E xperimentos de Química
Curso de Engenharia
U.S.J.T
1
APRESENTAÇÃO:
Esta publicação sobre experiências de Química Geral visa atender à primeira série das
Faculdades de Engenharia. Houve a preocupação na minimização do custo da aparelhagem
e no maior desenvolvimento dos conceitos da Química, tais como:
- Método Científico;
- Tipos de Reações Químicas;
- Concentrações, Massas Moleculares, Mol e Número de Avogadro;
- Velocidade e Calor de Reação;
- Análises Gravimétrica e Volumétrica (Titrimétrica);
- Leis dos Gases;
- Polímeros;
- Dureza da Água.
Cada experiência compõe-se de três partes:
- Introdução Teórica;
- Procedimento Experimental Acompanhado de Esquemas;
- Relatório Dirigido, com Encaminhamento dos Cálculos.
Os autores são professores que possuem longa experiência no ensino da Química Experimental,
nos cursos básicos das Faculdades de Engenharia.
Os autores
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Os Autores
MercedesPela
• Bacharel e Licenciada em Ciências e Matemática pela Faculdade São Judas
Tadeu.
• Bacharel e Licenciada em Química, Química Tecnológica e Química
Industrial pela Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de São Bernardo
do Campo.
• Especialização em Química - CAPES.
• Professora Assistente da Universidade São Judas Tadeu.
3
ORIENTAÇÃO PARA O LABORATÓRIO
1. Leia minuciosamente o texto, antes de iniciar o experimento (10 minutos), para evitar acidentes
e ter melhor rendimento em aula.
2. O professor pode fazer chamada oral sobre o experimento lido, caso haja necessidade e
tempo de aula.
3. Atenção durante as explicações do Professor.
4. Anote todos os dados obtidos ou fornecidos pelo Professor.
5. Não se assuste quando seus resultados forem eliminados pelo Professor. Discuta com ele as
possíveis causas que afetaram seu mau resultado.
6. Terminado o experimento, limpe e ordene o material que seu grupo recebeu, sem o
professor precisar pedir.
7. Não contamine os materiais.
8. Não estrague os frascos de soluções, trocando as pipetas ou devolvendo soluções
erroneamente por falta de atenção, já que o professor dá todas as orientações antes da aula.
9. Não coma e não beba nada dentro do laboratório.
10. Sujou a bancada ou o chão, favor limpar. Caso não saiba pergunte ao professor.
11. No laboratório NÃO é permitido chinelo, bermuda, cabelos longos soltos, bonês, gorros,
fumar e outras coisas que vão surgindo e que possa ocorrer acidentes.
12. É obrigatório para os alunos o uso do avental branco e óculos de segurança.
13. Os relatórios são manuscritos à tinta e entregues nas datas previstas em calendário.
14. Leia atentamente as Normas de Segurança.
15. Não trabalhe sentado, deixando o banquinho sempre debaixo da bancada, para evitar
acidentes.
16. Não brinque com os equipamentos, soluções e experimentos do laboratório, pois você
desconhece o comportamento dos mesmos.
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NORMAS DE SEGURANÇA
1. Acidentes de qualquer natureza devem ser comunicados ao Professor.
2. Siga rigorosamente as instruções do texto e do Professor.
3. Durante a permanência no laboratório, evitar passar os dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos.
Lavar as mãos ao sair do laboratório.
4. Nunca provar as substâncias e nem tampouco aspirar gases ou vapores sem certificar-se
de que não são tóxicos.
5. Não aquecer reagentes em sistemas fechados.
6. Cuidado no uso do bico-de-gás. Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando
vazamentos.
7. Os tubos de ensaio contendo líquidos devem ser aquecidos pela parte do meio e não só
pelo fundo. Eles também não devem ser virados em direção às pessoas.
8. Evite contato de qualquer substância com a pele. Cuidado com os ácidos e bases
concentrados; se algum ácido ou algum outro produto químico for derramado, limpe o local
imediatamente.
9. Sempre adicione o ácido lentamente sob agitação sobre a água e não o contrário.
10. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.
11. Não deixe vidro quente em lugar onde possam pegá-lo.
12. Não jogue nenhum material sólido dentro das pias ou nos ralos. Jogue o lixo na lixeira
ou cesto.
13. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Segure-o
sempre com rótulo voltado para a palma da mão.
14. Use os materiais corretamente e cuidado com a sua manipulação.
15. Os frascos com produtos devem ficar sempre fechados após a utilização.
16. Verifique se as ligações e conexões estão seguras.
17. Durante o experimento, trabalhe de pé, com os bancos debaixo da bancada e com o
corpo afastado do equipamento, para evitar acidentes.
18. Não brinque com produtos químicos; o que você não conhece pode feri-lo.
19. Ao sair do laboratório, verifique se está tudo limpo, fechado (água, gás, luz, etc) e os bancos
nos lugares.
5
20. Trabalhe sempre com método, atenção e calma.
21. Não seja irresponsável; atenda às normas e avisos de segurança.
22. Use pera de sucção para pipetar substâncias perigosas, quando o professor autorizar.
Preste atenção na explicação do professor quanto ao manuseio para evitar que entre solução
na pera e a estrague.
Lembre-se:
Laboratório é lugar de pesquisa, limpeza, higiene e organização, os quais aumentam
a confiabilidade.
ACIDENTES MAIS COMUNS
Queimaduras:
Leve: picrato de butesina
Grave: bicarbonato de sódio, NaHCO3 à 5 %
Ácido:
Água corrente mais bicarbonato de sódio
Álcalis:
Água corrente mais ácido acético, CH3COOH, à 1%
Olhos:
Ácidos: água mais bicarbonato de sódio, 1 %
Álcalis: água mais ácido bórico, H3BO3 , à 1 %.
ANTÍDOTO UNIVERSAL
Contra ingestão de substâncias tóxicas: 1 colher de sopa do seguinte preparado:
2 partes de carvão ativo + 1 parte de óxido de magnésio + 1 parte de ácido tânico.
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APRESENTAÇÃO DOS PRINCIPAIS INSTRUMENTOS DE LABORATÓRIO
Os experimentos exigem do aluno não só o conhecimento dos materiais mas sim a sua utilização
correta, de cada um deles. Portanto, favor ler com muita atenção as informações sobre o uso
dos materiais mais usados no laboratório.
ANEL OU ARGOLA:
Empregado como suporte do funil na filtração.
Este é preso a um suporte universal.
BALÃO DE FUNDO CHATO:
Empregado para aquecer líquidos ou soluções ou ainda fazer
reações com desprendimentos gasosos. Pode receber
aquecimento.
BALÃO VOLUMÉTRICO:
Empregado para o preparo de soluções. Existem materiais
de várias capacidades. Recipiente calibrado, de precisão,
destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma
dada temperatura.
BASTÃO DE VIDRO:
Bastão maciço de vidro. Serve para agitar e facilitar as
dissoluções e evitar que o líquido escorra pelo exterior do
béquer.
BECKER ou béquer:
Empregado para: transportar líquidos e sólidos; reações entre
soluções; dissolver substâncias; efetuar reações de
precipitação e aquecer líquidos.
BICO DE BUNSEN:
É a fonte de calor mais usada em laboratório. Em nossos
laboratórios, deve-se ABRIR, primeiro, o registro do Bico de
gás e, depois, o registro da bancada; para FECHAR, primeiro
o registro da bancada e depois o registro do Bico de gás,
evitando que o gás fique aprisionado na mangueira.
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BURETA:
Aparelho empregado em análises volumétricas. Deve ser
preenchida com o auxílio de um béquer e na posição fora do
suporte, evitando, assim, acidentes.
CADINHO:
Geralmente de porcelana, é empregado para calcinar
substâncias (aquecimento a seco e muito intenso)
Pode ser levado diretamente à chama.
CÁPSULA DE PORCELANA:
Empregado para recristalização, ou seja, evaporar líquidos.
CONDENSADOR:
Condensação dos vapores produzidos num sistema de
destilação.
CUBA DE VIDRO OU CRISTALIZADOR:
Empregado na cristalização de sais inorgânicos e orgânicos e
no auxílio de alguns experimentos.
DENSÍMETRO:
Aparelho de vários modelos e escalas; serve para medir a
densidade de líquidos, por imersão.
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ERLENMEYER:
Empregado para titulações, aquecimento de líquidos, para dissolver
substâncias e realizar reações entre soluções.
ESTANTES PARA TUBOS:
Suporte para tubos de ensaios.
FUNIL:
Empregado na filtração, para retenção de partículas sólidas. Não deve
ser aquecido.
FUNIL DE DECANTAÇÃO OU SEPARAÇÃO:
Empregado na separação de líquidos imiscíveis.
KITASSATO:
Filtração com sucção, ou a vácuo.
PINÇA DE MADEIRA:
Empregada para prender tubos de ensaio durante o aquecimento. Não
deve ficar perto da chama para não danificar.
PINÇA METÁLICA:
Empregada para manipular objetos aquecidos.
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PINÇA SIMPLES:
Empregada para segurar outros materiais como tubo de ensaio,
termômetros, etc. É presa ao suporte.
PIPETA GRADUADA:
Cilindro de vidro graduado, empregado para medir e transferir
pequenos volumes líquidos.
Não pode ser aquecido.
PIPETA VOLUMÉTRICA:
Empregada para medir e transferir certa quantidade de volume
de uma só vez. Possui maior precisão que a graduada.
PISSETA OU FRASCO LAVADOR:
Empregado para lavagem de materiais, através de jatos de
água, álcool ou outros solventes.
PROVETA OU CILINDRO GRADUADO:
Tubo graduado para medir e transferir líquidos.
Não pode ser aquecido.
SUPORTE UNIVERSAL:
Empregado como suporte em várias operações como: filtração,
condensação, destilação, sustentação de materiais, etc.
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TELA DE AMIANTO:
Suporte para materiais a serem aquecidos, possibilitando distribuição uniforme do calor.
TERMÔMETRO:
Aparelho empregado para medir a temperatura das substâncias.
Nunca se deve agitá-lo.
TRIÂNGULO DE PORCELANA:
Empregado como suporte para cadinho, sendo preso ao tripé,
durante o aquecimento.
TRIPÉ DE FERRO:
Suporte para aquecimento, empregado com tela de amianto.
TUBO DE ENSAIO:
Empregado para fazer reações em pequenas escalas, testes
de reações, etc. Alguns podem ser aquecidos.
VARETA DE VIDRO:
Cilindro de vidro oco, de baixo ponto de fusão; serve para
interligar peças, tais como: balões, condensadores, erlenmeyer,
etc.
VIDRO-RELÓGIO:
Lâmina de vidro de forma côncava; serve para análise, evaporação, pesagem, etc.
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Fontes de Aquecimento - Bico de Gás
Nas aulas de laboratório trabalhamos com diversos materiais inflamáveis.
Quando precisamos aquecê-los num experimento podemos utilizar varios tipos de aquecedores:
bico de gás, banho-maria, banho de areia, chapa elétrica, manta elétrica, resistência, infravermelho, etc.
Como medida de segurança, evite usar a chama direta ao manusear substâncias inflamáveis;
recomenda-se banho de areia ou manta elétrica.
A técnica correta para o aquecimento de um tubo de ensaio é:
- colocá-lo a 45° da chama do bico de gás, realizando sempre movimentos constantes do
centro do tubo para baixo;
- nunca posicionar a boca do tubo em direção às pessoas, pois a solução contida nele pode
espirrar, causando acidentes;
Os bicos de gás mais usados no laboratório são:
- Bico de Bünsen: a regulagem do gás é feita através do registro localizado na bancada;
- Bico Tirrill e Mecker: a regulagem do gás é feita pelo registro localizado na base do bico.
Para acender um bico de gás no laboratório proceda da seguinte maneira:
1. afaste qualquer material inflamável de perto do bico de gás;
2. verifique se o registro está aberto até a metade;
3. feche a janela do bico para evitar que ocorra combustão do gás no interior da haste do bico;
se isto acontecer, apague o fogo, deixe a haste esfriar completamente e volte a acender;
4. aproxime o fósforo ou o isqueiro aceso no topo da haste, abrindo devagar o registro da
bancada (cuidado com a pressão elevada do gás);
5. tome cuidado com os braços, mangas do avental, rosto ou qualquer outro material que esteja
próximo à chama do bico de gás;
6. abra a janela do bico para regular a mistura comburente e combustível; a cor da chama
passará de amarela (combustão incompleta) para azul (combustão completa);
7. a maioria das substâncias usadas em laboratório deve ter aquecimento brando, para que
não aconteça a decomposição das mesmas; não use o bico de gás como maçarico;
8. para desligar o bico de gás, feche inicialmente o registro da bancada e, em seguida, o
registro do bico de gás;
12
A chama do gás apresenta duas regiões:
- cone interno: chama azulada; temperatura de ± 300°C ( a mais baixa da chama); há a
formação de CO, chamada de combustão incompleta e zona redutora.
