apostila q. g. e ii

Curso de Química

Faculdade de Paulínia

Química Geral Experimental II

Roteiros de Aulas Práticas

2015

Química Geral - Curso de Química – FACP 1

ÍNDICE

pág.

02 Informações Gerais

12 AULA 01: pH – Indicadores e Tampões

19 AULA 02: Determinação de Acidez do Vinagre

22 AULA ESPECIAL: Titulação potenciométrica (VLab)

23 AULA 03: Deslocamento de equilíbrios: Princípio de Le Chatelier

26

28

AULA 04: Determinação de Fe3+ em água utilizado Colorimetria visual e instrumental

29

AULA 05: Reação de Acetilação: Preparação de Ácido Acetilsalicílico

31 AULA 06: Métodos Cromatográficos

33

AULA 07: Polímeros


Informações Gerais 1. Objetivos Os experimentos selecionados para esta disciplina visam reforçar conceitos fundamentais da Química, complementando o conteúdo visto na teoria e familiarizando o aluno com novos métodos, técnicas e equipamentos. Além disso, espera-se que o aluno desenvolva e amplie sua capacidade de compreensão de fenômenos, aplicação da metodologia científica, desenvolvimento de modelos e capacidade de relatá-los de maneira crítica, clara e objetiva. 2. Equipes As equipes serão de 3 alunos, e constituídas conforme suas afinidades pessoais. Estas equipes serão mantidas durante todo o semestre letivo, salvo exceções com a concordância do professor. Do mesmo modo, cada equipe deverá ocupar sempre o mesmo local no laboratório, designado na primeira aula. 3. Critérios de Avaliação No laboratório, os alunos serão avaliados da seguinte maneira: Cada equipe de laboratório deverá entregar um relatório simples sobre o experimento realizado, de acordo com o questionário presente na final da prática. Este relatório deverá ser entregue no prazo máximo da semana seguinte após o término da prática. Relatórios entregues com atraso poderão até ser corrigidos, mas serão considerados com nota diferenciada para o cálculo da média final. Alunos que não realizaram o experimento não poderão ter o seu nome incluído no relatório correspondente, entregue pelo grupo. As demais avaliações seguirão o esquema de PAAD, sendo compostas por Avaliações Longas, Curtas (20% e 60%, respectivamente). Os relatórios serão considerados avaliações curtas, juntamente com outras atividades realizadas em grupo e com consulta. As avaliações longas serão individuais e sem consulta. O complemento da nota média será feito considerando 20% do APS do semestre. 4. Regras de segurança Para freqüentar as aulas de laboratório os alunos deverão cumprir as normas de segurança estabelecidas nas Boas Práticas de Laboratório. Será obrigatório o uso de AVENTAL, SAPATOS FECHADOS e CALÇA COMPRIDA, não se fuma, nem se bebe ou come no laboratório e os cabelos compridos devem permanecer presos. Cada aluno é responsável por sua própria segurança e a do colega, deve tomar cuidado com materiais tóxicos, inflamáveis e perigosos. Deve-se sempre prestar atenção no procedimento e respeitar a manipulação do material a ser utilizado. 4.1. Outras regras gerais de laboratório:

a. Seguir rigorosamente as instruções fornecidas para o experimento b. Nunca trabalhar sozinho c. Não brincar no laboratório d. Em caso de acidente, procurar imediatamente o professor, mesmo que seja sem extensão grave e. Encarar todos os produtos químicos como venenos em potencial f. Não colocar sobre a bancada matérias não relacionados com o experimento (bolsas, livros,

agasalhos) g. Não usar lentes de contato h. Não deixar frascos de reagentes abertos i. Não deixar frascos ou recipientes contendo substâncias inflamáveis próximas a chama j. Leia o rótulo dos reagentes que for utilizar k. Identifique o material em uso l. Evitar contato de qualquer substância com a sua pele m. Não cheire nenhum frasco colocando seu nariz diretamente sobre ele n. Ao preparar soluções de ácidos diluídos acrescentar ácido concentrado na água e não o

contrário o. Não pipetar nenhum reagente ou solução com a boca


p. Perguntar sobre o descarte apropriado dos resíduos dos experimentos. Não descartar nada na pia sem orientação.

q. Se tiver qualquer dúvida pergunte antes de agir.

Acidentes mais Comuns em Laboratório e Primeiros Socorros

1 - Acidentes por agentes físicos: 1.1 Produtos Químicos inflamáveis em combustão

Se durante um processo químico que ocorre no interior de um béquer ou qualquer outro frasco de vidro ocorrer a queima de um produto químico, primeiramente retire a fonte de calor e retire o oxigênio, tampando o frasco com pano úmido ou vidro de relógio (pode também utilizar amianto ou extintores CO2. Se a fonte de energia for corrente elétrica, nunca utilize água, mesmo após desligar a corrente. Se o combustível for óleo, utilize areia com bicarbonato de sódio ou cloreto de amônio. Se ocorrer a queima da roupa de um operador, não faça correr, abafe-o com o cobertor ou leve ao chuveiro, se estiver perto. Notar bem que: a) tetracloreto de carbono não deve ser usado em presença de sódio ou potássio, pois pode ocorrer uma explosão violenta; o laboratório deve ser imediatamente ventilado, a fim de dispensar o fosgênio formado, que é altamente tóxico. b) Em caso de pequenas queimaduras com fogo ou material aquecido, deve ser feita a aplicação, no local, da pomada picrato de butesin. Caso esta não seja disponível, pode-se usar vaselina ou simplesmente ácido pícrico. c) Em caso de corte, o ferimento deve ser desinfetado com antisséptico. Para diminuir o sangramento, pode ser usada uma solução diluída de cloreto férrico (FeCl3), que tem propriedades coagulantes. d) Em caso de vidro nos olhos, remover os cacos cuidadosamente com pinça ou com auxilio de um copo lava-olho. Procurar o médico imediatamente. A irritação que se segue, em geral para pequenos acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de rícino nos cantos de olhos. 2- Acidentes por agentes químicos 2.1 Ácidos Queimaduras com ácido são caracterizadas por forte ardência, havendo corrosão dos tecidos. As lesões com H2SO4 e HNO3 aparecem respectivamente, com a coloração esbranquiçada ou amarelada. Deve-se providenciar imediatamente a neutralização do ácido. Em caso de ingestão é recomendado um neutralizante via oral, como leite de magnésia, solução de óxido de magnésio ou até mesmo água de cal. Quando o ácido ataca a pele ou mucosa oral é indicada a lavagem abundante do local com solução de sulfato de magnésio (MgSO4), bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou até mesmo amônia (NH4OH), sendo esta utilizada apenas para queimadura forte. Para queimaduras graves, aplicar um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de picrato. No caso de atingir os olhos, deve- se lavar abundantemente com uma solução de borato de sódio (Na3BO3) ou bicarbonato de sódio a 5%. Se o ácido for concentrado lavar primeiro com grande quantidade de água e continuar com a solução de bicarbonato. No caso de ingestão é totalmente contraindicada à indução do vômito. 2.2 Álcalis Em caso de ingestão, tomar imediatamente uma solução diluída de ácido acético (vinagre ou suco de frutas cítricas), sendo contraindicada a indução do vômito. Em caso de contato com a pele, lavar a região atingida imediatamente com bastante água corrente (retirar a roupa do acidentado, se esta também foi atingida, enquanto a água é jogada por baixo da roupa). Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com bastante água. Se os olhos forem atingidos, lave-os com água corrente a baixa pressão, durante cerca de dez minutos, com as pálpebras abertas, e depois os lave com solução de ácido bórico a 1%. Procure um médico imediatamente. 2.3 Cianetos ou Cianuretos O combate deve ser rápido e preciso, caso contrário é inútil. Deve-se usar o seguinte sistema: a) soluções com vapores de nitrito de amilo enquanto são preparadas as duas soluções seguintes;


