Universidade do Algarve
Faculdade de Ciências e Tecnologia
Química Inorgânica
(TRABALHOS PRÁTICOS)
Biologia Marinha e Pescas
Ensino de Biologia e Geologia
(1o Ano)
Primeiro semestre, ano lectivo 2005-2006
Manual preparado por:
Alice Newton
Igor Khmelinskii
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO DE QUÍMICA
Regras de segurança essenciais
SEMPRE
1. Familiarize-se com os procedimentos de segurança.
2. Use óculos de protecção sempre que necessário.
3. Use roupa adequada e use bata.
4. Lave as mãos quando terminar a aula.
5. Prepare a experiência antes de ir para a aula, sabendo a perigosidade dos compostos
que irão ser utilizados, bem como os passos a executar durante o trabalho experimental;
6. Manuseie os químicos com cuidado.
7. Mantenha a sua área de trabalho sempre limpa.
8. Sempre que tenha alguma dúvida pergunte ao professor.
NUNCA
1. Coma ou beba no laboratório.
2. Fume no laboratório.
3. Cheire ou prove nenhum produto químico.
4. Brinque ou distraia o seu colega.
5. Corra no laboratório.
6. Trabalhe sozinho.
7. Faça trabalhos experimentais não autorizados.
Acima de tudo use BOM SENSO na forma como se comporta.
1
Símbolos de perigosidade
Perigo: Por contacto, destroem tecido vivo bem como utensílios.
Exemplos: Bromo, ácido sulfúrico.
Cuidado: Não inalar os vapores e evitar o contacto com a pele, olhos e
vestuário.
Perigo: São substâncias que podem explodir sob determinadas condições.
Exemplos: Permanganato de potássio, peróxido de sódio.
Cuidado: Evitar qualquer contacto com substâncias combustíveis.
Perigo: Podem desenvolver uma acção irritante sobre a pele, olhos e vias
respiratórias.
Exemplos: Solução de amoníaco, cloreto de benzilo.
Cuidado: Não inalar os vapores e evitar o contacto com a boca e olhos.
Perigo: A inalação, ingestão ou absorção através da pele provoca, na maior
parte das vezes lesões muito graves ou mesmo a morte.
Exemplos: Trióxido de arsénio, cloreto de mercúrio (II).
Cuidado: Evitar qualquer contacto com o corpo e no caso de indisposição
chamar o médico.
Perigo: Quando absorvidas pelo corpo, por inalação, ingestão ou contacto,
estas substâncias provocam lesões pouco graves.
Exemplos: Piridina, tricloroetileno.
Cuidado: Evitar qualquer contacto com o corpo humano, inclusive inalação
de vapores, no caso de indisposição chamar o médico.
Perigo: Facilmente inflamáveis, sensíveis à
humidade ou água.
Exemplos: Propano, acetona, hidreto de boro
e sódio.
Cuidado: Manter afastado de fontes de calor.
2
Dispositivos de segurança
3
Material Corrente de Laboratório
4
Problemas Preparatórios
1. Até que volume, devemos diluir 30 ml de uma
8. Determinar a molaridade de nitrato de cálcio
solução 2,0 M em HCl para transformar esta
tetrahidratado numa solução que contêm 10 g
solução numa solução 0,30 M?
do soluto em 50 ml.
2. Quantos ml duma solução 2,0 M de HNO3
9. Tem uma solução de NaCl 0,250 M e quer
são necessários para preparar 3 litros de
preparar, a partir desta, as soluções: 0,020;
solução 0,10 M?
0,050; 0,100; 0,200 M, rigorosas. Têm a sua
disposição pipetas volumétricas de: 1, 2, 3, 5,
3. Que volume de solução 1,0 M de HCl é
10, 15, 20, 25, 50 e 100 ml, e ainda balões
equivalente a 23,8 ml de solução 0,20 M de
volumétricos de 10, 20, 25, 50, 100, 200, 250,
HCl?
500 e 1000 ml. Explica como vai proceder.
4. Diluíram-se 10 ml de uma solução X até 100
10. Tem uma solução com 50,00 g/L de
ml, obtendo a solução Y. Desta solução Y,
CuSO4⋅5H2O. A partir desta solução fez as
retiraram-se 10 ml que se diluem até 1000 ml,
seguintes diluições:
obtendo-se uma solução 0,010 M no soluto.
Pipeta
Balão
Calcule as molaridades das soluções X e Y.
10 ml
100 ml
5
250
5. Calcule a concentração molar em HCl do
0,4
50
chamado “ácido clorídrico concentrado”, que é
2,5
200
uma solução aquosa de HCl puro a 37% em
Calcular as concentrações molares da solução
peso. A densidade do “HCl concentrado” é de
inicial e das soluções finais. As concentrações
1,19.
obtidas são rigorosas ou aproximadas?
6. Quantos mililitros de uma solução
11. Suponha que tem uma solução aferida de
concentrada de ácido sulfúrico de densidade
HCl, 5,00 M. Passada uma semana fez diluições
1,84 contendo 98% de H2SO4, são necessários
iguais às do exercício anterior. Relativamente
para preparar 500 ml de uma solução
ao rigor das soluções obtidas, a sua resposta
aproximadamente 0,10 M? E 0,1 N?
continuara igual?
7. Calcular a quantidade de NaOH sólido com
12% em peso de agia necessária para preparar
6 L de uma solução 0,50 M.
5
Trabalho 1:
Preparação e Diluição de Soluções
Objectivo: Familiarizar os alunos com o manuseamento de material volumétrico, balança analítica e
preparação de soluções
Introdução:
Uma solução é uma mistura homogénea de dois ou mais componentes, o facto de ser homogénea
significa que a sua composição é a mesma em todos os pontos. Chama-se solvente ao componente
predominante na mistura, e solutos aos componentes existentes em menor quantidade.
