Ministério da Educação
Centro Federal de Educação tecnológica do Paraná
Departamento Acadêmico de Química e Biologia
Práticas
de
Química I
Práticas de Química I – 1
APRESENTAÇÃO
As aulas práticas de Química tem por objetivo familiarizá-lo
com o ambiente de trabalho no laboratório e facilitar o
entendimento da Química, conciliando
a teoria com a prática.
Curitiba, 1996
2 – Práticas de Química I
Índice
Normas de Segurança ..........................................................................
04
Reconhecimento do Material ...............................................................
08
Manuseio do Material de Vidro ...........................................................
13
Estrutura Atômica ...................................................................................
17
Tabela Periódica - Reatividade de Metais ...........................................
20
Tabela Periódica - Reatividade de Não-Metais ...................................
22
Propriedade dos Compostos Iônicos e Moleculares .......................
25
Indicadores Ácido/Base .......................................................................
28
Ácidos ....................................................................................................
30
Ácidos - Propriedades .........................................................................
33
Bases ou Hidróxidos ............................................................................
36
Obtenção de Hidróxidos ou Bases .....................................................
40
Sais .........................................................................................................
43
Obtenção de Sais .................................................................................
46
Óxidos ....................................................................................................
48
Reações Químicas - Reação de Síntese e de Deslocamento ............
51
Reações Químicas - Reação de Análise e de Dupla-Troca ................
54
Práticas de Química I – 3
PRÁTICA 1
NORMAS DE SEGURANÇA
a)
Permanecer no laboratório com o guarda-pó abotoado.
b)
Não desviar a atenção de companheiros de trabalho.
c)
Não perder a calma.
d)
Se qualquer substância cair na sua pele, lavar imediatamente o
local com bastante água e avisar o professor
e)
Sempre que ocorrer um acidente, mesmo que lhe pareça sem
importância, avisar o professor imediatamente.
f)
Não alterar o roteiro de uma experiência. em caso de dúvida
consultar o professor .
g)
Ler os rótulos dos frascos antes de usar as substâncias neles
contidas.
h)
Não cheirar diretamente uma substância. Manter o rosto afastado e
com movimentos da mão dirigir os vapores na direção do nariz.
i)
Nunca provar substâncias ou soluções.
j)
Ao diluir ácidos, juntar ácido à água com cuidado nunca fazer o
contrário.
k)
Ao trabalhar com materiais de vidro, proceder com cuidado para
evitar quebras e cortes perigosos.
l)
Utilizar a capela quando houver desprendimento de gases tóxicos ou
irritantes.
m) Ao utilizar o bico de gás, observar:
–
antes de acender a chama, certificar-se de que não há escapamento de gás;
–
nunca usar chama direta para aquecer substâncias inflamáveis. Ao aquecer
uma solução em tubo de ensaio mantê-lo sob constante agitação, evitando
direcionar a extremidade aberta para si ou para seus colegas.
–
ao terminar o aquecimento apagar a chama, fechando com cuidado o bico
de gás e o registro da bancada.
n)
Localizar e familiarizar-se com os extintores de incêndios.
4 – Práticas de Química I
EFICIÊNCIA DOS EXTINTORES EM RELAÇÃO À CLASSE DE INCÊNDIO
CLASSES DE
INCÊNDIOS
TIPOS DE EXTINTORES
ÁGUA
ESPUMA
PÓ QUÍMICO
GÁS
CARBÔNICO
CO
CLASSE “A“
ÓTIMO
FRACO
ÓTIMO
Madeira, papel, corda,
algodão, lixo, pano, capim,
lona, borracha, estopa, etc.
incêndio de profundidade.
Atua por
resfriamento e
penetração
Não tem ação
de penetração
Somente é
eficiente se for
incêndio de
superfície.
Somente é
eficiente se for
incêndio de
superfície.
Lance o jato de
pó em forma de
leque.
Lance o jato em
forma de leque.
2
CLASSE “B”
PERIGOSO
FRACO
ÓTIMO
ÓTIMO
Gasolina, álcool, thinner,
querosene, graxa,’ óleo,
tinta, terebintina, éter, etc.
Espalha o
líquido
inflamável.
Em áreas
abertas não é
eficiente em
recipientes,
tanques, etc.,
Atua por
eliminação do
óxigênio.
Atua por
eliminação do
óxigênio.
Lance o jato de
pó em forma de
leque.
Lance o jato em
forma de leque.
Somente pode
ser usado em
forma de
neblina.
Eficiente
quando
lançado contra
uma parede,
para formar um
lençol.
CLASSE “C”
PERIGOSO
PERIGOSO
ÓTIMO
ÓTIMO
Motores, caixas de
comando elétrico, fiação
elétrica, tomadas, etc.
Conduror de
Eletricidade.
Perigo de
choque mortal
À base de
água.
Atua por
eliminação do
óxigênio.
Atua por
eliminação do
óxigênio.
Lance o jato de
pó em forma de
leque, na base
do fogo.
Lance o jato em
forma de leque,
na base do
fogo.
Equipamentos elétricos
energizados.
CLASSE “D”
metais pirofóricos:
magnésio, zircônio,
titânio.
Condutor de
Eletricidade.
Perigo de
choque mortal.
NÃO
NÃO
NÃO
ÓTIMO
Atua por
eliminação do
óxigênio.
Método de
abafamento por
meio de areia
seca, limalha
de ferro
fundido.
Práticas de Química I – 5
RELATÓRIO
Marque “V” para as alternativas verdadeiras e “F” para as falsas:
(
) Materiais sólidos podem ser jogados dentro da pia.
(
) Durante o aquecimento, afastar a extremidade aberta do tubo de
ensaio de seu rosto e de seus colegas.
(
) Trabalhar de maneira agitada e nervosa.
(
) Ao diluir ácidos, juntar água ao ácido com cuidado.
(
) Ao terminar de usar o bico de gás, deixar a torneira perpendicular
à mangueira de gás.
(
) Dependendo do acidente, não há necessidade de chamar o professor.
(
) Ao diluir ácidos, juntar ácido ao água com cuidado.
(
) Trabalhar calmamente, sem pressa.
Complete corretamente:
1.
Antes de usar as substâncias contidas nos frascos, devemos ler os
seus ______________________________________________________.
2.
Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o
frasco diretamente sob o nariz, mantenha o rosto afastado e com
movimentos __________________________________________ dirija
os vapores em direção ao nariz.
3.
Quando houver desprendimento de gases tóxicos ou irritantes,
utilizar a _________________________________________________ .
4.
Nunca deixe frascos contendo substâncias ____________________
próximos à chama.
5.
Localizar os ________________________ de incêndio e familiarize-se
com seu uso.
6.
Um foco de incêndio ocasionado pela queima de madeira deve ser
apagado por um extintor do tipo de ___________________________ .
6 – Práticas de Química I
7.
Para apagar o fogo produzido pela queima de um líquido inflamável,
podemos usar o extintor de _________________________________ .