b) solução de nitrito de sódio (NaNO2) a 3%, injetado intravenosamente na quantidade de 6 a 8 mL /m2 de superfície corporal. As aplicações devem ser feitas num ritmo de 2,5 a 5,0 mL /min; e c) administração de 5,0 mL de solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a 25%, também por via intravenosa. 2.4 Compostos de Chumbo O tratamento desta intoxicação não exige pronta ação, como no caso dos cianetos e deve ser feito pela assistência médica. É contraindicada a ingestão de leite. 2.5 Compostos de Mercúrio A administração do leite ou clara de ovo provoca a precipitação de íons Hg2+, podendo evitar a morte. Deve ser providenciada imediatamente a assistência médica. 2.6 Compostos de Antimônio É de suma importância provocar imediatamente o vômito, quer por excitação direta da faringe com o dedo, quer pela administração de uma substância que desencadeie este reflexo. 2.7 Compostos de Cobre Geralmente provocam a própria eliminação, como ocorre com o sulfato de cobre (CuSO4), altamente irritante para a mucosa gástrica desencadeando o vômito, que o elimina do sistema. 2.8 Compostos de Arsênio A vítima apresenta vômitos, diarreia e cãibras musculares. É indicado provocar o vômito pela ingestão de uma colher de chá de mostarda ou uma colher das de sopa de cloreto de sódio ou sulfato de zinco, dissolvido num copo de água quente. É contraindicada a ingestão de leite. 2.9 Monóxido de carbono Sua intoxicação crescente não implica no aparecimento imediato de dispneia fisiológica, que é sinal de alarme mais comum em uma asfixia. O que existe é uma depressão crescente da consciência. A remoção da vítima para fora do ambiente é a primeira medida, sendo esta medida na maioria dos casos suficiente. Em graus mais altos de intoxicação é recomendada a administração de oxigênio. 2.10 Gás Sulfídrico ou Ácido Sulfídrico Como providência imediata, o local deve ser abandonado e posteriormente deve-se fazer uma inalação de amônia a 5%. 2.11 Bromo, Cloro e Iodo Em acidentes com vapores de bromo, o local deve ser abandonado imediatamente e a inalação com gás amoníaco ou gargarejo com bicarbonato de sódio deve ser realizada. O paciente pode receber pastilhas à base de eucalipto ou essência diluída de menta pipérica ou de canela, para aliviar a traqueia e os pulmões. Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração artificial. Em acidentes de bromo é eficaz a administração oral de leite ou albumina. Na pele, o contato é combatido usando amônia diretamente. Nos olhos, deve-se lavar continuamente com grande quantidade de água, e em seguida com solução de bicarbonato de sódio. Pode-se também lavar imediatamente a parte afetada com éter de petróleo (pe=100°C) à vontade, friccionando a pele com glicerina. Decorrido algum tempo remover a glicerina superficial e aplicar uma pomada à base de acriflavina ou de picrato de bustesin. Em acidentes com iodo é indicada a imediata inalação com éter sulfúrico. 2.12 Fenol ou Ácido Fênico Em caso de ingestão, recomenda-se, por via oral, uma solução de álcool a 55°GL, ou bebidas de forte teor alcoólico como uísque e o conhaque. 2.13 Álcool Metílico Deve ser provocado o vômito e administrar álcool etílico diluído ou bebidas alcoólicas fortes. Seu contato com a pele deve ser evitado.


2.14 Queimaduras por Sódio Metálico Remover cuidadosamente com o auxilio de uma pinça quaisquer fragmentos do sódio que restarem. Lavar à vontade com água, seguido de uma solução de acido acético 1% e cobrir com gaze umedecida em azeite de oliva. 2.15 Fósforo Lavar bem com água fria e tratar com solução de nitrato de prata a 1%. 2.16 Sulfato de Metila Lavar imediatamente e à vontade com solução de amônia concentrada, friccionando suavemente com chumaço de algodão umedecido em solução de amônia concentrada. 2.17 Substâncias orgânicas na pele Lavar a vontade com álcool, depois com sabão e água quente. 3- Cortes 3.1 Cortes Pequenos Deixe sangrar por alguns segundos. Verifique se há ainda fragmentos de vidro. Desinfete o local e coloque atadura. 3.2 Cortes Maiores Desinfete e procure estancar o sangue, fazendo pressão logo cima do corte, no máximo cinco minutos. Se necessário, procure um médico. 3.3 Fragmentos de Vidro nos Olhos Remova os pedaços maiores com todo o cuidado possível, usando pinça ou lavando o olho com água corrente em abundância. Chame imediatamente um médico. A T E N Ç Ã O: Em caso de acidente de qualquer natureza, é indispensável manter a calma e agir com rapidez e precisão. É preferível evitar que os acidentes aconteçam, observando sempre as medidas de segurança.

EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA

CHUVEIRO

LAVA-OLHOS

ÓCULOS DE SEGURANÇA

JALECO

LUVAS

MÁSCARAS

EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO


Neste tópico é apresentada uma breve descrição dos materiais comumente usados nos trabalhos de laboratório e suas principais utilizações. Os itens estão numerados de acordo com a ilustração apresentada nas páginas seguintes. 1. Tubo de ensaio: em reações químicas, principalmente testes de reação. 2. Béquer: Para aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc. 3. Erlenmeyer: Para titulações e aquecimentos de líquidos. 4. Balão de Fundo Chato: Para aquecimentos e armazenamento de líquidos. 5. Balão de Fundo Redondo: Para aquecimentos de líquidos e reações com desprendimento de

gases. 6. Balão de Destilação: Em destilações, possuí saída lateral para condensação dos vapores. 7. Proveta ou Cilindro Graduado: Para medidas aproximadas de volumes de líquidos. 8. Pipeta Volumétrica: Para medir volumes fixos de líquidos. 9. Pipeta Cilíndrica ou Graduada: Para medidas de volumes variáveis de líquidos. 10. Funil de Vidro: Para transferências de líquidos e em filtrações em laboratório. O funil de colo longo

e estrias é chamado de funil analítico. 11. Frasco de Reagentes: Para armazenamento de soluções. 12. Bico de Bunsen: Em aquecimentos de laboratório. 13. Tripé de Ferro: Para sustentar a tela de amianto. 14. Tela de amianto: Para distribuir uniformemente o calor em aquecimentos de laboratório. 15. Cadinho de Porcelana: Para aquecimentos à seco (calcinações) no Bico de Bunsen e Mufla. 16. Triângulo de Porcelana: Para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos diretos no Bico

de Bunsen. 17. Estante para Tubos de Ensaio: Suporte de tubos de ensaios. 18 – 19. Funis de Decantação: Para separação de líquidos imiscíveis. 20. Pinça de Madeira: Para segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no Bico de Bunsen. 21. Almofariz e Pistilo: Para triturar e pulverizar sólidos. 22. Cuba de Vidro: Para banhos de gelo e fins diversos. 23. Vidro de Relógio: Para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos. 24. Cápsula de Porcelana: Para evaporar líquidos em soluções. 25. Placas de Petri: Para fins diversos. 26. Dessecador: Para resfriar substâncias em ausência de umidade. 27. Pesa-Filtros: Para pesagens de sólidos. 28. Lima Triangular: Para cortes de vidros. 29. Bureta: Para medidas precisas de líquidos. Usada em análises volumétricas. 30. Frasco Lavador: Para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. 31. Pisseta: Para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. 32. Balão Volumétrico: Para preparar e diluir soluções. 33. Picnômetro: Para determinar a densidade de líquidos. 34. Suporte Universal; 35. Anel para Funil; 36: Mufa; 37. Garra Metálica: Em filtrações e na sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação e outros fins. 38 – 39. Kitassato e Funil de Buchner: Em conjunto para filtrações a vácuo. 40. Trompa de Vácuo: Usado em conjunto com o kitassato e funil de buchner. 41. Termômetro: Para medidas de temperaturas. 42. Vara de vidro. Para montagens de aparelhos, interligações e outros fins. 43. Bagueta ou Bastão de Vidro: Para agitar soluções, transporte de líquidos nas filtrações e outros fins. 44. Furador de rolhas: Para furagem de rolhas. 45. Kipp: Para produção de gases, tais como H2S, CO2, etc. 46. Tubo em U: Usado, geralmente, em eletrólise. 47. Pinça Metálica Castelo: Para transporte de cadinhos e outros fins. 48. Escovas de Limpeza: Para limpeza de tubos de ensaios e outros materiais. 49 – 50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: Para impedir ou diminuir o fluxo de gases ou líquidos em mangueiras. 51. Garra para Condensador: Para sustentar condensadores na destilação. 52 – 53 – 54: Condensadores: Para condensar gases ou vapores na destilação.


55 – 56. Espátulas: Para transferências de substâncias sólidas. 57. Estufa: Para secagem de materiais (até 200o C). 58. Mufla: Para calcinações (até 1500o C).


AULA 01 pH – INDICADORES E TAMPÕES

1-Introdução: Parece bem claro que em certas circunstâncias, dependendo do que se pretende fazer em um experimento, é muito importante saber qual o pH de uma solução. Há basicamente duas maneiras de se determinar o pH de uma solução:

• Com o pHmetro (potenciômetro) • De maneira clássica por meio de indicadores (em solução ou impregnados em papel)

1.1- pHmetro

O pHmetro é um aparelho capaz de realizar medidas elétricas, possuindo um tipo especial de eletrodo apropriado para mergulhar em soluções aquosas. Após calibrar o aparelho, mergulha-se o eletrodo em uma solução de pH desconhecido e o aparelho fará todas as conversões necessárias, fornecendo o pH da solução como leitura direta em um instrumento de ponteiro (analógico) ou em um mostrador digital.

