UNIVERSIDADE ESTADUAL DE CAMPINAS INSTITUTO DE QUÍMICA QG 100 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL Aulas Práticas 1 SEMESTRE DE 2015
APRESENTAÇÃO A disciplina QG-100 - Laboratório de Química Geral, é oferecida aos alunos de diversos cursos de Engenharia. O seu programa foi montado de modo a ensinar alguns princípios fundamentais de química e a fornecer algumas técnicas básicas de trabalho em laboratório. Essa disciplina foi ministrada durante vários anos tendo 2 horas de teoria e 2 horas de aulas práticas semanalmente. A partir do 2º semestre de 2013 ela foi reestruturada para ser ministrada com 4 horas de aula teórica e 4 horas semanais de aulas de laboratório. Assim sendo, na semana de aula teórica não haverá aula de laboratório. Devido a isto, foi necessário modificar a apostila de laboratório deste curso. Esta apostila contem um conjunto de 6 experimentos abordando diferentes temas.
EXPERIMENTO 1 Parte I - Reações em Solução Aquosa Parte II - Teste de Cor da Chama de Cátions Metálicos Parte III - Identificação de uma Substância Química Parte I - Reações em Solução Aquosa Introdução A geração de conhecimento em Química é dependente de diferentes tipos de trabalho, tanto teórico como prático. Na atividade experimental prática, muitos fatores são determinantes para a obtenção de bons resultados na resolução dos problemas de interesse. É preciso, por exemplo, observar as mudanças que podem ocorrer quando soluções diferentes são misturadas duas a duas (mudança de cor, formação de gás, aquecimento, formação de precipitado, odor, etc.) fazendo uma descrição cuidadosa das suas observações experimentais para facilitar a sua interpretação. Estes são, apenas, alguns dos aspectos que você começa a vivenciar nesta disciplina. Material Tubos de ensaio Soluções para teste Pipetas Proveta de 10 ml Procedimento Sobre a bancada há uma série de materiais disponíveis para o seu grupo de trabalho. Você deve lavá-los convenientemente utilizando detergente e escova e enxaguando-os com água de torneira e depois com água destilada contida nos reservatórios sobre as pias. OBS IMPORTANTE: Use água destilada com moderação. Guarde bem esta relação: para cada litro de água destilada gastam-se 70 litros de água tratada, embora o IQ esteja recuperando esta água. Se gasta, também, uma considerável quantidade de energia. Sempre pense nisto ao fazer sua limpeza. Para um conjunto de 9 soluções, existentes em sua bancada, você deve combiná-las, duas a duas, utilizando um volume aproximado de 1 ml de cada. Observe atentamente o que ocorre em cada caso (evidências de reações químicas; formação e tipo de precipitado, absorção ou liberação de calor, turvação, formação de gases, mudanças de cor, aparecimento de odores etc.), e anote adequadamente seus resultados. Anotar adequadamente significa escolher uma forma que facilite a visualização dos dados e a
sua posterior utilização no questionário. Pense nisso e discuta com seu colega de grupo a melhor forma de fazer isto. Questionário Redija o questionário conforme especificações, não se esquecendo de apresentar todos os seus dados e resultados de maneira adequada. Para os casos em que ocorrem reações químicas, escreva as respectivas equações químicas. Observe que nem todas as reações correspondem às simples trocas entre ânions e cátions dos reagentes. As referências citadas contêm as informações necessárias para se escrever as equações químicas pertinentes. Referências 1. Vogel, A.I. ; Química Analítica Qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981. 2. Alexéev, V.; Análise Qualitativa; Edições Lopes da Silva, Porto, 1982. 3. Baccan, N.; Introdução à Semi-Microanálise Qualitativa; Editora da UNICAMP, Campinas, 1990. Introdução Parte II - Cor da Chama de Cátions Metálicos Os elétrons das camadas de valência dos átomos podem absorver energia, passando para níveis de energia mais elevados do que os anteriores à absorção e produzindo estados atômicos chamados excitados. Quando estes elétrons dos estados excitados retornam ao estado anterior à absorção, chamado fundamental, podem emitir a energia absorvida sob a forma de radiação eletromagnética, cujos comprimentos de onda são característicos da transição eletrônica sofrida. Os comprimentos de onda, da radiação emitida, que se situarem na faixa entre 700 nm (vermelho) e 400 nm (violeta) formarão uma luz visível. A cada elemento químico corresponde uma específica distribuição de níveis de energia. Por isto, a radiação emitida nos retornos aos correspondentes estados fundamentais, quando os elementos presentes em uma amostra cuja composição seja desconhecida forem excitados pela absorção do calor de uma chama, apresenta características que podem ser utilizadas para identificar tais elementos. Em consequência, o teste de chama é usado para identificar alguns íons metálicos tais como sódio, potássio, cálcio, bário e estrôncio. A temperatura da chama de um bico de Bunsen, ou mesmo da queima do álcool em gel, é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons destes íons tal que, quando os elétrons retornarem aos respectivos estados fundamentais, eles emitam radiação luminosa com cor e intensidade detectáveis, com razoável certeza e sensibilidade, através da simples observação visual da chama. A análise quantitativa pode ser feita por fotometria de chama, que é uma técnica de emissão atômica para determinar a concentração de íons metálicos. A determinação é