8.
Para apagar o fogo produzido pela queima de um líquido inflamável,
devemos dirigir o jato na _____________________________ do foco
de incêndio.
9.
Os extintores de pó químico e gás carbônico podem ser usados
para apagar um foco de incêndio produzido por curto-circuíto, porque
não são _________________________________________________ .
10. Os extintores de espuma química, depois de virados ou balançados,
só param quando ocorre toda a reação química que produz a
_________________________________________________________ .
11. O extintor de espuma química pode ser usado para focos de incêndio
de classe A e B e o jato de espuma deve ser dirigido para as beiradas
do recipiente do material que está queimando, porque forma uma
película que impede o contato do material que está queimando
com o ___________________________________________________ .
12. O extintor de espuma não pode ser usado para incêndios de classe C,
porque é _____________________________________ de eletricidade.
13. O extintor de gás carbônico tem um jato que sai a - 78ºc e apaga o
fogo agindo por abafamento e ________________________________
.
14. O extintor de pó químico não deve ser usado para incêndios de
classe __________________________________ , porque não penetra
no material e não apaga em superfície e profundidade.
15. Foco de incêndio produzido por metais pirofóricos pertence à
classe___________________________________________________ .
Práticas de Química I – 7
PRÁTICA 2
RECONHECIMENTO DO MATERIAL
1.
MESA DE TRABALHO
A mesa de trabalho consta de:
– pia;
– torneira;
– bico de gás;
– fonte de energia elétrica.
2.
MATERIAL UTILIZADO
Os materiais comumente utilizados no Laboratório de Química são
de vidro, com formatos que caracterizam a sua utilização.
A equipe é responsável pelos danos causados aos materiais.
2.1 PARA EFETUAR REAÇÕES QUÍMICAS:
TUBO DE ENSAIO
Utilizado para efetuar reações
químicas em análise qualitativa, com pequenas porções
de reagentes.
ERLENMEYER
Utilizado para efetuar
reações químicas principalmente em análise
volumétrica. Devido ao seu
formato, facilita agitação
sem perda de reagente.
Pode ser vedado, para
evitar contato com o meio
e alterações de massa.
8 – Práticas de Química I
BEQUER
Utilizado para efetuar
reações químicas com
porções maiores de reagentes, recolher filtrados,
fazer decantações, preparar soluções, etc. Pode ser aquecido
em banho-maria, banho de óleo, fogo
direto ou indireto (tela de amianto). Sua
capacidade é variável, podendo ser
graduado ou não.
2.2 PARA MEDIR VOLUMES:
PIPETA
PROVETA
Frasco graduado, destinado a
medir volumes aproximados.
Uma proveta poderá medir
várias alíquotas (porções).
BURETA
Equipamento calibrado para medida
precisa de volumes. Utilizada em análises
volumétricas.
{
GRADUADA
VOLUMÉTRICA
Utilizada para medir volumes menores e
mais precisos.
GRADUADA: Apresenta escala de volume,
podendo medir várias alíquotas.
VOLUMÉTRICA: Apresenta aferição única, e
mede volumes com maior precisão.
BALÃO VOLUMÉTRICO
Frasco com calibração
única, utilizado para o preparo de soluções.
2.3 MATERIAIS ACESSÓRIOS:
FUNIL
Utilizado em filtrações
simples e na transferência de líquidos de
um recipiente para
outro.
FRASCO LAVADOR
OU PISSETE
Utilizado para lavagem de
precipitados, cristais, recipientes e para completar
volumes
Práticas de Química I – 9
VIDRO DE RELÓGIO
PINÇAS COM GARRA
Utilizado como auxiliar nas “pesagens” de
reagentes (sólidos), para cobrir bequeres
contendo solução e na secagem.
Utilizadas como meio de prender bureta,
condensadores, balões, erlenmeyer,
funis, etc., nos suportes. As pinças devem
ser revestidas (PVC, borracha ou amianto) para não fixarem diretamente os
materiais de vidro, evitando quebrá-los.
ARGOLA COM MUFA
ESCOVAS
Usadas para limpeza de tubos de ensaio
e outros recipientes de vidro. Devem ser
umedecidas, evitando usá-las secas.
Utilizada no suporte para funil de
separação, funil simples, tela de amianto
e frascos colocados sobre a tela para
aquecimento.
SUPORTE UNIVERSAL
Com base retangular, utilizado para
prender pinças diversas e anel com
mufa.
TELA DE AMIANTO
BASTÃO DE VIDRO
Utilizado para auxiliar na dissolução de
sólidos, homoge-neização e na transferência de um líquido de um recipiente para
outro.
Tela metálica revestida com amianto, utilizada para distribuir unifirmemente o calor
e proteger o recipiente de vidro, durante
o aquecimento.
TRIPÉ
PINÇAS DE MADEIRA
Utilizadas para prender tubos de ensaio
em aquecimento.
10 – Práticas de Química I
Utilizado como suporte, principalmente de
telas de amianto, etc.
Escovas
para tubos de
ensaios
Tela de
amianto
Pinça com
garra
Lima
triângular
Pinça para
cadinhos
Triângulo
de
porcelana
Pinça para
tubos de
ensaios
Suporte
Pinça
de Hoffman
Rolhas
Borboleta
Práticas de Química I – 11
RELATÓRIO
1.
Citar 3 materiais usados para efetuar reações químicas.
2.
Citar 3 materiais usados para medir volumes.
3.
Quais os materiais que medem volume com precisão?
4.
Qual o materiais mais preciso: pipeta volumétrica ou graduada?
5.
Para que serve a bureta?
6.
Para que serve o erlenmeyer?
7.
Desenhar os seguintes materiais:
PIPETA GRADUADA
BALÃO VOLUMÉTRICO
12 – Práticas de Química I
ERLENMEYER
PRÁTICA 3
MANUSEIO DO MATERIAL DE VIDRO
LEITURA
Em materiais de vidro usados para medir volume em análise,
o líquido a ser medido forma uma curvatura (meia-lua), chamada menisco.
Para se fazer a leitura correta, observe o desenho abaixo:
O traço de aferição tangencia o menisco
MANUSEIO DA PIPETA
Mergulha-se a pipeta limpa e seca, no líquido a ser medido. Aplicase sucção na parte superior da pipeta aspirando líquido acima da marca.
Nesta operação, a ponta da pipeta deve ser mantida sempre mergulhada
no líquido, caso contrário, será aspirado ar. Fecha-se a extremidade superior da pipeta com o dedo indicador. Relaxando levemente a pressão do
dedo, deixa-se escoar o líquido excedente até que a parte inferior do menisco
coincida com a marca. Remove-se a gota aderente à pipeta tocando a
ponta desta na parede do frasco. A seguir, encosta-se a ponta da pipeta na
parede interna do recipiente destinado a receber o líquido e deixa-se escoar. Após o escoamento espera-se 15 segundos e afasta-se a pipeta sem
tentar remover o líquido remanescente na ponta.