Existem diferentes eletrodos, tanto indicadores quanto de referência. Em outro momento você estudará com eles são construídos e como funcionam, mas resumindo, os eletrodos são peças de vidro complexas e muito delicadas, contendo soluções (tipo solução de KCl, calomelano, etc), condutores metálicos, membranas muito frágeis de vidro poroso, e devem se mantidos sempre mergulhados em líquidos apropriados.

Na verdade, para medir o pH são necessários dois eletrodos (indicador + referência), mas os dois são geralmente combinados em uma única peça. A Figura 1 apresenta um esquema do eletrodo combinado.

Figura 1. Exemplo de eletrodo combinado para medida de pH.

A calibração do pHmetro é feita mergulhando-se seu eletrodo em uma solução de pH bem determinado e ajustando os botões apropriados. Em geral, são necessárias duas soluções, de pH diferentes, para calibrar o aparelho (alguns pHmetros calibram-se com apenas uma solução, e outros requerem 3 soluções diferentes). As soluções usadas para calibrar os pHmetros precisam ter o seu pH bem determinado e constante. Essas soluções são chamadas de tampões (buffer, em inglês).

Os pHmetros geralmente devem ter compensação para a temperatura pois a temperatura afetas as medidas de pH.

Nenhum pHmetro dará leituras corretas de pH se as instruções correspondentes para calibração e uso não forem seguidas ao pé da letra. Se você tiver que operar um pHmetro que ainda não conhece, e não há ninguém que possa instruí-lo, é imperativo ler as instruções no manual do instrumento antes de utilizá-lo. Atitudes do tipo: "este aparelho é parecido com aquele que já conheço, então deve poder ser operado do mesmo jeito" têm alta probabilidade de resultar em “becos sem saída”, com resultados experimentais de má qualidade.


Os cuidados que mencionaremos aqui são apenas aqueles de caráter geral, que servirão para praticamente qualquer instrumento:

1. Os eletrodos são muito sensíveis e devem ser manejados com extremo cuidado. Eles não suportam choques. A membrana de vidro poroso quebra-se ou sofre arranhaduras com facilidade, o que danifica o eletrodo.

2. Sempre mantenha o eletrodo preso em seu suporte. 3. Não deixe o eletrodo exposto ao ar por longos períodos. Ele deve ser sempre mantido

mergulhado em alguma solução para manter sua membrana hidratada. (OBS: Todos os eletrodos precisam ser conservados em soluções de armazenamento, que podem ser soluções 2 mol/L de KCI, ou 10% de KNO3 etc. Alguns tipos, porém, não podem passar diretamente da solução de armazenamento para as soluções de calibração ou de teste, mas devem, antes, ficar mergulhados em água pura por um longo tempo (até uma hora). Entre medidas, estes devem ser mergulhados em água, por razões óbvias)

4. Para transferir o eletrodo de uma solução para outra, é necessário lavá-lo. Proceda da seguinte forma: levante o suporte do eletrodo para retirá-lo da solução em que está. Remova o recipiente da solução e coloque um béquer vazio embaixo do eletrodo (cuidado para não bater no eletrodo). Lave o eletrodo jogando água destilada (ou, melhor, água deionizada) com uma pisseta (a água que escorre é recolhida no béquer). Enxugue o eletrodo delicadamente com papel higiênico macio. Coloque a outra solução sob o eletrodo. Abaixe o eletrodo pelo suporte (cuidado para não bater na borda ou no fundo do recipiente), mergulhando-o na nova solução.

5. Se estiver utilizando agitação magnética, cuide para evitar que o agitador se choque com o eletrodo.

6. Eletrodos combinados devem estar com os dois pontos de contato mergulhados, isto é, o bulbo da extremidade (sensível ao pH) e a cerâmica porosa (contato com o eletrodo de referência) devem estar ambos mergulhados na solução (qualquer solução, de calibração, de teste, de armazenamento).

7. Após utilizar, não deixe o eletrodo mergulhado na solução que você testou. Remova, lave como já explicado e volte a colocá-lo na solução de armazenamento ou em água destilada.

8. Não molhe a parte superior do eletrodo. 9. Ao ligar o instrumento, espere alguns minutos para estabilizar antes de iniciar qualquer

operação. 10. Não se esqueça da necessidade de calibração. 11. Ao ler um instrumento de ponteiro, tome cuidado com o erro de paralaxe. A maioria dos

instrumentos analógicos tem um espelho por trás do ponteiro. Você deve olhar de uma posição tal que o ponteiro coincida com sua imagem no espelho (fica mais fácil se você usar apenas um olho para ler).

1.2. Indicadores

Indicadores são geralmente ácidos ou bases orgânicos fracos que possuem a propriedade de ter uma cor na sua forma não ionizada e outra cor na sua forma ionizada. Corantes orgânicos (indicadores ou não) têm estrutura geralmente complexa, porque é necessário haver muitas duplas ligações (C = C. C = O, N = N etc.) conjugadas para que uma molécula possa absorver luz visível (e assim apresentar-se colorida). Como exemplo, considere a fenolftaleína (Figura 2).


Figura 2. Fenolftaleína. Observe como, na forma incolor, as ligações duplas de cada anel não estão conjugadas

com as duplas dos outros anéis, mas na forma vermelha há conjugação entre todas as duplas (se você não sabe, informe-se em um livro de química orgânica o que são duplas conjugadas).

Outro indicador bastante utilizado é o alaranjado de metila (também chamado de heliantina) tem as seguintes estruturas:

Figura 3. Alaranjado de metila.

Note que, confirmando o que foi dito acima, neste caso ambas as estruturas têm muitas

duplas conjugadas, e ambas as formas são coloridas. Devido à complexidade dessas fórmulas, é comum que se evite escrevê-Ias inteiras

quando se estudam os indicadores, preferindo-se representar de maneira abreviada (Hln para indicadores que são ácidos e InOH para indicadores que são bases). As equações ficam, então, com o seguinte aspecto:

A cor apresentada pelo indicador depende da concentração de íons H+ presentes na

solução. Tomemos como exemplo o caso de um indicador que seja um ácido orgânico fraco:

Em solução ácida (grande concentração de H+), o equilíbrio está deslocado para a

esquerda: a concentração de Hln é alta e a concentração de In- é baixa, resultando na cor A. Se


formos adicionando base a essa solução, a concentração de H+ vai sendo reduzida e o equilíbrio vai sendo deslocado para a direita, fazendo com que, finalmente, comece a predominar a cor B. Este assunto, que parece muito simples, costuma trazer mais confusão do que o estudante espera. É recomendável que você tente escrever a equação (1) sem olhar para o texto, colocando as cores e tentando concluir qual delas predominará em solução ácida e em solução básica, conferindo depois suas conclusões com o texto acima.

Observe, agora, um aspecto de importância fundamental: para mudar de cor, o indicador precisa reagir com íons H+, ou então, alguma base tem que retirar íons H+ do indicador.

Como já mencionado, os indicadores podem ser usados tanto em solução como impregnados em papel. Quando estão em papel, para verificar a "acidez" de uma solução podemos mergulhar a tira de papel na solução (retirando outra vez em seguida) ou podemos pingar uma gota da solução no papel (este método não é muito apropriado para trabalhos quantitativos, principalmente os de maior precisão, que não permitem que "a gente saia por ai perdendo gotas das soluções").

O papel indicador mais comum é o papel de tornassol, que contem somente um indicador e permite apenas verificar se uma solução é ácida ou básica, sem nenhuma indicação quantitativa de acidez ou basicidade.

Tanto em solução como em papel, os indicadores podem ser usados na forma de misturas de vários indicadores, que adquirem várias colorações diferentes conforme o pH, permitindo uma avaliação bastante razoável do pH de uma solução.

Os papeis com vários indicadores são chamados de papéis indicadores universais. Os mais eficientes são compostos de vários (geralmente quatro, às vezes seis) quadradinhos de papel presos na ponta de uma tira plástica; cada quadradinho e impregnado com uma mistura diferente de indicadores. Ao mergulhar a tira numa solução, cada quadradinho adquire uma cor diferente e, comparando a combinação de cores com uma referencia impressa, podemos avaliar o pH da solução com precisão de uma unidade (este é o tipo mais comum), 0,5 unidade ou ate 0,2 unidade de pH.

1.3 Solução Tampão

É difícil manter constante o pH de uma solução, pois pequenas quantidades de ácidos ou de

bases que sejam adicionadas provocam grandes variações de pH. Em certos casos, principalmente em estudos bioquímicos e biológicos (mas também em muitos

estudos químicos), é absolutamente necessário manter constante a concentração de H+ de uma solução. Consegue-se esse objetivo com uma solução reguladora de pH, também chamada solução tampão.

As soluções reguladoras fazem uso da propriedade apresentada pelos ácidos fracos, ou pelas bases fracas, de se ionizarem apenas parcialmente. Podemos usar tanto um ácido fraco com sua base conjugada (um sal desse ácido) como uma base fraca com seu ácido conjugado (um sal dessa base).

