apostila de roteiros experimentais de …...química geral experimental ii: conduta e normas de...

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO

MARANHÃO- CAMPUS CAXIAS

CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA

DIRETORIA DE DESENVOLVIMENTO EDUCACIONAL

CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA

APOSTILA DE ROTEIROS EXPERIMENTAIS

DE QUÍMICA GERAL II

ORGANIZAÇÃO:

ANA JÚLIA REGO VIEIRA DA LUZ

HÉLSON RICARDO DA CRUZ FALCÃO

JOALDO DA SILVA LOPES

LEONARDO JOSÉ BRANDÃO LIMA DE MATOS

PEDRO ALBERTO PAVÃO PESSOA

WALLONILSON VERAS RODRIGUES

CAXIAS-MA

2018

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO


DEPARTAMENTO DE ENSINO

LICENCIATURA EM QUÍMICA

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL I

Química Geral Experimental II

SUMÁRIO

1 NORMAS BÁSICAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO E SEUS

PRINCIPAIS INSTRUMENTOS E VIDRARIAS ............................................................ 3

1.1 APRESENTAÇÃO .......................................................................................... 3

1.2 INTRODUÇÃO ............................................................................................... 3

1.3 REGRAS BÁSICAS DE CONDUTA E SEGURANÇA NO LABORATÓRIO .. 3

2 ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II........ 7

EXPERIMENTO 01 ....................................................................................................... 8

EXPERIMENTO 02 ..................................................................................................... 14

EXPERIMENTO 03 ..................................................................................................... 16

EXPERIMENTO 04 ..................................................................................................... 23

EXPERIMENTO 05 ..................................................................................................... 27

EXPERIMENTO 06 ..................................................................................................... 33

EXPERIMENTO 07 ..................................................................................................... 38

EXPERIMENTO 08 ..................................................................................................... 45

3 A PRÁTICA EDUCATIVA ................................................................................... 47

Química Geral Experimental II: Conduta e Normas de segurança no Laboratório





QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL II

SEGURANÇA NO LABORATÓRIO

1 NORMAS BÁSICAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO E SEUS

PRINCIPAIS INSTRUMENTOS E VIDRARIAS

1.1 APRESENTAÇÃO

Este manual é um exemplar integrante e de essencial conhecimento

para todas as disciplinas experimentais, que envolvam experimentos como

instrumento avaliativo ou complementar das aulas teóricas, para o

desenvolvimento das atividades em laboratório. Estarão presentes neste

manuscrito, as principais normas de segurança, principais vidrarias,

instrumentos e equipamentos usados nos laboratórios de Química do IFMA –

Campus Caxias.

1.2 INTRODUÇÃO

As atividades em laboratório requerem uma atenção especial, pois

grande parte das substâncias apresentam grau de toxicidade consideráveis,

requerendo sempre de alunos e professores atenção e precauções a serem

tomadas. Acidentes ocorrem frequentemente, embora geralmente sejam

ocasionados por pressa ou imperícia no manuseio dos instrumentos. Neste

manual, será discutido e apresentado as principais medidas a serem tomadas

pelo corpo docente e discente, durante o curso de atividades das disciplinas

práticas do IFMA campus Caxias, bem como os principais instrumentos que

serão utilizados durante todo o curso.

1.3 REGRAS BÁSICAS DE CONDUTA E SEGURANÇA NO LABORATÓRIO

1. Trabalhe sempre com atenção, calma e prudência. Atividades de laboratório

exigem concentração;

2. Conheça o espaço físico do laboratório. Reconheça as portas principais,

laterais e de emergência, janelas, chuveiros, aparelhos elétricos, fontes de

radiação e execute somente a partir das ordens do professor;


3. Esteja sempre acompanhado, nunca trabalhe sozinho no laboratório e

execute as atividades em horários convencionais;

4. Leia antecipadamente o roteiro da prática e entenda a finalidade de cada

vidraria, instrumentos e equipamentos;

5. Leia as instruções, verifique o prazo de validade dos extintores de incêndio e

aprenda a usá-lo. Use somente nos casos em que se verificar controle da

situação;

6. É proibido fumar, beber e se alimentar dentro do laboratório;

7. Mantenha sua bancada de trabalho organizada e limpa;

8. Não despeje material insolúvel e de grande granulação nas pias (sílica,

carvão ativo, algodão) para não provocar entupimentos. Utilize um recipiente

para armazenamento desse tipo de material;

9. Verifique as normas para descarte de cada substância. Os produtos das

reações devem ser tratados para diminuição de impactos ambientais. Na

impossibilidade, guarde-os em frascos que sejam suficientes seguros para o

seu armazenamento (fracos de vidro incolor, âmbar, plástico ou vidro);

10. Em caso de acidente, mantenha a calma, desligue ou ligue os aparelhos

próximos, inicie o combate ao fogo, isole as substâncias inflamáveis, chame os

Bombeiros (193);

11. Todas as substâncias de certo modo, podem ser nocivas ou perigosas;

portanto devem ser tratadas com cautela e respeito. Evite contato direto com

as substâncias;

12. Lave as mãos após eventual contato com as substâncias e ao sair do

laboratório;

13. Não entre em locais de acidentes sem uma máscara contra gases e óculos

protetores;


14. Trabalhando com reações perigosas, explosivas, tóxicas, ou cuja

periculosidade, use a capela, óculos de proteção, máscara, luvas, e tenha um

extintor por perto;

15. Tenha cuidado com o manuseio de vidraria. O vidro é frágil e fragmentos de

peças quebradas podem provocar ferimentos sérios;

16. O uso de jaleco, calçados fechados e óculos de segurança é obrigatório

durante as práticas;

17. Prenda os cabelos de modo a não prejudicar a visão e/ou ocasione o

aumento de área corporal;

18. NUNCA utilize a boca para fazer a sucção. Use a pera ou dispositivo

adequado para manusear junto com a pipeta;

19. Nunca jogue no lixo restos de reações nem alimentos de origem orgânica;

20. Execute as atividades que envolve substâncias voláteis e reações com

produção de gases dentro de capelas ou locais bem ventilados;

21. Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos)

procure o médico indicando o produto utilizado;

22. Não utilize reagentes de identidade desconhecida ou duvidosa;

23. Nunca olhe diretamente para dentro de um tubo de ensaio ou outro

recipiente onde esteja ocorrendo uma reação, pois o conteúdo pode espirrar

nos olhos;

24. Ao aquecer um tubo de ensaio, não volte a boca deste para si ou para uma

pessoa próxima;

25. Se atingir os olhos, abrir bem as pálpebras e lavar com bastante água.

Atingindo outras partes do corpo, retirar a roupa impregnada e lavar a pele com

bastante água, ou toalha levemente úmida (verificar a características das

substâncias);


26. Nunca realize reações químicas nem aqueça substâncias em recipientes

fechados sem autorização do professor;

27. Tenha cuidado com a utilização de bicos de gás. Não os deixe acesos

desnecessariamente. O perigo de incêndio é real!

28. Evite vazamentos de gás; feche a torneira e o registro geral ao final do

trabalho;

29. Tenha cuidado com o uso de equipamentos elétricos. Verifique sua

voltagem antes de conectá-los. Observe os mecanismos de controle,

especialmente para elementos de aquecimento (Chapas, mantas, banhos,

fornos, estufas e diversos outros);

30. Em caso de acidente com fogo a pessoa deve se dirigir ao chuveiro. Na

impossibilidade, cubra a área inflada com um cobertor;

31. Caso o fogo ocorrer no laboratório, prefira o uso do extintor. O uso de água

pode espalhar substâncias inflamáveis;

32. As substâncias ácidas requerem um tratamento diferenciado. Ácido

sulfúrico: derramado sobre o chão ou bancada pode ser rapidamente

neutralizado com carbonato ou bicarbonato de sódio em pó. Ácido clorídrico

(manuseá-lo somente na capela): derramado será neutralizado com amônia,

que produz cloreto de amônio, em forma de névoa branca. Ácido nítrico:

(manuseá-lo somente na capela): reage violentamente com álcool;

33. Ao sair do laboratório, desligue os aparelhos indicados pelo professor e a

válvula de gás. Lave as vidrarias com água em excesso, seque e guarde-as em

lugares adequados. Em caso de práticas que se estenderam em outro horário

além do estipulado na aula, etiquetar os recipientes indicando a substância,

data, professor responsável, e o procedimento a ser utilizado em caso de

acidente;

34. Comunique imediatamente ao professor responsável qualquer acidente

ocorrido durante a execução dos trabalhos de laboratório.

Química Geral Experimental II






2 ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA GERAL

EXPERIMENTAL II

Química Geral Experimental II: Equilíbrio Químico






ROTEIRO DE AULA EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 01

EQUILÍBRIO QUÍMICO

1 INTRODUÇÃO

São poucas as reações químicas que ocorrem em um único sentido. A

maior parte das reações é reversível, pelo menos até certo ponto. No início

de um processo reversível, a reação dá-se no sentido da formação dos

produtos. Logo que se formam algumas moléculas de produto, começa o

processo inverso, isto é, começam a formar-se moléculas de reagente a

partir de moléculas do produto. Quando as velocidades da reação direta e

da reação inversa forem iguais e as concentrações dos reagentes e dos

produtos não variarem com o tempo, atinge-se o equilíbrio químico.

Verifica-se experimentalmente que cada reação tem um estado de

equilíbrio que lhe é específico, onde há uma relação definida entre as

concentrações das substâncias no equilíbrio. Em 1864, Maximilian Guldberg

(1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) enunciaram a lei da ação das

massas, que exprime a relação entre reagentes e produtos na mistura

reacional em equilíbrio.