feita pela medida da emissão de radiação presente na chama de soluções contendo estes íons. A solução é aspirada na chama, que evapora o solvente e excita elétrons da camada de valência dos íons metálicos. A fotometria de chama é uma técnica simples, relativamente barata, sendo muito utilizada para análises clínicas, biológicas e ambientais. Material Cloreto de sódio: NaCl (s) Cloreto de cálcio: CaCl 2 (s) Cloreto de estrôncio: SrCl 2 (s) Cloreto de bário BaCl 2 (s) Cloreto de potássio: KCl (s) Cloreto de cobre: CuCl 2 (s) Solução de HCl 3,0 mol.l -1 Amostra desconhecida Placa de porcelana para colocação de amostras sólidas (placa de toque) Béquer de 50 ml Espátula ou colher descartável Bico de Bunsen Fio de Níquel-Cromo em haste de vidro Procedimento Teste de chama 1. Coloque uma pequena porção (do tamanho de um grão de arroz) de um dos sais numa das cavidades da placa de porcelana. Para isto, use a espátula ou colher descartável. 2. Coloque em dois tubos de ensaio (Tubo 1 e Tubo 2), 3,0 ml da solução de HCl 3. Para a limpeza do fio de Níquel-Cromo, mergulhe-o na solução de HCl do Tubo 1 e leve-o à chama do Bico de Bunsen até ficar incandescente. Repita este procedimento até que não se observe coloração na chama. 4. Com o fio de Níquel-Cromo limpo, mergulhe-o na solução de HCl do Tubo 2 e coloque-o no sal. A seguir, e leve-o à chama, observe e anote a cor da chama. 5. Repita os itens 1, 2, 3 e 4 para os demais sais. Muita atenção para não misturar os sais na placa de porcelana. Parte III - Identificação de uma Substância Química Nesta parte do experimento, você receberá uma amostra não identificada. Você terá que identificá-las utilizando procedimentos parecidos aos utilizados anteriormente. A comparação dos resultados da primeira parte do procedimento possibilitará a identificação das suas amostras problemas. Utilizando procedimentos parecidos aos
utilizados na Parte I do experimento trabalhe na identificação da solução que você recebeu. Ao final da aula você receberá a relação das 9 soluções/reagentes, mas você não saberá quem é quem. A partir de seus conhecimentos prévios, dos resultados obtidos no laboratório e consulta da literatura você deverá identificar cada um dos números dos rótulos dos frascos com o respectivo reagente. Referências 1. Baccan, N.; Aleixo, L. M.; Stein, E.; Godinho, O. E. S.; Introdução à Semimicroanálise Quantitativa, 6ª ed., Editora da Unicamp, Campinas, 1995. 2. Atkins, P.; Jones, L.; Chemistry - Molecules, Matter and Change ; 3rd ed., W. H. Freeman and Company, New York, 1997. 3. Smith, E. T.; J. Chem. Ed. 1995, 72, 828.
EXPERIMENTO 2 Determinação do Raio Atômico de um Metal Introdução Todo sólido cristalino tem um arranjo ordenado de empacotamento de seus átomos. Esta estrutura tridimensional é chamada de retículo cristalino. Na natureza existem 14 possíveis retículos cristalinos, os quais podem ser agrupados em 7 sistemas. Será aqui tratado, apenas, o sistema cúbico, o qual possui 3 possíveis retículos, de acordo com os quais se empacotam os átomos dos metais. No retículo chamado sistema cúbico simples os átomos se tocam pela aresta do cubo, no de face centrada pela diagonal da face e no de corpo QG centrado 100 EXPERIMENTO pela diagonal maior. 9 Assim, para cada retículo do sistema cúbico existe uma relação trigonométrica entre a aresta do cubo a e o raio dos átomos que se Relações encontram matemáticas dentro do para cubo, determinação r (Figura 1). do raio atômico de metais 1. Cúbico simples 2. Cúbico de face centrada V cubo = a 3 a = 3 V cubo a = 2r r = a / 2 3. Cúbico de corpo centrado (4r) 2 = a 2 + a 2 r = (a 2) / 4 4r = a 3 r = (a 3) / 4 Figura 1- Os três diferentes retículos pertencentes ao sistema cúbico e relações matemáticas para a determinação do raio atômico de metais. Material
Amostras de dois metais (cilindros de Cu e Al) Proveta de 10 ml Balança analítica Procedimento 1. Determine a massa da amostra metálica. 2. Numa proveta de 10 ml adicione água da torneira até que o menisco atinja uma marca por volta de 5,0 ml. Anote o volume medido na proveta. 3. Coloque o cilindro de metal, cuidadosamente, dentro da proveta. Anote o novo volume atingido pelo menisco e obtenha o volume da amostra metálica. 4. Repita o procedimento mais duas vezes, respectivamente com as outras duas barras metálicas do mesmo metal. 5. Calcule a densidade do metal para cada uma das amostras e a média desses valores. 6. Utilizando a literatura, identifique o metal utilizado a partir da densidade média obtida. 7. Identificado o metal, calcule a quantidade de substância, em mol e o número total de átomos contidos em cada um dos três pedaços de metal. 