Uma solução aquosa de ácido acético apresenta forte resistência a mudar seu pH pela adição de base. Por quê?

Ora, sendo o ácido acético um ácido fraco, ao ser dissolvido na água ele se dissocia apenas parcialmente, estabelecendo um equilíbrio dinâmico como representado a seguir, em que a velocidade da reação direta é igual a velocidade da reação inversa. Ocorre um deslocamento nos equilíbrios envolvidos e uma compensação do pH.

Exemplificaremos apenas para ácido fraco + sal. Para realizar esse cálculo, utilizamos a lei da ação das massas, lembrando que as constantes de ionização (Ka dos ácidos e também das bases, Kb) fracos comuns são bem conhecidas (vide tabela no final deste texto, depois da parte experimental).

Vamos considerar um ácido monoprótico qualquer, HA, e seu sal de sódio, NaA. Teremos: HA H+ + A-

Para determinar os valores de [HA] e de [A-] , faremos as considerações seguir: Ao dissolver o sal de sódio, ele se ioniza totalmente:

NaA Na+ + A-

A concentração do sal, [sal], é a quantidade de sal que dissolvermos por litro de solução.


Tendo apenas o sal dissolvido, podemos dizer que: [A-] = [sal]

Por outro lado, se dissolvermos apenas o ácido, estabelece-se o equilíbrio: HA H+ + A-

A concentração do ácido, [ácido], e a quantidade de ácido que dissolvermos por litro de solução. Se tivermos apenas ácido dissolvido, teremos:

[HA] = [ácido] –[H+] e [H+] = [A-] Ao dissolvermos os dois simultaneamente, a coisa se complica um pouco. O sal se

dissocia totalmente, enquanto o ácido se dissocia apenas parcialmente: NaA Na+ + A-

HA H+ + A-

A concentração de ácido não dissociado, [HA], continua sendo [HA] = [ácido] - [H+]. A concentração de A-, no entanto, é agora a concentração do sal mais a concentração de A- proveniente da ionização de HA. Esta última, na verdade, é igual a [H+], de forma que [K] = [sal] + [H+].

Fazendo as substituições na equação anterior, vem:

Esta equação pode, de fato, ser resolvida para [H+], mas é uma equação do segundo grau

cuja solução envolve muitas operações. Experimentalmente, comprova-se que a equação muito mais simples dada abaixo, obtida por meio de algumas aproximações, acaba fornecendo o mesmo resultado, porque os erros introduzidos pelas aproximações são menores do que os erros experimentais das medidas normais.

As aproximações são as seguintes: 1. Como o ácido é fraco, dissocia-se muito pouco, então [ácido] » [H+] e, portanto, [ácido] -

[H+] ~ [ácido]. 2. Como o sal está presente em concentração razoavelmente alta, então [sal] » [H+] e,

portanto, [sal] + [H+] ~ [sal].

Ou, tomando o logaritmo negativo de ambos os membros, chegamos às equações abaixo,

(para o caso de um ácido fraco e uma base fraca e o respectivo sal):

pH=pKa+log [sal]/ [ácido]

pOH=pKb+log [sal]/ [base]

Examinando as equações você pode perceber que, no caso de serem iguais as concentrações do sal e do ácido (ou da base), o pH = pka (ou pOH = pkb). Isto será usado para determinar o pKa ou pKb de sua amostra desconhecida.

3.Procedimento:

3.1.Soluções de pH conhecidos e indicadores

1. Partindo de uma solução de HCl 0,100 mol/L prepare, por diluição, 50,0 mL de soluções: 0,0100 mol/L; 0,00100 mol/L e 0,000100 mol/L (mostrar os cálculos e utilizar as unidades corretamente). Você acha que é melhor preparar as soluções mais diluídas a partir da original (0,100 mol/L) ou a partir das soluções que você já preparou, começando com a de 0,0100 mol/L?


2. Partindo de uma solução de NaOH 0,100 mol/L prepare, por diluição, 50,0 mL de soluções: 0,0100 mol/L; 0,00100 mol/L e 0,000100 mol/L (mostrar os cálculos e utilizar as unidades corretamente).

3. Calcular o pH das soluções dos itens 1 e 2. 4. Prepare uma bateria de oito tubos de ensaio limpos e coloque 5 mL de cada uma das oito

soluções anteriores (itens 1 e 2), identificando cada tubo pelo pH. Adicione a cada tubo uma gota do indicador violeta de metila. Observe as cores e guarde a bateria.

5. Prepare uma nova bateria de oito tubos de ensaio e adicione uma gota de alaranjado de metila a cada tubo.

6. Repita este procedimento com os outros indicadores, a saber: vermeIho de metila, azul de bromotimol, vermelho de cresol, fenolftaleína e amarelo de alizarina R.

As baterias das soluções com cores características das viradas de pH serão usadas como padrão para medida aproximada do pH de soluções.

7. Prepare agora uma solução 0,100 mol/L de ácido acético (100 mL) por diluição de uma solução 1 mol/L.

8. Pegue alíquotas de 5 mL desta solução e coloque em tubos de ensaio (total de 7 tubos de ensaio, 1 para cada indicador).

9. Adicione a cada tubo uma gota de cada um dos indicadores usados anteriormente. Estime o pH por comparação com as cores da bateria de soluções de referência.

10. Repita o mesmo procedimento dos itens 7 e 8 com a base hidróxido de amônio. Compare as cores.

11. Determine o pH das soluções ácidas e das básicas preparadas nos itens 1 e 2 utilizando papel indicador universal. Para isto, introduzir uma baqueta limpa na solução colocando, a seguir, a extremidade do bastão em contato com uma pequena tira de papel indicador. Verificar a cor produzida e o pH correspondente, comparando com a tabela de cores da embalagem do papel.

3.2. Solução tampão 1. A constante de ionização (Ka) do CH3COOH é 1,8 x 10-5. Calcular em que razão devem

estar presentes ácido acético e acetato de sódio em uma solução para que seu pH seja 5. 2. Preparar 250 mL desta solução empregando como materiais de partida solução 1 mol/L

de CH3COONa e solução 1 mol/L de CH3COOH. Verificar o pH da solução utilizando um pHmetro (solicite auxilio do monitor ou do técnico).

3. Pegar dois béqueres colocando no primeiro 100 mL da solução tampão e no segundo 100 mL de água destilada.

4. Escolher um indicador que possa mostrar se sua solução tampão (pH 5) (ou a água pura) está ou não se tornando mais ácida (o alaranjado de metila seria uma boa escolha?). Adicionar a cada béquer uma ou duas gotas do indicador.

5. Colocar uma gota de HCI 0,100 mol/L no béquer contendo água. Colocar outra gota desta mesma solução no béquer contendo solução tampão.

6. Continuar a adição de HCI, gota a gota, a cada béquer, até que um total de vinte gotas tenham sido adicionadas.

7. Repetir a operação com outros dois béqueres, carregando novamente um com água e outro com solução tampão, e usando NaOH 0,100 mol/L em vez de HCI 0,100 mol/L. Naturalmente, deve-se usar, agora, indicadores que possam mostrar se sua solução tampão (ou a água pura) esta se tornando mais alcalina ou não (vermelho de cresol seria uma boa escolha?).

8. Diluir uma amostra da solução tampão original com um volume igual de água e medir seu pH utilizando o pHmetro (solicite auxilio do monitor ou do técnico).

3.3. Determinação aproximada do pk de uma amostra desconhecida


Seu grupo receberá 50 mL de uma solução 0,4000 mol/L de um ácido fraco ou de uma base fraca. Determine, inicialmente, se a solução é ácida ou básica com papel indicador universal.

Com uma pipeta volumétrica de 20 ou 25 mL, transfira o volume correspondente para um bequer limpo e seco, e junte um volume exatamente igual de solução de NaOH 0,2000 mol/L (se sua amostra for um ácido fraco) ou de solução de HCl 0,2000 mol/L (se sua amostra for uma base fraca). Assim, será formada uma solução contendo o ácido (ou base) e o sal correspondente na mesma concentração (qual o valor dessa concentração?).

Determine o pH dessa solução com o pHmetro bem calibrado. Este será o pKa. (Se sua amostra for uma base, o pKb será 14 - pH). Fórmulas:

Ácido forte pH = -log[acido] Base forte pH= 14,00 + log [base] Ácido fraco pH= ½ pka – ½ log[acido] Base fraca pH= 14,00 – ½pkb + ½ log[base] Solução tampão ácida pH=pKa+log [sal]/ [ácido] Solução tampão básica pOH=pKb+log [sal]/ [base]

Tabela com alguns valores de pKa, a 25ºC.