Concentração de uma solução é a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solução. A
concentração pode exprimir-se em várias unidades, sendo as mais comuns:
Molaridade =
moles de soluto
volume de solução
M, mol/L ou mol.dm-3
Molalidade =
moles de soluto
massa de solvente
m ou mol/kg
Percentagem em massa do soluto =
Massa de soluto
× 100%
Massa do soluto + massa de solvente
Normalidade = (Molaridade) × (coeficiente estequiométrico do ião)
Exemplo: 1,0 M = 2,0 N (H2SO4)
1,0 M = 1,0 N (NaOH)
massa de soluto
volume de solvente
mg/L, g/L, g.dm-3
Em geral, para preparar uma solução de concentração conhecida, dissolve-se uma quantidade
pré-determinada de soluto num volume rigoroso de solvente. Se o soluto for um padrão primário e as
medições de massa e volume forem rigorosas, a concentração da solução será rigorosamente
conhecida.1
Podemos preparar soluções diluídas por diluição de soluções mais concentradas. Neste caso, para obter
uma solução de concentração C2 é necessário pipetar um volume V1 da solução mais concentrada (de
concentração C1) para um balão de volume V2, e completa-se o volume deste até ao traço com o
solvente. Sempre que se fazem diluições é válida a relação:
C1×V1 = C2×V2
1
Caso contrário, para conhecer a concentração da solução será necessário aferi-la, o que será objecto de estudo
noutro trabalho prático.
1
Neste trabalho, pretende-se preparar uma solução de concentração de NaCl por pesagem e dissolução,
e soluções menos concentradas por diluição desta.
Observações:
1)
2)
3)
4)
5)
A quantidade de soluto a ser pesada deve ser calculada de acordo com a concentração
pretendida.
Verter para um recipiente pequeno e limpo (copo), uma quantidade suficiente de composto, será
desse copo que serão retiradas as quantidades previstas. NOTA: Não deve introduzir qualquer
espátula ou similar dentro do frasco que contém o composto.
O NaCl e o KCl são padrões primários. Devem ser previamente secos na estufa, para remover
quaisquer moléculas de água de hidratação.
Para pesar quantidades rigorosas deve usar-se uma balança analítica de precisão ±0,0001 g.
(Nota: Para pesagens menos rigorosas pode usar-se uma balança técnica de precisão ±0,01 g).
Na pesagem deve ser utilizado um copo especial, papel de pesagem, ou papel de filtro.
Procedimento experimental:
a) Soluções de NaCl:
1) Num copo de 100 mL, pese rigorosamente a quantidade de NaCl necessária para preparar 250 mL
de uma solução aquosa 0,250 M.
2) Com a ajuda de uma vareta de vidro, dissolva todo o NaCl usando a menor quantidade de água
destilada possível.
3) Quando todo o sólido estiver dissolvido, transfira o líquido para um balão volumétrico de 250 mL.
Lave cuidadosamente o copo várias vezes com um esguicho de água destilada, deitando as águas de
lavagem no balão, de modo a transferir quantitativamente todo o NaCl. Tenha o cuidado de não
deixar nível do líquido ultrapassar o traço do balão volumétrico.
4) Tape o balão e agite para homogeneizar a solução.
5) Adicione cuidadosamente água destilada com o esguicho, até ajustar exactamente o nível de líquido
à marca do balão. Tenha atenção para não cometer erros de paralaxe.
6) Homogeneíze novamente a solução.
7) Identifique o balão.
Preparação de soluções diluídas:
Por diluição da solução anterior, prepare soluções de concentração:
2x10-3 M
2x10-2 M
5x10-2 M
0,1 M
0,2 M.
Calcule os volumes mais adequados a cada diluição, sabendo que existem no laboratório pipetas
volumétricas de:
1, 2, 3, 5, 10, 20, 25 e 50 mL;
e ainda balões volumétricos de:
10, 20, 25, 50, 100, 200, 250, 500 e 1000 mL.
2
Sugestão: para cada solução, escolha primeiro o balão que pretende usar, e calcule depois o volume
que é necessário pipetar.
b) Soluções de KCl:
Proceda de modo semelhante a a), mas preparando por pesagem uma solução 0,050 M de KCl, e por
diluição soluções de concentração:
2.10-4 M
5.10-3 M
1.10-2 M
2.10-2 M
4.10-2 M.
IMPORTANTE: As soluções preparadas serão usadas no trabalho prático seguinte. Guarde-as em
frascos bem identificados. Deve indicar no rótulo o conteúdo do frasco (nome do composto e
concentração da solução), a data, e o seu nome e número do estudante.
Cálculos:
Calcule rigorosamente a concentração das soluções que preparou, em molaridade e em mg/L.
Bibliografia:
[1] R. Chang, Química, 1994, 5ª Edição, McGraw-Hill de Portugal, p 7-34; 525-568.
[2] J. E. Brady e J. R. Holum, Chemistry - The study of matter and its changes, 1993, 1ª Edição, New
York, p. 404-457.
3
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 1:
Preparação e Diluição de Soluções
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
4
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
5
Trabalho 2:
Determinação do Sódio e do Potássio na Água do Mar
Objectivo: Utilização da técnica de fotometria de chama de emissão para determinar os teores em sódio
(Na) e potássio (K) na água do mar.
Introdução:
O modelo actualmente aceite para a estrutura do átomo indica que este é constituído por um núcleo (de
protões e neutrões) e por electrões. Os electrões distribuem-se em torno do núcleo, ocupando cada
electrão um nível bem definido de energia.