8. Para cada um dos três retículos do sistema cúbico, verifique qual é o número de átomos por cela unitária. A partir desta informação e do resultado do item 7, para cada retículo calcule o número de celas unitárias presentes nos três pedaços de metal. 9. O volume de cada pedaço de metal foi determinado (item 3). A partir destes valores e do resultado do item 9, para cada retículo do sistema cúbico calcule o volume de uma cela, para cada um dos três pedaços de metal. 10. A partir do resultado do item 9, para cada retículo do sistema cúbico calcule o raio atômico do metal, por meio das relações, entre o raio e a aresta da cela, contidas na Figura 1. Faça isto para cada um dos três pedaços de metal. 11. Para cada retículo do sistema cúbico, obtenha o valor médio do raio atômico e a estimativa de desvio, considerando os três pedaços de metal. 12. Sabendo o valor médio do raio atômico correspondente a cada retículo do sistema cúbico e a identidade do metal (item 6), por meio da literatura identifique o retículo cristalino do metal. Referências 1. L. Smart and E. Moore, Solid State Chemistry: An introduction, 2nd. ed., Nelson Thornes, Cheltenham, UK, 2001. 2. Tubino, M. Determinação de parâmetros de uma cela unitária Experiência de química geral. Química Nova. v. 6, p.109-111, 1983. 3. M. Tubino e J. A. Simoni, Química Nova na Escola. v. 9, p. 41-43, 1999. Resultados
Amostra Massa do Metal (g) Volume inicial (ml) Volume Final (ml) 1 2 3 4 5 6
EXPERIMENTO 3 Identificação de um Metal a Partir da Determinação Experimental da sua Massa Molar Introdução A reação de um metal com ácido em meio aquoso, produzindo o gás hidrogênio (H 2 ), pode ser genericamente expressa como: M (s) + nh + (aq) = M n+ (aq) + n/2 H 2 (g) onde n é um número inteiro e representa o estado de oxidação do cátion metálico. Segundo esta equação, a quantidade de H 2 liberado z H2 depende da massa de metal consumida na reação, e é uma função de (n). A quantidade liberada de hidrogênio (z) pode ser determinada pela medida de seu volume, a partir da equação dos gases ideais: p H2 V = z H2 R T A pressão parcial do H 2 (p H2 ) pode ser determinada pela lei de Dalton, conhecendo-se a pressão atmosférica local, a pressão de vapor da água na temperatura do experimento e admitindo mistura de gases ideais. p H2 = p total - p vapor de água A partir do conhecimento de z e atribuindo-se diferentes valores para o número de oxidação do metal n diversos valores de massas molares poderão ser calculados. Confrontando-se esses resultados de massas molares calculados com aqueles da tabela periódica é possível identificar o metal utilizado. Estaremos admitindo também que o hidrogênio é complemente insolúvel em água e que a amostra metálica é 100% pura. Material Procedimento Bureta Balança analítica Solução de HCl Amostra do metal desconhecido Proveta de 2000 ml Béquer Termômetro Suporte Pese uma amostra do metal. A massa da amostra deve pesar entre 20 e 30 miligramas. Será feita a determinação da massa molar do metal. Que tipo de balança você acha necessário usar neste caso?
Com um pedaço de fio de cobre, enrole bem a amostra pesada deixando cerca de 5 cm de cabo (Figura 1a), e prenda-o a uma rolha de borracha (Figura 1b). (a) (b) Figura 1: (a) Colocação da amostra de metal em um fio de cobre, (b) fixação da amostra e do fio de cobre à rolha de borracha Veja a referência 4. Feche a torneira da bureta e coloque 10 ml de HCl 6 mol L -1 (CUIDADO ÁCIDO FORTE). Com a bureta inclinada, com o auxílio de uma pisseta, adicione lentamente água destilada, até enchê-la procurando evitar ao máximo a mistura da água com a solução de HCl. Ajuste a rolha no topo da bureta, de tal forma que a água preencha complemente a bureta e o orifício da rolha, sem formar bolhas de ar. Tape o orifício da rolha com o dedo indicador. Inverta e introduza o topo da bureta em água contida em um Béquer de 600 ml (ou de 400 ml), não permitindo a entrada do ar durante este processo. Fixe a bureta invertida num suporte universal utilizando uma garra, como indicado na Figura 2b. Como a densidade da solução de HCl é maior do que da água, ao se inverter a bureta a solução de HCl desce em direção ao metal e dá início à reação. Quando a reação cessar, dê leves toques na bureta para desprender o gás aderido ao fio de cobre. Se ao término desta etapa o Volume de Gás for inferior a 15 ml, repita o procedimento utilizando uma massa de metal maior que a anterior. Tampe novamente o orifício da rolha com o dedo indicador e transfira a bureta invertida para uma proveta de 2000 ml cheia de água. (Não precisa ser destilada) Faça coincidir o nível de água no interior da bureta com o nível de água da proveta (Figura 2c). Anote a posição do nível de água no interior da bureta e posteriormente determine o volume ocupado pelo gás. ATENÇÃO: Para determinar o volume ocupado pelo gás, encha a bureta com água destilada até a posição anotada. Transfira a água neste volume para um Béquer previamente pesado. Determine o volume usando a massa e a densidade da água. Meça a pressão atmosférica local e a temperatura da água, e obtenha a pressão de vapor da água (valor tabelado) para esta temperatura. Repita o procedimento com outras duas amostras do mesmo metal.