- cone externo: chama azulada / incolor; temperatura de ± 1500°C (a mais alta da chama);
há a formação de CO2, chamada de combustão completa e zona oxidante,
As reações de queima são chamadas de combustão (combustível + comburente = produtos
+ calor).
Os combustíveis podem ser encontrados nos estados sólido (como a borracha), líquido (como
a gasolina) e gasoso (como o gás metano, CH4 conhecido como gás natural ou de rua; propano,
C3 H8 ; butano, C4 H10 conhecido como gás de botijão ou GLP, etc.).
Comburente: é o gás oxigênio (O2) do ar atmosférico.
A combustão pode ser:
- incompleta ou parcial: onde há falta de O2 , com formação de carbono (C=fuligem), CO
(monóxido de carbono) e H2O
- completa ou total: onde há excesso de O2, com formação de CO2 (dióxido de carbono ou
gás carbônico) e H2O.
Quanto maior for a variação no número de oxidação do átomo de C durante a combustão,
maior será o calor liberado por grama de combustível ou por litro de gás combustível.
4Ex: C H4(g) + O2(g)
4C H4(g) + 3/2 O2(g)
4-
C H4(g) + 2 O2(g)
C (s) + 2 H2O(v)
2+
C O(g) + 2 H2O(v)
4+
+ Q1
+ Q2
C O2(g) + 2 H2O(v) + Q3
13
EXPERIMENTO NO.
01
TÍTULO: DESCRIÇÃO DE UM INSTRUMENTO
INTRODUÇÃO:
Observar não consiste apenas em estar presente a um fato. É preciso ter atenção e observar
pacientemente o fato sabendo anotar os pontos mais importantes.
Tente descrever, por exemplo, uma vela, uma caneta com tampa, uma caixa de fósforo, uma
borracha, etc, com todos os detalhes importantes pertencentes ao objeto. As informações que
você pode citar a respeito do mesmo de modo que o torne reconhecível por qualquer outra pessoa
que jamais o tenha visto.
Situações que carecem de significados:
- Origem do objeto;
- Sua localização;
- O nome ou marca do fabricante, etc.
Condições que podem ser importantes:
- Local de uso;
- Condições atmosféricas;
- Horário de uso, etc.
São Irrelevantes:
- O valor monetário ou intríseco do objeto;
- Os materiais empregados na elaboração do instrumento;
- Dificuldade na sua manufatura, etc.
Procure não fazer interpretações de fatos, mas apenas descreva-os em forma de ítens e não
de frases.
PROCEDIMENTO:
1. Examine atentamente o instrumento em estudo antes de colocá-lo em condições de uso.
2. Numere o máximo de ítens observados.
3. Se necessário coloque o objeto em uso e observe atentamente seu comportamento.
14
EXPERIMENTO NO.
01
TÍTULO: DESCRIÇÃO DE UM INSTRUMENTO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_______________D________DATA ___/___/____
Anote as observações:
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
EXERCÍCIO:
1.Que é um fato empírico? E uma teoria?
2. Que é aspecto qualitativo? E quantitativo?
3. Que é uma investigação? E um experimento?
4. Que é uma interpretação? E uma observação?
15
EXPERIMENTO NO.
02
TÍTULO: MASSA MOLAR DO COBRE
INTRODUÇÃO:
MASSA ATÔMICA
Nós sabemos que um átomo de urânio, um dos elementos pesados naturais, tem uma massa
de 3,95.10-22g, e que um átomo de hidrogênio, o mais leve dos elementos, tem uma massa de
1,674.10-24g. A massa verdadeira de um átomo é o valor desta massa em gramas, mas usaremos
uma escala relativa de massas atômicas por ser mais conveniente.
As massas atômicas relativas são proporcionais às verdadeiras massas dos átomos.
Um elemento é escolhido como o padrão, e assume uma dada massa atômica, e todas as demais
massas atômicas são expressas em relação ao padrão.
Entretanto, hoje sabemos que a maioria dos elementos ocorre naturalmente como uma mistura
de átomos com massas diferentes, chamados isótopos. Internacionalmente, foi escolhido, como
padrão das massas atômicas o carbono 12, que é o mais abundante isótopo do carbono, para o
qual foi atribuída a massa de exatamente 12 unidades.
As massas atômicas, dadas nas tabelas e usadas na maioria dos cálculos, são médias e
refletem a composição da ocorrência isotópica da mistura de cada elemento na natureza.
Deste modo, massa atômica é agora definida como uma média das massas dos átomos da
ocorrência natural do elemento em relação a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12.
PROCEDIMENTO:
1. Tare um pedaço de papel manteiga; dobre-o em 4 (quatro), segundo suas diagonais e pese
nele uma amostra de zinco em pó, Zn, (m1).
2. Coloque num béquer de 100 mL um volume da solução aquosa de sulfato de cobre (II), CuSO4
(1,0 mol/L), numericamente igual a 30 vezes a massa da amostra de Zn; aqueça a solução até
80 oC (sem deixá-la entrar em ebulição) e adicione o Zn em pó, com agitação. Mantenha o sistema
nessa temperatura durante 15 minutos, agitando ocasionalmente com o bastão de vidro.
3. Pese um papel de filtro, seco, já dobrado e cortado junto com um vidro de relógio numerado
(m4) e anote o no do vidro de relógio.
4. Coloque o papel de filtro num funil analítico raiado enquanto a reação se processa e molhe-o
com água destilada para melhorar a sua fixação no funil.
5. Apague o fogo depois dos 15 minutos, coloque o béquer em cima da bancada, sobre uma
tela de amianto, e deixe a solução esfriar até a temperatura ambiente. Decante a maior parte do
líquido sobrenadante através do filtro e complete a filtração transferindo todo o material sólido
(precipitado) obtido (Cu) para o funil, com auxílio de água de uma pisseta.
16
6. Lave o sólido com 2 porções de água destilada, deixando que cada uma se
esgote totalmente antes de adicionar a seguinte; a última água de lavagem deve ser incolor.
7. Lave o sólido com 2 porções de álcool etílico, C 2 H 5 OH, procedendo como no
ítem anterior, retire o papel do filtro, abra-o sobre o vidro de relógio e leve-o para secar na
estufa, a 70 o C.
8. Retire o vidro de relógio com o sólido avermelhado da estufa, deixe-o esfriar no dessecador
até a temperatura ambiente e pese o conjunto (m4).
17
EXPERIMENTO NO.
TÍTULO:
02
MASSA MOLAR DO COBRE
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Dados Coligidos:
Símbolo
Grandeza
Valor
Unidade
m1
Massa do papel
g
m2
Massa do papel + Zn
g
m3
Massa do papel de filtro + vidro de relógio
g
m4
Massa do papel de filtro + vidro de relógio + Cu
g
M
Massa Molar do zinco
65,4
Calcule:
1. A massa de zinco empregada (mZn ).
mZn = m2 - m1
mZn =
2. A massa de cobre obtida (mCU).
mCu = m4 - m3
mCu =
3. Reação de simples troca ou deslocamento ou cementação.
4. A Massa Molar do cobre (estequiometria).
18
g
5) Erro relativo percentual do experimento.
Valorexperimental - Valorteórico
%E =
.100
Valorteórico
%E =
Exercícios:
1. Defina Massa Atômica e Massa Molar.
2. Massa atômica e no de massa tem o mesmo significado? Justifique.
3. Qual a relação entre massa molar de um elemento químico e sua massa atômica?
4.Que é Constante de Avogadro? Qual o seu valor?
5. Qual a relação entre Constante de Avogadro e Massa Molar de um elemento químico?
19
EXPERIMENTO NO.
03
TÍTULO: VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO, NA CNTP
INTRODUÇÃO:
A lei de Avogadro conduz à conclusão de que são iguais os volumes ocupados pelas moléculas
grama dos diferentes gases nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Volume molar é o volume ocupado por um mol de qualquer gás nas condições normais de
temperatura e pressão (CNTP). Chama-se CNTP a temperatura de 273 K à pressão de 1atm ou
760 Torr ou 760 mmHg.
O Volume Molar de qualquer gás na CNTP é constante e mede 22,4 L / mol.
Leitura de volume, sem erro de paralaxe; a
linha visual deve ser horizontal e tangenciar
o menisco, na sua parte inferior (vértice).
gás hidrogênio misturado com vapor
de água
errado
solução
de HCl
certo
água
fita de magnésio presa por
uma linha, para facilitar a
reação
PROCEDIMENTO:
1. Meça o comprimento da fita de magnésio (l), dobre a fita ao meio, tendo o cordão preso ao
meio da mesma.
2. Feche o registro da Bureta e coloque água destilada até a marca do 50.
3. Transfira essa quantidade de água (até a parte superior do registro - NÃO É PARA ESCOAR
TODA A ÁGUA DA BURETA); para uma proveta de 10 mL. Leia o volume "morto" (Vm). Despeje
a água na pia.
4. Meça 10 mL de ácido clorídrico diluído(5,0mol/L) e transfira para a bureta.
20
5. Incline a bureta e acrescente cuidadosamente água no seu interior, sem misturar com ácido,
enchendo-a completamente, arrolhe a bureta deixando a fita de magnésio na água (NÃO DEIXE
AR).
6. Em um Bequer de 250 mL, coloque 200mL de água da torneira, inverta a bureta fechando o
orifício da rolha com o dedo indicador. Prenda-a na garra e espere a reação cessar completamente.
7. Bata levemente na bureta para remover as bolhas de gás hidrogênio presas à superfície do
cordão ou parede do vidro.
8. Vede o orifício da rolha, remova a bureta do béquer e coloque-a na proveta de 2 L com água.
9. Ajuste o nível da solução com o da água. Anote o volume de solução (Vf), (CUIDADO - ESCALA
INVERTIDA).
10. Lave bem o material e coloque a bureta de cabeça para baixo na garra.
21
EXPERIMENTO NO.
TÍTULO:
03
VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Dados Coligidos:
Símbolo
Grandeza
Valor
Unidade
Comprimento da fita
m
Vm
Volume "morto"
mL
VF
Volume final da solução
mL
Tamb
Temperatura ambiente
o
l
C
P
Pressão atmosférica
atm
µl
Densidade linear
g/m
Pvapor
mmHg
Pressão de vapor-interpolação
Calcule:
1. A massa de magnésio:
mMg = l . µ l
2. O volume de gás hidrogênio recolhido:
VH2 = 50 + Vm - Vf
3. A pressão de vapor (interpolação):
4. A pressão exercida pelo gás:
PH2 = Patm - Pvapor
22
5. A temperatura absoluta da solução:
TH2 = To + Tamb
6. Utilizando a equação geral dos gases, calcule o volume molar de H2 convertendo-o na CNTP:
PO . VO PH2 . VH2
______ ________
=
TO
TH2
VO =
litros
7. O volume molar experimental do gás hidrogênio na CNTP, sabendo que Mg=24,3 u.
mMg ________________ VO
24,3g ___________ Vmolar
H2
Vmolar
H2 =
litros
8. O Erro relativo percentual (% E) do Volume molar:
Valorexperimental - Valorteórico
________________________
%E =
. 100
Valorteórico
%EH2=
Exercícios:
1. Escreva a equação que ocorre no processo.
2. Qual a finalidade de determinar o volume "morto" da bureta?
3. Porque devemos igualar os níveis externos e internos na determinação do volume final de
solução existente na bureta?
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TÍTULO: INTRODUÇÃO PARA OS EXPERIMENTOS "REATIVIDADE"
E "IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS"
INTRODUÇÃO:
Reações químicas são as transformações em que uma ou mais substâncias dão origem a
outras. As primeiras substâncias se denominam Reagentes e as últimas são os Produtos de
Reação.
Cada reação química é representada através de sua Equação Química; as reações químicas
podem ser classificadas em:
1 - Reação de Síntese ou de Adição: (Total e Parcial)
A + B + .........
P
Exemplos:
N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g) Síntese Total
NH3(g) + HCl(g)
NH4Cl(s) Síntese Parcial
2 - Reação de Análise ou Decomposição: (Total e Parcial)
R
A + B + .........
Exemplos:
CaCO3(s)
CaO(s)+ CO2(g)
Pirólise (Análise Parcial)
2 NaCl(aq)
2 Na(s)+ Cl2(g)
Eletrólise (AnáliseTotal)
3 - Reação de Deslocamento ou Simples Troca:
A + BC
AC + B
Para que esta reação ocorra é necessário que uma espécie seja mais reativa: mais
eletropositiva (metais) ou mais eletronegativa (não metais ou ametais) que a outra.