Os electrões podem ser excitados (passando para níveis de energia superiores) por absorção de um
quantum (quanto) de energia, emitido por uma chama ou por uma descarga eléctrica. Quando os
mesmos electrões passam de volta para o estado de energia mais baixo (estado fundamental) podem,
dependendo do tipo de decaimento, emitir também um quantum de energia sob a forma de um ou vários
fotões [1].
e−
En (estado excitado)
En
fotão
e−
E1 (estado fundamental)
E1
(Absorção de energia)
(Emissão de energia)
A energia do fotão (Efotão) é igual à diferença entre os dois níveis de energia, e inversamente proporcional
ao comprimento de onda do fotão (λ), de acordo com a seguinte equação:
ΔE = En – E1 = Efotão = hc/λ = hυ
aqui c é a velocidade da luz, 3.00x108 m/s, h é a constante de Planck, 6.63x10-34 J.s/fotão e υ a
frequência do fotão (υ = c/λ).
A emissão de mais do que um fotão por cada quantum de energia absorvido é devido ao facto de para
cada electrão serem possíveis vários níveis de energia excitados, deste modo pode ser obtido um
espectro de riscas com diferentes λ de emissão.
Efotão (1)
Efotão (2)
Efotão (3)
Cada elemento químico tem um espectro de riscas característico.
6
Esta propriedade pode ser usada para determinar a concentração de sódio e potássio na água do mar,
usando um fotómetro de emissão de chama. Sendo a intensidade da radiação emitida a um dado λ
proporcional à concentração do elemento na solução.
Este trabalho tem como objectivo a determinação dos teores em sódio (Na) e potássio (K) na água do
mar, utilizando como técnica de análise a fotometria de chama de emissão.
A existência destes elementos em quantidades elevadas em águas subterrâneas pode ser indicativa de
poluição por actividades humanas ou animais, em especial tratando-se de zonas onde não existem
minerais contendo sódio (sal gema). Estações de tratamento de esgotos e a actividade agrícola
contribuem normalmente para a existência de sódio nas águas superficiais. Por outro lado, próximo da
costa, a proliferação dos furos subterrâneos pode baixar o nível freático abaixo do nível da água do mar,
causando a contaminação dos poços e furos com água salina e o aumento do nível de sódio nestas
águas [2], como acontece na costa algarvia.
Procedimento experimental:
Utilize as soluções de NaCl e KCl preparadas na última aula. Estas soluções servirão de padrão para
calibrar o fotómetro de chama.
a) Soluções de amostra (água do mar)
Preparar uma amostra, diluindo a amostra da água do mar na proporção 1:200.
b) Determinação dos teores em sódio na água do mar
1) Calibração do fotómetro de emissão de chama com filtro de sódio:
Utilizando água destilada pura (branco) calibra-se o aparelho para ler o valor 0 (zero) e com a
solução de NaCl mais concentrada o valor 100.
2) Efectuar as medidas para as soluções de NaCl diluídas e para a amostra.
c) Determinação dos teores em potássio na água do mar
Proceda de modo semelhante a b), mas utilizando o filtro de potássio no fotómetro.
Cálculos:
1) Calcule rigorosamente a concentração das soluções de NaCl e KCl que preparou, em molaridade e em mg/L.
2) Traçar as rectas log I/I0 versus Concentração para as soluções de sódio e de potássio.
3) Calcular os teores em sódio e potássio da água analisada.
Bibliografia:
[1] J.A. Bevan, Laboratory Manual for principles of General Chemistry, 5th Ed., John Wiley & Sons, 1994.
[2] S. E. Kegley, J. Andrews, The Chemistry of Water, University Science Books, 1998.
[3] R. Chang, Química, 1994, 5th Ed., McGraw-Hill de Portugal, p 7-34; 525-568.
[4] J. E. Brady, J. R. Holum, Chemistry - The study of matter and its changes, 1th Ed., 1993,New York, p.
404-457.
7
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 2:
Determinação do Sódio e do Potássio na Água do Mar
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
8
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
9
Trabalho 3:
Leis dos gases: Lei de Charles e Gay-Lussac
Objectivo: Determinar o efeito da temperatura no volume de uma dada massa de gás a pressão
constante.
Introdução:
Um dos factos notáveis no comportamento dos gases é que, apesar das diferenças nas suas
propriedades químicas, todos obedecem ao mesmo conjunto de leis físicas: Leis dos gases.
As grandezas mensuráveis importantes de um gás são: volume (V), pressão (P), temperatura (T) e
massa (m). As relações entre estas quatro grandezas foi determinada numa série de experiências
sucessivas, das quais será feita referência nesta breve introdução apenas a duas. Robert Boyle (16271691) determinou experimentalmente que o volume de um gás varia na razão inversa da pressão (de
notar que o volume de um gás é sempre igual ao do seu contentor, uma vez que os gases se expandem
para ocupar todo o espaço que está disponível). Assim,
P1V1 = P2V2
A relação entre a pressão e o volume de um gás com uma determinada massa, mantendo a temperatura
constante, é expressa pela lei de Boyle: PV = constante.
A relação entre o volume de uma amostra de gás, a pressão constante, e a sua temperatura absoluta,
pode ser expressa através da Lei de Charles. Segundo esta lei, os gases aproximam-se do
comportamento da lei de Charles quando a um aumento de temperatura, a pressão constante,
corresponde um aumento do seu volume na mesma proporção:
V1/V2 = T1/T2
Procedimento experimental:
a) Introduzir cerca de 750 mL de água desionizada num copo de precipitação de 1 L
b) Colocar cerca de 6 mL de azeite numa proveta graduada de 10 mL.
c) Introduzir a proveta de boca para baixo no copo.
d) Colocar o termómetro dentro do copo. Aguardar alguns minutos e verificar qual a temperatura da
água e registar o volume de ar existente na proveta (levantar o menisco do azeite até à superfície da
água para efectuar a leitura).
e) Colocar a barra de agitação no copo.
f) Colocar o sistema sobre uma placa de aquecimento com agitação, já quente.
10
g) Ligar o sistema de agitação.
h) Registar o volume ocupado pelo ar na proveta, para cada incremento de 5 ºC, até a temperatura
atingir 70 ºC.