Podemos generalizar a ideia da constante de equilíbrio químico para

uma reação cuja fórmula geral é dada por:

a A + b B ⇄ c C + d D

onde a, b, c e d são os coeficientes das espécies A,B,C e D que

reagem, a constante de equilíbrio da reação a uma dada temperatura é

dada por:

Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b

Nesta equação, o índice c simboliza que as concentrações estão

expressas em mol L-1.

Os equilíbrios químicos são dinâmicos e sensíveis às mudanças ou

perturbações. Quando um sistema em equilíbrio é perturbado devem

ocorrer reações químicas para que ele seja restabelecido. A única maneira

de determinar com exatidão como um equilíbrio irá responder às novas

condições é utilizando os princípios da termodinâmica. Existe uma regra

geral conhecida como princípio de Le Chatelier (1850-1936) que é

utilizada para analisar qualitativamente os efeitos da perturbação sobre o


equilíbrio químico. Assim diz o princípio: se sobre um sistema em

equilíbrio é imposta uma perturbação (ação qualquer) externa, o

sistema reagirá no sentido de neutralizar esta perturbação.

Esta perturbação pode ser o aumento, ou diminuição da concentração

dos reagentes ou produtos, aumento ou diminuição do volume do frasco

que contém as substâncias em equilíbrio, o aumento ou diminuição da

temperatura, entre outros.

2 OBJETIVOS

✓ Compreender o conceito de estado de equilíbrio;

✓ Evidenciar o princípio de Le Chatelier: reação do equilíbrio a uma ação

externa sobre ele;

✓ Verificar experimentalmente o efeito da temperatura e da concentração

sobre uma reação em estado de equilíbrio.

3 PARTE EXPERIMENTAL

3.1 MATERIAIS E REAGENTES

1ª Etapa

✓ Pb(NO3)2 p.a.;

✓ 2 tubos de ensaio;

✓ Rolha de borracha para os tubos de ensaio;

✓ Sistema de aquecimento em banho-maria (bico de Bunsen, fósforo, gás,

tela de amianto, copo béquer de 250 mL com 180-250 mL de água da

torneira;

✓ 2 copos béquer de 250 mL;

✓ Pinça de madeira.

✓ Copo béquer de 100 mL;

✓ 2 provetas de 25 mL;

✓ 2 conta-gotas;

2ª Etapa


✓ NH4SCN (tiocianato de amônio p.a);

✓ Pipeta de 5 mL;

✓ Solução de tiocianato de amônio 0,01 mol L-1;

✓ Solução de cloreto de ferro (III) 0,01 mol L-1;

✓ Solução de cloreto de amônio 0,1 mol L-1;

✓ Solução saturada de oxalato de potássio.


3ª Etapa


✓ 5 pipetas de 5 mL;

✓ Solução de dicromato de potássio 0,1 mol L-1;

✓ Solução de cromato de potássio 0,1 mol L-1;

✓ Solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1;

✓ Solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1;

✓ Solução de cloreto de bário 0,1 mol L-1

3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1 Influência da temperatura no equilíbrio químico

✓ Colocar cerca de 0,5 g de nitrato de chumbo em dois tubos de ensaio;

✓ Segurar um deles com uma pinça de madeira e aquecer na chama do

bico de Bunsen na capela. Manter o tubo inclinado e movimentá-lo para

que o aquecimento seja uniforme;

✓ Observar, dentro do tubo, a formação de um gás marrom-avermelhado,

o dióxido de nitrogênio (evite cheirá-lo, pois é altamente tóxico);

✓ Apagar o bico de Bunsen quando tubo estiver cheio de gás. Tampar

com uma rolha e colocá-lo na estante;

✓ Repetir o procedimento com outro tubo de ensaio;

✓ Colocar água em um béquer de 250 mL até um pouco mais da metade

da sua capacidade e aquecer até a ebulição;

✓ Colocar água em outro béquer de 250 mL e acrescentar-lhe algumas

pedras de gelo;

✓ Verificar se os tubos estão bem fechados com as respectivas rolhas;

✓ Mergulhar um deles no béquer com água quente e o outro com água

gelada;

✓ Observar os dois sistemas, principalmente a cor dos gases;

✓ Inverter a posição dos tubos, passando o que estava na água quente

para a água gelada e vice-versa;

✓ Observar;

✓ Mediante a equação de equilíbrio demonstrada abaixo explicar o

fenômeno observado.

Equação de equilíbrio:

2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g)

DESCARTE DE RESÍDUO

Descartar no frasco indicativo de metais de transição.


3.2 Influência da concentração no equilíbrio químico

✓ Colocar no béquer de 100 mL, 25 mL de solução de tiocianato de

amônio e 25 mL de água;

✓ Acrescentar três ou quatro gotas, da solução de cloreto de ferro (III), à

solução do béquer. Agitar e observar.

✓ Colocar cerca de 5 mL da solução do béquer em cinco tubos de ensaio

numerados de 1 a 5;

✓ Colocar 2, ou três cristais de tiocianato de amônio no tubo 2 e comparar

com o tubo 1;

✓ Adicionar ao tubo 3, algumas gotas de solução de cloreto de amônio.

Agitar e observar. Comparar com as soluções dos demais tubos;

✓ Adicionar gotas de solução Fe3+ (aq) ao tubo 4. Agitar e observar.

Comparar com a solução do tubo 1;

✓ Adicionar gotas da solução de oxalato de potássio (C2O42- - íon oxalato)

ao tubo 5. Agitar e observar. Comparar com a solução do tubo 1, que é o

tubo de solução inicial (referência).


Descartar nos frascos indicativos apropriados.

3.3 Influência da concentração de H+ no equilíbrio

Reação de equilíbrio dos íons dicromato e cromato:

Cr2O72- (aq) + H2O (l) ⇄ 2 H+ (aq) + 2 CrO4

2- (aq)

✓ Preparar seis tubos de ensaio e numerá-los de 1 a 6;

✓ Adicionar 2,00 mL de solução de cromato de potássio aos tubos 1, 2 e 3.

Aos tubos 4, 5 e 6, adicionar 2,00 mL de dicromato de potássio;

✓ Observar suas cores. Fazer anotações.

✓ Escrever as equações de dissociações de cada sal (cromato e dicromato

de potássio).

✓ Em seguida, agitando continuamente, adicionar gota a gota:

a- 2,00 mL de solução de ácido clorídrico ao tubo 1;

b- 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio ao tubo 4;

c- 2,00 mL de solução de cloreto de bário aos tubos 2,3,5 e 6;

d- Mais 2,00 mL de solução de ácido clorídrico ao tubo 2;

e- Mais 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio ao tubo 3;

f- Mais 2,00 mL de solução de ácido clorídrico ao tubo 5;

g- Mais 2,00 mL de solução de hidróxido de sódio ao tubo 6.

✓ Após a adição de cada reagente, observar atentamente em cada tubo de

ensaio se ocorre a mudança de cor, a formação ou dissolução de

precipitado;

PÓS-LABORATÓRIO: Apresentar todas as reações envolvidas neste

experimento nos resultados e discussão do relatório.



Descartar no frasco indicativo de metais de transição.

QUESTIONÁRIO (colocar como apêndice no relatório)

1. Considere a reação A + B ⇄ C + D . Vamos supor que tanto a reação

direta quanto a inversa são processos elementares e que o valor da

constante de equilíbrio é muito grande. (a) Quais espécies predominam

no equilíbrio, reagentes ou produtos? (b) Qual reação tem a maior

constante de velocidade, a direta ou inversa? Justifique sua resposta.

2. O metanol (CH3OH) é produzido comercialmente pela reação catalisada

de monóxido de carbono e hidrogênio: CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g).

Consta que uma mistura em equilíbrio em certo recipiente de 2,00 L

contém 0,0406 mol de CH3OH, 0,170 mol de CO e 0,302 mol de H2 a

500 K. Calcule Kc e Kp a essa temperatura.

3. O trióxido de dinitrogênio decompõe-se em NO e NO2 em um processo

endotérmico (ΔH= 40,5 kJ / mol):

N2O3 (g) ⇄ NO (g) + NO2 (g)

Preveja o efeito das seguintes alterações na posição no equilíbrio; defina

de que modo o equilíbrio se deslocará (esquerda, direita, ou sem

deslocamento) quando cada uma das mudanças a seguir ocorrer:

(a) Adição de mais N2O3 (g).

(b) Adição de mais NO2 (g).

(c) Aumento do volume do frasco de reação.

(d) Diminuição da temperatura.

4. A 2300 K, a constante de equilíbrio para a formação de NO (g) é

1,7 x 10-3:

N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g)

(a) Uma análise mostra que as concentrações de N2 e de O2 são ambas

0,25 mol L-1 e a de NO é 0,0042 mol L-1 sob certas condições. O

sistema está em equilíbrio?

(b) Caso o sistema não esteja em equilíbrio, em que direção a reação

prosseguirá?

(c) Quando o sistema está em equilíbrio, quais são as concentrações em

equilíbrio?

5. Considere a isomerização do butano com uma constante de equilíbrio

K=2,5. O sistema está originalmente em equilíbrio com [butano] = 1,0

mol L-1 e [isobutano] = 2,5 mol L-1.

(a) Se 0,50 mol L-1 de isobutano for repentinamente adicionado e o

sistema deslocar-se para um novo equilíbrio, qual será a

concentração de equilíbrio de cada um dos gases?

(b) Se 0,50 mol L-1 de butano for repentinamente adicionado e o sistema

deslocar-se para novo equilíbrio, qual será a concentração de

equilíbrio de cada um dos gases?


REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central.

Tradução de Robson Mendes Matos. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall,

2005. 558-559 p.

CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Tradução por M. Pinho produtos

digitais unipessoal Lda. 11. ed. Porto Alegre: Mc Graw Hill Education, 2013.

624 p.

KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química geral e reações

químicas. vol. 1. Tradução de Noveritis do Brasil. São Paulo: Cengage

Learning, 2014. 692- 695p.

LENZI, E.; FAVERO, L. O. B.; TANAKA, A. S.; VIANNA FILHO, E. A.; SILVA,

M. B.; GIMENES, M. J. G. Química Geral Experimental. 2 ed. Rio de Janeiro:

Freitas Bastos, 2015. 275-292 p.

Química Geral Experimental II: Indicadores Ácido-Base







EXPERIMENTO 02

INDICADORES ÁCIDO-BASE

1 INTRODUÇÃO

Indicadores ácidos bases são substâncias que alteram sua cor de

acordo com o pH da solução. A mudança de coloração é mais facilmente

observável em regiões mais afastadas da zona de viragem, tendo cada

indicador a sua faixa característica. As reações possuem em regra geral a

seguinte característica:

HX(aq) + OH-(aq) X- (aq) + H

2O

Desse modo, será observado os intervalos de pH de algumas

substâncias e produtos de uso cotidiano.

2 OBJETIVOS

✓ Verificar a mudança de coloração dos indicadores vermelho de metila,

fenolftaleína e azul de bromotimol;

✓ Indicar a faixa de viragem dos indicadores;

✓ Representar por meio de reações químicas as formas predominantes

nas quais os indicadores se encontram nas soluções.



✓ 2 Béqueres pequenos;

✓ Espátula;

✓ 8 Tubos de ensaio;

✓ NaOH P.A;

✓ Bicarbonato de sódio;

✓ Refrigerante incolor;

✓ Detergente incolor;

✓ Indicador fenolftaleína;

Cor 2 Cor 1

Química Geral Experimental II: Indicadores Ácido-Base

✓ Indicador azul de bromotimol.


a) Utilizando dois béqueres, preparar duas soluções, uma de 5 mL de NaOH e

outra com o mesmo volume de solução de bicarbonato de sódio contendo

0,1 g das respectivas substâncias e adicioná-las a quatro tubos de ensaios

distintos (dois para cada solução);

b) Transferir com auxílio de uma pipeta 5 mL de refrigerante incolor e 5 mL de

detergente incolor em quatro tubos de ensaios diferentes (dois para cada

solução);

c) Identifique cada um dos tubos de ensaio e na estante para tubos de ensaio

organize-os em duas fileiras contendo, cada uma, um dos reagentes;

d) Adicionar a cada um dos tubos de ensaio da primeira fileira, 3 gotas do

indicador fenolftaleína e na segunda, 3 gotas do indicador azul de

bromotimol;

e) Observe as cores e anote os resultados.


Diluir as soluções e descartar na pia.


1. A quais grupos funcionais pertencem os indicadores azul de bromotimol

e fenolfataleína?

2. Com o auxílio do software Chemsketch ® represente as estruturas dos

indicadores.

3. Quais as substâncias presentes no refrigerante e no detergente

permitem a mudança de coloração nos indicadores?

4. Qual a zona de viragem dos indicadores?

5. Usando um único indicador é possível se determinar o pH de uma

solução?

6. A que se refere o termo “indicador universal”. Qual a sua constituição?

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006. VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981. KOTZ, J. C.; TREICHEL JUNIOR, P. M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005.

Química Geral Experimental II: Padronização de Soluções







EXPERIMENTO 03

SUBSTÂNCIAS-PADRÃO E NÃO-PADRÃO

PREPARO DE SOLUÇÕES/ PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES

1 INTRODUÇÃO

Ao preparar uma solução começa-se questionando: a solução deve ser

padrão, ou não? O soluto é uma substância- padrão, ou não?

Dependendo da finalidade existem soluções cujo título ou concentração,

não necessita ser muito exata. Pode ter concentrações aproximadas. Não

exigem muito rigor. Em contrapartida existem áreas da química que exigem

soluções a título exato. São as soluções-padrão.

Uma solução-padrão provém da dissolução de uma quantidade exata

de massa de uma substância-padrão num volume conhecido de solução total.

No caso de não se possuir a substância-padrão, prepara-se uma solução dita

grosseira, isto é, de título, ou concentração aproximado e depois, com auxílio

de outra solução padrão, determina-se o valor exato da mesma. Esta operação

denomina-se padronização e a solução é a solução padronizada, que agora

passa a ser solução-padrão.

A solução-padrão é a solução cuja concentração é conhecida

exatamente. Normalmente é obtida pela dissolução de uma massa exata de

uma substância padrão.

Uma substância padrão-primário é uma substância, ou espécie

química, confiável em termos de estabilidade, de composição química, de

pureza, que serve de material de referência e permite preparar soluções de

concentração exatas e conhecidas por medida direta (pesagem).

Em química analítica, a determinação da concentração de uma espécie

química (substância, íon...) chamado analito) de uma amostra-problema,

baseada na propriedade de esta espécie química reagir com uma substância-

padrão, denomina-se Titutolometria.

Em geral, trabalha-se com soluções, nas quais uma maior

homogeneidade e representatividade tanto do padrão quanto da amostra-

problema. Por isto, nesta técnica medem-se volumes. Esta titulometria


baseada na medida de volumes denomina-se de Volumetria (principais

reações: ácido-base, precipitação, oxidação-redução, complexação).

Em química, padronizar uma solução significa torna-la solução-padrão.

Isto é, determinar a concentração exata do seu soluto, ou o seu título, podendo

depois ser usada como solução-padrão desde que tenha as propriedades de tal

solução. Entre as principais propriedades de uma solução-padrão tem-se que a

sua concentração deve ser constante por um longo tempo e sua reação com o

analito tenha as características abaixo. Para isto, utiliza-se a propriedade que

uma substância-padrão tem de reagir

com o analito da solução a ser padronizada. Para que seja uma reação ideal

para uso analítico de titulação (padronização) ela deve:

- ser completa e rápida para identificar claramente o ponto final da

reação;

- possibilitar escrever a equação balanceada da mesma, para se poder

fazer os cálculos estequiométricos a partir da medida dos volumes da solução-

padrão e da solução a ser padronizada;

- ter um método instrumental, ou mesmo visual (indicador) para

identificar o ponto de equivalência da titulação.

O ponto de equivalência é o ponto da padronização em que o número

de mols do padrão que foram adicionados à solução da qual se quer

determinar a concentração do analito reagiram com o mesmo, sem sobrar ou

faltar, tanto de um quanto do outro.

O ponto final da titulação corresponde ao momento físico e químico em

que o ponto de equivalência foi alcançado.

Indicador de ponto final é o meio, instrumental ou visual, que permite

identificar o ponto final. O mais simples é a mudança física, ou química, que

indica este momento. Por exemplo, o aparecimento, ou desaparecimento, ou a

mudança instantânea de uma cor provocada por um reagente que

desapareceu. Em geral para estudos analíticos de ácidos e bases usam-se os

indicadores coloridos que mudam de cor com o pH. Para isto verifica-se o pH

em que a reação alcançou o ponto de equivalência e escolhe-se o indicador

cujo ponto de virgem (ponto em que há mudança de cor) esteja nesta faixa de

pH.

2 OBJETIVOS

✓ Calcular a massa a ser pesada, preparar e estocar a respectiva solução-

padrão de ácido oxálico dihidratado (H2C2O4 . 2 H2O);

✓ Calcular a massa a ser pesada, preparar e estocar soluções não-

padronizadas de NaOH e HCl;


✓ Padronizar uma solução não-padronizada de NaOH com a solução-

padrão de ácido oxálico;

✓ Padronizar uma solução não-padronizada de HCl com a solução de

NaOH padronizada.


3.1 Primeira Etapa: Preparo de soluções

3.1.1 Material

✓ Balão volumétrico de 250 mL de capacidade;

✓ Balão volumétrico de 500 mL;

✓ Copos Béquer de 50 mL;

✓ Copo Béquer de 100 mL;

✓ Bastão de vidro;

✓ Ácido oxálico dihidratado, H2C2O4.2H2O, p.a;

✓ Hidróxido de sódio (NaOH), p.a;

✓ Ácido Clorídrico, p.a;

✓ Funil;

✓ Balança analítica;

✓ Pipeta graduada de 10 mL (ou proveta de 10 mL);

✓ Pera ou pipetador;

3.1.2 Procedimento

1º) Preparação de 250 mL de uma solução-padrão de 0,1000 mol L-1 de ácido

oxálico dihidratado, H2C2O4.2H2O

a) Verifique as informações (massa molar e dosagem) contidas no rótulo

do frasco contendo o ácido oxálico dihidratado;

b) Calcule a massa do ácido a ser pesada para preparar 250 mL de

solução 0,1000 mol L-1;

c) Num béquer de 50 mL pesar a massa calculada. Adicionar ao béquer

cerca de 25 mL de água e dissolver o soluto. Com o auxílio de um funil e

o bastão de vidro transferir a solução para o balão volumétrico de 250

mL;

d) Lavar repetidas vezes com porções de água, o béquer, o bastão e o funil

vertendo a água para o balão. Adicionar água até que o menisco inferior

do nível do líquido tangencie a marca de calibração do balão;

e) Tapar o balão e emborcá-lo de modo a homogeneizar a solução. Repetir

esta operação diversas vezes;

f) Transferir a solução do balão para um frasco estoque limpo (de

polietileno ou vidro) após “enxaguá-lo” duas vezes ou três vezes com

pequenas porções da solução preparada. Pôr etiqueta (rótulo)

colocando: solução de ácido oxálico; C=0,1000 mol L-1; data e autor.


