g C 4. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes Calorímetro de alumínio 01 Água destilada Calorímetro de vidro 01 Solução de HCl 0,5 mol/l Termômetro 02 Solução de NaOH 0,5 mol/l Chapa aquecedora e agitador 02 Barra magnética 01 Espátula 01 Becker 250 ml 02 Amostra de metal 01 Piceta 01 Proveta 100 ml Referências BUENO, W.; Manual de laboratório de físico-química; McGraw-Hill; /São Paulo; MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de Química; 6ª ed. Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro, 1990.

40 39 Pós-Laboratório 1. Calcule a capacidade calorífica do calorímetro de alumínio. 2. Calcule o calor específico do metal utilizado e compare com o valor da tabela do item 2.2. Qual o desvio percentual do valor experimental obtido com o de referência? Explique a causa deste desvio. 3. Calcule o calor molar de neutralização da reação ocorrida no item Comparando o calor específico do metal com o da água, o metal se aquece ou se resfria mais ou menos rapidamente que a água? Por quê? 5. Suponha que se tenham duas peças metálicas, uma de ferro e a outra de alumínio, de mesma massa, em água em ebulição. Ambas são colocadas em recipientes iguais com água a 25 C. Em qual caso a temperatura final da água será mais elevada? Justifique.

41 40 Aula 09 EXPERIÊNCIA 7: Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química 1. Objetivos Mostrar como a concentração dos reagentes e a temperatura modificam a velocidade de uma reação química. 2. Considerações gerais A observação das reações químicas ao longo do tempo mostra que a rapidez, ou lentidão, com que se produzem varia de uma para outra; entre o inicio e o término de uma reação decorre um intervalo de tempo, mais curto ou mais prolongado, mas não nulo. A duração desse intervalo é extremamente variável segundo varias circunstâncias; algumas reações são tão rápidas que parecem instantâneas enquanto outras se desenvolvem tão lentamente que, a uma observação menos atenta, passam despercebidas. É para caracterizar a maior ou menor rapidez com que se efetua uma reação que se introduz o conceito de velocidade de reação. A Cinética Química tem por objetivo o estudo da velocidade das reações e dos fatores que podem modificá-la. A velocidade de reação depende de vários fatores. Alguns dos fatores que influem sobre a velocidade de uma reação são: o estado físico dos reagentes, a temperatura, a pressão, a concentração das substancias em reação, bem como os catalisadores, isto é, substancias que, embora estranhas à reação em si, por mera presença no sistema atuam modificando sua velocidade. Existem várias técnicas para estudar as velocidades de reações. O procedimento geral é o de separar parcelas do sistema reacional, de tempos em tempos, e analisa-las. Podem ser utilizados também, na analise, procedimentos convencionais, como a titulação de um ácido ou a formação de precipitado. É mais conveniente, porém, encontrar alguma propriedade física ou química que se modifique durante a reação. Por exemplo: a cor, o

42 41 índice de refração, a atividade ótica, a condutividade elétrica, a concentração de íons hidrogênio, o potencial de um eletrodo, etc. 3. Procedimento experimental a) Em um erlenmeyer, pipete 5 ml de solução de acido oxálico 0,25 mol/l e 1 ml de solução de acido sulfúrico 3 mol/l. Prepare um relógio para marcar o tempo (segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 ml de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/l. Anote o tempo que a solução leva para descolorir totalmente. b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 ml de solução de acido oxálico 0,25 mol/l e 1 ml de solução de acido sulfúrico 3 mol/l. Acrescente 10 ml de água destilada e adicione a mistura restante, 4 ml de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/l, controlando o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare com o tempo gasto no erlenmeyer do item a. c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 ml de solução de acido oxálico 0,25 mol/l e 1 ml de solução de acido sulfúrico 3 mol/l. Em seguida, coloque 5 gotas de solução de sulfato de manganês 1 mol/l. Adicione 4 ml de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/l e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele do item a. d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 ml de solução de acido oxálico 0,25 mol/l e 1 ml de solução de acido sulfúrico 3 mol/l. Coloque o erlenmeyer em banho-maria 60ºC durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao erlenmeyer, ainda em banho maria, 4 ml de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/l e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele observado no experimento do item a. 4. Materiais e reagentes Materiais Erlenmeyer Pipeta Cronômetro Pêra Pisseta Banho-maria Reagentes Acido oxálico Acido sulfúrico Permanganato de potássio Sulfato de manganês 5. Referências