Cálculos e discussão de resultados:
1)
Registar num gráfico o volume ocupado pelo ar em função da temperatura.
2)
Traçar uma recta prolongando-a até cortar o eixo dos xx.
3)
Interpretar os resultados obtidos.
Bibliografia:
[1] R. Chang, Química, 1994, 5th Ed., McGraw-Hill de Portugal, p 7-34; 525-568.
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RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 3:
Leis dos gases – Lei de Charles e Gay-Lussac
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
12
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
13
Trabalho 4:
Termodinâmica: Calor de reacção e entalpia de vaporização
Objectivo: Aplicação da leis da termodinâmica para: (a) determinar o calor libertado numa reacção
exotérmica e (b) determinar a entalpia de vaporização da água
Introdução:
(a) Uma reacção química em que se liberta calor designa-se por reacção exotérmica. O calor libertado
na reacção pode, em determinadas condições, fazer variar a temperatura da solução aquosa e do vidro
do recipiente onde se realiza a reacção. A variação da temperatura de uma solução (tf-ti), causada por
uma reacção, relacionável com o calor específico (c) e a massa do sistema reagente (m), torna possível
determinar o calor da reacção (para reacções exotérmicas ou endotérmicas):
Q = c ⋅ m ⋅ t f − ti
As soluções diluídas têm calores específicos próximos dos da água líquida, cerca de 1 cal(gºC)-1, tanto
que a massa da solução pode ser aproximada pelo valor numérico do volume (densidade da água ~1,00
g/mL).
(b) As moléculas de um líquido não ficam numa rede rígida, estando portanto em movimento constante.
A cada temperatura existe sempre energia suficiente para que uma determinada quantidade de
moléculas passe do estado líquido ao gasoso (processo de vaporização). Assim, a pressão de vapor de
um líquido (ou de um sólido) pode ser representada como função da temperatura, num diagrama que
permite identificar os equilíbrios que se estabelecem entre as diferentes fases. Na figura seguinte está
representado esquematicamente o diagrama de fases para a água pura:
ão
maç
subli
P
gasoso
sólido
fus
ão
vaporiz
ação
líquido
T
Figura 1 – Diagrama de fases para a água pura
A entalpia de vaporização (ΔHvap) é uma medida da força com que as moléculas estão ligadas num
líquido (forças intrermoleculares), que pode ser definida como a energia necessária para vaporizar uma
mole de um líquido (entalpia de vaporização molar). A grandeza ΔHvap pode ser determinada
experimentalmente utilizando a equação de Clausius-Clapeyron, que relaciona a pressão de vapor de
um líquido (P) com a temperatura absoluta (T):
⎛ ΔH vap
ln P = ⎜⎜ −
R
⎝
⎞⎛ 1 ⎞
⎟⎜ ⎟ + C
⎟⎝ T ⎠
⎠
14
Esta equação tem a forma da equação linear (y = mx + b) considerando: y = lnP, m = (-ΔHvap/R), x =
(1/T) e b = C.
Procedimento experimental:
(a) Para calcular o calor libertado numa reacção exotérmica:
1) Lavar muito bem um Erlenmeyer de 250 mL com água.
2) Medir, em duas provetas de 100 mL, 50 mL de HCl 0,5 M e 50 mL de NaOH 0,5 M. Ambas as
soluções devem estar à temperatura ambiente (ti), ou um pouco abaixo. Verificar a temperatura
colocando um termómetro em ambas as provetas contendo solução.
3) Registar as temperaturas. Se forem diferentes, tomar a média.
4) Colocar os 50 mL de solução de HCl no Erlenmeyer e juntar a solução de NaOH. Misturar rápida
e cuidadosamente, agitando com o próprio termómetro, e imediatamente registar a temperatura
mais alta atingida (tf).
Cálculos:
a) Calcular a quantidade de calor absorvido pela solução - calor de reacção - neste caso calor de
neutralização. Exprimir o resultado em calorias e em joules (1 cal = 4,18 J).
b) Calcular o número de moles de HCl (ou NaOH) usado na reacção.
(b) Para calcular a entalpia de vaporização da água:
1) Registar a pressão atmosférica.
2) Encher uma proveta de 10 mL até ~2/3 do seu volume com água destilada. Tapar com o dedo e
inverter a proveta para um copo de 500 mL, previamente cheio com água destilada (Nota: uma
amostra de ~4 a 5 mL de água destilada deve ficar retida na proveta).
3) Aquecer até 80 ºC, com agitação o copo contendo a proveta. Registar o volume de ar na
proveta.
4) Deixar arrefecer a água, com agitação constante, registando em intervalos de 5 ºC a temperatura
da água e o volume correspondente de ar, até 40 ºC.
5) Arrefecer rapidamente até ~1 a 5 ºC, com gelo. Registar o volume correspondente.
Cálculos:
a) Elaborar um gráfico lnPvap versus 1/T.
b) Calcular o número de moles de ar na proveta (PV = nRT, R = 0.0821 L.atm.K-1.mol-1)
c) Calcular a entalpia de vaporização (R = 8,31 J.K-1.mol-1)
Bibliografia:
[1] R. Chang, Química, 1994, 5ª Edição, McGraw-Hill de Portugal, p 223-265.
[2] J. E. Brady e J. R. Holum, Chemistry- The study of matter and its changes, 1993, 1ª Edição, New
York, p. 136-169.
15
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 4:
Termodinâmica: Calor de reacção
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
16
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
17
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 4:
Termodinâmica: Entalpia de vaporização
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
18
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
19
Trabalho 5:
Equilíbrio Químico: Determinação espectrofotométrica de
uma constante de equilíbrio
Objectivo: Determinar o valor da constante de equilíbrio de uma reacção.