Líquidos voláteis, tóxicos e corrosivos não devem ser aspirados, em
pipeta com a boca, nestes casos a sucção deve ser feita usando-se uma
pêra ou bulbo de sucção.
Práticas de Química I – 13
TRANSFERÊNCIA DE LÍQUIDOS
a. Encher a pipeta com sucção.
b. Remover o bulbo e impedir o
escoamento do líquido, imediatamente, com o dedo indicador.
c. Ajustar o nível do menisco à marca de
calibração (evitar erro de paralaxe).
d. Escoar e aguardar.
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
Balão volumétrico de 100ml
03 pipetas graduadas de 100ml
Funil
Bastão de vidro
Bequer de 100ml
06 tubos de ensaio
14 – Práticas de Química I
•
•
•
•
•
Espátula
Proveta de 100ml
Escova para tubos
Frasco lavador
Cloreto de sódio (NaCl) sólido
Experiência
1.
Colocar em um vidro de relógio uma pitada de NaCl;
2.
Com o auxílio do frasco lavador, colocar o sal em um béquer de 100ml;
3.
Medir 50ml de água em uma proveta de 100ml e com o auxílio do
bastão de vidro, transferir para o béquer com o sal;
4.
Agitar a mistura com bastão de vidro até a completa dissolução
do sal;
5.
Com o auxílio do funil e do bastão, transferir a mistura para o balão
volumétrico;
6.
Com o frasco lavador, completar o volume do bastão volumétrico e,
em seguida agitá-lo para homogeneização;
7.
Com a pipeta graduada, transferir para tubos de ensaio as seguintes
alíquotas: 1ml, 3ml, 5ml, 8ml, 10ml;
8.
Ao final da experiência lavar o material e colocá-los sobre a mesa,
de maneira ordenada.
Práticas de Química I – 15
RELATÓRIO
1.
Ao usar a proveta, o balão volumétrico e a pipeta, o menisco deve
situar-se em determinada posição em relação ao traço de aferição.
Desenhe, no esquema abaixo, a posição correta do menisco.
2.
Ao usar a pipeta vedamos a extremidade com o dedo ______________.
3.
A proveta proveta e a pipeta servem para medir volumes. Qual mede
volume com maior exatidão: a proveta ou a pipeta?
4.
Quais as funções do bastão de vidro?
16 – Práticas de Química I
PRÁTICA 4
ESTRUTURA ATÔMICA
ENSAIOS PELA COLORAÇÃO DA CHAMA
As substâncias, quando ativadas por uma fonte de energia, emitem radiações em comprimento de onda, característico dos elementos que as compõem.
Cada comprimento de onda corresponde a uma coloração do espectro, que
pode ser facilmente observada.
A chama produzida pelo bico de gás apresenta duas regiões distintas:
interna (mais fria - zona redutora) e externa (mais quente - zona oxidante).
zona oxidante
(azul)
zona redutora
(amarela)
POSTULADOS DE BOHR:
salto
núcleo
núcleo
energia
Quando um átomo absorve energia,
elétrons saltam de uma camada interna
para outra mais externa.
energia
Quando um átomo libera energia, elétrons
saltam de uma camada externa para outra
mais interna.
Práticas de Química I – 17
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
Espátula
Vidro de relógio
Palitos de fósforo
•
•
Amostra de sais
Ácido clorídrico (HCl) 50%
Experiência
Identificação de Cátions, através do Espéctro Atômico.
1.
Deixar a chama do bico de gás azul e carbonizar um palito de fósforo.
2.
Colocar uma pitada de sal no vidro de relógio.
3.
Introduzir a ponta do palito carbonizado no frasco contendo o HCl
concentrado e, em seguida, na amostra da substância a ser
analisada, a fim de que alguns cristais fiquem aderidos na ponta
do palito.
4.
Levar a ponta do palido com os cristais à chama, na região mais
quente.
5.
Observar a coloração da chama produzida pelo metal e anotar no
quadro do relatório.
6.
Repetir as operações acima para as amostras 2,3,4 e 5 com outros
palitos carbonizados.
Alguns cátions e suas respectivas colorações de chama:
Cátion
Na +
K+
Ca ++
Ba ++
Cu ++
Pb ++
Zn ++
Bi +++
Sr ++
18 – Práticas de Química I
Côr da Chama
Amarelo ouro
Violeta
Vermelho tijolo
Verde claro fugaz
Verde vivo azulado
Acinzentado
Verde esbranquiçado
Azul pálido
Vermelho carmin
RELATÓRIO
1. Complete o quadro abaixo:
Amostra
Coloração
Cátion
1
2
3
4
5
2.
Complete as lacunas:
a)
Quando um átomo recebe energia, elétrons saltam de uma camada
_______________________ para uma mais ______________________.
b)
Quando um átomo _____________________________ energia, elétrons
saltam de uma camada externa para uma mais interna.
c)
Os itens a e b são baseados nos postulados de ___________________.
Práticas de Química I – 19
PRÁTICA 5
TABELA PERIÓDICA
REATIVIDADE DE METAIS
Li
Be
Na Mg
K
Al
Ca Sc
Ti
Sr
Y
Zr
N b M o Tc R u R h Pd
Ag C d
In
Sn
C s Ba
Lu
Hi
Ta
Au
Ti
Pb
Fr
Ir
Rb
Ra
V
Cr Mn Fe Co
W
Re Os
Ir
Ni
Pt
C u Z n Ga
Hg
Bi
Unq Unq Unh U n s Uno Une Uun
TABELA PERIÓDICA
Eletropositividade ou caráter metálico, é a tendência dos átomos
em ceder elétrons do nível mais baixo.
À medida que a capacidade de ceder elétrons aumenta, os metais
tornam-se mais reativos.
Na tabela periódica, o elemento de maior eletroposi-tividade é o
Frâncio; portanto, é também o mais reativo.
MATERIAL
•
•
•
•
•
•
•
4 tubos de ensaio pequenos
Pipeta graduada de 5ml
Escova para tubos
Frasco lavador
Lixa
Suporte para tubos
Vidro de relógio (mesa do professor)
20 – Práticas de Química I
•
•
•
•
•
•
•
Espátula (mesa do professor)
Papel de filtro (mesa do professor)
Lâmina de Fe
Lâmina de Cu
Lâmina de Mg
Sólido metálico (mesa do professor)
Solução de ácido clorídrico (HCl), 1mol/L
Experiência
1.
Utilizando 4 tubos de ensaio, colocar, com pipeta graduada 3ml da
solução de HCl, em cada tubo.
2.
Inserir em cada tubo de ensaio, os metais Na, Mg, Fe e Cu.
3.
Observar o que ocorre e anotar no quadro abaixo.
METAL
Na
Mg
Fe
Cu
SOLUÇÃO HCL
4.
Tirar as lâminas dos tubos e limpá-las.
RELATÓRIO
Considerando os metais em questão, responda:
1.