AULA 02 DETERMINAÇÃO DE ACIDEZ DO VINAGRE

O vinagre é, em termos práticos, uma solução de ácido acético em água. O ácido acético, CH3COOH, é um ácido monoprótico cuja percentagem em massa pode ser determinada por titulação com uma solução aferida de hidróxido de sódio segundo a reação:

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)

O vinagre, assim como o vinho, é um alimento conhecido desde a Antiguidade e seu nome, em quase todas as línguas ocidentais (com exceção do italiano, aceto do latim “acetum”, e do alemão, essig), provém do francês, vinaigre, ou vinho azedo. Entre suas principais aplicações, encontra-se seu uso como condimento, aromatizante, conservante, bebida refrescante e medicamento. O ácido acético contido no vinagre foi durante séculos o ácido mais forte de que se dispunha. O vinagre era usado com diversas funções, mesmo não se conhecendo seu princípio ativo. Os soldados romanos recebiam sempre um pequeno volume de vinagre para que durante suas viagens, usassem na água antes de ingeri-la, evitando assim doenças provocadas por águas contaminadas já que o baixo pH eliminava grande parte das bactérias patogênicas. Pasteur, entre 1864 e 1868 demonstrou, com detalhes em sua obra sobre vinagre, a necessidade da presença de um ser vivo, segundo ele, Mycoderma aceti para a ocorrência da acetificação (transformando álcool em vinagre).

Nesta fermentação, microorganismos da espécie Mycoderma aceti, transformam o álcool etílico em ácido acético (H3C-CH2-OH → H3C-COOH) , o que faz com que o vinho, após a fermentação, tenha cerca de 4% a 5% de ácido acético e seja agora chamado de vinho (vinho azedo). O teor de CH3COOH no vinagre é determinado volumetricamente, titulando-se certa quantidade do mesmo com solução padrão de hidróxido de sódio 0,1000 M, ou de uma molaridade próxima a 0,1 M, conhecida com três casas decimais. Usa-se uma solução de fenolftaleína como indicador, afim de se ver o fim da reação. O Codex Allimentarius define o vinagre como “um líquido, apto para consumo humano, produzido exclusivamente a partir de matérias primas de origem agrícola, que contenham amido ou açúcares, ou amido e açúcares, por um duplo processo de fermentação: alcoólica e acética”. Os vinagres devem conter quantidades determinadas de ácido acético e ingredientes opcionais tais como ervas, especiarias, sal e outros, conforme a especificação do Codex Allimentarius, em quantidades suficientes para conferir sabor e aroma peculiares. A legislação brasileira define que vinagre ou vinagre de vinho é o produto obtido da fermentação acética do vinho e deve conter uma acidez volátil mínima de 40g por litro expresso em ácido acético (4%). Sua graduação alcoólica não pode exceder a 1°GL e deve ser obrigatoriamente pasteurizado. Um vinagre com mais de 80g por litro de acidez volátil é o concentrado de vinagre usado exclusivamente para diluição. Estabelece também um valor mínimo de 7 g/L de extrato seco para vinagres de vinho tinto e rosados e 6 g/L para vinagres de vinho branco; e para o teor de cinzas um valor mínimo de 1 g/L. A legislação específica ainda cita as seguintes características organolépticas para os vinagres: Aspecto: líquido, límpido e sem depósito. Cor: de acordo com a matéria prima que lhe deu origem. Cheiro: característico. Sabor: ácido, próprio. No Brasil, não é permitida a fabricação e venda de vinagre artificial, isto é, vinagre produzido a partir da diluição do ácido acético obtido a partir da síntese do etileno ou da destilação seca da madeira. CUIDADOS: Evite o contato do NaOH e de sua solução com a sua pele. Caso isto ocorra, lave a região afetada com bastante água. Materiais Utilizados (Figura 1) - Balão volumétrico de 100 mL - Bureta de 25 ou 50 mL. - Garra de bureta. - Pipeta volumétrica de 10 e de 20 mL.


- Pêra de borracha. - Suporte universal. - Erlenmeyer de 250 mL. - Becker de 100 mL. - Funil. - Pisseta. - Provetas de 50 e 250 mL. - Vinagre. - Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1M. (anotar o fator de correção) - Solução de alcoólica de fenolftaleína.

Figura 1. Esquema utilizado para titulação do vinagre com NaOH. Procedimento: 1 - Pesar com precisão de ± 1 mg, 10 mL de vinagre e calcular a densidade do mesmo. 2 – Transferir para um balão volumétrico de 100 mL e completar com água destilada 3- Transferir 20 mL da solução de vinagre diluída para um erlenmeyer de 250 mL. 4 - Adicionar cerca de 20 mL de água e de 5 gotas de fenolftaleína. 5 - Carregar a bureta com solução de NaOH padronizada (concentração conhecida, que deve ser anotada). 6 -Adicionar ao erlenmeyer a solução de NaOH, gota a gota, com agitação constante, até a viragem do indicador. Observar e anotar a cor da viragem. 7- Anotar o volume de NaOH gasto na titulação. 8 - Repetir a operação mais 2 vezes. Não admissíveis diferenças superiores a ± 0,1 mL entre as três titulações. 9 - Calcular a média entre as determinações.

Cálculo do Teor Porcentual de Acidez no Vinagre Os cálculos para a obtenção do teor de acidez do vinagre são fundamentados no fato de que,

quando as substâncias reagem, o número de moles de cada reagente é igual ao número de moles dos outros participantes da reação. Se reagirem x moles de NaOH, também reagiu o mesmo número de moles de CH3COOH:

número de moles de NaOH = número de moles de CH3COOH 1-Calcule o número de moles de NaOH consumidos e terá o número de moles de ácido acético. Lembre-se de que M = número de moles de NaOH / V ( L ) . 2. Calcule o nº moles de ácido acético (nNaOH = nHAc). 3. Calcule a massa de ácido acético titulado na alíquota usada e corrija a massa pela diluição. Faça uma regra de três, de acordo com a diluição. 4. Calcule a massa de vinagre total usada. Transforme volume em massa (usando a densidade).

Bureta: solução NaOH de concentração conhecida

Erlenmeyer: solução de vinagre a ser titulada + indicador


5. Obtenha a porcentagem de ácido acético. Considere: densidade do vinagre = 1,1 g/mL para encontrar a massa total de vinagre (que corresponde a 100% e use a massa calculada no passo 3 correspondente a y% de HAc). Volume de vinagre= volume de amostra usada na análise => Massa total (vinagre). Densidade do vinagre d = ------------ (g/cm3) d=m/V v= -------------- m= x gramas de vinagre massa (g) de vinagre ----------------------- 100% massa (g) de ácido acético ---------------------- % HAc no vinagre Questões 1. Por que o vinagre é ácido? 2. Qual a reação que ocorre entre o ácido acético e o hidróxido de sódio? Qual é o produto formado? 3. Qual é a cor da fenolftaleína em meio ácido? E em meio básico? 4. Para que foi usada a fenolftaleína nessa análise? 5. Por que se adicionou cerca de 20 mL de água destilada no erlen antes da titulação? 6. Esse volume de água precisa ser medido com exatidão? Por quê? 7. Se uma pessoa ingere 50 mL de vinagre numa salada, quantas gramas de ácido acético a pessoa

ingeriu? (Considere: densidade do vinagre = 1,1 g / mL; teor de CH3COOH = 5% em massa.) 8. O processo utilizado pode ser usado em uma fábrica de vinagre para se obter a acidez do vinagre

que produz? 9. Com base nos resultados obtidos, diga o que você acha de um vinagre com20% ou 30% de ácido acético.

Referência: - AQUARONE, Eugenio; LIMA, Urgel de Almeida; BORZANI, Walter. Alimentos e bebidas produzidos por fermentação. São Paulo: E. Blucher, c1983. 227p. - Moraes, R. e Ramos, M. G.. Experiências e projetos de química. São Paulo, Editora Saraiva, 1976. pp. 142-144.


AULA ESPECIAL – LABORATÓRIO DE INFORMÁTICA TITULAÇÃO POTENCIOMETRICA VIRTUAL

Software: Virtual lab (VLab). Disponível em: http://collective.chem.cmu.edu/vlab/vlab.php


AULA 03 EQUILÍBRIO QUÍMICO E PRINCÍPIO DE LÊ CHATELIER

Objetivos: Verificar experimentalmente o deslocamento de equilíbrios químicos (Princípio de Lê Chatelier). Introdução:

Em uma reação reversível, o aumento da concentração de uma substância, desloca o equilíbrio para o lado oposto desta substância.

A diminuição da concentração de uma substância desloca o equilíbrio para o mesmo lado desssa substância. Com base em dados experimentais, Henry Louis Lê Chatelier formulou o Princípio de Lê Chatelier:

“ Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o sistema se desloca na direção que permita anular ou contrabalancear essa ação”.