Introdução:
Quando se dissolve nitrato de Ferro (III), Fe(NO3)3 em água, forma-se uma solução contendo o
aquacomplexo de ferro(III), [Fe(OH2)6]3+. A adição de iões SCN- leva à formação do ião [Fe(OH2)5SCN]2+,
que dá uma cor vermelho-sangue à solução.
[Fe(OH2)6]3+ (aq) + SCN- (aq)
[Fe(OH2)5SCN]2+ (aq) + H2O (l)
(1)
(vermelho)
Uma forma abreviada de escrever esta equação consiste em omitir as moléculas de água coordenadas:
Fe3+ (aq) + SCN- (aq)
[Fe(SCN)]2+ (aq)
(2)
(vermelho)
A expressão da constante de equilíbrio desta reacção é
K=
[Fe(SCN) ]
[Fe ] [SCN ]
2+
3+
−
O ião Fe(SCN)2+ absorve luz na zona verde-azul (430-490 nm) do espectro electromagnético,
dando um aspecto avermelhado às suas soluções. A absorvência máxima para este ião observa-se a
447 nm, e pode ser medida num espectrofotómetro. Os iões Fe3+ e SCN- não absorvem
significativamente nesta região.
Neste trabalho usa-se um espectrofotómetro para traçar uma curva de calibração da absorvência
de várias soluções padrão de concentração conhecida em [Fe(SCN)]2+. Representando a absorvência na
ordenada, e a concentração na abcissa, obtém-se uma linha recta. A concentração de [Fe(SCN)]2+ numa
solução desconhecida pode então determinar-se comparando a sua absorvência com a recta de
calibração.
Para preparar cada solução padrão de [Fe(SCN)]2+, usa-se uma pequena quantidade de SCN- e
um grande excesso de ião Fe3+. Pode admitir-se que o ião tiocianato será todo consumido na formação
do catião [Fe(SCN)]2+, e que a concentração em equilíbrio de [Fe(SCN)]2+ será essencialmente igual à
concentração do ião SCN- de que se partiu.
Para calcular a constante de equilíbrio, preparam-se soluções que contêm concentrações
desconhecidas do ião [Fe(SCN)]2+ em equilíbrio com Fe3+ e SCN-. A partir das concentrações de
equilíbrio dos iões [Fe(SCN)]2+ (determinadas a partir da absorvência das soluções e da recta de
calibração), da estequiometria da reacção e das concentrações iniciais de Fe(NO3)3 e KSCN, é possível
calcular as concentrações em equilíbrio de todas as espécies.
20
Procedimento experimental:
Reagentes:
0,20 M de ácido nítrico
0,200 M de Fe(NO3)3
0,0020 M de Fe(NO3)3
0,0020 M de NaSCN
a) Preparação das soluções padrão
1. Numere 5 balões volumétricos de 25 ml de 1 a 5.
2. Pipete os seguintes volumes (em mL) para cada balão:
balão
1
2
3
4
5
solução NaSCN 0,0020 M solução Fe(NO3)3 0,200 M
1
1
2
1
3
1
4
1
5
1
3. Complete os volumes com 4,4 mL de solução HNO3 0,20 M, e água até a marca.
Homogeneíze muito bem a solução em cada balão!
b) Medição das absorvências das soluções padrão
4. Seleccione no espectrofotómetro o comprimento de onda 447 nm.
5. Encha a cuvete com solução HNO3 0,20 M . Use este "branco" para ajustar a absorvência
medida no espectrofotómetro a zero.
6. Lave a cuvete três vezes com pequenos volumes da solução 1.
7. Encha a cuvete até cerca de 80 % do seu volume com a solução 1. Limpe cuidadosamente
com papel absorvente o exterior da célula, para remover qualquer gota de solução ou impressões
digitais. De preferência, usar luvas para não deixar as impressões digitais.
8. Coloque a cuvete no espectrofotómetro e registe a absorvência da solução 1 na folha de
relatório.
9. Repita os passos 6 a 8 para as restantes soluções, por ordem crescente.
c) Preparação de soluções em equilíbrio e medição da absorvência
10. Numere 5 balões volumétricos de 25 mL de 1 a 5.
11. Pipete para cada Balão os seguintes volumes (em mL), completando o volume com água
destilada:
tubo
1
2
3
4
5
0,0020 M KSCN
1
2
3
4
5
0,002 M Fe(NO3)3
5
4
3
2
1
0,20 M HNO3
10
10
10
10
10
Homogeneíze bem as soluções!
21
12. Meça a absorvência de cada solução a 447 nm, repetindo os passos 6 a 8 com estas
soluções.
Cálculos:
a) Calcule a concentração de SCN-, Fe3+ e [Fe(SCN)]2+ em cada solução padrão, e registe-as na folha de
relatório.
b) Numa folha de papel milimétrico, represente a absorvência de cada solução em função da sua
concentração em [Fe(SCN)]2+. Esta será a curva de calibração.
c) Use a recta de calibração e os valores de absorvência para calcular a concentração de [Fe(SCN)]2+
em equilíbrio em cada solução.
Bibliografia:
[1] J.A. Bevan, Laboratory Manual for principles of General Chemistry, 5th Ed., John Wiley & Sons, 1994.
[2] R. Chang, Química, 1994, 5th Ed., McGraw-Hill de Portugal, p 7-34; 525-568.
22
Trabalho 5 - ANEXO
Utilização do Espectrofotómetro
Techcomp VIS 7200
1 - Ligar o espectrofotómetro e a impressora. Esperar que o LCD indique o menu "SELECT MODE"
2 - Seleccionar "1. Single Point" e carregar em ENTER.
3 - Escrever o comprimento de onda e o tipo de medição (absorvência, transmitância ou concentração)
pretendido.
4 - Colocar a célula com o branco no compartimento da célula, na posição de medição. Fechar a tampa
do compartimento.
5 - Carregar em ENTER.
