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

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Tamanho: px
Começar a partir da página:

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

Transcrição

1 UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Introdução ao Laboratório de Química QMC A Profa. Luciana Passos Sá 01003B Prof. Jose Carlos Gesser Prof. Santiago Francisco Yunes 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 2018/2 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).

19

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).

32 8-82

33

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.