Outros fatores que alteram o equilíbrio de uma reação reversível são pressão e temperatura. Uma reação reversível bastante tradicional é a reação entre cloreto férrico e tiocianato de

amônio que pode ser representada pela equação: FeCl3 + 3 NH4SCN Fe(SCN)3 + NH4Cl Coloração Vermelho sangue Considerando a reação acima entre os íons férrico (Fe3+) e o íon tiocianato (SCN-), temos: Fe3+ + SCN- [FeSCN]2+

Dependendo da concentração de íon tiocianato podem ser formados complexos de diversas composições: Fe3+ + 2SCN- [Fe(SCN)2]+ Fe3+ + 3SCN- [Fe(SCN)3] Podendo chegar até: Fe3+ + 6SCN- [Fe(SCN)6]3-

A intensidade da cor é fixada pela concentração dos íons complexos formados. A adição de íon férrico (mediante a adição do sal solúvel de FeCl3) ou de íon tiocianato (SCN-) (mediante a adição de tiocianato de amônio) provocará um deslocamento do equilíbrio para a direita e se observará uma intensificação da cor. Outro equilíbrio químico importante é o que se verifica entre os íons cromato (CrO4

2-) e o dicromato (Cr2O7

2-). Quando os íons cromato estão em solução apresentam uma coloração amarela, mas em presença de ácidos a solução torna-se alaranjada (devido ao deslocamento do equilíbrio para a direção do dicromato). Seguindo a reação: 2 CrO4

2- + 2H+ Cr2O42- + H2O

amarelo laranja Adicionando-se uma base no equilíbrio acima, a solução ficará amarela novamente e o equilíbrio

se deslocará para a esquerda. Materiais e reagentes: Proveta de 100 mL Tubos de ensaio Pipeta graduada


Estante para tubos de ensaio Bagueta de vidro Espátula Béquer de 100 mL Solução saturada de cloreto férrico (FeCl3) Solução saturada de tiocianato de amônio (NH4)SCN Solução de dicromato de potássio 0,5 M – K2Cr2O7 Solução de cromato de potássio 0,5 M – K2CrO4 Solução de ácido clorídrico 2M – HCl Solução de hidróxido de sódio 1M – NaOH Cloreto de amônio sólido – NH4Cl Procedimento experimental 1-Equilíbrio Fe3+/ SCN-

Medir 60 mL de água destilada em uma proveta e transferir para um béquer. Adicionar 1-2 gotas de soluções saturadas de FeCl3 e NH4SCN. Agitar e observar (solução padrão). Escreva a equação da reação: Numerar 4 tubos de ensaio de mesmo diâmetro. Dividir a solução padrão preparada em quatro partes iguais e transferir para cada um dos 4 tubos e ensaio. Adicionar ao tubo 2 pequenas quantidades de cloreto de amônio sólido. Agitar até homogeneizar. Comparar a cor do tubo 2 com a cor do tubo 1 (descrever a sua observação): A adição de NH4Cl (lado dos produtos) provocou um deslocamento do equilíbrio para o lado esquerdo ou direito? Por quê? Adicionar ao tubo 3 duas gotas de solução saturada de FeCl3. Agitar. Comparar com a cor da solução do tubo 1. Para que lado houve deslocamento do equilíbrio? Por quê? Adicionar ao tubo 4 duas gotas de solução saturada de NH4SCN. Agitar. Comparar com a cor da solução do tubo 1. Para que lado houve deslocamento do equilíbrio? Por quê? 2- Equilíbrio CrO4

2- / Cr2O72-

Numerar 6 tubos de ensaio. Colocar cerca de 1 mL de solução 0,5M de cromato de potássio ou dicromato de potássio em cada tubo e acrescentar 10 gotas de HCl 2M ou NaOH, seguindo a orientação da Tabela 7. Tabela 7. Resultados obtidos com as soluções em teste.


Tubo Reagentes Produtos Coloração Deslocamento 1 K2Cr2O7 + HCl 2 K2Cr2O7 + NaOH 3 K2Cr2O7 4 K2CrO4 + HCl 5 K2CrO4 + NaOH 6 K2CrO4 Comparar e justificar a coloração do tubo 1 com os tubos 3 e 4. Comparar e justificar a coloração do tubo 4 com os tubos 1,3 e 6. Comparar e justificar a coloração do tubo 2 com os tubos 3, 5 e 6. Comparar e justificar a coloração do tubo 5 com os tubos 2 e 6. Questões adicionais:

1- Como se pode deslocar um equilíbrio químico para a direita ou para a esquerda? 2- O que é constante de equilíbrio? Escreva a equação da constante de equilíbrio para as duas

reações estudadas.


AULA 04 (Parte I) DETERMINAÇÃO DE Fe3+ EM ÁGUA UTILIZANDO COLORIMETRIA VISUAL

O principal objetivo deste experimento é introduzir as noções básicas da metodologia do trabalho

de controle de qualidade, como: análise qualitativa e semi-quantitativa; reações específicas; testes padrão e branco; diluição e concentração limite; interferência.

O experimento consiste em determinar a concentração de íons Fe3+ em duas amostras através da reação com íons tiocianato. Para isso, deve-se preparar uma escala de cores, obtida através da reação de tiocianato de potássio com soluções de cloreto de ferro(III), por sua vez obtidas pela diluição de uma solução estoque de FeCl3 a 0,25% em massa (0,63%, 0,03%, 0,15%, 0,007% e 0,004%). O conceito de interferência é trabalhado utilizando-se solução de oxalato de sódio. O teste em branco é feito apenas com água destilada e a solução de KSCN. Materiais e reagentes • 13 tubos de ensaio • 1 estante para tubos de ensaio • 1 proveta de 10 mL • 1 béquer pequeno • 1 pipeta de Pasteur (ou conta-gotas) • Etiquetas ou caneta para escrever em vidro • Água destilada • Solução aquosa de cloreto de ferro (III) a 2,5 mg/mL em massa recém-preparada1 • Solução aquosa de tiocianato de potássio 0,1 mol/L Procedimento

1- Preparação das soluções de cloreto de ferro(III) Etiquete (ou escreva com a caneta de escrever em vidro) 6 tubos da seguinte maneira: • Solução 1 (correspondente à solução estoque de FeCl3 = 2,5 mg/mL) • Solução 2 (FeCl3 = 0,6250 mg/mL) • Solução 3 (FeCl3 = 0,3125 mg/mL) • Solução 4 (FeCl3 = 0,1563 mg/mL) • Solução 5 (FeCl3 = 0,07815 mg/mL) • Solução 6 (FeCl3 = 0,03908 mg/mL). Adicione aproximadamente 8 mL da solução estoque no tubo com etiqueta “Solução 1”. Para preparar a segunda solução, adicione 2,5 mL da Solução 1 no tubo com a etiqueta “Solução 2” e complete com 7,5 mL de água destilada. Para preparar a terceira solução, adicione 5 mL da Solução 2 no tubo com a etiqueta “Solução 3” e complete com 5 mL de água destilada. A partir da Solução 3, as demais soluções são obtidas diluindo-se a solução anterior pela metade, ou seja:

• Solução 4 = 5 mL da Solução 3 mais 5 mL de água destilada. • Solução 5 = 5 ml da Solução 4 mais 5 mL de água destilada. • Solução 6 = 5 mL da Solução 5 mais 5 mL de água destilada.

Discutas o conceito de concentração expressa em porcentagem e os cálculos envolvidos na diluição.

2- Preparação da escala de cores Pegue mais 6 tubos de ensaio e etiquete-os como: T1, T2, T3, T4, T5 e T6. Em cada tubo, adicione 20 gotas (ou 1 mL) da solução de FeCl3 correspondente (T1 = Solução 1; T2 = Solução 2; assim por diante). Adicione 3 gotas da solução aquosa de tiocianato de potássio em cada um dos tubos. Você irá obter uma escala de cores de acordo com a Figura 1.


Discuta porque é necessário usar sempre o mesmo volume dos reagentes.

3- Teste em branco Pegue um tubo de ensaio limpo, adicione 20 gotas de água destilada e 3 gotas de KSCN 0,1 mol/L. Compare o resultado com a escala de cores. Discuta o significado do teste em branco, empregado para se ter certeza de que a água usada para preparar as soluções não continha nenhum contaminante que pudesse atrapalhar a análise, como, por exemplo, traços de íons Fe3+ ou qualquer outra substância que poderia reagir com o tiocianato produzindo alguma substância de cor parecida com a do complexo Fe(SCN)3.

4- Análise das amostras

Cada grupo receberá uma amostra de concentração desconhecida para analisar. Adicione 20 gotas (1 mL) da solução de concentração desconhecida em um tubo de ensaio limpo. Adicione 3 gotas da solução de KSCN 0,1 mol/L (Figura 3) e compare o resultado com a escala de cores para determinar a concentração de Fe3+ da sua amostra.