Exemplos:
2 Al(s) + 6 HCl(aq)
2 Al Cl3(aq) + 3 H2(g)
2 Na(s) + 2 H2O(l)
2 NaOH(aq) + H2(g)
24
4 - Reação de Dupla-Troca ou Dupla Substituição ou Permutação:
AB + CD
AD + CB
Para que haja a reação é necessário que:
a - Pelo menos um dos Produtos seja menos solúvel (insolúvel) que os Reagentes; ou
b - Pelo menos um dos Produtos seja mais fraco (menos ionizado) do que os Reagentes; ou
c - Pelo menos um dos Produtos seja mais volátil (evapora) que os Reagentes.
Exemplos :
Lembrar:
NaCl(aq) + AgNO3(aq)
AgCl(s) + NaNO3(aq)
Na2S(aq) + 2 HCl(aq)
2 NaCl(aq) + H2S(g)
CaCO3(s) + 2 HCl(aq)
CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Ácidos e Bases Instáveis
H2CO3(aq)
H2O(l) + CO2(g)
H2SO3(aq)
H2O(l) + SO2(g)
NH4OH (aq)
NH3(g) + H2O(l)
2 AgOH(s)
Ag2O(s) + H2O(l)
Resumindo:
Ácido + Base
Sal + Água
Ácido + Sal
Sal + Ácido
Base + Sal
Sal + Base
Sal + Sal
Sal + Sal
5 - Reação de Metais com Água:
Para que esta reação ocorra é necessário que o Metal seja da família 1A ou 2A.
Os demais metais mais reativos que o hidrogênio, só reagem com água à altas temperaturas,
originando o óxido e hidrogênio.
Exemplos:
2 Na(s) + 2H2O
2 NaOH(aq) + H2(g)
Ba(s) + 2H2O
Ba(OH)2(s) + H2(g)
Zn(s) + H2O(g)
ZnO(s) + H2(g)
25
EXPERIMENTO NO.
TÍTULO:
04
IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ATRAVÉS DE REAÇÕES
INTRODUÇÃO:
Os fenômenos podem ser podem ser classificados em físicos e químicos quanto aos seus efeitos.
Os fenômenos físicos não alteram as estruturas íntimas da matéria.
Os fenômenos químicos alteram as estruturas íntimas da matéria, observando-se sempre a
formação de pelo menos uma nova substância. Esses fenômenos recebem a denominação
genérica de "REAÇÕES QUÍMICAS".
Tal fato pode ser evidenciado de diferentes maneiras, tais como:
- formação de um precipitado (insolúvel), que pode ser de diferentes cores, aspectos ou
permanecer em suspensão;
- aparecimento ou desaparecimento de uma cor (não é diluição e nem mudança de tonalidade);
- desprendimento de gás ou liquído volátil;
- absorção ou desprendimento de calor.
Reações Químicas possuem os REAGENTES (substâncias que sofrem o fenômeno) e
PRODUTOS (substãncias que se formam).
Na experiência dada a seguir, você deverá identificar seis substãncias desconhecidas,que se
encontram dissolvidas em água, soluções aquosas. Você sabe apenas quais são as substâncias
que compôem o grupo e quais as interações que pode ser observadas entre elas. Reagindo as
substâncias desconhecidas, entre si e comparando seu comportamento com o do grupo do
APÊNDICE III.
PROCEDIMENTO:
1. Consulte o APÊNDICE III, o professor passará a cor do grupo.
2. Observe que você tem no seu grupo, uma estante com 12 tubos de ensaio, sendo seis com
soluções do grupo de trabalho e seis para você fazer as interações.
3. Anote a cor e o odor, CUIDADO, das soluções identificadas de A a F. Não cheire diretamente
qualquer material desconhecido, a menos que tenha permissão para tal, para sentir o odor, mova
a mão sobre o tubo de ensaio ou qualquer outro frasco, trazando até perto do nariz os vapores
que porventura possam existir.
4. Coloque cerca de 3 mL de solução A nos tubos atrás de B a F e faça reagir com 3 mL, ficando
assim: A c/ B, A c/ C, A c/ D, A c/ E e A c/ F, sempre homogeinizando e anotando na tabela obtida
tudo que ocorre nos respectivos tubos.
5. Lavar bem os tubos a cada bateria e deixar um tubo de boca para baixo.
6. Repetir os processos até E c/ F.
7. Após terminado o teste, descarta o restante das soluções no DESCARTE e lave bem todos os
tubos com escova e coloque-os em uma bacia.
26
EXPERIMENTO NO.
TÍTULO:
04
IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ATRAVÉS DE REAÇÕES
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_______________D________DATA ___/___/____
Tabela Chave - (Vide apêndice III)
Tabela Obtida (Laboratório)
A
B
C
D
Tabela
Obtida
Letras
E
F
E
D
C
B
Tabela de Interações
Tabela
Chave
Substâncias
Interações
A
B
C
D
E
F
27
Interações
Usando a tabela de ions (Vide apêndice II), escreva a fórmula molecular e o nome de cada
substância identificada no experimento:
Subst.
Fórmula Molecular
Nome
A
B
C
D
E
F
Escreva todas as reações de dupla-troca ocorridas e faça o balanceamento:
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
Precipitado
Regra de Solubilidade
28
EXPERIMENTO NO. 05
TÍTULO: REATIVIDADE OU ELETROPOSITIVIDADE DOS METAIS
INTRODUÇÃO:
Eletropositividade: É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor tendência
em perder elétrons, oxidar (ceder elétrons a outro átomo, reduzir).
Fr
Fila de Eletropositividade Decrescente ou Reatividade
Metais: Cs, Rb, K, Na, Ba, Li, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu, Hg,
Ag, Pd, Pt, Au.
Eletronegatividade: É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor tendência
em ganhar elétrons, reduzir (receber elétrons de outro átomo, oxidar) .
Lembrar:
H
s
ai
et
im
m
se
metais
gases nobres
não-metais
metais
Fila de Eletronegatividade Decrescente
Ametais: F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H, B, metais...
H
2,1
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Rb
0,8
Cs
0,7
Fr
0,7
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
Ba
0,9
Ra
0,9
Sc
1,3
Y
1,2
1,1;1,2
Ti
1,5
Zr
1,4
Hf
1,3
V
1,6
Nb
1,6
Ta
1,5
Cr
1,6
Mo
1,8
W
1,7
Mn
1,5
Tc
1,9
Re
1,9
Fe
1,8
Ru
2,2
Os
2,2
Co
1,8
Rh
2,2
Ir
2,2
Ni
1,8
Pd
2,2
Pt
2,2
1,1
29
Cu
1,9
Ag
1,9
Au
2,4
Zn
1,6
Cd
1,7
Hg
1,9
B
2,0
Al
1,5
Ga
1,6
In
1,7
Tl
1,8
C
2,5
Si
1,8
Ge
1,8
Sn
1,8
Pb
1,8
N
3,0
P
2,1
As
2,0
Sb
1,9
Bi
1,9
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
Te
2,1
Po
2,0
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
I
2,5
At
2,2
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
-
PROCEDIMENTO:
1. Coloque em quatro (4) tubos de ensaio aproximadamente 2 mL de solução de cloreto de sódio,
NaCl, 1 mol / L.
2. Acrescente a cada tubos uma raspa pequena de:
a. 1° tubo: cobre (Cu);
b. 2° tubo: magnésio (Mg);
c. 3° tubo: zinco (Zn);
d. 4° tubo: ferro (Fe), bolinha de bombril ou prego.
3. Anote as observações na tabela que se encontra no relatório. Note que as observações devem
ser feitas após 5 a 10 minutos, pois algumas reações são lentas.
4. Repita os itens anteriores trocando a solução e acompanhando a tabela do relatório. Preste
atenção, pois alguns testes não precisam ser feitos.
Esquema:
Metais: Cu, Mg, Zn e Fe
Soluções:
- NaCl - cloreto de sódio,
- Mg(NO3)2 - nitrato de magnésio
- Cu(NO3)2 - nitrato de cobre (II),
- HCl - ácido clorídrico,
- ZnSO4 - sulfato de zinco,
- FeCl3 - cloreto de ferro (III).
SOLUÇÕES PREPARADAS A 1 mol/L.
HCl
Cu
Mg
Zn
30
Fe
EXPERIMENTO NO.
05
TÍTULO: REATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE DOS METAIS
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Reatividade Química dos Metais
1. Complete as tabelas abaixo (sim ou não) com os dados obtidos no laboratório:
NaCl
Cu(NO3)2
Mg(NO3)2
ZnSO4
FeCl3
HCl
Cu
Mg
Zn
Fe
2. Analisando as reações dos metais com o ácido clorídrico, coloque os metais em ordem
crescente de reatividade.
3. A reação entre Mg e Cu(NO3)2 ocorreu? E a reação inversa, entre Cu e Mg(NO3)2 ?
Explique.
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
4. Organize novamente a série de reatividade incluindo o H+ do HCl.
5. Equacionar quando houver reação:
Mg + CuSO4
NaCl + I2
Al + FeCl3
Zn + HCl
Na2S + I2
Cu + Al(NO3)3
31
EXPERIMENTO NO. 06
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CaO EM CAL VIVA
INTRODUÇÃO:
A obtenção e o emprego da cal viva ou cal virgem, CaO, podem ser observados desde as
civilizações egípcia, grega e romana. Desta última obteve-se a primeira informação escrita do
uso da cal na argamassa para a contrução de cais, pavimentos e edificações.
Atualmente a cal viva é uma das substâncias mais importantes na indústria, obtida normalmente
através da decomposição térmica a 900 ° C do carbonato de cálcio, CaCO 3:
CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g) ; ∆H = 118 kcal / mol
equação (1)
Cal viva participa na obtenção do carbureto de cálcio, CaC2 , acetileno, C2H2 , e entra na
composição do cimento comum (~63%). Na obtenção da argamassa a cal viva é tratada com
água resultando a cal apagada ou extinta (equação 2)
CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2(s); ∆H = - 15,9 kcal / mol
equação (2)
Em seguida, adiciona-se areia e água e a mistura pastosa resultante é utilizada no acabamento
de paredes de tijolos. Com o tempo, devido à absorção do dióxido de carbono, CO2, do ar e pela
perda de água, a argamassa endurece resultando no carbonato de cálcio, CaCO3, que é mais
insolúvel e menos cáustico:
Ca(OH)2(s) + CO2(g)
CaCO3(s) + H2O(l) ; ∆H = - 15,9 kcal / mol equação (3)
Apesar das impurezas que também possam reagir com ácido, esse experimento possibilita
estimar o teor de CaO presente na cal, utilizando uma titulação de neutralização por retorno.
PROCEDIMENTO:
PARTE 1: Análise Quantitativa
Determinação do teor de CaO na cal viva.
1. Pese 0,25 g de cal viva (CaO ímpuro) e transfira para um erlenmeyer de 125 mL.
2. Adicione 25 mL de uma solução padronizada de ácido clorídrico, HCl, 0,45 mol / L e aqueça
brandamente até dissolução total da amostra, de acordo com a equação abaixo:
CaO(s) + 2 HCl (aq)
CaCl 2(aq) + H2O(l)
equação (4)
3. Após resfriamento da solução adicione 2 gotas do indicador fenoftaleína.
4.Preencha uma bureta de 50 mL com solução aquosa padronizada de hidróxido de sódio, NaOH,
0,1 mol / L e titule até o aparecimento de uma coloração rósea, segundo equação (5). Anote o
volume gasto na titulação.
32
NaOH(aq) + HCl(aq)
NaCl(aq) + H2O(l)
equação (5)
PARTE 2: Análise Qualitativa
Verificação da alcalinidade da cal viva.
1. Enumere os tubos de ensaio de 1 a 4.
2. Adicione 1 mL de água destilada ao tubo 1; 1 mL de solução aquosa de hidróxido de sódio,
NaOH 0,1 mol / L ao tubo 2 e 0,5 mL de solução aquosa de ácido clorídrico, HCl, 0,45 mol/ L ao
tubo 3. Iguale o volume dos 3 tubos com água destilada.
3. No tubo 4 adicione uma ponta de espátula de cal viva e 2 mL de água destilada. Homogenize.
4. Adicione 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada tubo e anote a cor originada.
33
EXPERIMENTO NO.
06
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CaO EM CAL VIVA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
PARTE 1: Análise Quantitativa
Dados Coligidos:
Símbolo
Grandeza
Valor
Unidade
mcal
Massa de cal viva usada
g
Mbase
Concentração de NaOH
mol / L
Mácido
Concentração de HCI
mol / L
Vtotal
ácido
V base
Volume total de HCI adicionado
mL
Volume de NaOH gasto na titulação
mL
1.Calcule:
a. O volume da solução de HCl 0,45 mol / L que não reagiu com CaO.