Rolha Metal Volume morto HCl6M 6 mol L -1 (a) (b) N í v e l d a á g u a Figura 2: Esquema da bureta com a rolha e o metal, antes e durante a reação. Arranjo da bureta e proveta para medida do volume de gás. (c) Recomendações para o questionário Para os cálculos, utilize os valores experimentais obtidos e os demais dados necessários. Calcule a massa molar para cada conjunto de dados de massa e volume de H 2 de cada experimento, considerando números de oxidação iguais a 1, 2 e 3. Para cada número de oxidação, será calculada uma massa molar. (no total serão obtidos 6 valores de massa molar). Encontre a massa molar média para cada número de oxidação e compare com os valores aproximados em uma tabela periódica para tentar identificar o metal usado. Considere também outras informações úteis, como cor do metal, características visuais e disponibilidade. Por que é necessário saber a pressão de vapor da água para fazer os cálculos? Explique como a solubilidade do H 2 na solução de HCl pode afetar os resultados.
Referências 1. Mahan, B.; Química Um Curso Universitário, Ed. Edgar Blucher, São Paulo, 1972, p. 26-37 e 207. 2. Kotz, J. C.; Purcell, K. F.; Chemistry and Chemical Reactivity, 2 a ed., Saunders College Publishing, Philadelphia, 1991, p. 455, 865 e 907. 3. Baccan, N.; Andrade, J.C.; Godinho, O.E.S.; Barone, J.S.; Química Analítica Quantitativa Elementar, 2 a ed. 7ª reimpressão, Editora Edgard Blucher, 2010. 4. César J.; de Andrade, J.C.; A Determinação da Massa Molar de um Metal, 2006, 28 p.p. Disponível em http://chemkeys.com/br/2006/04/17/a-determinacao-damassa-molar-de-um-metal/
EXPERIMENTO 4 Oxidação e Redução Introdução Reações de oxidação e de redução envolvem a transferência de elétrons entre as substâncias e ocorrem em conjunto, ou seja, se uma substância é oxidada em uma reação, outra substância na mesma reação deve ser reduzida. Há um número incontável de fenômenos naturais nos quais as reações de oxidaçãoredução desempenham o papel principal. Por exemplo, a fotossíntese, o processo básico que sustenta a vida na Terra, é a reação de redução do dióxido de carbono a glicose, um açúcar essencial à planta, acompanhada da reação de oxidação da água a gás oxigênio. Os processos metabólicos que ocorrem nos animais são análogos ao inverso da fotossíntese. Neste caso, os carboidratos e outros alimentos são oxidados a dióxido de carbono e água. Além de fazer parte dos fenômenos naturais, as reações de oxidaçãoredução também estão presentes no processo de corrosão, nas baterias e em células de combustível. Um exemplo importante dessas reações é a redução do óxido de ferro com dióxido de carbono para a produção industrial de ferro metálico. Neste experimento, serão estudadas algumas reações de oxidação e redução envolvendo metais e também halogênios. Isso permitirá estabelecer uma série eletroquímica simplificada para os metais e obter informações sobre o poder oxidante relativo do cloro, do bromo e do iodo. Experimental 1. Série eletroquímica para alguns metais e hidrogênio. Use amostras dos metais: ferro, zinco, cobre e estanho e as soluções 0,1 mol L -1 de seus íons em solução, além de soluções de HCl 0,2 mol L -1. Observe as possíveis reações de cada um desses metais com cada uma das soluções. Para cada combinação, use 2 ml da solução e uma pequena porção limpa do metal. Algumas das reações de metais com ácido são lentas. Nestes casos, aqueça o tubo num banho com água quente (~60 o C). Faça uma tabela de todas as combinações e observe quais reações ocorreram. Baseado nos resultados, você será capaz de ordená-los quanto aos potenciais de redução. Compare com o esperado pela série eletroquímica. Discuta possíveis diferenças e comente as possíveis fontes de erros. 