AULA 04 (Parte II) DETERMINAÇÃO DE Fe2+ EM ÁGUA UTILIZANDO COLORIMETRIA INSTRUMENTAL

(ESPECTROFOTOMETRIA)

Materiais e reagentes

• Solução de (NH4)2Fe(SO4)2. 6H2O 10,00 mg/L (solução padrão estoque) • Solução de HCl 20% V/V, • Solução de H2O2 30% V/V • Solução de KSCN 10%, • Cubetas de quartzo (1 cm de caminho ótico) • Balões volumétricos • Pipetas volumétricas • Pipeta Pasteur • Buretas • Água destilada • Equipamento espectrofotômetro UV-VIS • Amostras de água (de torneiras e bebedouros)

Procedimento:

1- A partir da solução padrão de Fe2+ prepare 5 soluções padrões de concentrações de 0,2500; 0,5000; 0,7500; 1,000 e 1,200 mg/L

2- Reserve 10 mL da água cuja concentração de ferro será determinada 3- Em cada solução anterior (todos as soluções padrões e amostras) acrescente a cada 10 mL de

solução 30 gotas de HCl 20% V/V, 10 gotas de H2O2 30% V/V e 1 mL de KSCN 10% 4- Faça a leitura do branco (contendo todas as soluções menos o Fe3+ ) e zere o equipamento em

510 nm. 5- Faça a leitura de todas as soluções padrões no espectrofotômetro no comprimento de absorção

máximo absorção (λ= 510 nm). 6- Obtenha a curva de calibração 7- Faça a leitura da(s) amostra(s) de água 8- Calcule a quantidade de ferro na(s) amostra(s) utilizando a curva de calibração.

QUESTÕES:

1- Determine a concentração da amostra desconhecida e explique sua conclusão. 2- O que são interferentes em uma análise química? Discuta a interferência de íons cobre e oxalato

este experimento. 3- O que é limite de detecção e de quantificação de um método? Quais são, aproximadamente,

esses valores para o método de Ferro. 4- Explique o que é análise qualitativa e quantitativa e relacione ao seu experimento. 5- Enumere as vantagens e desvantagens dos 2 métodos utilizados. 6- Compare a exatidão e precisão dos 2 métodos. 7- A resolução vigente que estabelece o limite de concentração do ferro na água, Resolução

CONAMA nº 357, de 17 de Março de 2005, define padrões mais rigorosos para a classe de água para abastecimento humano (classe 1). Apesar de o organismo humano necessitar de até 19 mg de ferro por dia, é estabelecido que pra esta classe a concentração de ferro seja no máximo 0,3 mg/L. Isto principalmente em função de problemas estéticos relacionados à presença do ferro na água (cor amarelada, devido a presença de Fe3+) e ao sabor ruim que o ferro lhe confere, além dos prováveis malefícios que pode causar à saúde (doenças tais como cirrose, tumores hepáticos, diabetes mellitus e insuficiência cardíaca). Compare estes valores da legislação com os valores que você encontrou.


AULA 05 REAÇÃO DE ACETILAÇÃO: PREPARAÇÃO DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO

Objetivo: preparar e purificação de ácido acetilsalicílico Introdução

Reproduzir em laboratório aquilo que a Natureza produz ou criar aquilo que não existe na Natureza é sintetizar. As sínteses laboratoriais procuram a obtenção de novos produtos com as suas propriedades mais acentuadas, mais concentradas do que as existentes na Natureza ou compostos com propriedades inexistentes nos produtos naturais ou ainda produtos em quantidades superiores àquelas que são possíveis extrair de fontes naturais. Podemos portanto afirmar que a síntese está presente em toda a nossa vida pois revolucionou o mundo ao permitir a produção em massa de compostos muito mais potentes dos que estão presentes na Natureza. Sem ela, a nossa vida não seria como é hoje, não teríamos televisões porque não se poderia sintetizar os plásticos que entram no seu fabrico, etc...

Esta síntese teve como objetivo obter o ácido acetilsalicílico, que é um cristal, de cor branca. O ácido acetilsalicílico prepara-se fazendo reagir o ácido salicílico com o anidrido acético, e algumas gotas de ácido sulfúrico, que atua como catalisador (substância que não participa na reação mas aumenta ou diminui a sua velocidade).

O ácido acetilsalicílico é um medicamento com propriedades analgésicas e anti-inflamatórias. Este ácido foi sintetizado pela primeira vez em 1893, a partir do ácido salicílico (analgésico

inicialmente extraído da casca do salgueiro), pelo químico alemão Felix Hoffmann quando fazia pesquisas para aliviar as dores reumáticas do pai. O novo produto possuía as mesmas características anti-inflamatórias e analgésicas do ácido salicílico, mas não tinha o seu sabor azedo nem era tão irritante para as mucosas. Em 1899 a Bayer, companhia de produtos químicos onde Hoffmann trabalhava, sintetizou-o e comercializou-o sob o nome registrado de "Aspirina".

As sínteses podem ser classificadas como totais ou parciais. Nesta atividade foi realizada uma síntese parcial, isto é, os reagentes são substâncias elementares e compostas, ou só compostas.

Nesta síntese foi necessário efetuar quatro operações unitárias: pesagem, filtração, cristalização e secagem.

Uma outra operação que se realizou foi a filtração, que consiste na separação de um sólido em suspensão numa fase líquida ou gasosa, usando um meio poroso chamado filtro. Os filtros podem ser de diferentes materiais, tais como papel, tecido, areia, algodão, porcelana ou lã de vidro, estando a sua escolha dependente das características físicas e químicas das misturas. Também a porosidade do filtro é escolhida de acordo com as dimensões das partículas a reter (fase sólida). As partículas que se encontram em suspensão num líquido, que ao ser filtrado, ficam no filtro constituem o resíduo; a solução constituída por partículas de menores dimensões que atravessa o filtro chama-se filtrado.

No laboratório o filtro, que se usa com mais freqüência, é o de papel, com forma circular, o qual deve estar bem ajustado ao funil que lhe servirá de suporte. A filtração pode ser feita por gravidade ou por pressão reduzida, sendo a primeira mais utilizada, mas em contrapartida a filtração por pressão reduzida é mais rápida. Tendo-se utilizado a filtração por pressão reduzida de forma a acelerar o processo. O ácido acetilsalicílico é produzido por meio de reação de acetilação do ácido salicílico:

O

OH

OH OH

O

O

CH3O1 2 3

+

O

OH3C CH3

O O

OHH3CH2SO4 +

AAS

A reação de acetilação do ácido salicílico 1 ocorre através do ataque nucleofílico do grupo -OH fenólico sobre o carbono carbonílico do anidrido acético 2, seguido de eliminação de ácido acético 3, formado como um sub-produto da reação. É importante notar a utilização de ácido sulfúrico como um catalisador desta reação de esterificação, tornando-a mais rápida e prática do ponto de vista comercial.


A reação de acetilação nem sempre é completa, ou então ocorrem reações posteriores de decomposição e o ácido salicílico é encontrado como uma impureza do ácido acetilsalicílico.

Materiais e Reagentes béquer de 250 ml ácido salicílico seco proveta de 50 ml anidrido acético conta-gotas ácido sulfúrico concentrado banho-maria (50 – 600C) funil de Büchner kitassato aparelho para determinação de pf Procedimento Preparação 1) Pesar em béquer de 100 ml, cerca de 3,0 g de ácido salicílico. 2) Adicionar 6 ml de anidrido acético e juntar 6 gotas de H2SO4 concentrado. CUIDADO: anidrido acético e ácido sulfúrico causam graves queimaduras. 3) Aquecer o béquer em banho-maria, a 50-60o durante 10 minutos, agitando a mistura de vez em quando, com um bastão de vidro. 4) Remover o béquer do banho-maria e adicionar 30 ml de água destilada. 5) Deixar o béquer esfriar ao ar para que se formem os cristais. Se os cristais demorarem a surgir, resfriar em banho de gelo para acelerar a cristalização e aumentar o rendimento do produto. 6) filtrar sob sucção utilizando funil de Büchner e lavar duas vezes com 5 ml de água gelada. 7) Secar a aspirina, ao ar ou na estufa a 50oC, pesar o produto e determinar o rendimento percentual da reação. Purificação - Dissolver o produto bruto em béquer de 100 ml usando 10 ml de álcool etílico - Aquecer em banho-maria. - Verter a solução alcoólica quente sobre 22 ml de água quente contida em um béquer de 100 ml. Caso haja precipitação, dissolver por aquecimento em banho-maria. - Deixar em repouso na geladeira. Cristais sobre a forma de agulha serão obtidos. - Filtrar em Büchner, lavar com alguns ml de água gelada e depois com alguns de álcool gelado. - Secar ao ar ou em estufa a 50ºC. - Pesar e determinar o rendimento da aspirina. Discussão 1) Indicar as reações gerais, os mecanismos e os nomes dos compostos obtidos. 2) Na etapa de filtração a vácuo, os cristais formados são lavados com água gelada. Por quê? 3) Será que a acetilação foi completa? Coloque uma pequena porção do seu produto em um tubo de ensaio contendo solução de FeCl3. Se a solução se tornar violeta significa que existe ácido salicílico em seu produto. Discuta os motivos.