6 - Quando a leitura do LCD estabilizar, abrir o compartimento da célula, e carregar em "0" para ajustar o
0% de transmitância. Espere que o LCD estabilize em "ABS 3.000"
7 - Feche o compartimento da célula. Carregue em "1" para ajustar o 100% de transmitância. Espere que
o LCD estabilize em "ABS 0.000".
8 - O espectrofotómetro está pronto a fazer medições. Coloque a primeira amostra no compartimento da
célula, na posição de medição. Quando a leitura no LCD estabilizar, carregue em "ENTER". O valor
fica guardado em memória como "sample 1".
9 - Repita o passo 8 para todas as amostras.
10 - Para imprimir os resultados, carregue em PRINT.
23
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 5:
Equilíbrio Químico: Determinação espectrofotométrica de uma
constante de equilíbrio
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
24
4. Resultados experimentais e cálculos:
4.1. Soluções Padrão:
[Fe(SCN)]2+ (M)
Solução
Absorvência
Curva de calibração: A = ______ x C + _______
4.2. Soluções em equilíbrio
Sol
Conc iniciais
Fe3+ (M)
SCN- (M)
Absorvência
K
Conc. equilíbrio
[Fe(SCN)]2+ (M)
Fe3+ (M)
SCN- (M)
1
2
3
4
5
K médio ± desvio padrão:
5. Conclusões:
25
Trabalho 6:
Preparação e aferição de uma solução de NaOH
Objectivo: Preparação e aferição de uma solução de NaOH por titulação acido-base com um padrão
primário
Introdução:
O hidróxido de sódio é uma substância instável ao ar: é muito higroscópico (absorve humidade do ar) e
reage com o CO2, carbonatando-se. Por esta razão, não é possível preparar uma solução com
concentração rigorosa partindo de uma dada massa de NaOH sólido e dissolvendo-o num volume de
água conhecido. Em vez disso, prepara-se uma solução de concentração aproximada que depois é
aferida por titulação ácido-base com um padrão primário.
Um padrão primário é um reagente que:
a) é muito puro;
b) não se altera quando exposto ao ar;
c) tem uma massa molecular elevada;
d) é facilmente solúvel no solvente usado.
É possível preparar, por dissolução de uma massa rigorosamente medida num volume rigoroso de
solvente, uma solução de padrão primário cuja concentração conhecemos com rigor.
Um exemplo de um padrão primário ácido é o ftalato ácido de potássio (FAP), um ácido fraco de massa
molar 204,23:
O
-
C OK
+
C OH
O
A titulação é o processo, pelo qual a solução de um reagente é progressivamente adicionada a um
volume rigorosamente medido da solução do outro reagente, até a reacção ser completa. Neste caso, a
reacção é a reacção de neutralização entre o hidróxido de sódio e o FAP:
NaOH + HFAP → NaFAP + H2O
A quantidade química (o número de moles) de um dos reagentes (o padrão primário) é rigorosamente
conhecida. A partir desta, e do volume de NaOH consumido na reacção, é possível calcular a
concentração da solução de NaOH.
Nas titulações ácido-base o fim da titulação (o ponto de equivalência) pode ser detectado por adição de
um indicador. Um indicador é uma substância que sofre uma mudança de cor quando passa da forma
ácida para a forma básica:
HInd
Cor 1
+
OH-
→
In-
+
H2O
Cor 2
26
A mudança da cor do indicador depende da concentração de H+ em solução, e portanto do pH. Ao
seleccionar um indicador é necessário garantir que a mudança de cor ocorre ao mesmo pH que existe no
ponto de equivalência. O fenolftaleína, o alaranjado de metilo, e o vermelho de metilo, são exemplos de
indicadores.
Sendo o FAP um ácido fraco, e o hidróxido de sódio uma base forte, da reacção de neutralização
resultará um sal básico, pelo que a solução no ponto de equivalência será básica (pH>7). Um indicador
adequado é o fenolftaleína, cuja mudança de cor ocorre a pH 8,3-10,0.
Procedimento experimental:
1) Preparação da solução saturada (40-50%) de NaOH:
Num recipiente de polietileno lançar cerca de 50 mL de água desionizada, e dissolver cerca de 50 g de
NaOH sólido. Deixar repousar para precipitação do carbonato. Filtrar ou retirar com pipeta da parte
superior da solução que esteja límpida, uma porção necessária para preparar o volume pretendido de
NaOH com concentração próxima do valor pretendido.
2) Preparação da solução de NaOH para titular (aferir):
Lavar muito bem um frasco de polietileno e passá-lo com água desionizada. Lançar no frasco 1 L de
água desionizada, previamente fervida e arrefecida ao abrigo do ar. Adicionar ao litro de água do frasco
cerca de 6,5 mL da solução saturada de NaOH. Tapar o frasco e agitar para homogeneizar. Rotular o
frasco convenientemente.
3) Aferição da solução de NaOH
(a) Pesar rigorosamente num vidro de relógio ou papel de pesagem uma amostra de ftalato ácido de
potássio (que foi previamente seco durante 2 h a 120 ºC) com cerca de 400 mg (massa molar do
hidrogenoftalato de potássio é de 204,3 mg) que se dissolve com um pouco da água destilada num
Erlenmeyer. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína e titular com a solução preparada em B, até viragem
do indicador incolor a carmim (se a solução estiver realmente isenta de carbonatos, obtém-se uma
viragem nítida, cuja cor se mantém uns 5 minutos).
(b) Repetir este ensaio pelo menos mais duas vezes, de forma a obter 3 valores concordantes.
Cálculos:
Calcular a concentração da solução de NaOH acabada de titular. Calcular a média, o desvio padrão e o
intervalo de confiança dos resultados.
Bibliografia:
[1] I. Vogel, Química Analítica Quantitativa, Vol I, 1960, Editorial Kapeluz, Buenos Aires, Argentina, p 61.