(equação 5)
b. O volume de solução de HCl 0,45 mol / L que reagiu com CaO.
c. A massa de óxido de cálcio que reagiu com solução de HCl.
d. A massa de óxido de cálcio presente na cal virgem (em %).
34
(equação 4)
Grupos
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
% CaO
2. Compare seu resultado com o valor médio obtido pela classe e justifique as possíveis
diferenças.
3. Conclua sobre o comportamento ácido-base da cal com os dados do experimento da
PARTE 2.
4. Cite três aplicações industriais da cal viva.
35
Média
EXPERIMENTO NO. 07 a
TÍTULO: PILHA OU CÉLULA GALVÂNICA
INTRODUÇÃO:
Quando se ligam dois elétrodos químicos (metal mergulhado numa solução iônica), através de
um circuito metálico externo, obtém-se uma pilha.
Os elétrodos podem estar em recipientes separados ou não. No primeiro caso, para estabelecer
a condutância iônica, usa-se uma ponte salina, unindo as duas soluções eletrolíticas. No segundo
caso, usa-se uma parede porosa separando os dois recipientes. A ponte salina e a parede porosa
têm ainda por finalidade diminuir a difusão de um eletrólito no outro.
As pilhas ou células galvânicas são dispositivos que permitem a transformação de energia
química, liberada pelas reações do tipo redox em energia elétrica.
Uma pilha ou cela eletroquímica apresenta os seguintes componentes:
a) Ânodo: eletrodo em que há oxidação (corrói); ions metálicos positivos vão para a solução;
b) Cátodo: eletrodo onde ocorre redução (protegido); íons metálicos vão para a lâmina;
c) Eletrólito: líquido contendo íons que transportam a corrente elétrica do ânodo para o cátodo;
d) Circuito metálico: ligação metálica entre o ânodo e o cátodo por onde escoam os elétrons,
no sentido ânodo-cátodo.
O exemplo abaixo é formado pelo eletrodo de zinco, ligado ao elétrodo de cobre.
+
e
K Cl
ZnSO
4
CuSO4
e
íons em movimento
e
Cu
Zn
Zn
e
2+
Cu
e
+cátodo
ânodo
oxida
2+
e
reduz
voltímetro
A equação de oxi-redução da pilha será escrita a partir das semi-reações, nos sentidos de
redução da Cu2+(aq) e de oxidação do Zn(s).
36
Cátodo: pólo +
Cu2+(aq) + 2 e-
Cu (S)
Eº = + 0,34 v
Zn2+(aq) + 2 eEº = + 0,76 v
Ânodo: pólo _
Zn(s)
____________________________________________________________________
Reação Global:
Cu2+(aq) + Zn(s)
Cu(s) + Zn2+(aq);
Eº = + 1,10 v.
O elétrodo de zinco libera elétrons, que vão para o elétrodo de cobre. Consequentemente, o
pólo negativo (-) da pilha é o elétrodo de zinco e o pólo positivo (+) é o elétrodo de cobre
(recebe elétrons).
Convenção para representar uma pilha: indica-se primeiro o pólo negativo, colocando-se
os componentes do elétrodo no sentido em que a reação ocorre. Em seguida, representa-se o
pólo positivo com seus componentes no sentido em que a reação ocorre, separados do pólo
negativo por uma barra tracejada. Ao lado das soluções, anota-se sua concentração.
A (s) / A x+(aq) (1 mol/L)
//
B y+(aq) (1 mol/L) / B(s)
PROCEDIMENTO:
PARTE 1:Célula Galvânica: Zn(s) / Zn2+(aq) (1 mol/L)
//
Cu2+(aq) (1 mol/L) / Cu(s)
1. Coloque na proveta 40 mL de solução aquosa de sulfato de zinco,ZnSO4 ,1 mol / L, e transfira
para um béquer de 50 mL. Em outra proveta, coloque 40 mL de solução aquosa de sulfato de
cobre (II), CuSO4, 1 mol / L, e transfira para outro béquer de 50 ml.
2. Lixe as lâminas de zinco e de cobre e limpe com um pedaço de papel toalha.
3. Ligue o elétrodo de zinco ao terminal negativo e o elétrodo de cobre ao terminal positivo do
voltímetro.
4. Mergulhe as lâminas nas soluções correspondentes, formando par galvânico. Coloque a
ponte salina (solução aquosa de KCl ou KNO3 em agar-agar) e efetue a leitura.
5. Terminada a leitura, retire os elétrodos e a ponte das soluções. Lave as placas, ponte e,
enxugue com um pedaço de papel toalha.
37
EXPERIMENTO NO. 07 a
TÍTULO: PILHA OU CÉLULA GALVÂNICA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_________________D_______DATA ___/___/____
1. Esquematize a pilha construída no experimento.
2. Qual a função da ponte salina?
3. Entre Cu e Zn, qual apresenta maior potencial de redução? O que isto significa?
4. Qual dos metais tem maior facilidade em ceder elétrons?
5. Escreva a reação de oxidação do Zn e de redução do Cu2+(aq) . Indique o cátodo e o ânodo
bem como o fluxo de elétrons.
6. Como ficam as lâminas de Zn e Cu depois de desmontada a pilha?
7. Qual seria a equação global da pilha se, em lugar do elétrodo de Zn, colocássemos um elétrodo
de Ag, com a respectiva solução?
38
EXPERIMENTO NO. 07 b
TÍTULO:
ACUMULADOR ou BATERIA
INTRODUÇÃO:
O acumulador ou bateria mais comum possui um eletrodo de Pb esponjoso (ânodo) e o outro de
PbO2 (cátodo), imersos em uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1,28 g/mL, que
atua como eletrólito. A bateria comum, utilizada em automóvel, é constituída por várias pilhas de
Pb interligadas para fornecer a d.d.p necessária. Como se trata de uma série de pilhas, ela é
chamada de bateria.
Um acumulador de 6 V possui três (3) pilhas ligadas em série, enquanto que de 12 V possui seis
(6) pilhas ligadas em série.
Quando a bateria está descarregada temos:
pólo (+) = cátodo
PbO2s + 2 e- + 4 H+(aq)
Pb2+(aq) + 2 H2O(l)
Pb2+(aq) + SO42-(aq)
PbSO4(s)
pólo (-) = ânodo
Pb2+(aq) + 2 e-
Pb(s)
Pb2+(aq) + SO42-(aq)
PbSO4(S)
O chumbo das placas do ânodo oxida-se a íons Pb2+, que precipitam com os íons SO42provenientes do ácido sulfúrico, formando uma substância branca, o sulfato de chumbo (II), que se
deposita sobre as placas de chumbo. No cátodo, o dióxido de chumbo sofre redução, formando
íons Pb2+, que reagem com os íons SO42-, depositando-se também sobre as placas de chumbo
na forma de sulfato de chumbo (II).
A bateria também funciona como um receptor de corrente elétrica, pois, quando o veículo está
em movimento, ela é carregada eletricamente, recebendo energia elétrica do alternador ou dínamo.
Isso faz com que o sulfato de chumbo (II) acumulado sobre as placas volte a formar o chumbo e o
dióxido de chumbo, ou seja, a corrente elétrica fornecida pelo alternador força a realização da
reação inversa da pilha:
recarrega
2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Pb(s) + PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 SO42-(aq)
descarrega
A recarga da bateria é feita pela aplicação de uma d.d.p de uma outra fonte (alternador),
invertendo-se os pólos. Desse modo, grande parte do H2SO4 consumido na descarga será
regenerado, o que é feito pelo dínamo ou alternador do automóvel.
39
Um dos problemas técnicos das constantes recargas efetuadas pelo alternador, consiste na
decomposição da água da solução
Durante o funcionamento da bateria, pode ocorrer evaporação da água, o que altera a
concentração do eletrólito, descarregando parcialmente a bateria. Daí, a importância de manter
o nível do eletrólito com adição periódica de água destilada.
Para se poder estimar o grau de descarga de uma bateria, mede-se a densidade da solução
ácida. Caso a bateria esteja descarregada, essa solução apresentará uma densidade inferior a
1,20 g/mL. A medida da densidade pode ser feita com a utilização de um densímetro.
Normalmente, a concentração do ácido sulfúrico utilizado é da ordem de 37 % em massa, o que
corresponde a uma densidade de 1,28 g/cm3.
PROCEDIMENTO:
1. Eletrodos:
pólo - : Lâmina cinza = chumbo esponjoso ou Pb.
pólo + : Lâmina parda = chumbo com uma camada de óxido de chumbo (IV) ou dióxido de
chumbo ou PbO2.
2. Coloque no béquer de 100 mL, 40 mL de solução 3,0 mol/L de ácido sulfúrico.
3. Prenda um eletrodo de chumbo ao terminal negativo (jacaré negro) e outro eletrodo de chumbo
ao terminal positivo (jacaré vermelho) de uma fonte de corrente contínua (transformador).
4. Conecte a fonte de corrente contínua na tomada de 220 V e deixe os eletrodos ligados por 10
minutos. Observe se ocorre algum fenômeno químico durante a eletrólise.
5. Deslique a fonte de corrente contínua da tomada e conecte a um voltímeto. O eletrodo de Pb
(cinza) no pólo negativo (jacaré negro) e o outro ao pólo positivo (jacaré vermelho). Anote o valor
observado no voltímetro.
6. Terminada as observações, retire os eletrodos e devolva as soluções para um frasco coletor
(descarte).
40
EXPERIMENTO NO.
07 b
TÍTULO: ACUMULADOR OU BATERIA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Dados Coligidos:
Símbolo
d.d.p
E
o
E
o
Grandeza
Valor
Diferença de potencial ou f.e.m da bateria
1
Potencial padrão de redução do PbO2 (teórico)
2
Potencial padrão de redução do Pb (teórico)
Calcule
1. Potencial-padrão de redução do chumbo:
EoPb = - d.d.p + EoPbO2
2. Esquematize a pilha construída no experimento.
3. Sentido da corrente e fluxo de elétrons no circuito metálico.
4. O ânodo e o cátodo.
41
Unidade
V
1,63 ou 1,695
V
- 0,300 ou - 0,36
V
5. No projeto de um reservatório para armazenar solução aquosa de Cd(NO3)2 , o engenheiro
dispõe dos metais:
(X) folhas de flanders
(Y) chapas galvanizadas
(Z) chapas de cobre
Dados os potenciais de redução:
Eo
Eo
Eo
Eo
do Cd =
do Sn =
do Cu =
do Zn =
- 0,403 V
- 0,136 V
+0,337 V
- 0,763 V
A fim de evitar contaminação da solução com cátions provenientes das paredes do recipiente,
pode ser empregado o material: Justificar a resposta.
a) apenas (X)
b) apenas (Y)
c) apenas (Z)
d) apenas (X) e (Z)
e) todas as chapas citadas.
A alternativa correta é: .....................................................................
6.Escreva as equações fundamentais de corrosão que ocorriam, caso se efetuasse
armazenamento empregando-se material incorreto.
7) É dada a d.d.p da pilha formada pelos metais A e B no meio S:
EB - EA = + 690 mV.
A d.d.p ou f.e.m indica que o metal .................. é o ânodo, e o metal ............... é o cátodo. O metal
...................... corrói e o metal .................... fica protegido (não corrói). B tem maior potencial de
..........................................que A, e A tem maior potencial de ................................................que B.
42
EXPERIMENTO NO. 08
TÍTULO: ELETRÓLISE DA ÁGUA
INTRODUÇÃO:
No caso da água pura, as moléculas, não se eletrolisam, mas na presença de um elétrólito
forte, elas se decompõem devido aos dois dipolos elétricos.
Pólo positivo: a água cede elétrons (negativos), liberando gás oxigênio (elemento
eletronegativo) e cátions hidrogênio; ânodo, oxidação:
2e + 2H+(aq) + ½O 2 (g)
H2O(l)
Pólo negativo: a água recebe elétrons, liberando gás hidrogênio (elemento eletropositivo) e
ânions hidróxido; cátodo, redução: 2 H O + 2e
2 OH +H
2
(l)
(aq)
2 (g)
2 H2O(l)
Na solução:
2 H+(aq) + 2 OH -(aq)
______________________________________________________________________
Reação:
H2O(l)
Na2SO4(aq)
Corrente Contínua
H2(g) + ½ O 2(g)
_
+
Para sabermos quando a água atinge em primeiro lugar o pólo elétrico, seguimos as seguintes
regras de ordem de descarga de ânions e cátions:
Em relação aos ânions: concentração 1 mol / L.
halogenetos > água > Nitratos ou Sulfatos
X- > H2O > NO3- > SO42diminui a eletropositividade logo aumenta o potencial de redução.