Qual o metal de maior reatividade?
2.
Qual o metal que não apresentou reatividade?
3.
Em função das observações, podemos concluir que o elemento
químico de maior caráter metálico é o ________________________,
porque ____________________________________________________
________________________________________________________.
4.
A partir dos resultados obtidos, ordenar os metais numa ordem
decrescente de reatividade química:
H
+ reativo
5.
- reativo
Partir das conclusões obtidas durante a experiência, representar
a variação das propriedades periódicas abaixo:
a) eletropositividade
b) caráter metálico
Práticas de Química I – 21
PRÁTICA 6
TABELA PERIÓDICA
REATIVIDADE DE NÃO - METAIS
C
N
O
F
P
S
Cl
Se
Br
l
At
TABELA PERIÓDICA
ELETRONEGATIVIDADE ou CARÁTER NÃO-METÁLICO é a
tendência dos átomos em receber elétrons no nível mais externo.
À medida que a capacidade de receber elétrons aumenta, os
não-metais tornam-se mais reativos.
Na tabela periódica, o elemento mais eletronegativo é o Flúor;
portanto, é também o mais reativo .
MATERIAL
• 3 tubos de ensaio com padrões das
soluções de Cl2, Br2 e I 2
(mesa do professor).
• 6 tubos de ensaios pequenos
• 4 pipetas graduadas de 5ml
• 4 buretas (mesa do professor)
•
•
•
•
Solução de cloro (mesa do professor)
Solução de bromo (mesa do professor)
Solução de iodo (mesa do professor)
Tetracloreto de carbono (CCl4)
(mesa do professor)
• Solução de cloreto de sódio (NaCl)
• Solução de brometo de potássio (KBr)
• Solução de iodeto de potássio (KI)
– Preparo dos padrões de cores: colocar em 3 tubos de ensaio 1ml de
CCl4 . Em cada tubo de ensaio, adicionar 2ml das soluções aquosas
de Cl2, Br2 e I 2. Agitar e observar os colorações.
22 – Práticas de Química I
Experiência
1.
Colocar nos seis tubos de ensaio 0,5ml de CCl4 (mesa do professor).
2.
Adicionar com pipeta graduada, nos mesmos tubos de ensaio, as
soluções, conforme esquema abaixo:
Tubo 01
1ml Kl
Tubo 02
1ml Kl
Tubo 03
1ml KBr
Tubo 04
1ml KBr
Tubo 05
1ml NaCl
Tubo 06
1ml NaCl
CCl 4
CCl 4
CCl 4
CCl 4
CCl 4
CCl 4
•• Observar que temos duas fases:
– a primeira é solução aquosa , contendo íons I-, Br- e Cl - (incolores)
– a segunda contém CCl4 (substancia molecular incolor).
3.
Acrescentar as soluções aquosas de Cl2 , Br2 e I2 (mesa do professor), conforme esquema abaixo.
a) Acrescentar nos tubos 1 e 3,
1ml de solução de cloro (Cl2)
Tubo 01
1ml Cl 2
b) Acrecsentar nos tubos 2 e 5,
1ml de solução de bromo (Br2)
Tubo 03
1ml Cl 2
Kl
CCl 4
Tubo 02
1ml Br 2
Kbr
CCl 4
Tubo 05
1ml Br 2
Kl
CCl 4
NaCl
CCl 4
c) Acrescentar nos tubos 4 e 6,
1ml de solução de iodo (I 2)
Tubo 04
1ml l 2
Tubo 06
1ml l 2
KBr
CCl 4
NaCl
CCl 4
Práticas de Química I – 23
4.
Agitar, comparar e anotar, no quadro abaixo, as colorações observadas no item 3 (a, b, c) e interpretar.
Solução
Padrão
NaCl
KBr
KI
Cl 2
Br 2
I2
COMO INTERPRETAR O EXPERIMENTO
•
•
A coloração que menos aparecer, corresponde ao halogênio mais reativo;
portanto, o mais eletronegativo.
A coloração que mais aparecer, corresponde ao halogênio menos reativo;
portanto, o menos eletronegativo.
RELATÓRIO
1.
Qual o halogênio de maior reatividade?
_________________________________________________________
2.
Qual o halogênio que não apresentou reatividade?
_________________________________________________________
3.
Em função das observações, podemos concluir que o elemento
químico de maior caráter não-metálico é o _______________________,
porque: __________________________________________________ .
4.
À partir dos resultados obtidos, ordenar os não-metais, numa ordem
decrescente de reatividade química:
+ reativo
5.
- reativo
A partir de suas conclusões, represente a variação das propriedades
periódicas abaixo:
a) eletronegatividade
24 – Práticas de Química I
b) caráter não-metálico
PRÁTICA 7
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS
IÔNICOS E MOLECULARES
CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS
Os compostos podem ser formados por ligações iônicas (metais/
não-metais) e/ou moleculares (entre não-metais).
Os compostos iônicos são aqueles formados por ligações iônicas,
em que os átomos se transformam em íons. São compostos que se apresentam no estado sólido, com elevados pontos de fusão e ebulição.
Estes compostos são chamados de eletrólitos, quando fundidos ou
em solução aquosa, pois se dissociam formando soluções eletrolíticas
que conduzem corrente elétrica.
Nos compostos moleculares, a ligação entre os átomos é molecular
ou covalente, formando moléculas. Estes compostos podem se apresentar
no estado sólido, líquido ou gasoso, com pontos de fusão e ebulição baixos em comparação aos compostos iônicos.
Observe a tabela comparativa, quanto ao ponto de fusão, entre os
compostos.
Composto
Formula do
composto
Tipo do
composto
Ponto de
fusão
Cloreto de Sódio
NaCl
iônico
880ºC
Hidróxido de Sódio
NaOH
iônico
328ºC
Naftalina
C 10H 8
molecular
80ºC
Álcool
C2H5OH
molecular
-114ºC
Ácido Clorídrico
HCl
molecular
-114,8ºC
Práticas de Química I – 25
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
Cápsula de porcelana
(mesa do professor)
4 béqueres de 100ml
Bastão de vidro
Espátula
Frasco lavador
Fosforo (mesa do professor)
Tripé com tela de amianto
(mesa do professor)
•
•
•
•
•
•
Circuito elétrico
Açúcar cristal sólido (C6H12O6)
Sal de cozinha sólido (NaCl)
Álcool etílico (C2H5OH)
Hidróxido de sódio sólido (NaOH)
(mesa do professor)
Ácido Clorídrico (conc.) (HCl)
(mesa do professor)
Experiência
CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA
a) Demonstrativa - No estado fundido ou líquido:
– Em um béquer de 100ml, colocar aproximadamente 40ml de álcool.
– Introduzir os eletrodos de cobre na solução.
Observar a lâmpada e anotar o resultado no quadro do relatório.
– Colocar uma pastilha de NaOH em uma cápsula de porcelana.
Aquecer a base até a fusão e introduzir os eletrodos de cobre.