2º) Preparação de 250 mL de solução de NaOH com concentração aproximada

de 0,1 mol L-1

a) Verifique as informações (massa molar e dosagem) contidas no rótulo

do frasco contendo o hidróxido de sódio;

b) Calcule a massa da base a ser pesada para preparar 100 mL de solução

0,1000 mol L-1;

c) Num béquer de 50 mL pesar a massa calculada ou próxima desta;

d) Adicionar ao béquer cerca de 25 mL de água e dissolver o soluto.

Esperar o restabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente;

e) Com o auxílio de um funil e o bastão de vidro transferir a solução para o

balão volumétrico de 100 mL. Lavar repetidas vezes com porções de

água, o béquer, o bastão e o funil vertendo a água para o balão.

Adicionar água até que o menisco inferior do nível do líquido tangencie a

marca de calibração do balão;

f) Tapar o balão e emborcá-lo de modo a homogeneizar a solução. Repetir

esta operação diversas vezes;

g) Transferir a solução do balão para um frasco estoque de polietileno

limpo após “enxaguá-lo” duas vezes ou três vezes com pequenas

porções da solução preparada. Pôr etiqueta (rótulo) colocando: solução

de NaOH; C=+/-0,1000 mol L-1; data e autor.

3º) Preparação de 500 mL de solução de HCl com concentração aproximada

de 0,1 mol L-1

a) Verifique as informações (massa molar e dosagem, utilize 37 %)

contidas no rótulo do frasco contendo o ácido clorídrico;

b) Calcule o volume de HCl a ser medido com pipeta graduada ou proveta

de 10 mL;

c) Colocar cerca de 50 mL de água em um béquer de 100 mL. Na capela,

com a proveta, ou com pipeta e pera, medir o volume calculado e

transferi-lo para o béquer, agitando com auxílio de um bastão de vidro.

Esperar o restabelecimento do equilíbrio térmico com o ambiente;

d) Transferir a solução para o balão volumétrico de 500 mL. Completar o

volume até o menisco. Fechar com tampa e homogeneizar a solução

emborcando o balão e agitando-o;

e) Estocar a solução de HCl em frasco estoque (que pode ser de vidro ou

polietileno), após tê-lo “enxaguado” com 2 ou 3 porções da própria

solução. Rotular com: Solução de HCl; C=+/- 0,1 mol L-1; data e autor.

3.2 Segunda Etapa: Padronização de soluções

3.2.1 Material

✓ Água destilada;

✓ Solução-padrão de ácido oxálico 0,0500 mol L-1 (H2C2O4.2H2O);

✓ Solução de Hidróxido de sódio (analito) 0,1000 mol L-1;


✓ Solução padronizada de NaOH;

✓ Solução de ácido clorídrico (HCl) analito;

✓ Bureta com capacidade para 25 mL;

✓ Copo erlenmeyer de 250 mL;

✓ Pipeta volumétrica de 10 mL de capacidade;


✓ Suporte metálico com agarrador para bureta;

✓ Solução de indicador fenolftaleína;

✓ Conta-gotas ou pipeta de Pasteur;

3.2.2 Procedimento

4º) Padronização da solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1

a) Com o auxílio de copo de béquer transferir um pouco de solução-padrão

de ácido oxálico 0,0500 mol L-1 para uma bureta e enxaguá-la. Repetir a

operação três vezes e descartar a solução utilizada;

b) Encher a bureta com solução-padrão, tendo o cuidado de encher

também a parte que fica abaixo da torneira; Eliminar toda e qualquer

bolha de ar que por acaso tenha no interior da solução;

c) Fixar a bureta no suporte metálico. Verificar se a bureta goteja sem abrir

a torneira;

d) Transferir 10 mL da solução de NaOH a ser padronizada para o copo

erlenmeyer;

e) Adicionar duas gotas de fenolftaleína à solução do erlenmeyer;

f) Colocar o copo erlenmeyer sob a bureta de tal modo que a ponta da

mesma esteja dentro do copo;

g) Com a mão esquerda abrir devagar a torneira da bureta (gotejar) e com

a mão direita agarrar o copo erlenmeyer e agitá-lo para homogeneizar

os sistema reagente. Observar cuidadosamente o ponto de viragem do

indicador;

h) Lavar o copo erlenmeyer e repetir a operação mais duas vezes, com os

seguintes cuidados:

1) Quando se aproximar do ponto de equivalência, girar a torneira,

deixando escoar gota a gota e lentamente; fazer a leitura do volume

escorrido na bureta ao observar a mudança de coloração;

2) Ler, na bureta, com exatidão (algarismos significativos) o volume da

solução de ácido gasto na titulação e calcular o valor médio das

repetições;

3) Efetuar os cálculos da concentração do analito com o valor médio de

pelo menos três titulações.

5º) Padronização da solução de HCl 0,1000 mol L-1

a) Com o auxílio de um copo béquer transferir um pouco da solução

padronizada de hidróxido de sódio para a bureta e enxaguá-la. Repetir a

operação duas vezes e descartar a solução utilizada;


b) Encher a bureta com solução-padrão, tendo o cuidado de encher

também a parte que fica abaixo da torneira; Eliminar toda e qualquer

bolha de ar que por acaso tenha no interior da solução;

c) Fixar a bureta no suporte metálico. Verificar se a bureta goteja sem abrir

a torneira;

d) Transferir 10 mL da solução de HCl a ser padronizada para o copo

erlenmeyer;

e) Adicionar duas gotas de fenolftaleína à solução do erlenmeyer;

f) Colocar o copo erlenmeyer sob a bureta de tal modo que a ponta da


g) Com a mão esquerda abrir devagar a torneira da bureta (gotejar) e com

a mão direita agarrar o copo erlenmeyer e agitá-lo para homogeneizar

os sistema reagente. Observar cuidadosamente o ponto de viragem do

indicador que agora passará de incolor para a cor rosa (OBSERVAÇÃO:

O mais correto seria transferir um volume conhecido da solução

padronizada de NaOH para o erlenmeyer e na bureta colocar a solução

do HCl, pois, em caso de demora para limpar a bureta, o NaOH pode

carbonatar-se com o tempo e dificultar a movimentação da torneira);

h) Lavar o copo erlenmeyer e repetir a operação mais duas vezes, com os

mesmos cuidados do procedimento anterior.


1. O que é um padrão primário?

2. Quais as principais características para determinado composto ser

utilizado com padrão-primário?

3. O que é uma solução padrão-secundário?

4. Detalhe o preparo de 1 L de uma solução-padrão 0,1000 mol L-1 de

KHC8H4O4.

5. Qual das seguintes soluções tem maior concentração de íons

hidrogênio: HCl 0,015 mol L-1 ou uma solução de ácido clorídrico com

pH=1,2?

6. O ácido clorídrico, HCl, pode ser comprado nas lojas de produtos

químicos com uma concentração de 0,100 mol L-1, e esta solução pode

ser usada para padronizar a solução de uma base. Se para titular 25,00

mL de uma solução de hidróxido de sódio até o ponto de equivalência

são gastos 29,67 mL de HCl 0,100 mol L-1, qual é a concentração da

base?

7. Uma amostra de 0,5895 g de hidróxido de magnésio impuro é dissolvida

e, 100,0 mL de uma solução de 0,205 mol L-1 de HCl. Necessita-se

então de 19,85 mL de 0,102 mol L-1 de NaOH para neutralizar o excesso

de ácido. Calcule a porcentagem em massa de hidróxido de magnésio

na amostra, supondo que ele é a única substância que reage com a

solução de HCl.


REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA



2005. 136 p.



Learning, 2014. 188 p.



Freitas Bastos, 2015.191-196 p.

Química Geral Experimental II: Aplicações da Titulação ácido-base







EXPERIMENTO 04

APLICAÇÕES DA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE

1 INTRODUÇÃO

Uma das técnicas de laboratório mais comuns de determinação da

concentração de um soluto é a titulação. As titulações são usualmente

titulações ácido-base, na qual um ácido reage com uma base (reação de

neutralização). As titulações são muito usadas no controle da pureza da água,

na determinação da composição do sangue e no controle de qualidade das

indústrias de alimentos.

2 OBJETIVOS

✓ Aplicar a técnica na determinação da pureza e controle de qualidade da

produção da soda cáustica (comercial) e do vinagre (comercial).


3.1 Primeira etapa: Determinação do teor de NaOH na soda cáustica

3.1.1 MATERIAIS E REAGENTES


✓ Solução padronizada de ácido clorídrico (Experimento 3);

✓ Solução de soda cáustica;



✓ Pipeta volumétrica de 10 mL de capacidade;




✓ Conta-gotas ou pipeta de Pasteur.


3.1.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1.2.1 Preparo da solução de soda cáustica

a) Pesar exatamente 5,000 g de soda cáustica, esta será a massa do

analito, ou valor exato próximo deste;

b) Diluir em balão volumétrico de 1000 mL e completar o volume com água

destilada até o menisco (OBS: Abra o frasco da soda cáustica na

capela).

3.1.2.2 Determinação do teor de NaOH na soda cáustica

a) Com o auxílio de um copo béquer transferir um pouco da solução

padronizada de ácido clorídrico para a bureta e enxaguá-la. Repetir a

operação três vezes e descartar a solução utilizada. Encher a bureta

com solução-padrão, tendo o cuidado de encher também a parte que

fica abaixo da torneira. Eliminar toda e qualquer bolha de ar que por

acaso tenha no interior da solução. Fixar a bureta no suporte metálico.