2. Poder de oxidação dos halogênios Coloque separadamente em tubos de ensaio, 2 ml de cada uma das três soluções dos halogênios: no primeiro, água de cloro (cloro dissolvido em água); no segundo, água de bromo (bromo dissolvido em água) e no terceiro, solução aquosa de iodo. a) Adicione cerca de 1 ml do solvente orgânico em cada tubo, observe onde se localiza a fase orgânica e a água. Agite vigorosamente. Anote a cor da fase orgânica que contém o halogênio dissolvido. b) Em dois tubos de ensaio coloque, separadamente, 2 ml de solução de brometo 0,1 mol L -1 e 2 ml de solução de iodeto 0,1 mol L -1. Adicione a cada tubo 1mL do
solvente orgânico, agite o tubo e observe. Em seguida, adicione 1 ml de solução de água de cloro, agite e observe. Anote a cor da fase orgânica final nos dois testes e compare com o que foi observado no item (a). c) Repita o procedimento anterior usando soluções de cloreto e iodeto em cada tubo. Adicione 1 ml do solvente orgânico e cerca de 1 ml de água de bromo em cada tubo. Agite vigorosamente e compare a coloração da fase orgânica com a que foi observada no item (a). d) Repita o procedimento usando as soluções de cloreto e de brometo em cada tubo. Adicione 1 ml do solvente orgânico e 1 ml de solução de iodo. Agite vigorosamente e compare a coloração da fase orgânica com a que foi observada no item (a). De forma análoga ao que foi feito na parte experimental A, faça um quadro com as reações e tire conclusões sobre qual o melhor oxidante e qual o melhor redutor. 3. O par Fe 3+ / Fe 2+ Determine se o íon Fe 3+ é um oxidante mais forte ou mais fraco que o iodo e o bromo em meio aquoso. Adicione 1 ml de solução de Fe 3+ a 2 ml de soluções de iodeto e brometo. A presença de Fe 2+ poderá ser testada pela adição de um pouco de solução de ferrocianeto de potássio, que originará uma cor azul profunda quando houver Fe 2+ em solução. Insira seu par Fe 3+ / Fe 2+ na série eletroquímica já estabelecida para os halogênios. A partir dos resultados obtidos tente fazer uma tabela completa contendo a ordem de potenciais de redução observada. Escreva todas as equações químicas balanceadas para todas as reações que ocorreram, tanto para as oxidações e reduções como para os testes de identificação. Procure em livros de química geral e de análise qualitativa como se faz para balancear equações iônicas de oxidação e redução. São estas equações iônicas que devem ser apresentadas no questionário. Atenção: - Traga uma tabela de potenciais de oxidação e redução dos elementos químicos para o seu uso no questionário. - NÃO JOGUE NENHUMA SOLUÇÃO NA PIA. Há frascos apropriados para descarte das soluções dos íons metálicos, dos sólidos metálicos e das fases orgânicas. Referências 1. Kotz, J.C.; Treichel Jr., P.; Química Geral e Reações Química, 5 a edição, Thomson, São Paulo; 2005. 2. Vogel, A.I. ; Química Analítica Qualitativa; Editora Mestre Jou, São Paulo; 1981. 3. Atkins, P; Jones, L. Princípios de Química. 5ª ed. Ed. Bookman. Porto Alegre, 2012. 4. Alexéev, V.; Análise Qualitativa; Edições Lopes da Silva, Porto; 1982. 5. Baccan, N.; Godinho, O. E. S.; Aleixo, L. M.; Stein, E.; Introdução à Semimicroanálise Qualitativa; Editora da UNICAMP, Campinas; 1990. 6. Mahan, B.M; Myers, R.J..; Química - Um Curso Universitário, 4 a edição, Editora Edgard Blucher Ltda., São Paulo; 2005.