Observar a lâmpada e anotar o resultado no quadro do relatório.
b) No estado sólido:
– Colocar em um béquer seco cristais de açúcar.
– Ligar o circuito elétrico na tomada o tocar com os eletrodos de cobre o cristal.
Observar a lâmpada e anotar o resultado no quadro do relatório.
– Em outro béquer seco repetir o procedimento anterior com cristais de sal.
c) Em meio aquoso:
– Adicionar aproximadamente 40ml de água deionizada no béquer que contém
os cristais de açúcar
– Após a dissolução do açúcar, introduzir os eletrodos de cobre na solução.
Observar a lâmpada e anotar o resultado no quadro do relatório.
– Em seguida, repetir os procedimentos acima para a amostra de sal.
– Em outro béquer colocar uma pastilha de hidróxido de sódio (mesa do professor)
e repetir os procedimentos anteriores.
26 – Práticas de Química I
RELATÓRIO
1.
Baseado nas experiências realizadas, complete o quadro abaixo:
Condutibilidade Elétrica
Compostos
Estado
físico
No estado
sólido
Solução
aquosa
Líquido
Presença
de íons
Tipo de
composto
açúcar
sal de
cozinha
álcool
hidróxido
de sódio
2.
Os compostos iônicos são formados por ligações _______________ ,
onde átomos se transformam em _____________________________ .
3.
Moléculas são conjuntos de __________________________ unidos por
ligações _______________________ ou _______________________.
4.
Solução que apresenta um eletrólito ___________________________
corrente elétrica, e é chamada de solução _____________________ .
5.
Os compostos iônicos se apresentam sempre no estado _________ ,
enquanto os compostos moleculares podem ser: ________________ ,
____________________________ ou __________________________.
6.
Os compostos iônicos têm ponto de fusão _____________________ ,
enquanto os compostos moleculares têm ponto de fusão _________ .
Práticas de Química I – 27
PRÁTICA 8
INDICADORES ÁCIDO/BASE
DEFINIÇÃO
Indicadores ácido/base são substâncias que indicam se um meio
é ácido ou básico pela mudança de coloração.
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
08 tubos de ensaio
Suporte para tubos
Escova para tubos
02 pipetas de 5ml
•
•
•
•
•
•
•
•
Indicador fenoftaleína
Indicador metilorange
Papel de tornassol azul
Papel de tornassol vermelho
Solução de ácido clorídrico (HCl)
Solução de ácido sulfúrico (H2SO 4)
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de hidróxido de amônio (NH4OH)
PREPARAÇÃO
1.
Com auxílio da pipeta, colocar em dois tubos de ensaio, 2ml de
solução, conforme indicação abaixo:
Tubo 1A e 1B - solução de HCl (ácido clorídrico)
Tubo 2A e 2B - solução de H2SO4 (ácido sulfúrico)
Tubo 3A e 3B - solução de NaOH (hidróxido de sódio)
Tubo 4A e 4B - solução de NH 4OH (hidróxido de amônio)
2.
Colocar os tubos de ensaio no suporte, enfileirados em duas
seqüências: uma de 1A a 4A e outra de 1B a 4B.
Experiência
a)
Na seqüência de 1A a 4A, colocar em cada tubo de ensaio um pedaço
de papel de tornassol azul. Observar a coloração que o papel irá
apresentar e anotar no quadro nº 1.
b)
Nos mesmos tubos de ensaio, adicionar um pedaço de papel de
tornassol vermelho. Observar a coloração adquirida em cada tubo e
anotar no quadro nº 1.
28 – Práticas de Química I
2.
Acrescentar a cada tubo de ensaio da seqüencia 1A a 4A duas gotas
do indicador fenoftaleína. Observar a coloração adquirida em cada tubo
e anotar no quadro nº 1.
3.
Na seqüência de 1B a 4B, colocar em cada tubo de ensaio duas gotas
do indicador fenoftaleína. Observar a coloração e anotar no quadro nº 1.
QUADRO Nº1
Soluções
Papel de tornassol
Azul
Vermelho
Fenoftaleina
Metilorange
HCl
H 2SO 4
NaOH
NH 4 OH
RELATÓRIO
1.
O que é indicador?
_________________________________________________________
_________________________________________________________
2.
Com as observações feitas, complete o quadro nº 2:
Quando o
meio é
Coloração dos indicadores
Tornassol
Fenoftaleina
Azul
Vermelho
Metilorange
ÁCIDO
BÁSICO
3.
Colocando-se uma tira de papel de tornassol azul em uma amostra de
vinagre, ela adquire uma coloração vermelha. Concluímos que o
vinagre é um meio _________________________________________ .
4.
Adicionando-se algumas gotas de fenoftaleína a uma solução
aquosa de sabão, notou-se a formação de uma coloração vermelha.
Concluímos, então, que essa solução de sabão é um meio
_________________________________________________________ .
Práticas de Química I – 29
PRÁTICA 9
ÁCIDOS
Segundo o conceito de Arrhenius, ácidos são substâncias
moleculares que em solução aquosa se ionizam, formando como cátion
somente o íon H3O+ (hidrônio ou hidroxônio).
Ionização é a quebra de molécula pela água, produzindo íons.
ex.:
HBr
H2SO4
H3PO4
+
+
+
H2O
2H2O
3H2O
H3O+
2H3O+
3H3O+
+
+
+
Br SO4-2
PO4-3
A água pode quebrar todas as moléculas ou parte delas. Define-se
então o chamado grau de ionização (a), que indica o quanto o ácido se
ionizou.
número de moléculas ionizadas
%α =
x 100
número de moléculas dissolvidas
Quando o a é maior que 50%, o ácido é forte; para valores de α entre
5 e 50% o ácido é moderado e para valores abaixo de 5%, o ácido é fraco.
Quanto maior o a, maior a quantidade de íons livres, conseqüentemente, maior a condutibilidade elétrica.
MATERIAL UTILIZADO
Mesa do professor:
• Balança;
• Anel com tela;
• Espátula;
• Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado;
• Cloreto de sódio (NaCl) sólido;
• Erlenmeyer de 500ml;
• Rolhas perfuradas;
• Vidro de relógio;
• Funil de bromo;
• Kissato de 500ml;
• Béquer de 250 ml;
30 – Práticas de Química I
• Fósforos;
• Proveta de 50ml;
• Indicador fenoftaleína;
• Indicador metilorange;
• Papel de tornassol azul.
Mesa do aluno:
• 3 béqueres 100ml;
• Circuito elétrico;
• Solução de ácido fosfórico (H3PO4) ;
• Solução de ácido oxálico (H2C2O4) ;
• Solução de ácido clorídrico (HCl);
• Frasco lavador.
Experiência
1.
Obtenção de ácido clorídrico - HCl (demonstrativa)
– Montar a aparelhagem como mostra a figura abaixo:
H 2SO 4
NaCl
H 2O
(1)
(2)
(3)
– Pesar 6g de cloreto de sódio (NaCl) em um vidro de relógio e transferi-lo para
o kitassato 1.