Verificar se a bureta goteja sem abrir a torneira.

b) Transferir 10 mL da solução de soda cáustica que contém o analito

NaOH a ser padronizada para o copo erlenmeyer;

c) Adicionar duas gotas de fenolftaleína à solução do erlenmeyer;

d) Colocar o copo erlenmeyer sob a bureta de tal modo que a ponta da


e) Com a mão esquerda abrir devagar a torneira da bureta (gotejar) e com

a mão direita agarrar o copo erlenmeyer e agitá-lo para homogeneizar o

sistema reagente. Observar cuidadosamente o ponto de viragem do

indicador;

f) Lavar o copo erlenmeyer e repetir a operação mais duas vezes, com os

seguintes cuidados:

4) Quando se aproximar do ponto de equivalência, girar a torneira,

deixando escoar gota a gota e lentamente; fazer a leitura do volume

escorrido na bureta após observar a mudança de coloração;

5) Ler, na bureta, com exatidão (algarismos significativos) o volume da

solução de ácido gasto na titulação e calcular o valor médio das

repetições;

6) Efetuar os cálculos da concentração do analito com o valor médio de

pelo menos três titulações.

3.2 Determinação da acidez total do vinagre



✓ Solução padronizada de NaOH (Experimento 3);


✓ 100 mL de diversos tipos de vinagre comercial (contém ácido acético) e

dadas as respectivas densidades;



✓ Pipeta volumétrica de 5 e 10 mL de capacidade;




✓ Conta-gotas ou pipeta de Pasteur.


3.2.2.1 Determinação da acidez total do vinagre

a) Ambientar em triplicata a bureta com solução padronizada de hidróxido de

sódio;

b) Encher a bureta até o menisco observando os cuidados mencionados no

procedimento anterior;

c) Transferir 5 mL da solução de vinagre a ser titulada para o copo erlenmeyer;

d) Adicionar duas gotas de fenolftaleína à solução do erlenmeyer;

e) Faça a titulação em triplicata. Observe o ponto de viragem do indicador

(mudança de coloração de incolor para a cor rosa);

f) Após a detecção do ponto de viragem, leia com exatidão (algarismos

significativos) o volume da solução de ácido gasto na titulação e registrar

seu valor;

g) Efetuar os cálculos da concentração do analito com o valor médio de pelo

menos três titulações;


1. Uma amostra de 25,0 mL de vinagre (que contém o ácido acético,

CH3CO2H, um ácido fraco) requer 28,33 mL de uma solução de NaOH

0,953 mol L-1 para a titulação até o ponto de equivalência. Que massa (em

gramas) de ácido acético está presente na amostra de vinagre, e qual é a

concentração do ácido acético no vinagre?

2. O ácido tartárico, H2C4H4O6, tem dois hidrogênios ácidos. O ácido

normalmente presente em vinhos e precipita da solução à medida que o

vinho envelhece. Uma solução contendo uma concentração desconhecida

de ácido tartárico é titulada com NaOH. São necessários 22,62 mL de uma

solução de 0,2000 mol L-1 de NaOH para titular os dois prótons ácidos em

40,0 mL de uma solução de ácido tartárico. Escreva a equação iônica

simplificada e balanceada para a reação de neutralização e calcule a

concentração em quantidade de matéria da solução de ácido tartárico.


3. (a) por titulação 15,0 mL de 0,1008 mol L-1 de hidróxido de sódio são

necessários para neutralizar uma amostra de 0,2053 g de um ácido

orgânico. Qual será a massa molar do ácido se ele for monoprótico? (b) uma

análise elementar do ácido indica que ele é composto de 5,89 % de H,

70,6 % de C e 23,5 % de O em massa. Qual é a formula molecular?

4. Uma amostra de 5,53 g de hidróxido de magnésio é adicionada a 25,0 mL de

0,200 mol L-1 de HNO3. (a) escreva a equação química para a reação que

ocorre. (b) qual é o reagente limitante da reação? (c) qual a quantidade de

matéria de Mg(OH)2, HNO3 e Mg(NO3)2 presente após o término da reação?

5. Uma amostra de 35,25 mL de ácido oxálico, H2C2O4 (com dois hidrogênios

ácidos), foi titulada até o ponto estequiométrico com 25,67 mL 0,327 NaOH

(aq). (a) qual a concentração molar do ácido oxálico? (b) determine a massa

de ácido oxálico na solução.

6. Uma solução de ácido clorídrico foi preparada colocando-se 10,00 mL do

ácido concentrado em um frasco volumétrico de 1,000 L e adicionando-se

água destilada até a marca. Outra solução foi preparada colocando-se

0,832 g de carbonato de sódio anidro em um frasco volumétrico de 100,00

mL e adicionando-se água até a marca. Então, 25,00 mL desta última

solução foram pipetados para um frasco e titulada com o ácido diluído. O

ponto estequiométrico foi atingido após adição de 31,25 mL do ácido. (a)

escreva uma reação balanceada para a reação de HCl (aq) com Na2CO3

(aq). (b) qual é a molaridade do ácido clorídrico original?


ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida

moderna e o meio ambiente. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. 5. ed.

Porto Alegre: Bookman, 2012. 105 p.



2005. 137-138 p.






Freitas Bastos, 2015.209-211 p.

Química Geral Experimental II: Preparo de Soluções Tampão







EXPERIMENTO 05

PREPARO DE SOLUÇÕES TAMPÃO

1 INTRODUÇÃO

Soluções que contém um par ácido-base conjugado fraco, podem resistir

drasticamente às variações de pH com a adição de pequenas quantidades de

ácido ou base forte. Elas são chamadas de soluções-tampão (ou

simplesmente tampões).

O pH normal do sangue humano é 7,4. No entanto, a adição de pequena

quantidade de ácido ou base forte (digamos, 0,01 mol) a um litro de sangue

leva à mudança de pH de apenas 0,1 unidade de pH. Para efeito de

comparação, se for adicionado 0,01 mol de HCl a 1,0 L de água pura, o pH

cairá de 7 para 2. A adição de 0,01 mol de NaOH eleva o pH de 7 para 12.

Dizemos que o sangue, assim como muitos fluidos, é tamponado. Um tampão

faz com que a solução se torne resistente a variações de pH quando da adição

de ácido ou base forte.

Há dois requisitos para um tampão:

✓ Duas substâncias são necessárias: um ácido capaz de reagir com íons

OH- adicionado e uma base capaz de consumir íons H3O+ adicionados.

✓ O ácido e a base não devem reagir entre si.

Essas exigências fazem com que um tampão seja geralmente preparado

a partir de quantidades aproximadamente iguais de um par ácido-base

conjugados: (1) um ácido fraco e sua base conjugada (ácido ftálico,

C6H4(CO2H)2 e íon hidrogenoftalato C6H4(CO2H)(CO2)-, por exemplo ou (2) uma

base fraca e seu ácido conjugado (íon hidrogenofosfato, HPO42- e íon fosfato,

PO43-, por exemplo). Assim, a ação de um tampão é simplesmente um caso

especial do efeito do íon comum.

O meio pelo qual os agentes tamponadores trabalham é visto em como

as soluções tampão funcionam. Usando o princípio de Le Chatelier nós

temos uma expressão de equilíbrio entre o ácido e a base conjugada. Como

resultado nós vemos esta pequena mudança nas concentrações do ácido e da

base consequentemente a solução é tamponada. Um agente tamponador

sustenta esta faixa de concentração por prover o ácido ou base conjugada

correspondente para estabilizar o pH ao que está sendo adicionado. O pH


resultante desta combinação pode ser encontrado pelo uso da equação de

Henderson-Hasselbalch:

HA (aq) + H2O (l) → H3O+ (aq) + A- (aq) Ka = [H3O+] [A-] / [HA]

[H3O+] = Ka [HA] / [A-] x [(-log10)]

- log10[H3O+] = - log10Ka x (-log10[HA] / [A-]

pH = pKa + log10 [A-] / [HA] ou pH = pKa + log10 [base conjugada] /

[ácido]

2 OBJETIVOS

✓ Preparar um tampão ácido com ácido acético e acetato de sódio e avaliar a

sua capacidade de tamponamento;

✓ Preparar um tampão básico com hidróxido de amônio e cloreto de amônio e

avaliar a sua capacidade de tamponamento.


3.1 Primeira etapa: Preparo de uma solução tampão ácida (ácido acético/acetato de sódio)


✓ Balança analítica; ✓ Balão volumétrico de 100 mL; ✓ pH-metro; ✓ Espátula; ✓ Béquer de 50 mL; ✓ Ácido Acético Glacial; ✓ Acetato de sódio anidro; ✓ Ácido Clorídrico 5%; ✓ Pipeta de Pasteur ou conta-gotas; ✓ Água destilada.


3.1.2.1 Preparo de 100,00 mL de ácido acético 0,10 mol/L (Ka=1,8 x 10-5)

a) Verifique as especificações contidas no rótulo dos frascos das substâncias

(massa molar, teor, densidade); b) Transferir o volume de ácido acético glacial para um balão volumétrico de

100,00 mL e completar com água destilada; c) Homogeneizar e rotular; d) Calcular pH teórico e determinar o pH real utilizando um pH-metro.


3.1.2.2 Preparo de 100,0 mL de acetato de sódio 0,10 mol/L a) Verifique as especificações contidas no rótulo (massa molar, teor). b) Dissolver adequadamente a massa de acetato de sódio, transferir

quantitativamente para um balão volumétrico de 100,00 mL e completar com água destilada;

c) Homogeneizar e rotular; d) Calcular pH teórico e determinar o pH real utilizando um pH-metro.

3.1.2.3 Preparo da solução-tampão ácida

a) Calibre o pH-metro com os tampões 7,00 e 4,00, respectivamente;

b) Juntar as quantidades das soluções de ácido acético e acetato de sódio

indicadas na Tabela 1;

c) Lavar e secar adequadamente o eletrodo de vidro. Verificar o pH da solução

tampão ácida resultante das misturas das soluções de ácido acético e

acetato de sódio indicadas no Quadro 1. Anotar o resultado obtido no

mesmo quadro e comparar com o teórico;

d) Adicionar 3 gotas de HCl 5% ao tampão ácido (16 mL ácido acético/4 mL

acetato de sódio) e verificar o pH;

e) Transferir 20 mL de água destilada para um béquer e verificar o pH;

f) Anotar o valor obtido na Tabela 2. Adicionar 3 gotas de HCl 5% à água pura

e verificar novamente o pH. Comparar os resultados com os valores obtidos

para o tampão ácido.