Em relação aos cátions: concentração 1 mol / L.
metais nobres > H+ > 4A > 3B a 8B > H2O > 3A > 2A >1A
diminui a eletronegatividade logo diminui o potencial de redução.
A lei de Faraday equaciona quantitativamente as eletrólises, fornecendo as massas das
substâncias pela equação:
I. t . M
m = ________
96500 . e
m = massa da substância eletrolizada ou obtida (g)
I = intensidade de corrente elétrica (ampère = A)
t = tempo de eletrólise (s)
M = massa molar da substância simples
F = constante de Faraday = 96500 C / mol
e = quantidade ou número de mols de elétrons
43
Esquema:
e
fonte
e
PROCEDIMENTO:
1. Coloque no béquer 200 mL de Na2SO4 a 0,25 mol/L.
2. Coloque a solução de sulfato de sódio nas provetas, enchendo-as totalmente. Coloque sobre
cada proveta um pedaço de papel e NÃO DEIXE ENTRAR AR, vire-as de cabeça para baixo
dentro do béquer e retire os pedaços de papéis.
Obs: Não use o polegar para virar a proveta, evite entrar em contato com a solução, não crie
vícios.
3. Coloque os eletrodos de Pb dentro de cada proveta.
4. A eletrólise só ocorre dentro de cada proveta.
5. Retire um pouco de água do béquer sem deixar entrar ar, para que não transborde.
6. Conecte os jacarés e ligue a fonte de corrente contínua e marque o tempo. Os volumes dos
gases não podem ultrapassar a parte graduada de cada proveta, 25 mL.
7. Desligue a corrente elétrica e anote o tempo. Tire os eletrodos e anote o volume dos gases
produzidos.
8. Meça a temperatura da solução, considere esta temperatura dos gases hidrogênio e oxigênio.
9. Lave bem as mãos.
44
EXPERIMENTO NO. 08
TÍTULO: ELETRÓLISE DA ÁGUA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Dados Coligidos:
Símbolo
Grandeza
VH2
Volume de gás hidrogênio
cm3
litros
VO 2
Volume de gás oxigênio
cm3
litros
T
Temperatura da solução
I
t
Unidade
Valor
o
Unidade
Valor
C
K
Corrente
mA
A
Tempo da eletrólise
min
Pvap
Pressão de vapor
Torr
Patm
Pressão atmosférica
Torr
M
Massa molar do H2
2,0
g/mol
R
Constante dos gases
62,3
Torr.L/K.mol
F
Constante de Faraday
96500
C / mol
e
número de mol de elétrons
2,0
mol
1. Reação da eletrólise por etapas:
1°. Dissociação iônica ou ionização :
2°. Semi-reação anódica = pólo + :
3°. Semi-reação catódica = pólo - :
4°. Regeneração da Água:
5°. Reação final :
45
s
interpolação
verso da folha
Calcule:
1. A massa de hidrogênio obtida na eletrólise:
P.V = n.R.T
onde
m
n = ____
M
m.R.T
logo P.V =_________
M
Se PH2 = Patm - Pvapor
P.V.M
mH2=_______
R.T
mH2=
2. A massa de H2 que deveria ter sido obtida na eletrólise, usando a Lei de Faraday:
I.t .M
mH2=____________
96500 . e
mH2=
3. O erro relativo percentual cometido, considerando 100% a massa téorica de H2:
mexperimental - mteórica
% E = ___________________
. 100
mteórica
%E=
4. Quais gases são formados na eletrólise da água?
5. Aproxime um palito de fósforo aceso da boca da proveta que contém o maior volume de gás.
Observar.
46
EXPERIMENTO NO. 09
TÍTULO: TERMOQUÍMICA
INTRODUÇÃO:
A termoquímica é um ramo da química que estuda as trocas de calor entre um sistema e o
meio ambiente, desenvolvidas durante uma reação química. Todo sistema possui um determinado
conteúdo energético e as reações químicas estão relacionadas com as variações deste conteúdo
energético.
Calor de reação: é o calor liberado ou absorvido em uma reação química à pressão constante.
Em Química, o calor de reação é usualmente expresso pela grandeza variação de entalpia
(∆H). A entalpia (∆H) é a medida do conteúdo térmico potencial de um mol de uma substância.
Pelo princípio da conservação da energia resulta:
∆H = ∑Hfinal - ∑Hinicial
Unidades:
(produtos) (reagentes)
joule (J)
calorias (cal)
1 cal = 4,18 J
Reações endotérmicas: são as reações químicas que absorvem energia na forma de calor
(prefixo endo = para dentro). Nesse caso:
∆H> O, pois Hf>Hi (o sistema absorveu calor do meio ambiente)
Reações exotérmicas: são as reações químicas que liberam energia na forma de calor (prefixo
exo = para fora). Nesse caso:
∆H< O, pois Hf<Hi (o sistema liberou calor para o meio ambiente)
Uma equação termoquímica completa inclui, além da reação estequiométrica, a variação de
entalpia (∆H) e a indicação do estado físico das substâncias envolvidas.
Ex.: sólido (s), líquido (l), gás (g).
Os calores de reação são classificados de acordo com os tipos das reações. Ex.: ∆H de
combustão, ∆H de neutralização (reações ácido-base), ∆H de dissolução e ∆H de formação.
Este experimento tem por objetivo mostrar que o calor de reação pode ser medido
experimentalmente e, através de três exemplos de reações (uma endotérmica e duas exotérmicas),
como se pode calcular a variação de entalpia de um sistema.
47
PROCEDIMENTO:
PARTE I: Calor de dissolução exotérmica (CaCl2 em água)
1. Pese um erlenmeyer de 250 mL.
2. Coloque no erlenmeyer 50 mL de água destilada medidos com auxílio de uma proveta.
3. Meça a temperatura da água.
4. Pese 5,0 g de cloreto de cálcio anidro, CaCl2, e adicione no erlenmeyer. Agite o sistema
(erlenmeyer + termômetro).
5. Meça a temperatura máxima observada.
CaCl2(s)
H2O
Ca2+(aq) + 2 Cl -(aq) ; ∆H < 0
PARTE II: Calor de dissolução endotérmica (dissolução do NH4NO3 em água):
1. Pese um erlenmeyer de 250 mL.
2. Coloque no erlenmeyer 50 mL de água destilada.
3. Meça a temperatura da água.
4. Pese 5,0 g de nitrato de amônio, NH4NO3 , e adicione no erlenmeyer. Agite o sistema
(erlenmeyer + termômetro).
5. Meça a temperatura máxima observada.
NH4NO3(s)
H2O
NH4+(aq) + NO3-(aq) ; ∆H > 0
48
EXPERIMENTO NO. 09
TÍTULO: TERMOQUÍMICA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Dados Coligidos: Parte I - Calor de dissolução (CaCl2 anidro em água)
Símbolo
Grandeza
Valor
Unidade
m1
Massa do erlenmeyer vazio
g
ti
Temperatura inicial da água
°C
tf
Temperatura após a mistura
°C
m2
Massa da solução
55
g
c1
Calor específico da água
1,0
cal / g. ° C
c2
Calor específico do vidro
0,2
cal / g. ° C
Calcule:
1. A variação da temperatura para a solução e o vidro :
∆ t = tfinal - tinicial
solução = vidro =
2. A massa de água e o número de mol de CaCl2 anidro (nsal). Considere a massa específica
da água (µ) = 1,00 g / mL.
3. A quantidade de calor absorvida pelo erlenmeyer (Q1):
Q = m erlenmeyer . cvidro. ∆ t
4. A quantidade de calor absorvida pela água com adição do soluto (Q2):
Q2 = mH2O . cH2O . ∆ t
5. O calor total absorvido (Q3):
Q3 = Q1+ Q2
Q3 =
cal
Q3 = _________________ kcal; Q3 = _______________ kJ.
49
6. O calor total desprendido por mol de CaCl2 anidro, que é o calor de dissolução do CaCl2:
nsal ____________Q3
1 mol
__________ QT
QT =
kJ
7. Expresse a quantidade de calor liberada como ∆H e coloque-a na reação (∆H = - QT).
Dados Coligidos: Parte II - Calor de dissolução (NH4NO3 em água)
Símbolo
Grandeza
Valor
Unidade
m1
Massa do erlenmeyer vazio
g
ti
Temperatura inicial da água
°C
tf
Temperatura após a mistura
°C
m2
Massa da solução
55
g
c1
Calor específico da água
1,0
cal / g. ° C
c2
Calor específico do vidro
0,2
cal / g. ° C
Calcule:
1. A variação da temperatura para a solução e o vidro :
∆ t = tfinal - tinicial
solução = vidro =
2. A massa de água e o número de mol de NH4NO3 (nsal). Considere a massa específica da
água (µ) = 1,00 g / mL.
3. A quantidade de calor retirada do erlenmeyer (vidro) (Q1):
Q1 = merlenmeyer . c vidro . ∆t
4. A quantidade de calor retirada da água pela adição do soluto (Q2):
Q2 = mH2O . cH2O . ∆ t
5. O calor total retirado (Q3):
Q3 = Q1 + Q2
Q3 =
cal
50
Q3 = _________________ kcal; Q3 = _______________ kJ
6. O calor total absorvido por mol de NH4NO3, que é o calor de dissolução do NH4NO3:
nsal _________ Q3
1mol _________ QT
QT =
kJ
7. Expresse a quantidade de calor absorvida como ∆H e coloque-a na reação(∆H = - QT).
51
EXPERIMENTO NO. 10
TÍTULO: GRAXAS LUBRIFICANTES
INTRODUÇÃO:
A composição básica de uma graxa inclue um lubrificante líquido, (óleo mineral ou sintético) e
um agente espessante, normalmente um sabão metálico entre 3 a 40% em peso, e, às
vezes,determinadas argilas. A introdução de outras substâncias como inibidores de oxidação e
de corrosão, agentes de oleosidade, untuosidade, adesividade, modificadores de estrutura,
corantes, produtos odoríferos, etc., transferem outras propriedades ao produto final.
Para a fabricação industrial de uma graxa, utilizam-se dois processos básicos:
a) O sabão, preparado anteriormente, é dispersado a quente no óleo apropriado, de acordo
com a proporção desejada. Este processo é usualmente empregado na fabricação das graxas à
base de sabão de alumínio e de lítio.
b) O sabão é preparado a quente ou a frio, na presença de óleo lubrificante. Aqui, adiciona--se
o álcali em concentração adequada para total neutralização do ácido graxo ou das gorduras
(saponificação), previamente fundidos e misturados com parte do óleo lubrificante. Em seguida
incorpora-se o restante do óleo lubrificante.
Além disso, o produto final dependerá da qualidade das matérias-primas empregadas e do
processo de fabricação. O óleo lubrificante pode ser leve, como os empregados para
transformadores, ou pesado como os óleos residuais para cilindros.
Industrialmente, as graxas são preparadas em autoclaves, a pressões e temperaturas elevadas,
em processos automáticos ou semi-automáticos, o que foge ao nosso estudo.
Este experimento, destina-se ao conhecimento da composição química de uma graxa assim
como a possibilidade de sua obtenção, nas condições laboratoriais.
PROCEDIMENTO:
1. Pese aproximadamente 6 g de ácido esteárico C17H35COOH em um copo descartável (300
mL). Transferir esse conjunto para um banho-maria.
2. Após a fusão do ácido esteárico, adicione aos poucos e sob agitação constante, 10mL de
solução alcoólica de KOH sobre a solução fundida.
3.Continue com a agitação até a graxa adquirir uma consistência pastosa.
4. Espere esfriar e acrescente aos poucos óleo SAE, homogeneizando completamente.
5. Adicionar uma pequena porção de grafite.
52
EXPERIMENTO NO.
TÍTULO:
10
GRAXAS LUBRIFICANTES
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
1. Defina graxa lubrificante, cite quais são os seus componentes básicos e coadjuvantes.
2. O que é uma reação de saponificação?
3. Qual é a equação de obtenção do sabão?
4. Descreva qual o tipo de processo utilizado para obtenção da graxa nesse experimento.
5. Qual a função do grafite, Cgraf , na graxa produzida?
6. Necessita-se produzir 500 kg de uma dada graxa lubrificante industrial com 20% em peso de
um sabão de estearato de sódio. Dispondo de ácido esteárico, C17H35-COOH, e hidróxido do
sódio, NaOH, calcule a quantidade de ácido e de base que devem ser utilizados, supondo
rendimento de 100%. Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u e Na = 23u.