– A seguir, com proveta, colocar 13ml de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado
no funil de bromo.
– Introduzir os eletrodos de cobre no béquer 3.
– Gotejar o ácido e iniciar o aquecimento.
– Observar a equação da reação que ocorre:
2 NaCl
+
H 2 SO 4
Na 2SO 4
+
2HCl
Ácido Clorídrico
– Observar o estado físico do ácido formado.
– O ácido clorídrico (HCl) formado na reação irá circular no sistema, borbulhando
na água existente no béquer 3.
– Observar o que ocorre com a luminosidade da lâmpada.
2.
Ação sobre indicadores (demonstrativa)
– No béquer 3 colocar, respectivamente os indicadores: papel de tornassol azul,
fenoftaleína e metilorange - observar.
3.
Relação grau de ionização / condutibilidade elétrica
– Colocar em um béquer 10ml de ácido oxálico (H 2 C 2 O 4 ), em outro
copo 10ml de ácido fosfórico (H 3 PO 4) e em um terceiro, 10ml de ácido
clorídrico (HCl).
– Introduzir os eletrodos de cobre nas
soluções e observar.
– Anotar no desenho ao lado o nome
ou a fórmula de ácido observado
conforme a intensidade de luminosidade das lâmpadas.
Práticas de Química I – 31
RELATÓRIO
1.
Os ácidos são compostos ____________________________ , que em
solução aquosa se _________________________ , produzindo como
cátion apenas o íon ________________________________________ .
2.
A quebra de moléculas pela água chamamos de ________________ ,
onde há formação de ______________________________________ .
3.
A relação entre o número de moléculas ionizadas e o número de
moléculas dissolvidas chamamos de _________________________ .
4.
Quais os reagentes utilizados na obtenção do ácido clorídrico (HCl)?
5.
Escrever a equação de ionização do HCl obtido:
6.
Como foi evidenciada a formação de ácido no experimento 1?
7.
Durante o experimento 1, o que você observou quanto à condutibilidade
elétrica?
8.
Complete o quadro a seguir:
Coloração em meio ácido
Papel tornassol azul
Indicador fenoftaleína
Indicador metilorange
9.
Quanto maior o grau de ionização (força) do ácido maior será o
brilho da lâmpada observado. Conseqüentemente a intensidade
luminosa é ________________ proporcional ao _________________ .
10. Na experiência 3, você observou que, quanto à força, o H2C2O4 é
um ácido ________________ , o H3PO4 é um ácido _______________
e o HCl é um ácido ________________________________________ .
32 – Práticas de Química I
PRÁTICA 10
ÁCIDOS PROPRIEDADES
PROPRIEDADES FUNCIONAIS
•
Sabor: todo ácido tem sabor azedo como, por exemplo, suco de
limão, vinagre, abacaxi, etc.
•
Volatilidade: de acordo com o ponto de ebulição, os ácidos podem
ser:
FIXOS
-
ponto de ebulição alto:
Ex.: H2SO 4 (340ºC); H3PO 4 (213ºC), etc.
VOLÁTEIS - ponto de ebulição baixo:
Ex.: HCl (-85ºC); H2S (-59,6ºC), etc.
•
Solubilidade: geralmente os ácidos inorgânicos são solúveis em água.
•
Condutibilidade elétrica: os ácidos quando puros são moleculares
e não conduzem corrente elétrica, mas quando em solução aquosa,
se ionizam e conduzem corrente elétrica.
•
Grau de ionização (força): a força de um ácido é medida pelo
número de hidrogênios que efetivamente se ionizam. Dependendo
do grau de ionização (a) podemos classificar os ácidos em:
FORTES - apresentam a acima de 50%:
Ex.: HI (95%); H2SO4 (61%); HCl (92%).
SEMIFORTES - apresentam a entre 5 e 50%:
Ex.: H2SO 3 (30%); HF (8,5%); H3PO4 (27%).
FRACOS - apresentam a abaixo de 5%:
Ex.: H2CO3 (0,18%); H2S (0,076%); H3BO3 (0,025%).
•
Neutralização: os ácidos neutralizam as bases, formando sal e água.
Ex.: NaOH(aq) + HCl (aq)
NaCl (aq) + H2O(l)
•
Reatividade com metais: os ácidos reagem com metais mais reativos
que o cátion hidrogênio (H+), conforme escala de reatividade dos
metais à seguir:
Reatividade diminui
K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Ag, Pt, Pd, Au
Práticas de Química I – 33
•
Reação com carbonatos: os ácidos reagem com sais carbonatados
(CO 3-2). produzindo ácido carbônico. O ácido carbônico é um ácido
fraco, que se decompõe em água e libera gás carbônico, conforme
equação da reação:
H2SO4 + CaCO3
CaCO4
[H2CO3]
+
[H2CO3] (Ácido Carbônico)
H 2O + CO2
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
03 tubos de ensaio
03 pipetas de 5ml
Frasco lavador
Suporte para tubos
Escova
Espátula
03 erlenmeyer 100ml
03 rolhas com Balão de Borracha
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Solução de ácido bórico (H3BO3) - 3 mol/L
Ácido fosfórico (H3PO4) concentrado
Ácido clorídrico (HCl) concentrado
Solução de ácido clorídrico (HCl) a 50%
Indicador fenoftaleína
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Bicarbonato de sódio (NaHCO3) sólido
Solução de ácido fosfórico H3PO4 - 3 mol/l
Fita de magnésio (Mg)
Solução de ácido clorídrico (HCl) - 1 mol/l
Fragmento de Cobre (Cu)
Fragmento de Zinco (Zn)
Experiência
1.
Volatilidade (demonstrativa):
– Abrir o frasco de H 3PO4 concentrado e observar.
– Abrir o frasco de HCl concentrado e observar.
2.
Grau de ionização (força):
Relação grau de ionização / velocidade de reação (demonstrativa):
– Em três erlenmeyers, colocar, com pipeta graduada, 10ml de solução de H3BO3,
H 3PO4 e HCl.
– Em cada erlenmeyer, acrescentar um pedaço de fita de magnésio e fechar
RAPIDAMENTE.
– Observar a rapidez da reação e a altura do balão.
3.
Neutralização:
– Em um tubo de ensaio colocar, com pipeta graduada, 3ml de solução de NaOH
e adicionar duas gotas de indicador fenolftaleína.
– Em seguida adicionar, gota a gota, solução HCl até a mudança de coloração,
comprovando a neutralização de base.
34 – Práticas de Química I
4.
Reação com metais:
– Em um tubo de ensaio, colocar um fragmento de zinco e em outro tubo de ensaio,
um fragmento de cobre.
– Acrescentar, nos dois tubos de ensaio, 1ml de HCl a 50% (mesa do professor)
e observar.
5.