[2] Basset, Denney, Jeffrey, Mendham, Vogel´s- Análise Inorgânica Quantitativa, 1981, Editora
Guanabara Dois S. A., Rio Janeiro, p 177.
27
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 6:
Preparação e aferição de uma solução de NaOH
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
28
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
29
Trabalho 7:
Titulação ácido-base: estudo da curva de variação do pH
Objectivo:
Introdução:
Uma medida da concentração de iões H+ numa solução é o pH. Define-se como
pH = -log (H+)
em que (H+) é a actividade dos iões H+ em solução.
O pH de uma solução pode ser medido usando um medidor de pH. Este é constituído por um eléctrodo
combinado de vidro e um potenciómetro, e mede uma diferença de potencial que é directamente
proporcional ao pH.
O ponto de equivalência de uma titulação ácido-base pode ser detectado seguindo a evolução do pH à
medida que o titulante é adicionado — titulação potenciométrica.
Numa titulação de HCl com NaOH, o pH inicial da solução de HCl é baixo. À medida que se adiciona
NaOH, todo o OH- reage com o ácido, e o pH começa a subir gradualmente. Quando o número de moles
de base adicionada iguala o número de moles de ácido inicialmente presente, pequenas adições de base
provocam grandes variações de pH. Perto do ponto de equivalência, a variação de pH com a adição de
base é muito brusca e a curva de titulação torna-se praticamente vertical. Depois de todo o ácido ser
consumido, a adição de mais base sobe o pH cada vez mais lentamente, até que o pH da solução seja
semelhante ao da base (Figura 1a).
O ponto de equivalência pode ser determinado por métodos gráficos. Um método é o método da primeira
derivada. O ponto de equivalência é o ponto de inflexão da curva de titulação, e ocorre quando o seu
declive é máximo. Portanto, podemos determinar o ponto de equivalência calculando o declive em cada
ponto da titulação próximo do ponto de equivalência. Para calcular o declive em cada ponto faz-se a
diferença de pH entre duas adições sucessivas de base e divide-se pela diferença de volumes
18
12
16
14
10
pH V
pH
correspondente (Figura 1b).
8
12
10
6
8
6
4
4
2
18
19
20
21
22
V (ml)
0
18
18.5
19
19.5
20
20.5
21
21.5
22
V (ml)
Veq=20,6 ml
Figura 1 - Exemplo de uma curva de titulação ácido-base (a) e curva da primeira derivada (b).
30
Procedimento experimental:
1) Pipetar para um copo de 250 mL, 20 mL de ácido clorídrico.
2) Pôr no copo um agitador magnético
3) Encher uma bureta com NaOH 0,1M e colocar num suporte sobre o copo.
4) Introduzir os eléctrodos do aparelho de pH no copo (adicionar água à solução de modo a que os
eléctrodos fiquem imersos na solução)
5) Ligar o aparelho e o agitador; registar o pH inicial.
6) Adicionar pequenos volumes de base e registar o pH. Quando as variações de pH se mostrarem
mais acentuadas, passar a adicionar volumes de base mais pequenos (cerca de 0,1 mL).
Quando as variações de pH novamente se mostrarem menos pronunciadas, passar a adicionar
volumes de cerca de 0,5 mL. Dar por terminadas as variações quando por adição de base não
se verificar variação perceptível do pH.
Cálculos:
a) Fazer o gráfico pH versus volume de base adicionada.
b) Determinar o volume de base gasto até ao ponto de equivalência, pelo método da primeira
derivada.
c) Calcular a concentração de ácido.
Bibliografia:
[1] R. Chang, Química, 1994, 5ª Edição, McGraw-Hill de Portugal, p 671-737-755.
[2] J. E. Brady e J. R. Holum, Chemistry- The study of matter and its changes, 1993, 1ª Edição, New
York, p. 680-736.
31
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 7:
Titulação ácido-base: estudo da curva de variação do pH
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
32
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
33
Trabalho 8:
Titulação ácido-base: estudo por potenciometria da titulação de
um ácido poliprótico com uma base forte
Objectivo: Titulação potenciométrica de uma mistura de H3PO4 e H2PO4- com uma solução de NaOH
aferida
Introdução:
O ácido fosfórico, H3PO4, é um ácido poliprótico que pode libertar três protões por molécula. Tem
portanto três equilíbrios ácido-base, com três constantes de acidez associadas, Ka1, Ka2 e Ka3:
[H ]⋅ [H PO ] = 7,5.10
+
H3PO4
H+
+
H2PO4-
Ka1 =
H2PO4-
H+
+
HPO42-
Ka2 =
2
[H 3 PO4 ]
[H ]⋅ [HPO ] = 6,2.10
[H PO ]
+
2
−
4
H
+
+
PO43-
2−
4
[H ]⋅ [PO ] = 4,8.10
Ka =
[HPO ]
+
HPO42-
−
4
3
2−
4
3−
4
-3
-8
-13
Neste trabalho pretende-se determinar por titulação potenciométrica a concentração de H3PO4 e
NaH2PO4 numa mistura.
A curva de titulação desta mistura com uma base deverá apresentar dois pontos de equivalência, de
volumes V1 e V2. É fácil deduzir que a concentração de cada componente será dada por:
CH3PO4 =
Cbase ⋅ V1
Va
⎛
⎞
Cbase ⋅ ⎜⎜V2 2V1 ⎟⎟
⎝
⎠,
CNaH2PO4 =
Va
onde Va é o volume de amostra pipetada, e Cbase a concentração da base usada como titulante.
Esta titulação também pode ser efectuada visualmente usando indicadores. Neste caso, é necessário um
indicador com ponto de viragem ácido, como o alaranjado de metilo (3,1-4,4), para detectar o primeiro
ponto de equivalência. Adiciona-se depois um indicador com ponto de viragem básico, como a
fenolftaleína (8,3-10,0), para detectar o segundo ponto de equivalência.