53
EXPERIMENTO NO. 11
TÍTULO: POLÍMEROS
INTRODUÇÃO:
Macromoléculas são moléculas que apresentam um número muito grande de átomos
quimicamente interligados. Algumas delas podem ser encontradas na natureza (ex: amido, seda,
lã), enquanto outras denominadas de sintéticas (ex: nylon, poliestireno, PVC) são produzidas
industrialmente. A estas últimas damos o nome genérico de plásticos, que na verdade são
polímeros orgânicos sintéticos e que podem ser moldados em algum estágio de sua obtenção.
O termo polímero tem origem grega, significa "muitas partes" e foi criado por J.J. Berzelius em
1832. Na polimerização por adição a interação dos monômeros resulta no polímero como único
produto e na polimerização por condensação forma-se o polímero e um subproduto. Na indústria
parte-se normalmente do monômero e durante sua obtenção participam substâncias que
desempenham funções específicas como plastificantes, catalisadores, estabilizantes, corantes,
cargas, etc.
Os compostos que sofrem polimerização possuem ligações múltiplas reativas (C=C, C=O),
moléculas polifuncionais (glicóis, hidroxiácidos, diaminas) ou ainda compostos cíclicos capazes
de permitir a abertura do anel (óxidos de alcoilenos, lactonas, anidridos,etc.).
Decorrente do tipo de polimerização (adição ou condensação) os plásticos podem ser divididos
de acordo com seu comportamento frente à ação do calor em termoplásticos (polietileno,
polipropileno) e termorígidos (baquelite, plaskon). Os primeiros apresentam maior resistência
quando aquecidos e normalmente podem ser reprocessados, mas os últimos costumam degradar.
A maior parte da matéria-prima para a produção de polímeros provém do petróleo. Os polímeros
possuem uma enorme variedade de aplicações, pois suas propriedades os tornam funcionais
sob as mais diversas condições. Por este motivo, desempenham importante papel na engenharia,
bem como embalagens, tintas, adesivos, etc.
PROCEDIMENTO:
PARTE I: POLÍMERO "URÉIA - FORMALDEÍDO" (Polopax, Plaskon ou Beetle)
1. Pese 3 gramas de uréia em um copinho descartável de 50 mL (café).
2. Acrescente 5 mL de formol vagarosamente e dissolva totalmente a uréia com o auxílio do
bastão de vidro.
3. Dentro da capela, adicione 1 gota de HCl concentrado (conta-gotas) e mexa com o bastão de
vidro rapidamente. Limpe imediatamente o bastão com papel toalha (CUIDADO para não
polimerizar no vidro), acrescente mais 1 gota.
4. Não balance o copinho, pois a polimerização ocorrerá uniformemente, formando um produto
sólido.
54
5. Após 10 minutos, o sólido formado deverá ser lavado com água corrente.
6. Rasgue o copinho e verifique as propriedades físicas do sólido. Jogue os restos da resina e o
copinho utilizado no lixo.
OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS
O
C
NH2
Uréia (amidas)
NH2
O=C
H2C = 0 ou
NH2
diamida de
ác. Carbônico
H - N - H CH2
|
||
C=O + O
+
|
+
H - N - H CH2
||
O
Uréia
O
C=0
Metanal (IUPAC)
aldeido fórmico
formaldeído
H-N-H
|
C=O
|
H-N-H
C
aldeido (al)
... - N - ...
|
C=O
|
...- N - CH2 - N -...
|
C=O
+
|
...- N - CH2 - N -...
|
C=O
|
... - N - ...
Polímero uréia-formaldeído
+
H-N-H
|
C=O
|
H-N-H
Formaldeído
H
n H2O
REAÇÕES DE PREPARAÇÃO:
PARTE II - POLICLORETO DE VINILA (PVC)
1. Pese 5 g da resina de PVC em um copo descartável (300 mL) e adicione, aos poucos, sob
intensa agitação,o plastificante DOP (C24H38O4 P.M.= 390,57; dioctil ftalato), bata bem, até
adquirir um aspecto homogêneo e viscoso.
2. Transfira aproximadamente metade dessa mistura para uma placa de Petri numerada limpa e
seca. Espalhe o material com auxílio do bastão de vidro, para obter uma fina camada (polimerização
mais rápida na estufa).
3. À outra metade, ainda no copinho, adicione uma colher rasa de CaCO3 que atua como carga,
bata bem, ate o homogeneizar. Coloque a massa em outra placa numerada e espalhe-a.
4. Coloque-as na estufa a 120 oC por aproximadamente 15 minutos.
5. Após a polimerização retire as placas da estufa, espere esfriar e retire os plásticos, compare
as propriedades fisicas (cor, dureza,resistência, etc).
55
EXPERIMENTO NO. 11
TÍTULO: POLÍMEROS
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:_______________D________DATA ___/___/____
Exercício:
1. Cite três componentes coadjuvantes na fabricação de um plástico de engenharia.
2. Em relação à obtenção do Beetle, o que se pode dizer sobre a dureza do material obtido?
3. Escreva as principais diferenças entre as polimerizações realizadas nesse experimento?
4. Esquematize e classifique a reação de polimerização do Etileno (H2C=CH2).
5. Classifique os plásticos em função da sua termoestabilidade. Dê um exemplo de cada.
6. O monômero de estireno, C8H8, é um hidrocarboneto líquido (µ = 1,3 g / mL) utilizado para a
obtenção do poliestireno, (C8H8)n , através de uma polimerização por adição. Calcule o volume,
em litros, do monômero que deve ser utilizado para obtenção de 10,4 kg de polímero.
56
EXPERIMENTO NO. 12
TÍTULO: VELOCIDADE DE REAÇÃO
INTRODUÇÃO:
Comparemos dois fatos: a "explosão" de um "flash" fotográfico e o enferrujamento de um prego
de ferro. Ambos envolvem reações químicas, mas estas reações diferem em suas velocidades.
Enquanto uma se processa rapidamente, outra se processa mais vagarosamente, podendo
durar semanas, meses e até anos.
A finalidade dessa reação é mostrar a influência da concentração do reagente, de um catalisador
e da temperatura na velocidade de uma reação.
PROCEDIMENTO:
O experimento consta de quatro partes:
PARTE I - MEDIDA DO TEMPO DE UMA REAÇÃO - PADRÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico,H2C2O4, 0,25 mol / L em um tubo de ensaio.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico, H2SO4, 4 mol / L.
3. Prepare um cronômetro ou um relógio para marcar tempo (deve marcar segundos).
4. Acrescente à mistura do tubo de ensaio,4 mL de solução aquosa de permanganato de
potássio, KMnO4, 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
5. Controle com o relógio o tempo gasto até a solução mudar de coloração (padrão). Anote o
tempo de reação na tabela.
PARTE II - VARIAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO QUANDO
A CONCENTRAÇÃO DIMINUI
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4mol / L.
3. Acrescente 10 mL de água destilada e agite o tubo de ensaio.
4. Prepare o relógio para fazer a leitura do tempo de reação.
5. Acrescente à mistura do tubo de ensaio, 4 mL de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
6. Controle com o relógio o tempo gasto até a solução mudar de coloração (igual ao padrão).
Anote o tempo de reação na tabela.
57
PARTE III - EFEITO DE UM CATALISADOR NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4 mol / L.
3. Adicione 5 gotas de solução de sulfato de manganês (II),MnSO4, 0,1mol / L.
4. Adicione 4 mL de solução aquosa de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio. Observe o
tubo de ensaio até mudança de coloração (igual ao padrão).
5. Anote o tempo de reação na tabela.
PARTE IV - EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A VELOCIDADE DA REAÇÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Pipete 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4 mol / L.
3. Adicione 4 mL de solução aquosa de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
4. Em seguida, introduza o tubo de ensaio num banho-maria. Observe o tubo de ensaio até mudança
de coloração.
5. Anote o tempo de reação na tabela.
58
EXPERIMENTO NO. 12
TÍTULO: VELOCIDADE DE REAÇÃO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Tabela em segundos (s):
Grupos 1
Padrão
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Média
Parte II
Parte III
Parte IV
Exercício:
1) O tempo de reação na Parte II deve ser maior ou menor do que o observado na Parte I?
2) Qual a diferença, em termos de substâncias reagentes, da Parte I em relação a Parte II?
3) Qual é o volume total das substâncias que participam na reação da Parte II?
4) Quanto mais dispersas ou afastadas entre si as substâncias que reagem, mais lenta é
a reação. Então, qual das reações é de se esperar uma menor velocidade de reação?
5) Os dados do experimento, estão de acordo com as deduções teóricas?
6) Na parte III da experimento, como age o Sulfato de Manganês (II)?
7) Depois de feita a Parte IV do experimento, o que podemos concluir sobre o efeito da temperatura na
velocidade de uma reação?
59
EXPERIMENTO NO. 13
TÍTULO: CONSTANTE DE AVOGADRO - MÉTODO DA PELÍCULA DE ÓLEO
INTRODUÇÃO:
A massa molar de qualquer substância, quando submetida às condições normais de temperatura
e pressão, contém 6,02 . 1023 moléculas. Esse número recebe o nome de Constante de Avogadro.
Ácido Oleico: C17H33COOH
PROCEDIMENTO:
1. Coloque água na bacia até 2 cm de sua borda e deixe a água estabilizar.
2. Conte 4 vezes o número de gotas existente em 1 mL de solução alcoólica de ácido oleico a
2,24g/L (pipeta volumétrica de 1 mL);
3. Faça a média dos números de gotas, arredonde para no. inteiro;
4. Aplique uma finíssima camada de talco ou pó de giz sobre a água;
5. Com a mesma pipeta deixe cair 1 gota da solução no centro da superfície da água, na bacia,
de uma altura de 3 cm;
6. Meça em 4 direções diferentes o diâmetro da mancha de óleo (película) formada.
Esquema:
solução óleo + álcool
D1
1 gota
D2
bacia com giz
D3
D4
bacia vista em planta
60
EXPERIMENTO NO. 13
TÍTULO: CONSTANTE DE AVOGADRO - MÉTODO DA PELÍCULA DE ÓLEO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
Dados Coligidos:
Símbolo
Grandeza
Valor
Unidade
Ng
número de gotas em 1mL
D
diâmetro médio da película
C
concentração da solução alcoólica de ácido oleico
2,24
g/L
µ
densidade do ácido oleico concentrado (puro)
0,895
g /mL
M
Massa molar do ácido oleico
282,5
g / mol
gotas
cm
Calcule:
1. O volume de 1 gota de solução
1
Vg= ___
Ng
2. A massa de ácido oleico em 1 gota
mác.= C . Vg
3. O volume de ácido oleico em 1 gota
mác.
Vác.= ____
µ
4. A área da película média de óleo (considerada circular).
A=
π
. (D)2
______
4
5. A espessura da película de óleo.
E=
Vác.
____
A
6. O volume de uma só molécula de óleo na película (considerar cúbica)
Vmolécula = E3
61
7. O número de moléculas na mancha de óleo
Vácido.
N moléculas= _________
V molécula
8. Constante de Avogadro (NAvogadro = NA):
M . Nmoléculas
NA = ___________
mácido.
NA=
Exercício:
1. Calcular o número de moléculas que estão contidas em 0,5 L de água, sabendo-se que a
µH2O = 1g/mL.
2. Quantas moléculas há em 100 µg de carbonato de cálcio, CaCO3?
3. Quantas moléculas estão contidas em 0,112 L de gás amoníaco, NH3, na CNTP?
4. 80 mg de uma substância, no estado de vapor, contém 3,01 . 1020 moléculas. Calcular a
massa molar aproximada da substância.
62
EXPERIMENTO NO. 14
TÍTULO: CORROSÃO
INTRODUÇÃO:
Grande parte do ferro produzido nas siderúrgicas é perdida ao longo do tempo, porque o ferro,
em determinadas condições sofre corrosão.
A ferrugem é constituída por óxido de ferro (III) hidratado, entre outras substâncias. Assim, um
meio de recuperar o ferro corroído é a reciclage,, ou seja, submeter a sucata ao processo de altoforno.
Outros metais, como alumínio (Al) e zinco (Zn), também initeragem com o oxigênio do ar. No
entanto, os óxidos e outros materiais formados nesse processo recobrem a superfície desses metais,
impedindo que a corrosão se estenda. Esta propriedade é utilizada para proteção do alumínio,
revestindo o metal com fina camada de seu óxido que se incorpora à sua superfície.
Há ainda metais, como o ouro e a platina, que não apresentam sinais de transformação, mesmo
quando exposto ao ar e à umidade por longo período. Isso pode ser exemplificado pelo fato desses
metais serem encontrados na natureza como substâncias simples.