Reação com carbonatos:
– Em um tubo de ensaio colocar uma “pitada” de NaHCO 3 sólido (mesa do
professor).
– Adicionar com a pipeta 2ml da solução HCl e observar.
RELATÓRIO
1.
Na experiência 1, você observou que, quanto à volatilidade, o
ácido clorídrico é ______________________________ e o ácido fosfórico
é _______________________________________________________ .
2.
Na experiência 2, você observou que o ácido ______________________
produziu maior volume de gás, por quê ________________________ .
3.
Na experiência 2, você observou que, quanto à força, o H3BO3 é
um ácido _______________ , o H3PO4 é um ácido __________________
e o HCl é um ácido ________________________________________ .
4.
Os ácidos, quando puros, e no estado líquido, conduzem eletricidade?
justifique. __________________________________________________
5.
O indicador fenolftaleína em presença de base tem coloração
___________________________ . explique porque houve mudança de
coloração da solução básica, quando adicionada à solução de HCl.
_________________________________________________________
6.
Na experiência 4, você observou que o zinco ___________________
com o HCl, porque ele é _____________________________ reativo
que o ___________________________________________________ .
7.
Na experiência 4, você observou que o cobre _________________ com
o HCl, porque ele é _____________ reativo que o __________________.
8.
A que se deve a efervescência observada na reação de um ácido com
um carbonato? ______________________________________________
Práticas de Química I – 35
PRÁTICA 11
BASES OU HIDRÓXIDOS
Grau de dissociação (a) indica o quanto o hidróxido se dissociou.
número de íons dissociados
% α =
x 100
número de íons-fórmula dissolvidos
Segundo o conceito de Arrhenius, bases ou hidróxidos são
substâncias iônicas que em solução aquosa se dissociam, formando como
ânion somente o íon OH- (hidroxila ou oxidrila).
Dissociação iônica: é a separação de íons, que ocorre quando uma substância iônica se dissolve em água.
H2 O
H2 O
NaOH(s
Na+(aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2 (s)
Ba+2(aq) + 2OH-(aq)
PROPRIEDADES FUNCIONAIS
•
Sabor: os hidróxidos têm sabor cáustico ou adstringente, como por
exemplo, leite de magnésia, banana verde, caqui verde, etc.
•
Estado físico: apresentam-se no estado sólido, exeto o NH 4OH
(hidróxido de amônio). observe na mesa do professor.
•
Condutibilidade elétrica: por serem compostos iônicos, as bases
conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em solução aquosas.
•
Grau de dissociação (força): as bases podem ser:
FORTES - as formadas por metais alcalinos e alcalinos-terrosos
(exceto hidróxido de magnésio Mg(OH)2 ).
FRACAS - as demais (inclusive o Mg(OH)2 ).
•
Neutralização: as bases neutralizam os ácidos, formando sal e água.
•
Solubilidade: as bases formadas por elementos do grupo 1A e
hidróxido de amônio são bastante solúveis em água; as formadas por
elementos do grupo 2A são pouco solúveis e as demais insolúveis.
•
Ação do calor: as bases (exceto as bases formadas por metais
alcalinos) se decompõem sob a ação do calor, formando o seu óxido
e água.
36 – Práticas de Química I
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
5 tubos de ensaio
2 pipetas graduadas de 5ml
2 bequeres de 100ml
Espátulas
Suporte para tubos
Circuito elétrico
Pinça de madeira
Frasco lavador
Fósforo
Escova para tubos
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Solução de hidróxido de amônio (NH 4OH)
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de sulfato de cobre II (CuSO4)
Solução de ácido clorídrico (HCl)
Hidróxido de sódio (NaOH) sólido
(mesa do professor)
Hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado
(mesa do professor)
Hidróxido de cálcio Ca(OH)2 sólido
Indicador metilorange
Sódio metálico (Na)
Experiência
1.
Obtenção do Hidróxido de Sódio - NaOH:
– Em um béquer, colocar aproximadamente 10ml de água deionizada.
– Colocar um pedaço de sódio metálico (Na) (mesa do professor) e observar.
2Na 0 + 2H 2 O
2NaOH + H 2
Obs.: guardar o bequer com a solução de NaOH para a experiência 2.
2.
Força / Condutibilidade elétrica:
– Colocar em um copo de béquer aproximadamente 10ml de solução de hidróxido
de amônio (NH 4OH).
– Introduzir o eletrodo de cobre na solução e observar.
– Repetir o experimento com o béquer, contendo a solução de NaOH obtida na
experiência 1.
– Conforme a intensidade luminosa observada anotar no espaço abaixo o nome
ou fórmula da base.
Práticas de Química I – 37
3.
Neutralização:
– Em um tubo de ensaio, pipetar 3ml de solução de HCl e adicionar duas gotas
de indicador metilorange.
– Em seguida, adicionar, gota a gota, solução de NaOH até a mudança de coloração,
comprovando a neutralização de ácido.
4.
Solubilidade em água:
– Em um tubo de ensaio, colocar uma pastilha de hidróxido de sódio (NaOH)
(mesa de professor), adicionar 3ml de água deionizada, agitar e observar.
– Em outro tubo de ensaio, colocar uma “pitada” de hidróxido de cálcio [Ca(OH) 2]
(mesa do professor), adicionar 3ml de água deionizada, agitar e observar.
– Em um terceiro tubo de ensaio, colocar 2ml de solução de CuSO4 e em seguida
2ml de solução de NaOH. Observar a formação de hidróxido de cobre II, que
é uma base insolúvel.
CuSO 4 (aq) + 2NaOH (aq)
Na 2SO 4 (aq) + Cu(OH) 2 (ppt)
Obs.: guardar este tubo de ensaio para a experiência seguinte.
5.
Ação de calor:
– Aquecer o tubo de ensaio de experiência anterior, contendo hidróxido de
cobre II [Cu(OH)2] e observar.
Cu(OH) 2
ppt. azul
H 2O
CuO
ppt. preto
38 – Práticas de Química I
RELATÓRIO
1.
As bases são compostos _____________________________ , que em
solução aquosa se ______________________ , produzindo como ânion
apenas o íon _____________________________________________ .
2.
As bases conduzem corrente elétrica quando _____________________
ou em __________________________________________________ .
3.
Quanto a força, você observou que o NaOH é uma base___________ ;
e o NH4OH é uma base _____________________________________ .
4.
O indicador metilorange em presença de solução ácida tem coloração
___________________________ . Ao se adicionar solução de NaOH
a este ácido, a coloração muda para __________________________ .
Porquê? ___________________________________________________
5.
Quanto a solubilidade:
– O NaOH é uma base __________________________ solúvel, assim como o NaOH
as bases formadas por elementos do grupo __________________________ são
muito solúveis.
– O Ca(OH)2 é uma base ______________________________ solúvel, assim como
o Ca(OH)2 as bases formadas por elementos do grupo ______________________
são pouco solúveis.
– Cu(OH)2 é uma base ______________________________ , assim como o Cu(OH)2
as bases dos demais metais são _____________________________________ .