34
Procedimento experimental:
1) Pipetar para um copo de 250 mL, 20 mL da mistura de ácidos.
2) Pôr no copo um agitador magnético
3) Encher uma bureta com uma solução de base aferida e colocar num suporte sobre o copo.
4) Introduzir os eléctrodos do aparelho de pH no copo (adicionar água à solução de modo a que os
eléctrodos fiquem imersos na solução)
5) Ligar o aparelho e agitador e registar o pH inicial.
6) Adicionar duas gotas de alaranjado de metilo e duas gotas de fenolftaleína.
7) Adicionar pequenos volumes de base. Registar o pH e observar a cor da solução. Quando as
variações de pH se mostrarem mais acentuadas, passar a adicionar volumes de base menores.
Dar por terminadas as variações quando por adição de base não se verificar uma variação
palpável do pH.
Cálculos:
a) Fazer o gráfico pH versus volume de base adicionada.
b) Determinar o volume de base gasto até cada ponto de equivalência, pelo método da primeira
derivada.
c) Calcular a concentração de H3PO4 e H2PO4-.
Bibliografia:
[1] R. Chang, Química, 1994, 5ª Edição, McGraw-Hill de Portugal, p 715.
[2] J. E. Brady e J. R. Holum, Chemistry- The study of matter and its changes, 1993, 1ª Edição, New
York, p. 738-742.
35
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 8:
Titulação ácido-base: estudo por potenciometria da
titulação de um ácido poliprótico com base forte
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
36
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
37
Trabalho 9:
Titulação redox
Objectivo:
Introdução:
O Fe(II) duma solução será oxidado a Fe(III) pelo MnO4- em meio ácido de acordo com a reacção:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+
5Fe3+ + Mn2+ +4H2O
Procedimento experimental:
1. Pipetar para um Erlenmeyer 10 mL da solução a titular.
2. Adicionar um volume duplo de H2SO4 0.2 M (20 mL) e 1 mL de ácido fosfórico concentrado
(esta solução deve ser titulada de imediato).
3. Titular com a solução padrão de permanganato de potássio até que a solução adquira uma
tonalidade rosa pálida.
Repetir o ensaio três vezes.
Cálculos:
a) Calcular a concentração de Fe(II) em solução.
Calcular a média e o desvio padrão.
Bibliografia:
[1]. R. Chang, Química, 1994, 5ª Edição, McGraw-Hill de Portugal
38
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 9:
Titulação redox
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
39
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
40
Trabalho 10:
Titulação de precipitação: determinação de cloretos numa água
Objectivo: Neste trabalho estamos interessados em conhecer a concentração dos cloretos numa água.
Introdução:
A composição química da água natural é altamente complexa; é possível encontrar a maior parte, senão
todos, os elementos naturais da tabela periódica, mais um vasto número de componentes orgânicos.
Inumeráveis interacções podem ocorrer numa tal mistura, muitas vezes dando produtos que são
fracamente caracterizados ou acerca dos quais praticamente nada é conhecido. Para facilitar o seu
estudo eles são usualmente separados em grupos de constituintes possuindo propriedades
semelhantes. Tradicionalmente, as mais vulgares classificações foram baseadas na distinção entre:
•
- partículas suspensas e componentes dissolvidos, ou
•
- organismos vivos (bactérias etc.), componentes orgânicos não vivos (aminoácidos, proteínas,
polissacarídeos, etc.) e componentes inorgânicos (cloretos, sulfatos, carbonatos, hidróxidos, iões
metálicos, etc.)
A existência de algum ou alguns componentes podem tornar uma água completamente imprópria para
determinado fim. Mas também a existência pode não ultrapassar determinada quantidade e a água ser
própria para determinado fim. Assim a análise das águas é fundamental.
Um dos métodos para determinação dos cloretos baseia-se na reacção em meio próximo da
neutralidade Cl- + Ag+ Æ AgCl, com formação do precipitado branco de cloreto de prata, cujo produto de
solubilidade é 1,6×10-10. O ponto termo desta titulação é baseado na formação do precipitado vermelho
de cromato de prata, Ag2CrO4, cujo produto de solubilidade é de 1,1×10-12. Conhecida a concentração de
Ag+ no ponto de equivalência, que é de 1,35×10-5 M (porque?), então a concentração de CrO42- pode ser
calculada para que o produto de solubilidade do Ag2CrO4 seja atingido o mais próximo possível do ponto
de equivalência.
Procedimento experimental:
a) Soluções de amostra (água do mar)
Preparar a amostra para titulação, diluindo a amostra de água do mar 1:200.
b) Ensaio preliminar
1) Pipetar para um copo ou balão um volume adequado da amostra (uns 10 ml);
2) Juntar 1 ml da solução do cromato de potássio e titular com a solução padrão de nitrato de
prata, até aparecimento dum precipitado vermelho de tijolo;
c) Ensaio definitivo
41
1) Pipetar para um balão ou copo um volume da amostra, tendo em atenção o ensaio
preliminar.
2) Juntar uns ml de cromate de potássio e titular com o nitrato de prata.
3) Repetir o ensaio até obter 3 valores concordantes
Cálculos:
Calcular a concentração de Cl- em solução, a partir dos ensaios definitivos. Calcular a média, o
desvio padrão e o intervalo de confiança dos resultados.
Bibliografia:
[1]. R. Chang, Química, 1994, 5ª Edição, McGraw-Hill de Portugal, cap.17: pp. 757-768.
42
RELATÓRIO
Data: ______________
Nome: _________________________________________________
Curso: _____________________________
No: ________________
Disciplina: _____________________________
Turma: _________________
Trabalho 10:
Titulação
de
precipitação:
determinação
de
cloretos numa água
1. Objectivo do trabalho:
2. Introdução:
3. Parte experimental:
3.1
Material utilizado
3.2
Reagentes utilizados
43
4. Resultados experimentais e cálculos:
5. Conclusões:
44