EXPERIMENTO 5 Parte I - Condutividade Elétrica de Soluções Iônicas Parte II - Pilha de Zinco/Cobre Parte III - Pilha de Limão Parte I - Condutividade Elétrica de Soluções Iônicas Introdução A condução elétrica é um fenômeno de transporte no qual as carregas elétricas (transportadas por elétrons ou íons) se movem através de um sistema. Assim, se aplicamos uma diferencia de potencial elétrico entre dois pontos de um arame de Cu observaremos uma corrente elétrica devido ao movimento de elétrons entre esses dois pontos. Por outro lado, se aplicamos uma diferença de potencial elétrico entre dois pontos em um copo com água do mar, observaremos uma corrente devido ao movimento de íons (cátions é anions) entre esses dois pontos. O estudo da condução elétrica em soluções iônicas apresenta grande utilidade para a análise rápida e rotineira de soluções, já que se trata de uma medida simples, cujo valor está relacionado com as propriedades da solução. A condutividade elétrica em sólidos tem analogia com a condutividade em solução. Por exemplo, em ambos os casos ela é dependente da natureza do condutor, do seu comprimento (l), e da sua área transversal (A), embora os mecanismos de condução sejam explicados de maneira diferente. Figura 1. Representação simplificada de uma cela de condutividade A condutância de uma amostra é o inverso de sua resistência. Esta é uma medida da facilidade com a qual os íons ou elétrons podem ser transportados em uma dada substância. A resistência é medida em ohm (), de forma que a condutância é medida em -1, unidade conhecida como Siemens (S), S = -1. A resistência aumenta proporcionalmente ao aumento de comprimento da amostra, l e diminui de forma inversamente proporcional à sua área transversal, A (Figura 1). Logo, a resistência R pode ser escrita: R = (l/a),
onde é uma constante de proporcionalidade dependente do material que constitui a amostra, chamada resistividade. A condutividade é definida como o inverso da resistividade, ou seja, = 1/. Celas de condutividade reais não consistem de duas placas retangulares absolutamente idênticas, dispostas de modo absolutamente frontal uma em relação à outra, conforme esquematizado na Figura 1. Por isto, a razão entre o comprimento e a área da amostra, l/a, é substituída por um parâmetro C, chamado constante da cela, cuja dimensão é o inverso da unidade de comprimento. Cada célula de condutividade apresenta uma específica constante de cela, cujo valor depende da sua morfologia, podendo alterar-se com a temperatura e o uso. Como é impraticável determinar C com precisão a partir da morfologia da cela, calibram-se essas celas antes dos experimentos, o que corresponde à determinação de C. Isto é efetuado medindo-se a condutividade de uma solução padrão. Em soluções, faz-se ainda necessário corrigir a condutividade observada, obs, por meio da subtração da condutividade do solvente, solv. Assim, corr = obs solv, onde solv é a condutividade da água destilada usada para preparar as soluções. Além disto, deve-se considerar o efeito da concentração. A condutividade de uma solução depende da quantidade de íons presentes na solução. Portanto, para considerar o efeito da concentração utiliza-se a condutividade molar, m = corr /c, onde c é a concentração do soluto iônico. Para eletrólitos fortes, se aumentamos a concentração para o dobro, a quantidade de íons vai aumentar da mesma maneira. Portanto m deveria ser constante para uma dada sustância. Porém, as interações entre os íons mudam com c, afetando a condutância de diferente maneira em diferentes concentrações. Empiricamente Kohlrausch determinou que para eletrólitos fortes as condutividades molares variam com a concentração do soluto de acordo com, m = m º Ƙ c 1/2. Nesta equação, Ƙ é uma constante positiva, chamada constante de Kohlrausch, que depende dos coeficientes estequiométricos do cátion, +, e do ânion, -, do soluto (por exemplo, no MgCl 2 tem-se + =1 e - =2). Podemos concluir da lei de Kohlrausch que quando aumentamos a concentração do soluto, as interações iônicas aumentam diminuindo a condutividade molar da solução. Além disto, nesta equação m º representa a condutividade molar limite do eletrólito. Esta é a condutividade molar de uma solução infinitamente diluída, formada pelo mesmo soluto e pelo mesmo solvente, na mesma temperatura. Note que nas soluções usuais, cujas condutividades são milhares de vezes maiores do que a condutividade do solvente, corr obs. Mas, quando c tender para zero, obs tenderá para solv, logo tanto o numerador como o denominador da fração
( corr / c) tenderão para zero. Portanto, o valor de m será indeterminado quando c tender a zero, podendo ser removida tal indeterminação por meio de extrapolação experimental, o que leva ao valor real positivo m º. Por outro lado, a fração ( obs / c) obrigatoriamente divergirá, quando c tender para zero, porque o seu numerador não tenderá para zero. Em uma solução infinitamente diluída, íons de cargas opostas não podem interagir. Nesse caso, a condutividade molar limite é separável nas contribuições do cátion e do ânion do soluto. Sendo + e - as condutividades iônicas limites do cátion e do ânion respectivamente, a condutividade molar limite do eletrólito satisfaz à igualdade: m º = + + + - - A condutividade molar limite de cada íon depende do íon em questão, do solvente em que ele se encontra e da temperatura da solução. Material Cubeta ou cela para medida de condutividade Soluções de NaCl 0,1 mol.l -1 Soluções de HCl 0,1 mol.l -1 Ácido acético 0,1 mol.l -1 Solução de Sacarose 0,1 mol.l -1 Água da torneira Água destilada (Se atingir o fundo de escala do equipamento as soluções devem ser diluídas na proporção 1:1) Procedimento 1. Faça todas as medidas com o mesmo condutivímetro, portanto com a mesma cela de condutividade. Anote a escala em que cada medida for feita. Em caso de dúvida, pergunte ao professor como selecionar corretamente a escala do condutivímetro. 2. Antes da primeira medida lave bem, com água destilada a cela do condutivímetro. 3. Preencha a cela do condutivímetro com a solução a ser medida. O nível da solução na cela deve ser suficiente para ficar acima dos furos da capa protetora do eletrodo do condutivímetro, permitindo assim a não existência de bolha de ar em contato com o eletrodo. 4. Repita o procedimento de medida, mas agora para soluções de cloreto de potássio (5,00 x 10-4 ; 5,00 x 10-3 ; 5,00 x 10-2 ; 1,00 x 10-1 ), ácido clorídrico, ácido acético e sacarose 0,1 mol.l -1, lavando bem a cela entre uma medida e outra. Se necessário, selecione a escala mais adequada do condutivímetro para cada solução a ser medida.