QUESTIONÁRIO 1. Escrever a equação da reação de obtenção da ASPIRINA. 2. Que tipo de reação se verifica na obtenção da ASPIRINA? 3. Qual a finalidade da adição de ácido sulfúrico concentrado? 4. Calcular o rendimento teórico de ASPIRINA se 1,0 kg de ácido salicílico é usado com 2,0 kg de

anidrido acético?

V. BIBLIOGRAFIA 1. MANO E.B.; SEABRA, A.P. Práticas de química orgânica. 3. ed, São Paulo, Edgard Blücher LTDA,

1987. 2. ALLINGER, N. L.; CAVA, M. P.; JONG, D. C. de; et al. Química orgânica. 2. ed., Rio de Janeiro,

Guanabara Dois. 1976. 3. SILVERSTEIN, R.M.; BASSLER, G.C.; MORRIL, T.C., Identificação espectrométrica de compostos

orgânicos. 5. ed, Rio de Janeiro, Guanabara Koogan S. A. 1994.


AULA 06 MÉTODOS CROMATOGRÁFICOS

A. CROMATOGRAFIA: Cromatografia em papel: Execute a montagem apresentada na Figura 1.

Figura 1: cromatografia em papel.

1. Pegue 4 béqueres de 125 mL ou de 250 mL limpos e secos. Ao primeiro, adicione 20 mL de água

destilada. Ao segundo, 20 mL de ácido acético 0,2 mol.L-1. Ao terceiro, 20 mL de hidróxido de amônio 0,2 mol.L-1. Ao quarto, 20 mL de etanol. Identifique todos os béqueres.

2. Pegue 4 tiras de papel de filtro com cerca de 3 cm de largura e, utilizando canetas de cores variadas, faça quatro bolinhas, uma de cada cor, em cada uma das tiras, de modo que as bolinhas fiquem cerca de 0,5 cm acima do nível do líquido quando as tiras forem postas nos béqueres.

3. Com o auxílio de uma linha presa na parte superior do béquer, mergulhe uma tira em cada solvente, evitando que se encoste à parede do béquer.

4. Assim que o líquido atingir aproximadamente 90% da altura do papel, retire-o e deixe-o secar. 5. Calcule os fatores de retenção. Cromatografia em coluna 1. Pegue uma bureta de 25 mL. Introduza um pequeno chumaço de algodão e acomode-o próximo à

torneira da coluna. 2. Adicione uma suspensão de 2 g de sílica em 10 mL de etanol. Manter a coluna na vertical, presa por

garra em suporte universal. 3. Mantenha um excesso de etanol acima do nível da sílica (cerca de 2 cm). Adicione cerca de 0,5 mL

da amostra colorida fornecida pelo professor, composta por fluoresceína e azul de metileno. 4. Abra a torneira e mantenha a adição de solvente, de modo a evitar que a coluna de sílica fique seca. 5. Recolha em béquer a fase colorida resultante. Cromatografia em coluna com um giz 1. Pegue 1 béquer de 125 mL limpo e seco. Escolha o solvente (água destilada, ácido acético,

hidróxido de amônio ou etanol) e a caneta colorida que forneceram os melhores resultados na cromatografia em papel.

2. Adicione o solvente selecionado ao béquer. 3. Com a caneta escolhida, faça um círculo em torno do giz, em uma altura que fique um pouco acima

do nível do solvente dentro do béquer. 4. Posicionar o giz em pé dentro do béquer, de modo a permitir o contato com o solvente.


5. Assim que o líquido atingir aproximadamente 90% da altura do giz, retire-o e observe a separação de cores.

6. Calcule os fatores de retenção. QUESTÕES: 1. Explique a razão da técnica cromatográfica de separação possuir este nome. 2. Quantos pigmentos você identificou em cada tinta utilizada. 3. Explique a diferença observada entre os cromatogramas gerados com água e com álcool etílico.


AULA 7

POLÍMEROS

Polímeros são materiais que apresentam em sua estrutura molecular unidades relativamente simples que se repetem, ligadas entre si por ligações covalentes do tipo sp3, formando longas cadeias e, portanto, resultando em compostos de alta massa molecular. Essas unidades que se repetem são conhecidas como meros ou unidades monoméricas. No entanto, existem polímeros que não possuem massa molecular muito elevada. Esses polímeros são chamados oligômeros. Para os polímeros que realmente possuem alta massa molecular (da ordem de 103 a 106 g/mol), usa-se a expressão alto polímero (high polymer).

O termo polímero vem do grego e quer dizer muitas partes, já o termo oligômero, também do grego, significa poucas partes.Os polímeros, diferentemente das substâncias químicas de baixa massa molecular, são produtos heterogêneos, pois possuem uma mistura de moléculas de diferentes massas moleculares, apresentando, portanto, polimolecularidade. O número de meros na cadeia polimérica é chamado grau de polimerização. Por via de regra, é simbolizado pela letra n. O produto do grau de polimerização n e da massa molecular da unidade monomérica Mu, é a massa molecular do polímero, como indica a equação abaixo:

Mpol =nMu Quando existem tipos diferentes de meros na composição do polímero, este é designado copolímero. Se, no entanto existirem três meros formando o polímero pode-se chamá-lo de terpolímero. Já os polímeros que possuem somente um tipo de mero, podem ser chamados de homopolímeros.

Quando na cadeia do copolímero houver alternância de segmentos formados pela repetição de cada um dos meros, tem-se um copolímero em bloco (Figura 1). Quando os blocos forem ramificações poliméricas introduzidas em um polímero anteriormente linear, tem-se um copolímero graftizado, Figura 2 (do inglês graft, ‘enxerto’), conforme o esquema abaixo, onde as letras representam meros.

A-A-A-A-A-A-B-B-B-B-A-A-A-A Figura 1: Esquema de um copolímero em bloco

Figura 2: Esquema de um copolímero em grafitizado

Os polímeros podem ter suas cadeias sem ramificações, admitindo conformação em zigue-

zague - polímeros lineares - ou podem apresentar ramificações, cujo grau e complexidade pode ir até o extremo da formação de retículos, resultando então o que se denomina polímero reticulado, ou polímero com ligações cruzadas, ou polímero tridimensional. Como conseqüência imediata surge diferentes propriedades no produto, especialmente em relação à fusibilidade e solubilidade. Os polímeros laterais, dificultando a aproximação das cadeias poliméricas, isso faz com que diminua as interações moleculares, o que acarretam às propriedades mecânicas, 'plastificando' internamente o polímero. A formação de retículos, devido as ligações cruzadas entre moléculas.

Levando-se em conta a mobilidade relativa das moléculas, é fácil compreender porque os polímeros lineares ou ramificados são, em princípio, solúveis em solventes adequados e passíveis de sofrer escoamento sob a ação de calor e pressão, enquanto que os polímeros com estrutura molecular tridimensional são insolúveis e infusíveis. Nos plásticos, a linearidade molecular caracteriza os chamados plásticos termoplásticos, que podem ser moldados e reprocessados sucessivamente, como por exemplo, o polietileno, poliestireno, PVC, etc. A Tabela 1 apresenta um exemplo de alguns homopolímeros e sua nomenclatura, baseada no momômero.


Procedimento: Formação de uma geléia Materiais: • Solução saturada de ácido bórico; • Cola à base de álcool polivinílico (PVA); • Béquer de 100mL; • Corante (azul de metileno ou anilina) • Bagueta Procedimento: Ao béquer adicionar aproximadamente 5 mL de cola e 5 mL de água. Homogeneizar e adicionar lentamente, com agitação constante, 5 mL da solução de ácido bórico. Caso queira que o material tenha uma melhor aparência, adicione corante antes de colocar a solução de ácido bórico. Interpretação Microscópica: Um polímero é um material, isto é, é sempre uma mistura. A cola é um polímero contendo grupos -OH polares ao longo da cadeia. Os átomos de boro do ácido bórico reagem com alguns grupos -OH formando um complexo que altera a estrutura tridimensionalmente mudando as propriedades do polímero. Expressão Representacional: Estrutura do álcool polivínilico polimerizado:

Estrutura do complexo ácido bórico – álcool polivinílico:

Questões:

1- Existem polímeros naturais? Cite exemplos. 2- Quais são as aplicações dos polímeros? 3- Como ocorre a formação do PVA? Inclua reações. 4- Como os polímeros podem ser classificados?

apostila q. g. e ii

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