O processo de corrosão do ferro pode ser controlado a partir de estudo dos fatores que influenciam
no enferrujamento.
A modernidade está intimamente ligada ao uso de metais, que são obtidos pela extração de
importantes recursos naturais não-renováveis, que são os minérios.
A corrosão de metais leva ao desperdício de recursos, de energia (na obtenção), e a outros
prejuízos econômicos e sociais.
Assim, é de fundamental importância conhecer os principais agentes de corrosão (oxigênio da
atmosfera, água, ácidos, álcalis, etc) e os processos pelos quais atuam. Através desse conhecimento,
pode-se idealizar processo para evitar a corrosão.
CORROSÃO:
A maioria dos metais interage com oxigênio da atmosfera gerando óxidos; a intensidade e a
rapidez com que o fazem, porém, variam conforme o metal. Sódio, Na, por exemplo, logo que
exposto ao ar, perde seu brilho prateado, transformando-se num óxido com características básicas,
óxido de sódio. Nessa transformação, átomos de sódio oxidam-se a íons de sódio e átomos de
oxigênio se reduzem a íons de óxido.
+
4 Na (s) + 4 e
4 Na (s)
O
+
2 (g)
2O
(s)
4e
Conclusão: 4 Na + O
(s) 2 (g)
+
4 Na + 2 O
(s)
(s)
63
= 2 Na O
2 (s)
Por esse motivo, para evitar a oxidação do sódio, insto é, sua deterioração ou corrosão, conservase o metal imerso no querosene. O metal Mg também interage com o oxigênio, porém nçao tão
rápido quanto o sódio. Outros metais, como o Al e o Zn, interagem lentamente. A camada de
óxido produzida, porém, protege-os, impedindo o prosseguimento de sua corrosão. Já o ouro e
a platina podem permanecer por longo tempo em contato com o ar, sem alterar seu brilho, sua cor
e sua durabilidade.
Por outro lado, o ferro exposto ao ar, com o passar do tempo, sofre um processo de corrosão
chamado de enferrujamento. O produto da corrosão, a ferrugem, é uma substância marrom
avermelhada, porosa quebraidça. É o oxido hidratado de ferro (III), de composição indeterminada,
representada pela fórmula molecularFe 2O3 . H O Costuma-se também representar a ferrugem
2
pela fórmula molecular Fe(OH) .
3
A corrosão do ferro, uma transformação de oxirredução, pode ser explicada por mecanismo
que envolve duas (2) transformações, formando uma pilha.
2+
1º. A oxidação, em que o Fe cede elétrons, transofrmando-se em Fe .
-
2º. A redução, em que o O dissolvido em água recebe elétrons, formando OH(aq) .
Fe (s)
Fe2+(aq) + 2 e
1
2
2 OH -(aq)
O2 (g) + H2O (l) + 2 e
Fe(s) +
1
2
O2 (g) + H2O (l)
Fe(OH)2 (s)
Eº = (+0,41 V) - (-0,44 V) = + 0,85 V
Eº
Esse valor positivo de
indica que o processo de oxirredução ou redox vai ocorrer
espontaneamente. Posteriormente, o ferro (II) formado se oxida a ferr (III).
2 Fe(OH)2 (s) +
1
2
O2 (g) + H2O (l)
2 Fe(OH)3 (s) ou Fe2O3 . n H2O (s)
64
PROCESSO:
Numere os tubos de 0 a 8 e coloque-os numa estante para tubos de ensaio.
Tubo 0: Coloque um prego limpo e polido.
Tubo 1: No tubo seco, coloque alguns grãos de CaCl anidro. Em seguida, coloque um
prego e tampe comum pedaço de algodão.
Tubo 2: Coloque um prego, cubra-o com água de torneira.
Tubo 3: Coloque um prego e cubra-o com água fervida (para retirar o ar dissolvido).
Adicione um pouco de óleo ou vaselina líquida.
Tubo 4: Coloque um prego e cubra-o com água contendo um pouco dee NaCl dissolvido.
Tubo 5: Enrole uma parte do prego com uma tira de Zn. Coloque-o no tubo e adicione água
de torneira até cobrir.
Tubo 6: Enrole uma parte do prego com uma tira de Sn. Coloque-o no tubo e adicione água
de torneira até cobrir.
Tubo 7: Enrole uma parte do prego com uma tira de Cu. Coloque-o no tubo e adicione água
de torneira até cobrir.
Tubo 8: Enrole uma parte do prego com uma tira de Mg. Coloque-o no tubo e adicione água
de torneira até cobrir.
65
Resultados observados:
Estado inicial
Estado final
Tubo 0
Tubo 1
Tubo 2
Tubo 3
Tubo 4
Tubo 5
Tubo 6
Tubo 7
Tubo 8
66
EXPERIMENTO NO. 14
TÍTULO: CORROSÃO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:________________D________DATA ___/___/____
1. Em qual dos sistemas observados no experimento, notoou-se maior quantidade de
ferrugem no estado final? Que materiais constituíram esse sistema no estado inicial?
2. Em qual sistema não se observou a formação da ferrugem? Que materiais constituem
esse sistema no estado final?
3. Com base em suas observações e nas respostas às questões anteriores, que condições
você considera que favorecem o enferrujamento? E quais o evitam?
4. Uma maneira de retardar o enferrujamento é através da pintura ou de engraxamento
das peças de ferro. Como você explica esse procedimento?
67
5. Compare as observações relativas aos tubos 2, 5, 6, 7 e 8 e responda as seguintes
questões:
a) Em quais dos tubos observou-se a formação de ferrugem?
b) Observou-se evidência de transformação nos sistemas em que não se formou ferrugem?
c) Que materiais você considera que tenham participado da transformação?
6. Qual dos metais utilizados interage com água e ar mais facilmente do que o ferro nas
condições do experimento?
7. Ordene os metais utilizados no experimento segundo sua maior facilidade de interação.
8. Um procedimento utilizado para impedir o enferrujamento de navios é amarrar ao casco,
que é de ferro, blocos de Mg. Como você justifica esse procedimento?
9. Alguns alimentos são distribuídos para consumo em latas revestidas interna e externamente com Sn. Entretanto, recomenda-se ao consumidor escolher latas que não estejam
amassadas ou arranhadas. Qual a razão desse cuidado?
10. Proponha e justifique alguns procedimentos que permitam retardar o enferrujamento.
68
REFERÊNCIAS
1. ARGENTIÉRE, R. Novíssimo receituário industrial : enciclopédia de fórmulas
receitas para pequenas, médias e grandes indústrias. 5.ed. São Paulo: Ícone,1996.
2. BENN, F.R.; McAULIFFE, C. A. Química e poluição. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos , 1981.
3.
BRASIL .Segurança e medicina do trabalho. São Paulo: Atlas, 1990.
4. FELTRE, R. Química: química geral. 4.ed. São Paulo Moderna, 1996. v.1
5. FELTRE, R. Química: físico-química. 4.ed. São Paulo Moderna, 1996. v.2
6. FELTRE, R. Química: química orgânica. 4.ed. São Paulo Moderna, 1996. v.3
7. FERRREIRA, P.C.P. Técnicas de armazenagem . Rio de Janeiro: Qualitymark,
1994.
8. GUEDES, B.; FILKAUSKAS, M.E. O plástico. São Paulo: Érica, 1997.
9. MORITA, T.; ASSUMPÇÃO, R. M. V. Manual de soluções, reagentes &
solventes: padronização, preparação, purificação. 2.ed. São Paulo: Edgard
Blucher, 1976.
10. NUNES , L. P.; LOBO, A. C. O. Pintura industrial na proteção anticorrosiva.
Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1990.
11. ROCHA FILHO, R.C. Grandezas e unidades de medida: o sistema
internacional de unidades. São Paulo: Atlas,1988.
69
APÊNDICE I : Massas Atômicas aproximandas, Principais Elementos:
Elemento
Alumínio
Antimônio
Argônio
Arsênio
Bário
Berílio
Bismuto
Boro
Bromo
Cádmio
Cálcio
Carbono
Chumbo
Cloro
Cobre
Crômio
Enxofre
Estanho
Estrôncio
Ferro
Flúor
Fósforo
Hélio
Símbolo
Al
Sb
Ar
As
Ba
Be
Bi
B
Br
Cd
Ca
C
Pb
Cl
Cu
Cr
S
Sn
Sr
Fe
F
P
M.A.(µ)
27
122
40
75
137
9
209
11
80
112
40
12
207
35,5
63,5
52
32
119
88
56
19
31
He
4
N.A.
13
51
18
33
56
4
83
5
35
48
20
6
82
17
29
24
16
50
38
26
9
15
2
Elemento
Hidrogênio
Iodo
Lítio
Magnésio
Manganês
Mercúrio
Molibdênio
Neônio
Níquel
Nitrogênio
Ouro
Oxigênio
Platina
Potássio
Prata
Rubídio
Selênio
Silício
Sódio
Tungstênio
Urânio
Vanádio
Zinco
Símbolo
H
I
Li
Mg
Mn
Hg
Mo
Ne
Ni
N
Au
O
Pt
K
Ag
Rb
Se
Si
Na
W
U
V
Zn
M.A.(µ)
1
127
7
24,3
55
201
96
20
59
14
197
16
195
39
108
85,5
79
28
23
183,85
238
51
65,4
N.A.
1
53
3
12
25
80
42
10
28
7
79
8
78
19
47
37
34
14
11
74
92
23
30
APÊNDICE II: Tabela de Cátions e Ânions:
Cátions
Lítio ( Li+ )
Sódio ( Na+ )
Potássio ( K+ )
Rubidio ( Rb+ )
Césio ( Cs+ )
Hidrogênio ( H+ )
Hidroxônio ou
Hidrônio ( H3O+ )
Prata ( Ag+ )
Amônio ( NH4+ )
Magnésio ( Mg2+ )
Cálcio ( Ca2+ )
Estrôncio ( Sr2+ )
Bário ( Ba2+ )
Zinco ( Zn2+ )
Aluminio ( Al3+ )
Bismuto ( Bi3+ )
Cuproso ( Cu+ )
Cuprico* ( Cu2+ )
Auroso ( Au+ )
Áurico * ( Au3+ )
Mercuroso ( Hg22+ )
Mercúrico * ( Hg2+ )
Niqueloso * ( Ni2- )
Niquélico ( Ni3+ )
Ferroso ( Fe2+ )
Férrico * ( Fe3+ )
Cobaltoso* ( Co2+ )
Cobáltico ( Co3+ )
Cromoso ( Cr2+ )
Crômico* ( Cr3+ )
Manganoso ( Mn2+ )
Mangânico ( Mn4+ )
Estanoso ( Sn2+ )
Estânico* ( Sn4+ )
Plumboso* ( Pb2+ )
Plúmbico ( Pb4+ )
Titânio ( Ti4+ )
Cádmio ( Cd2+ )
Observação: Os asteriscos indicam os números de oxidação (Nox) mais comuns.
70
Ânions com sufixos ato e ito
Permanganato* ( MnO4- )
Hipobromito ( BrO- )
Acetato ( CH3-COO- )
Peróxido* ( O22- )
Hipoclorito* ( CIO )
Aluminato ( AlO2 )
Persulfato ( S2O82- )
Hipoiodito ( IO- )
Antimoniato ( SbO43- )
Hipofosfito ( H2PO2- ) Piroantimoniato( Sb2O74- )
Antimonito ( SbO33- )
Piroarseniato ( As2O74- )
Iodato ( IO3- )
Arseniato ( AsO43- )
Pirofosfato* ( P2O74- )
Iodito ( IO2- )
Arsenito ( AsO33- )
Pirossilicato ( Si2O76- )
Manganato* ( MnO42- )
Borato* ( BO33- )
Pirossulfato ( S2O72- )
Metafosfato ( PO3- )
Carbonato* ( CO32- )
Sulfato* ( SO42- )
Metassilicato* ( SiO32- )
Cianato* ( CNO- )
Sulfito* ( SO32- )
Nitrato* ( NO3 )
Bromato ( BrO3 )
Tetraborato ( B4O2- )
Nitrito* ( NO2- )
Bromito ( BrO- )
Tetrationato ( S4O62- )
Ortossilicato* ( SiO44- )
Clorato* ( CIO3- )
Oxalato ( C2O42- )
Tiocianato* ( CNS- )
Clorito* ( CIO2- )
Tiossulfato* ( S2O32- )
Óxido* ( O2- )
Cromato ( CrO42- )
Zincato ( ZnO22- )
Perbromato ( BrO4- )
Dicromato* ( Cr2O72- )
Bicarbonato*( HCO3- )
Perclorato*( CIO4- )
Fosfato* ( PO43- )
Superóxido ( O42- )
Periodato ( IO4- )
Fosfito*( HPO32 - )
Hidróxido / Hidroxila ( OH )
Observação: Os asteriscos indicam os mais importantes.