Observação: O condutivímetro foi previamente calibrado utilizando uma solução de KCl 0,1 mol/l, que na temperatura ambiente apresenta uma condutividade de 12,90 ms cm -1. Tratamento de dados 1. A partir da condutividade medida para cada concentração (c) calcule a condutância molar ( m ). 2. Trace gráficos de m x c 1/2 e estime o valor de m o à diluição infinita, para os eletrólitos fortes. Referências 1. P. W. Atkins - Physical Chemistry, 5 th ed., Oxford, 1994 (capítulo 24). Introdução Parte II Pilha de Zinco/Cobre (Pilha de Daniell) Uma pilha é um dispositivo capaz de transformar energia química em energia elétrica através de reações que se baseiam no processo de oxidação e redução (doação/ recebimento de elétrons entre as substâncias envolvidas). Quando colocamos uma pilha em um equipamento eletrônico, obtemos o fluxo de elétrons gerado pelas reações químicas. Combinando várias substâncias é possível obter as mais diversas configurações de pilhas. Uma delas é a pilha de Zinco/Cobre. Qual é o princípio de funcionamento desta pilha? Materiais e reagentes Solução de CuSO4 mol.l-1 Solução de ZnSO4 mol.l-1 2 Béqueres de 50 ml Lâmina de zinco Lâmina de cobre Ponte salina (gelatina contendo KCl) Multímetro
Procedimento Em um Béquer de 50 ml coloque 30 ml de solução aquosa de CuSO 4 1,0 mol.l -1 e em outro Béquer de 50 ml coloque 30 ml de solução aquosa de ZnSO 4 1,0 mol.l -1. A seguir coloque a lámina de cobre dentro da solução CuSO 4 e a lâmina de Zn na solução ZnSO 4. Coloque a ponte salina. Com o auxílio do multímetro (adequadamente ajustado para a escala de tensão contínua, com fundo de escala de 2 Volts) meça a ddp (tensão ou fem) desta pilha. Meça o valor da voltagem da pilha. Esta voltagem é dada pela equação: ΔE o = E o red maior E o red menor ΔE o = diferença de potencial da pilha; E o red maior = potencial de redução maior entre os elementos utilizados; E o red menor = potencial de redução menor entre os elementos utilizados. Descarte as soluções de Sulfato de Cobre e de Sulfato de Zinco nos frascos adequados. Na dúvida pergunte ao professor ou monitor PAD. Parte III- Pilha de Limão Materiais e reagentes 1 limão; Kit para o experimento (2 lâminas de cobre, 2 lâminas de zinco, pedaços de fio condutor, uma calculadora digital adaptada) Faca Atenção: Requisite ao técnico do laboratório o Kit para o experimento. No final da aula você deve devolvê-lo completo ao técnico. Após trabalhar com o limão lave bem as mãos antes de se expor ao sol, de modo a evitar irritação e queimaduras e na pele. Procedimentos Prender os segmentos desencapados dos fios da calculadora em 1 placa de cobre de um lado e uma de Zn do outro. Usando outro pedaço de fio prenda também 1 placa de cobre de um lado e uma de Zn do outro. Em seguida, dividir o limão em dois, no sentido dos gomos. Deitar as duas partes com o lado cortado para baixo e então fazer dois cortes em cada parte, um próximo ao cabinho do fruto e outro do lado oposto. Dentro destes cortes, inserir a placa de cobre e a placa de zinco já com os fios amarrados.
Ligar na calculadora (seguindo a polaridade correta). Basta emendar o fio ligado ao cobre de uma pilha no fio ligado ao zinco da outra pilha e conectar as pontas restantes na calculadora (novamente obedecendo a polaridade). A pilha de limão pode alimentar esse circuito por um longo tempo sem apresentar problemas de funcionamento. Veja o esquema: Figura 1: Esquema para montagem da pilha de limão.