Tabela 1 – Relação entre ácido acético/ acetato de sódio no preparo de tampões em diferentes valores de pH.

TAMPÃO ÁCIDO Volume (mL)

Ácido acético Acetato de sódio pH (teórico) pH (experimental)

32 4

16 4

8 4

4 4

4 8

4 32


Tabela 2: Valores de pH teórico e experimental das soluções preparadas e misturas.

Solução pH (teórico)

pH (experimental)

Ácido acético 0,10 mol L-1

Acetato de sódio 0,10 mol L-1

Solução Tampão ácido acético/acetato de sódio

Solução Tampão ácido acético/acetato de sódio e HCl

Água pura

Água e HCl 5 %

3.2 Segunda etapa: Preparo de uma solução tampão básica


✓ Balança Analítica; ✓ Balão volumétrico de 100 mL; ✓ pH-metro; ✓ Espátula; ✓ Béquer de 50 mL; ✓ Hidróxido de Amônio; ✓ Cloreto de Amônio; ✓ Ácido Clorídrico 5%; ✓ Pipeta de Pasteur ou conta-gotas; ✓ Água destilada. 3.2.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.2.2.1 Preparo de 100,00 mL de hidróxido de Amônio 0,10 mol/L

(Kb =1,8 x10-5)

a) Verifique as especificações contidas no rótulo (massa molar, teor); b) Transferir o volume de hidróxido de amônio para um balão volumétrico de

100,00 mL e completar com água destilada; c) Homogeneizar e rotular; d) Calcular pH teórico e determinar o pH real utilizando um pH-metro. 3.2.2.2 Preparo de 100,0 mL de cloreto de amônio 0,10 mol/L a) Verifique as especificações contidas no rótulo (massa molar, teor); b) Dissolver adequadamente a massa de cloreto de amônio, transferir

quantitativamente para um balão volumétrico de 100,00 mL e completar com água destilada;

c) Homogeneizar e rotular; d) Calcular pH teórico e determinar o pH real utilizando um pH-metro.


3.2.2.3 Preparo da solução-tampão básica a) Calibre o pH-metro com os tampões 7,00 e 4,00, respectivamente;

b) Lavar e secar adequadamente o eletrodo de vidro. Verificar o pH da solução

tampão básica resultante das misturas das soluções de hidróxido de amônio

e cloreto de amônio indicadas na Tabela 3. Anotar o resultado obtido no

mesmo quadro e comparar com o teórico;

c) Adicionar 3 gotas de HCl 5% ao tampão básico (16 mL hidróxido de

amônio/4 mL cloreto de amônio) e verificar o pH. Anotar o valor obtido na

Tabela 4;

d) Transferir 20 mL de água destilada para um béquer e verificar o pH. Anotar o

valor obtido na Tabela 4;

e) Adicionar 3 gotas de HCl 5% à água pura e verificar novamente o pH.

Comparar os resultados com os valores obtidos para o tampão ácido.

Tabela 3 – Relação entre ácido acético/ acetato de sódio no preparo de tampões em diferentes valores de pH.

TAMPÃO BÁSICO Volume (mL)

Hidróxido de amônio

Cloreto de amônio

pH (teórico) pH (experimental)

32 4

16 4

8 4

4 4

4 8

4 32

Tabela 4 – Valores de pH teórico e experimental das soluções preparadas e misturas.

Solução pH (teórico)

pH (experimental)

Hidróxido de amônio 0,10 mol L-1

Cloreto de amônio 0,10 mol L-1

Solução Tampão Hidróxido de amônio/Cloreto de amônio

Solução Tampão Hidróxido de amônio/Cloreto de amônio e HCl

Água pura

Água e HCl 5 %


1. (a) Qual é o pH de uma solução tampão composta de ácido fórmico

(HCO2H) 0,50 mol L-1 e formato de sódio (NaHCO2) 0,70 mol L-1? (b) Calcule

o pH após a adição de 10 mL de HCl 1,0 mol L-1 em 0,50 L dessa solução.


2. Use a equação de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH de 1,00 L de

uma solução tampão contendo 15,0 g de NaHCO3, e 18 g de Na2CO3.

(Considere esse tampão como uma solução do ácido fraco HCO3- tendo

CO32- como sua base conjugada).

3. Usando uma solução-tampão de ácido acético / acetato de sódio, que razão

entre ácido e base conjugada você necessita para manter o pH em 5,00?

Explique como prepararia essa solução.

4. Que massa de cloreto de amônio, NH4Cl, deve ser adicionada a exatamente

5,00 x 102 mL de uma solução de NH3 0,10 mol L-1 para se obter uma

solução com um pH de 9,00?

5. Uma solução-tampão foi preparada adicionando-se 4,95 g de acetato de

sódio, NaCH3CO2 a 2,50 x 102 mL de ácido acético, CH3COOH 0,150 mL.

(a) Qual é o pH do tampão? (b) Qual é o pH de 1,00 x 102 mL da solução-

tampão se for adicionado 82 mg de NaOH à solução? (c) compare a

variação do pH da solução anterior com uma solução obtida pela adição da

mesma quantidade de NaOH (82 mg) em 100 mL de água deionizada, cujo

pH é de 6,95.

6. Qual será a variação do pH quando 20,0 mL de NaOH 0,100 mol L-1 for

adicionado a 80,0 mL de uma solução-tampão consistindo de NH3 0,169 mol

L-1 e de NH4Cl 0,183 mol L-1?




2005. 137-138 p.




Preparo de uma solução tampão ácida parte 1. Centro Universitário Padre Anchieta – Curso de Engenharia Química-2015. Disponível em: <http://www.aquitemquimica.com.br/slides/QAQ/AE06-QuímicaAnalítica-06-04-

Soluçãotampão-ácidoTB.pdf. Acesso em: 17 maio 2017. Preparo de uma solução tampão básico parte 2. Centro Universitário Padre Anchieta – Curso de Engenharia Química-2015. Disponível em: <http://www.aquitemquimica.com.br/slides/QAQ/AE07-QuímicaAnalítica-04-05-Soluçãotampão-básicoTB.pdf>. Acesso em: 17 maio 2017.

http://www.aquitemquimica.com.br/slides/QAQ/AE06-QuímicaAnalítica-06-04-Soluçãotampão-ácidoTB.pdf

http://www.aquitemquimica.com.br/slides/QAQ/AE06-QuímicaAnalítica-06-04-Soluçãotampão-ácidoTB.pdf

http://www.aquitemquimica.com.br/slides/QAQ/AE07-QuímicaAnalítica-04-05-Soluçãotampão-básicoTB.pdf

http://www.aquitemquimica.com.br/slides/QAQ/AE07-QuímicaAnalítica-04-05-Soluçãotampão-básicoTB.pdf

Química Geral Experimental II: Produto de Solubilidade

V(dis)

V (p)







EXPERIMENTO 06

PRODUTO DE SOLUBILIDADE

1 INTRODUÇÃO

A solubilidade(s) de uma substância num determinado solvente puro é

uma característica (propriedade) de cada espécie, naquela temperatura e

pressão. No momento em que o ponto de solubilidade é alcançado, se for

adicionada mais alguma quantidade de soluto ele não dissolve e em geral

vai ao fundo da solução formando uma fase sólida (um precipitado) distinta

da solução (fase líquida), como ilustra a Figura 1. A fase líquida

sobrenadante que contém o máximo de soluto é dita solução saturada.

Com esta definição colocam-se dois termos, que designam situações-limite:

solução insaturada, que contém menos soluto e solução supersaturada,

que contém a mais do que a saturada, porém, de forma instável.

Figura 1- Equilíbrio entre soluto precipitado ⇄ soluto dissolvido com as

repectivas indicações das velocidades de dissolução (v(dis)) e de

precipitação (v(p)).

Soluto (precipitado) ⇄ soluto (dissolvido)

Fase sólida Fase líquida

Por definição o produto de solubilidade de um composto (Kps) é o

produto das concentrações molares dos íons liberados na dissolução do

soluto, elevados ao expoente dos respectivos coeficientes do número de

íons liberados. Como o composto em estudo MxAy (s) libera x íons do tipo

My+ e y íons do tipo Ax-, tem-se para o Kps:

Kps = [My+]x.[Ax-]y

Todo composto iônico mais solúvel, ou menos solúvel no solvente água,

apresenta uma constante denominada de produto de solubilidade (Kps).


Contudo, resguarda-se o termo constante de solubilidade apenas para os

compostos pouco solúveis.

2 OBJETIVOS

✓ Compreender o conceito de solubilidade;

✓ Entender a importância da relação, solubilidade (s) – produto de solubilidade

(Kps);

✓ Determinar experimentalmente o Kps do PbCl2 (s) e avaliar a influência da

temperatura sobre a constante de equilíbrio.



✓ Dois béqueres de 50 mL de capacidade;

✓ PbCl2 (s) P.A.;

✓ Espátula;

✓ Balança analítica;

✓ Sistema de aquecimento (Bico de Bunsen, tripé, tela de amianto, fósforo);

✓ Dessecador;

✓ 2 cápsulas de porcelana de 50 e 100 mL de capacidade com respectivo

vidro de relógio;

✓ Termômetro com escala mínima de 0 a 120 °C;

✓ Pinça metálica;

✓ Pipeta volumétrica de 20 mL.