Ânions com sufixos eto
(Não-oxigenados)
Brometo ( Br- )
Carboneto ( C4- )
Cianeto ( CN- )
Cloreto ( CI- )
Ferrocianeto [Fe(CN)6]4Ferricianeto [Fe(CN)6]3Fluoreto ( F- )
Fosfeto ( P3- )
Hidreto ( H- )
Iodeto ( I- )
Nitreto ( N3- )
Sulfeto ( S2- )
APÊNDICE III: Tabela de Interações (Observe a cor de sua solução)
Grupo: AZUL - Total de interações: 16
CuSO4
NaHCO3
ppto. azul
HCl
BaCl2
Cu(NO3)2
ppto. azul
AgNO3
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
AgNO3
Cu(NO3)2
71
BaCl2
HCl
ppto. branco
desprendimento
de gás
Grupo: VERMELHO - Total de interações: 16
K4[Fe(CN)6]
MgSO4
NaOH
ppto. branco
Na2CO3
ppto. branco
Pb(NO3)2
ppto. branco
Ba(NO3)2
Ba(NO3)2
Pb(NO3)2
Na2CO3
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
MgSO4
Grupo: AMARELO - Total de interações:14
K2CrO4
K4[Fe(CN)6]
FeCl3
Ba(NO3)2
NaCl
Pb(NO3)2
ppto. branco
Pb(NO3)2
ppto. amarelo
Ba(NO3)2
ppto. amarelo
FeCl3
ppto. tijolo
ppto. branco
ppto. branco
ppto. azul
K4[Fe(CN)6]
Grupo: INCOLOR - Total de interações:16
HCl
Hg2(NO3)2
KCl
ppto. branco
NaCH3COO
odor de vinagre
ppto. branco
Na2CO3
desprendimento
de gás
ppto. amarelo
CaCl2
Hg2(NO3)2
CaCl2
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
(Hg2)+2 (NO3)-2
Hg+2
=+1
2
Hg+2 (NO3)-2
Hg+2=+2
72
Na2CO3
NaCH3COO
APÊNDICE IV: Tabela de Solubilidade dos Sais:
Sais
Regra
Exceções
Nitratos NO3Sulfatos SO 2-
solúveis
nenhuma
Ba2+,Sr2+, Pb2+
Halogenetos Cl-,Br -, IAcetato CH COO-
solúveis
Sulfetos S2-
insolúveis
Fluoretos F
insolúveis
solúveis
4
3
Hidróxido OH-
Ag+,Hg22+,Pb2+, Cu+
Ag+, Hg2+
solúveis
Alcalinos, Alc. Terrosos e NH4+
Alcalinos, NH +, Ag+
4
insolúveis
Alcalinos, Ba ,Sr2+, NH4+
Alcalinos, NH +, Ca2+, Cu2+,Mn
insolúveis
Alcalinos e NH4+
2+
insolúveis
Cromato CrO42-
4
2-
Carbonatos CO3
Bicarbonatos HCO-3
Dicromatos Cr2O72Ferricianetos [Fe(CN)6]3Ferrocianetos [Fe(CN)6]4Fosfatos PO43Arseniato AsO43Arsenito AsO33Cianetos CNOxalatos C2O42Sulfitos SO32Silicatos SiO44-
APÊNDICE V: Pressão Máxima de Vapor de Água em Diferentes Temperaturas
Os valores de pressão máxima de vapor estão afetados de uma incerteza de + 0,1 Torr;
assim por exemplo, a pressão de vapor saturante da água, a 20 oC, é igual (17,5 + 0,1) Torr.
Para os valores de temperaturas não inteiros, proceda a uma interpolação usando o menor
intervalo possível, isto é, intervalo de 1 oC, para obter uma maior precisão no valor da pressão
máxima de vapor.
12
11
17
16
20
13
18
19
14
15
O (oC)
10,5
9,8
14,5
13,6
17,5
11,2
12,0
12,8
15,5
16,5
p (Torr)
22
21
27
26
30
23
24
25
28
29
O (oC)
p (Torr) 18,7 19,8 21,1 22,4 23,8 25,2 26,7 28,3 30,0 31,8
INTERPOLAÇÃO:
Ex.: Calcular a pressão máxima de vapor para 22,6 oC.
21,1 - 19,8
P - 19,8
______
_________
________
22 ___ 19,8 ____
=
____|
23 - 22
22,6 - 22
22,6 __ P
___
______
23
21,1
1,3
- 19,8
___ = P
______
1
0,6
73
1,3 x 0,6 = P - 19,8
0,78 = P - 19,8
P = 20,58 Torr
APÊNDICE VI: Percentagem de sal numa solução aquosa em função da sua densidade
µ (g / mL) 1,005 1,013
1
2
p2 (%)
µ (g / mL) 1,056 1,063
p2 (%)
8
9
1,020 1,027 1,034 1,041 1,049
3
4
5
6
7
1,071 1,078 1,086 1,093 1,101
10
11
12
13
14
APÊNDICE VII:
Potenciais padrões de eletrodos* em solução aquosa a 25ºC.
Par Redox
+
Li / Li
K +/ K
2
Ba +/ Ba
2+
Ca / Ca
Na+/ Na
2+
Mg / Mg
3
Al +/ Al
H2O / H2 / Pt
2
Zn +/ Zn
3
Cr +/ Cr
2+
Fe / Fe
2
Cd +/ Cd
2+
Ni
/ Ni
Reação de eletrodo
+
Li + e
K + + e2
Ba + + 2e2+
Ca + 2e
Na+ + e2+
Mg
+ 2e
-
2+
-
2+
-
Ni + 2e
2
Sn ++ 2e-
2
Sn +/ Sn
2+
Pb / Pb
H+/ H / Pt
Pb + 2e
2H++ 2e-
Cu +/ Cu
3+
2+
Fe ,Fe / Pt
Ag+ / Ag
2
Cu ++ 2e3+
Fe + e
Ag++ e-
2
2
Li
-3,04
K
-2,92
Ba
-2,90
Ca
-2,76
Na
Mg
3
Al + + 3eAl
2H2O + 2e
2 OH + H2
2
Zn ++ 2eZn
3
Cr + + 3e2+
Fe + 2e
2
Cd ++ 2e-
+
+
H ,NO 3 / NO / Pt NO 3 + 4H + 3e
O2 + 4H++ 4eO2 / H+,H2O / Pt
3+
3+
Au + 3e
Au / Au
74
Eº/v
-2,71
-2,38
-1,71
-0,83
-0,76
Cr
-0,74
Fe
-0,41
Cd
-0,40
Ni
-0,23
Sn
-0,14
Pb
-0,13
H2
0
Cu
2+
Fe
0,34
Ag
0,80
NO + 2H2O
0,94
2H2O
Au
0,77
1,23
1,42
APÊNDICE VIII: Unidades Básicas , Constantes Fundamentais , Fatores de Conversão ,
Unidades com Nomes Especiais.
1. Unidades Básicas
GRANDEZA
Velocidade
Tempo
Comprimento
Massa
Intensidade de Corrente Eletrica
França (1775-1836)
Temperatura Inglaterra (1824-1907)
Suécia (1701-1744)
Quantidade de matéria
Intensidade Luminosa
Àrea
Volume (ml=cm3)
SÍMBOLO
v
t
l
m
UNIDADE
m/s
s
m
mg, g, kg, t
i
A (ampere)
K (Kenvin)
ºC (graus Celsius)
mol
candela
m2
dm3, m3, mL, L
T
n
cd
A
V
2. Constantes Fundamentais
GRANDEZA
CNTP:
Condições Normais de
Temperatura e Pressão
SÍMBOLO
Vo
Po
To
Contantes de Gases
R
Elétron Volt
Carga de Elétron
Massa de Elétron em repouso
Massa de Neutron em repouso
Massa de Próton em repouso
Aceleração Normal de Gravidade
Constante de Planck
Constante de Avogrado
Unidade de Massa Atômica Unificada
Velocidade da Luz
Constante de Faraday
eV
e
me
mn
mp
g
h
N
u
c
F
75
UNIDADE
22,4 L
760 Torr = 1atm
273,2K = 0ºC
0,082 atm.L / K.mol
62,3 Torr.L / K.mol
8,314 J / K.mol
82,06 cm3.atm/ K.mol
83,14 cm3.bar/ K.mol
1,602.10 -19J = 1,602.10 -12erg
1,60.10 -19C
9,109.10 -28g
1,674.10 -24g
1,674.10 -24g
9,80 m/s2 = 980cm/s2
6,63.10 -34J.s = 6,63.10 -27erg.s
6,023.10 23 moléculas / mol
1,6605.10 -27kg
3,0.10 10 m/s
96487 C/mol
3. Fatores de Conversão
Volume
dm3 = 10-3m3 =103ml = 1L
massa
1t = 103kg =106g = 109mg
1kg
1 polegada
1 pé
1 palmo
103g = 2,205 lb
2,54 cm
12 pol = 30,48 cm
22 cm
1 vara
11 dcm = 1,10 m = 5 palmos
1 libra
1 ângtron
453,59 g
10-10m
1 arroba
14,688 kg
1 bar
1 hectare
1 milha
1 milha marítima
1 milha marítima aérea
1 nó (velocidade)
1 dina
105 Pa
;
0ºC=1,013.105 Pa
1 ha = 104m2
1760 jardas = 1609,34m
0,8690 milhas
1852 m
1852 m / 3600 s (milha/hora)
10-5 N
1kgf
9,80665 N
1 kWh
3,6 . 106 J
1 b.t.u.(unidade term. Britânica
1055,87 J
1 onça troy
480 grãos = 31,10348 g
1 libra troy
12 onças = 373,24g
1 galão (EUA)
3,786 L
1 galão (RU)
4,546 L
1 barril (EUA)
1 barril (RU)
1 atm
1 Torr = 1 mmHg
1 hora
1 dia
1 ano sideral
1 cal
1 Cal (nutricional)
158,983 L
163,65 L
760 Torr = 101325 Pa
133,32 Pa
60 min = 3600 s
24h = 86400 s
52,179 semanas = 3,1558.107s
4,184 J
4,184 kJ
76
Continuação dos Fatores de Conversão
1 micron (µ)
10-7 J
10-6 m
1 micrograma (µg)
10-6 g
1 erg
1 µg / mL
1 µg / L
1000 ppm de M
1 ppm (parte por milhão)
1 ppb (parte por bilhão)
1 g de M / L = 0,1% de M
4. Unidades com Nomes Especiais
GRANDEZA
SÍMBOLO
EXPRESSÃO
N
m . Kg . s-2
J
m2. Kg . s-2 = N . m
w
m2.Kg.s-3 = J / s
C
A.s
Newton / Força
Inglaterra (1642-1727)
Joule / Energia e Trabalho
Inglaterra (1818-1889)
Watt / Potência / Fluxo Energético
Escócia (1736-1806)
Coulomb / Carga Elétrica
França (1736-1806)
Siemens / Condutância Elétrica
S
Inglaterra (1823-1883)
Faraday / Capacidade Elétrica
F
Inglaterra (1791-1867)
Ohm / Resistência Elétrica
m2. Kg . s-3 . A-2 =
-1
A2. s4 . m-2. Kg-1 = C / V
m2. Kg . s-3. A-2 = V / A
Alemanha (1787-1853)
ddp / volt / fem / Tensão Elétrica
Itália (1745-1827)
V
m2. Kg . s-3. A-1 = W / A
H
m2. Kg . s-2. A-2 = Wb / A
Wb
m2. Kg . s-2. A-1 = Vs
Hz
s-1
Pa
Kg . m-1. s-2 = N / m2
Henry / Indutância
EUA (1979-1878)
Weber / Fluxo Magnético
Alemanha (1804-1891)
Hertz / Frequência
Alemanha (1804-1894)
Pascal / Pressão / Tensão Mecânica
França (1623-1662)
77
APÊNDICE IX: Indicadores
Ácido
Base
pHviragem
Fenolftaleína
incolor
vermelho
8,2 - 10,0
Alaranjado de metila
vermelho
amarelo
3,2 - 4,2
Azul de Bromotimol
amarelo
azul
6,0 - 7,6
Tornassol
vermelho
azul
-
Verde de Bromocresol
amarelo
azul
3,8 - 5,4
Vermelho de metila
vermelho
amarelo
4,8 - 6,0
Azul de timol
vermelho
amarelo
1,2 - 2,8
Vermelho do congo
azul
vermelho
3,0 - 5,0
Timolftaleína
incolor
azul
10,0 - 12,0
78
79