Introdução EXPERIMENTO 6 Parte I Determinação do Calor Específico de Materiais Parte II - Determinação de Calor de Sublimação do Gelo Seco O calor é uma grandeza fundamental em termodinâmica. A termoquímica é um ramo da termodinâmica, que lida com todos os tipos de efeitos e troca de energia em todos os tipos de processos. A primeira lei da termodinâmica é a lei da conservação da energia a qual estabelece que a energia não pode ser criada nem destruída somente pode ser transferida entre o sistema e a sua vizinhança. Vamos considerar que um sistema é constituído de um recipiente fechado contendo uma massa m a de água na temperatura de 25 o C. As paredes deste recipiente são feitas de poliestireno expandido (isopor) um material isolante térmico que não permite a troca de energia (calor) do sistema vizinhança e da vizinhança sistema (Parede Adiabática). Consideremos agora que um corpo de massa m c e numa temperatura maior que 25 o C seja adicionado na água contida no sistema. A primeira Lei da Termodinâmica (lei da conservação da energia) pode então ser escrita como: Calor ganho pela água + Calor cedido pelo corpo = 0 Q água + Q corpo = 0 Intuitivamente percebemos que calor Q é proporcional a temperatura t e a massa m: Q α t Q α m Então Q α mxt Quando um corpo recebe ou cede energia sofre uma mudança de temperatura e uma das formas de se relacionar Calor e Temperatura é através do Calor Específico (c) (uma propriedade intrínseca dos materiais envolvidos no processo de troca de calor). Calor Específico é definido como a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de 1 grama de substância de 1 o C. Pode-se então dizer que o Calor Específico (c) é uma constante de proporcionalidade entre as duas grandezas Calor e Temperatura e a unidade do Calor Específico é J g -1 grau -1. Q = cxmxt Essa propriedade se destaca pela importância que tem na explicação de alguns fenômenos naturais, por exemplo, lagos e mares são menos afetados pelas variações de temperatura durante as estações inverno e verão, pois o alto valor do calor específico da água permite que ela absorva a energia térmica (radiação infravermelha emanada pelo sol), armazenando e dissipando-a lentamente. Essa propriedade também torna a água um potencial veículo de transporte energético, sendo largamente utilizada em sistemas de aquecimento residenciais ou em processos industriais, e também como líquido refrigerante.
Parte I - Contato entre dois corpos a temperaturas diferentes Determinação do Calor Específico de Materiais (Nylon, Cu, Fe e Al ) Material Geral Balança analítica Amostra de metais e polímeros Calorímetro Biodiesel Diesel de petróleo Lamparina Termômetro Gelo seco É importante entender como a termodinâmica trata a troca de energia entre corpos. Para tentar descobrir alguns dados quantitativos dos fenômenos relacionados à energia térmica e as leis que regem suas trocas, estudaremos o contato entre dois materiais a diferentes temperaturas. OBS: As massas e as temperaturas iniciais de cada combinação assim como as temperaturas finais e variação de temperaturas devem ser anotadas. 1. Zere a balança e pese o copo plástico vazio. Coloque 50 gramas de água (que está na temperatura ambiente do laboratório) em um copo plástico e pese. Insira o conjunto dentro do recipiente de Isopor (calorímetro), adapte o termômetro na tampa de isopor, de modo que o bulbo do termômetro fique bem no centro do líquido e meça a sua temperatura. 2. Pese a amostra sólida. Amarre um barbante na amostra sólida e mergulhe-a em um recipiente com água à ebulição e deixe por quinze minutos (Anote a temperatura de ebulição da água). Retire a amostra sólida e, o mais rápido possível, mergulhe-a rapidamente no calorímetro. Vá lendo a temperatura em função do tempo e anote o seu valor máximo. Repita o experimento mais uma vez trocando a água do copo. Faça um gráfico de Temperatura em função do tempo. 3. Repita o procedimento anterior, utilizando as outras amostras de materiais. Conclusões: Determine o calor específico de cada material utilizado. O calor específico da água é 1,0 cal/g C. Parte II - Entalpia de sublimação do CO 2 O objetivo desta parte é a determinação da variação de entalpia de sublimação do gelo seco. Esquematize a equação de sublimação e a sua respectiva grandeza que será medida.
Neste experimento, será determinada a variação de entalpia de sublimação ( sub H) do CO 2 (gelo seco), o que corresponde ao calor absorvido à pressão constante no processo: CO 2 (s) CO 2 (g) Como o processo é realizado a pressão constante, a variação pode ser obtida por: sub H = - q / n onde q = calor transferido no processo e n = número de moles de CO 2 sublimado. Com algumas simplificações, q pode ser encontrado pela seguinte relação: q = m água x c água x T = m água x c água x (T final T inicial ) onde: c = calor específico da água, que pode ser considerado como constante no intervalo de temperatura (T) de estudo, sendo 4,184 J g -1 K -1 ; m = massa de água. 1- Coloque em um copo plástico uma massa de água, de cerca de 100 g, com precisão de 0,01 g. Insira o copo com água dentro do calorímetro, adapte o termômetro à tampa do isopor, de modo que o seu bulbo fique bem no centro do líquido. Leia a temperatura da água e anote. 2- Leve esse conjunto para próximo da balança. Pese com a mesma precisão anterior uma massa de aproximadamente 5 gramas de gelo seco, utilizando um copinho plástico para café. Imediatamente à pesagem, adicione o gelo seco dentro no calorímetro. Anote a temperatura a cada 60 segundos, até que todo o gelo seco tenha sublimado. Sem destapar o frasco, como se pode inferir que o gelo seco já sublimou por completo? Continue anotando a temperatura por cerca de 5 minutos além deste tempo. Faça um gráfico de temperatura em função do tempo. 3- Repita o procedimento. Referências 1. Simoni, J.A., Quimica Nova 1989, 12(4), 376-378. 2. Burgstahler, A.W., Bricker, C.E., J. Chem. Educ.1991, 68, 332.