3.2.1 À temperatura ambiente

a) Colocar cerca de 40 mL da solução saturada de cloreto de chumbo (II) em

dois béqueres de 50 mL;

b) Adicionar pequena quantidade de PbCl2 (s) a cada um dos dois béqueres a

fim de que se tenha o sistema:

Soluto (precipitado) ⇄ Soluto (dissolvido)

c) Registrar a temperatura das soluções, que deve ser igual à temperatura

ambiente;

d) Pesar a cápsula de porcelana juntamente com o vidro de relógio,

previamente secos no dessecador e registrar m(c + v) = g;

e) Transferir com uma pipeta volumétrica, 20,00 mL da parte sobrenadante da

solução saturada de cloreto de chumbo (II) de um dos béqueres, para a

capsula com o vidro de relógio pesado;


f) Sobre uma tela de amianto no tripé, com o auxílio do bico de Bunsen,

evaporar cuidadosamente a água da solução na cápsula coberta com o vidro

relógio, até a completa secura em todo o sistema vidro-cápsula;

g) Em seguida, levar o sistema vidro-cápsula-resíduo para esfriar no

dessecador, até alcançar o equilíbrio térmico (temperatura ambiente);

h) Pesar o sistema vidro-cápsula-resíduo anotando a massa m (c+v+r) = g;

i) Preencher a Tabela 1.

3.2.2 À temperatura de 40 °C

a) Aquecer o outro béquer com a solução com a solução em equilíbrio com

PbCl2 (s) até a temperatura de 40 °C;

b) Observar se ainda há precipitado, se não, adicionar mais PbCl2 sólido;

c) Repetir os passos efetuados para a temperatura ambiente;

d) Preencher a Tabela 1.

3.2.3 Cálculos e discussões

a) Com a massa do resíduo (r), que é a massa do PbCl2 (s), que estava no

volume de 20 mL (fase líquida) da solução saturada, calcular a solubilidade

(s) em mol L-1, do cloreto de chumbo à temperatura ambiente (s(ambiente)) e a

temperatura de 40 °C (S(40°C));

b) Com valor de s e da equação de equilíbrio, calcular o valor do Kps;

PbCl2 (s) ⇄ Pb2+ (aq) + 2 Cl- (aq)

c) Comparar o valor experimental com o encontrado na Literatura pertinente;

d) À temperatura de 40 °C, o que aconteceu com a solubilidade? E com a

constante Kps?

e) Procure em um livro de Físico-Química a influência do fator temperatura

sobre a constante de equilíbrio para sistemas de fase condensada;

f) Preencher a Tabela 1.


Tabela 1 – Tabela resumo dos dados experimentais.

Sistema Massa(m1)

(c+v) Massa2(m2)

(c+v+r) Diferença: m2-m1 = mr

Solubilidade (s) em mol

L-1

Valor do Kps

À temperatura

ambiente

À temperatura

de 40 °C

A outras temperaturas

Dados pesquisados: Kps do PbCl2 (s)/temperatura ambiente e 1 atm = ________.

Solubilidade do PbCl2 (s)/temperatura ambiente e 1 atm = _________ mol L-1

c = cápsula; v= vidro; r = resíduo.


1. A solubilidade do cloreto de chumbo em água é 1,6 x 10-2 mol/L a 25 oC.

Qual o valor do Kps nessa temperatura?

2. Fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, é um dos principais constituintes dos cálculos

renais (“pedra nos rins”). Esse composto precipita e se acumula nos rins. A

concentração média de íons Ca2+ excretados na urina é igual a 2 x 10-3 mol

L-1. Calcule a concentração de íons PO43- que deve estar presente na urina,

acima do qual começa a precipitar fosfato de cálcio (produto de solubilidade

de Ca3(PO4)2 = 1 x 10-25; massas atômicas: Ca= 40; P = 31; O = 16).

3. Se 55 mg de sulfato de chumbo (II) são colocados em 250 mL de água de

água pura, todo o sal se dissolve? Em caso negativo, quanto se dissolve?

4. Quando 250 mg de SrF2, fluoreto de estrôncio, são adicionados a 1,00 L de

água deionizada, o sal se dissolve muito pouco.

SrF2 (s) ⇄ Sr2+ (aq) + 2 F- (aq)

Em equilíbrio, determina-se que a concentração de Sr2+ é 1,0 x 10-3 mol L-1.

Qual é o valor de Kps para SrF2?

5. Calcule a solubilidade molar do tiocianato de prata, AgSCN, em água pura e

em água contendo NaSCN 0,010 mol L-1.


REFERÊNCIAS



Learning, 2014. 692- 695p.




Química Geral Experimental II: Reações de Oxidação-redução e Pilhas







EXPERIMENTO 07

REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO E PILHAS

1 INTRODUÇÃO

Os processos de oxidação-redução (também chamados de oxirredução

ou, simplesmente, processos redox) representam uma classe muito importante

de reações químicas. A eletroquímica é a parte da química que estuda os

fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas espontâneas

(em pilhas, células, ou baterias) e a transformação química gerada pela

passagem forçada da corrente elétrica numa solução denominada de eletrólise

(em células eletrolíticas, cubas, ou banhos eletrolíticos).

Em todas as reações redox ocorre a transferência de elétrons entre

reagentes. Por exemplo, na reação do sódio metálico com cloro elementar

2 Na + Cl2 ⇄ 2 NaCl

o sódio metálico cede um elétron, formando Na+:

A molécula de cloro consome dois elétrons, formando dois ânions Cl-

(íon cloreto):

Cl2 + 2 e- ⇄ 2 Cl-

Cátions Na+ e Cl- combinam-se formando o composto iônico NaCl

Na+ + Cl- ⇄ NaCl

O agente que fornece os elétrons chama-se redutor e o agente que

consome os elétrons chama-se oxidante. Portanto, na reação acima, o sódio é

o redutor e o cloro o oxidante.

Em reações redox, o número de elétrons fornecidos pelo redutor sempre

é igual ao número de elétrons consumidos pelo oxidante. Dessa forma, haverá

mudança nos números de oxidação dos elementos presentes.

2 OBJETIVOS

✓ Apoiar a aprendizagem do conceito de oxidação-redução, por meio do

estudo de algumas reações de oxidação-redução em meio aquoso;


✓ Verificar propriedades oxidantes e redutoras de diversas espécies em meio

aquoso;

✓ Escrever as equações químicas balanceadas das reações realizadas;

✓ Observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução;

✓ Conhecer os potenciais padrão de eletrodo;

✓ Montar pilhas eletroquímicas e explicar os fenômenos observados;

✓ Medir a diferença de potencial (ddp) de uma pilha de zinco e cobre.


1ª Parte: Verificação das propriedades oxidativas-redutoras e espontaneidade

de reações de oxidação-redução

3.1 Material

✓ Nove tubos de ensaio;

✓ Estante para tubo de ensaio;

✓ 01 Béquer de 250 mL;

✓ 02 béqueres de 50 mL;

✓ 01 tubo em forma de U;

✓ 01 Voltímetro;

✓ Algodão;

✓ Diclorometano (CH2Cl2);

✓ Ácido sulfúrico diluído na proporção de 1:9;

✓ Solução de iodeto de potássio (KI) 16,6 g L-1;

✓ Solução de permanganato de potássio (KMnO4) 15,84 g L-1;

✓ Solução de NaCl 3 %;

✓ Solução de K3[Fe(CN)6] 0,1 mol L-1;

✓ Solução de indicador fenolftaleína 1 %;

✓ Solução de 0,10 mol L-1 de CuSO4;

✓ Solução 0,10 mol L-1 de ZnSO4;

✓ Solução de 0,10 mol L-1 de FeSO4;

✓ Solução 0,10 mol L-1 de AgNO3;

✓ Solução saturada de KCl;

✓ 02 pregos de ferro;

✓ 03 pedaços de fio de cobre;

✓ Placa de Zinco 1cm x 8cm;

✓ Placa de cobre 1cm x 8cm.


Quadro 1 - Reagentes específicos.

Grupo A Grupo B

Substância Concentração Substância Concentração

Dicromato de potássio (K2Cr2O7)

29,4 g L-1 Ácido oxálico

(H2C2O4.2H2O) 12,6 g L-1

Peróxido de hidrogênio (H2O2)

Diluído 1:9 Peróxido de

hidrogênio (H2O2) Diluído 1:9

Cloreto de amônio (NH4Cl)

5,35 g L-1 Cloreto de

amônio (NH4Cl) 5,35 g L-1

Cloreto de ferro (III) (FeCl3.6H2O)

27,0 g L-1 Ácido Clorídrico Diluído 1:1

Dióxido de manganês (MnO2)

Sólido Etanol Puro

“Cloro” granulado para piscinas

[componente ativo: Hipoclorito de cálcio

Ca(ClO)2

Sólido Sulfato de Ferro (II) FeSO4.7H2O)

27,8 g L-1

Sulfato de cobre (II) (CuSO4.5H2O)

25 g L-1 Glicose

(C6H12O6) 20 g L-1

3.2 Procedimento

3.2.1 Verificação das propriedades oxidativas

a) Selecione cinco ou seis das substâncias do grupo A, e rotule tubos de

ensaio com os nomes ou fórmulas das substâncias;

b) Coloque 1 a 2 mL das soluções selecionadas (ou alguns miligramas dos

sólidos junto com 1 a 2 mL de água destilada) nos tubos de ensaio

correspondentes;

c) Acrescente cinco gotas de ácido sulfúrico diluído a cada um dos tubos;

d) Observe a coloração da solução de Iodeto de potássio e adicione duas ou

três gotas desta solução a cada um dos tubos;

e) Agite os tubos e observe;

f) Acrescente 1 a 2 mL de diclorometano para a extração de iodo (observe que

o diclorometano não é solúvel em água);

g) Anote os resultados.

3.2.2 Verificação de propriedades redutoras

a) Selecione cinco ou seis das substâncias do grupo A, e rotule tubos de

ensaio com os nomes ou fórmulas das substâncias;

b) Coloque 1 a 2 mL das soluções selecionadas (ou alguns miligramas dos

sólidos junto com 1 a 2 mL de água destilada) nos tubos de ensaio

correspondentes;

c) Acrescente cinco gotas de ácido sulfúrico diluído a cada um dos tubos;

d) Adicione duas ou três gotas de solução de permanganato de potássio a cada

um dos tubos;


e) Agite os tubos e observe o desaparecimento da coloração de permanganato

(algumas reações ocorrem de imediato, outras mais lentamente);

f) Anote os resultados.

3.2.3 Verificação da espontaneidade de uma reação de óxido-redução

a) Colocar 5,00 mL da solução de sulfato de cobre (II) no tudo de ensaio (tubo

1) e em seguida um prego limpo (caso necessário, passar uma palha de aço

ou lixa para metal), fazendo com que parte do mesmo fique mergulhada na

solução e outra fora da solução;

e) Observar as condições iniciais de reação e registrar na Tabela 01. Anotar

alguma evidência de transformação com o passar do tempo, também na

Tabela 01;

f) Colocar em um tubo de ensaio (tubo 2), 5,00 mL da solução de sulfato de

ferro (II) e em seguida um pedaço de fio de cobre, tomando o mesmo

cuidado que o do prego;

g) Observar as condições iniciais de reação e registrar na Tabela 01. Anotar

alguma evidência de transformação com o passar do tempo, também na

Tabela 01;

h) Colocar um terceiro tubo de ensaio (Tubo 3) 5,00 mL de solução de AgNO3 e

em seguida um pedaço de fio de cobre;

i) Observar as condições iniciais de reação e registrar na Tabela 01. Anotar alguma evidência de transformação com o passar do tempo, também na Tabela 01.

Tabela 1 – Observação e registro da espontaneidade de uma reação redox.

Reagentes e início da reação (cor, estado, etc)

Observações

Tubo 1: CuSO4 (aq) + Fe0

(metálico)

Reagentes (estado inicial):

Produtos (após o estado inicial):

Tubo 2: FeSO4 (aq) + Cu0

(metálico)



Tubo 3:

AgNO3 (aq) + Cu0

(metálico)




2ª Parte: Montagens de pilhas eletroquímicas

3.2.4 Pilha de corrosão

a) Colocar em um béquer de 250 mL cerca de 200 mL de solução de cloreto de

sódio, 1,00 mL de fenolftaleína e 2,0 mL de solução de ferricianeto de

potássio, K3[Fe(CN)6];

b) Imergir o eletrodo de ferro (prego grande) e o eletrodo de cobre (fio), ou

grafite, no béquer, imobilizando-os dentro da solução a uma certa distância

um outro, ligando-os por meio de um fio de cobre (que ao mesmo tempo é

um condutor), conforme Figura 01;

Figura 01 – Pilha de corrosão de ferro.

c) Observar e anotar alguma evidência de transformação na Tabela 02;

Pós laboratório:

Após observar atentamente o estado inicial dos reagentes. Analisar todas as

semireações possíveis presentes na solução do béquer e escrevê-las com os

respectivos valores dos potenciais padrão de redução com o auxílio de uma

tabela de potenciais padrão de redução.

Tabela 02 – Pilha de corrosão de ferro.

Anodo Catodo

Cores (inicial e final) Cores (inicial e final)

Reações possíveis: Reações possíveis:


3.2.5 Pilha de Daniell

a) Colocar em um béquer cerca de 25 mL da solução de sulfato de cobre

(II) 1 mol L-1 e num outro 25 mL de solução de sulfato de zinco 1 mol L-1;

b) Preparar a ponte salina: encher o tubo U com solução saturada de KCl e

em seguida colocar um chumaço de algodão nas extremidades do tubo

U, tomando o cuidado para não deixar bolhas de ar no tubo (e

interrompa o circuito feito pelos íons da solução);

c) Montar o sistema, conforme a Figura 01, simbolizado pelo esquema que

segue:

Zn (metálico)/Zn2+ (aq) (1 mol L-1) // Cu2+ (aq) (1 mol L-1) / Cu (metálico)

Figura 1 – Pilha de cobre e zinco.

d) Fechar o circuito intercalando entre os eletrodos o voltímetro;

e) Observar.

f) Ler a diferença de potencial no voltímetro e registrar na Tabela 03;

g) Com o auxílio de uma tabela de potenciais padrão de redução, calcular a

ddp da pilha e registrar na tabela;

h) Comparar o valor experimental com o valor teórico. Se possível calcular

o erro relativo.



As questões de 1 a 6 são referentes aos dois primeiros procedimentos (3.2.1 e

3.2.2)

1. Quais das substâncias pesquisadas são oxidantes?

2. Quais das substâncias pesquisadas são redutoras?

3. Identifique as espécies oxidantes e redutoras nos casos em que foi

observada uma reação.

4. Sugira os respectivos produtos da reação.

5. Apresente equações químicas balanceadas para cada reação observada.

6. Qual é a função do ácido sulfúrico nas reações realizadas?

REFERÊNCIAS



Learning, 2014. 692- 695 p.




NEDER, A. V. F.; BESSLER, K. E. Química em tubos de ensaio: uma

abordagem para principiantes. São Paulo: Edgard Blucher, 2004. 195 p., il.,

24 cm. ISBN 8521203241.

Química Geral Experimental II: Equilíbrio de complexação







EXPERIMENTO 08

ÌONS COMPLEXOS: SOLUBILIZAÇÃO DO AgCl EM MEIO AMONIACAL

1 INTRODUÇÃO

Íons complexos podem ser compreendidos como espécies que

geralmente possuem um átomo central (um metal, que age como ácido de

Lewis) e ligantes que possuem excesso de elétrons (bases de Lewis). A

obtenção de complexos é interessante porque formam espécies bastante

solúveis em meio aquoso, sendo dessa maneira empregado em diversas áreas

como por exemplo a desintoxicação por íons metálicos e o transporte de

oxigênio pelo complexo Fe-hemoglobina. Nessa prática, irá se avaliar a

capacidade da formação dos íons Ag(NH3)2+ pela dissolução do AgCl(s)

2 OBJETIVOS

✓ Verificar a formação do complexo Ag(NH)32+ a partir da dissolução do

AgCl(s) em meio amoniacal;

✓ Obter o AgCl(s) sólido a partir da reação de precipitação do nitrato de prata

com NaCl;

✓ Verificar a estabilidade do complexo diaminprata;

✓ Explicar o deslocamento de equilíbrio a partir da Princípio de Le Chatelier;

✓ Calcular a constante de reação global.



✓ Solução 0,01 mol L-1 de AgNO3;

✓ Solução 0,01 mol L-1 de NaCl;

✓ Hidróxido de amônio P.A;

✓ Béquer de 100 mL;

✓ Pipeta de Pasteur ou conta gotas.

Química Geral Experimental II: Equilíbrio de complexação


a) Preparar uma solução de 20 mL 0,01 mol L-1 de AgNO3 em um béquer de

100 mL;

b) Adicionar 20 mL de uma solução 0,01 mol L-1 de uma solução de NaCl

previamente preparada;

c) Com o auxílio de uma pipeta, adicionar lentamente hidróxido de amônio até

dissolução do precipitado


1. Utilizando-se a concentração de nitrato de prata descrita no experimento,

qual a concentração mínima de íons cloreto necessária para se iniciar o

processo de precipitação do AgCl(s)?

2. Indique outros três ligantes que poderiam ser utilizados na síntese de um

complexo com a prata, e a sua estabilidade a partir a sua constante de

formação.

3. Quais as geometrias dos complexos que foram citados no item 2?

4. Quais os fatores que alteram a estabilidade de um complexo em solução?

REFERÊNCIAS

ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2012. VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981. KOTZ, J. C.; TREICHEL JUNIOR, P. M. Química Geral e Reações Químicas. vol. 1, 5ª. ed., São Paulo: Pioneira Thomson, 2005. BRADY, J. W.; RUSSELL, J. W.; HOLUM, J. R. Química: a Matéria e suas Transformações, vol.1, 3ª edição, Rio de Janeiro: LTC, 2006.





QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL I

PRÁTICA EDUCATIVA

Prática Educativa

3 A PRÁTICA EDUCATIVA

Professor(a), organizar grupos em compatibilidade com a quantidade de

alunos para o desenvolvimento das seguintes etapas:

✓ Os alunos elaborarão projetos de pesquisa em conformidade com o modelo

institucional, contendo roteiros experimentais relacionados com a ementa da

disciplina e enfatizando a importância da prática educativa em sua formação inicial,

e entregarão no prazo estipulado pelo professor da disciplina;

✓ A execução do projeto deverá ocorrer preferencialmente em escolas públicas do

Ensino Médio do município de Caxias, ou no próprio campus. Os roteiros deverão

ser colocados como anexo no relatório;

✓ Os experimentos poderão ser realizados como forma de feira de ciências ou

poderão ser gravados vídeos explicativos dos experimentos e, posteriormente,

divulgados na página do curso na Internet;

✓ Após realização do projeto os alunos farão uma apresentação das atividades

realizadas e deverá entregar relatório em conformidade com o modelo institucional;

Informações importantes relacionadas ao desenvolvimento do projeto:

✓ O projeto, a execução do projeto, a apresentação e o relatório corresponderá a uma

das três notas;

✓ Os alunos, sob orientação do professor, poderão organizar resumos para

submissão em eventos científicos na área de educação e química para estimular a

produção acadêmica e despertar interesse nos alunos para a docência.

apostila de roteiros experimentais de …...química geral experimental ii: conduta e normas de...

Documents