6.
Todas as soluções básicas, exceto as formadas por elementos do
grupo 1A, quando aquecidas se _____________________________ no
seu_________________________________________________ e água.
Práticas de Química I – 39
PRÁTICA 12
OBTENÇÃO DE HIDRÓXIDOS OU BASES
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Suporte para tubos de ensaio
Escova para tubos
Frasco lavador
Pinça de madeira
Fósforo
4 tubos de ensaio
Papel filtro qualitativo (mesa do
professor)
1 pipeta de 5ml
Espátula (mesa do professor)
Vidro de relógio (mesa do professor)
•
•
•
•
•
•
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de cloreto de amônio (NH4Cl)
Solução de sulfato de cobre II (CuSO4)
Fenoftaleína
Sódio metálico (Na) (mesa do professor)
Óxido de cálcio (CaO) (mesa do professor)
Experiência nº 1 - Obtenção do hidróxido de sódio (NaOH).
Em um tubo de ensaio, pipetar 5ml de água deionizada e, em
seguida, adicionar um pequeno pedaço de sódio metálico (mesa do
professor) e observar.
Na 0
(s)
+ 2H 2 O
(l)
2NaOH
(aq)
+ H2
(aq)
Na
H 2O
Solução de NaOH
Obs.: Guardar o tubo de ensaio contendo a solução de NaOH, obtida no suporte,
para ser usada na experiência nº2.
40 – Práticas de Química I
Experiência nº 2 - Obtenção do hidróxido de cobre(II) [ Cu (OH)2 ]
No tubo de ensaio que contêm a solução de NaOH, obtida na experiência
anterior, adicionar 2ml da solução de CuSO4 e observar a formação de um
precipitado azul de Cu(OH)2 :
2NaOH (aq) + CuSO 4(aq)
Na 2 SO 4(aq) + Cu(OH) 2
ppt.
azul
Obs.: a formação do precipitado azul de Cu(OH)2 comprova a obtenção do NaOH obtido
na experiência nº1.
Experiência nº 3 - Obtenção do Hidróxido de Cálcio [ Ca(OH)2 ]
Em um tubo de ensaio, colocar uma pequena quantidade de CaO (mesa
do professor) e acrescentar água deionizada até 1/3 (um terço) do
tubo de ensaio. Agitar e adicionar duas gotas de fenoftaleína. A coloração
vermelha comprova a formação do meio básico.
CaO (s) + H 2O (l)
Ca(OH) 2
(aq)
Experiência nº 4 - Obtenção do hidróxido de amônio (NH4OH)
Em um tubo de ensaio, adicionar 2ml de solução de NaOH, em
seguida, adicionar 2ml de solução de NH4Cl. Aquecer com cuidado o tubo
de ensaio até formação de vapores. Sentir o odor de NH3 (gás amônia) desprendido.
NaOH (aq) + NH 4 Cl (aq)
NaCl (aq) + NH 4OH (aq)
NH 4 OH (aq)
H 2O (l) + NH 3 (g)
Vapores
de NH 3
Solução NaOH
+
Solução NH 4 Cl
OBS.: A formação do gás NH 3
comprova a obtenção do
NH 4OH
Práticas de Química I – 41
RELATÓRIO
1.
Escrever a equação da reação de obtenção do hidróxido de sódio.
2.
Escrever a equação da reação de obtenção do hidróxido de cobre (II).
3.
Escrever a equação da reação de obtenção do hidróxido de cálcio.
4.
Como podemos comprovar a obtenção do hidróxido de cálcio?
5.
Escrever a equação de obtenção do hidróxido de amônio.
6.
Escrever a equação da reação de decomposição do hidróxido de amônio.
7.
O gás NH3 comprova a formação de que base?
42 – Práticas de Química I
PRÁTICA 13
SAIS
Sais são substâncias que resultam da reação entre um ácido e uma
base. Estas reações são chamadas de neutralização ou salificação.
PROPRIEDADES DOS SAIS
•
•
•
Estado físico - são sólidos a temperatura ambiente. Observar na mesa
do professor.
Condutibilidade elétrica - por serem compostos iônicos, os sais conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa.
Solubilidade - tabela de solubilidade:
Ânion
NO3
CH 3COONitratos e Acetatos
Cl- BrICloretos Brometos Iodetos
SO4-2
Sulfatos
S-2
Sulfetos
-2
CO3
PO4-3
Carbonatos
Fosfatos
Insolúveis
AgCH3COO
-
Ag+
Ca+2
Hg2+2
Solúveis
todos
Pb+2
os demais
Sr+2
Ba+2
Pb +2
os demais
os demais
os demais
1A, 2A e NH 4+
1A e NH4+
Obs.: Insolúvel: sal com pequeno grau de dissociação.
Sais de reação ácida, básica e neutra: as soluções de sais podem
apresentar características de meio ácido, básico ou neutro. Quando o sal
é provavelmente da reação entre um ácido forte e uma base forte, o meio
resultante é NEUTRO.
Quando o sal é proveniente da reação entre um ácido forte e uma base
fraca, o meio resultante é ácido, e os sais proveniente da reação entre um
ácido fraco com uma base forte, o meio resultante é básico.
Hidratação: os sais que apresentam moléculas de água em sua estrutura intra-reticular, são chamados de sais hidratados, e os que não apresentam são chamados de sais anidros. Alguns sais hidratados, quando
aquecidos, desidratam e mudam de coloração:
CuSO 4 . 5H 2 O
CuSO 4 + 5H 2O
azul
branco
Práticas de Química I – 43
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
04 tubos de ensaio
Suporte para tubos
2 bequeres de 100ml
03 pipetas de 5ml
Frasco lavador
Bastão de vidro
Escova para tubos
Espátulas
Pinça de madeira
Circuito elétrico
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Papel de tornassol azul
Papel de tornassol vermelho
Solução de cloreto de sódio (NaCl)
Sulfato de cálcio (CaSO4) sólido (mesa do professor)
Solução de sulfato de zinco (ZnSO4)
Solução de carbonato de sódio (Na2CO3)
Cloreto de sódio (NaCl) sólido (mesa do professor)
Sulfato de cobre II (CuSO4) sólido (mesa do professor)
Indicador fenoftaleína
Indicador metilorange
Experiência
1.
Condutibilidade elétrica / solubilidade.
a) Em dois bequeres, colocar, respectivamente, uma pequena quantidade de sulfato
de cálcio (CaSO4) e de cloreto de sódio (NaCl).
b) acrescentar aproximadamente 15ml de água deionizada, agitar com o bastão
de vidro e observar.
c) Introduzir os eletrodos de cobre nas soluções e observar.
2.
Sais de reação ácida básica e neutra.
a) Em um tubo de ensaio, pipetar 2ml de solução de NaCl, colocar um pedaço
de papel tornassol azul e observar. Em seguida, colocar um pedaço de tornassol
vermelho e observar. Acrescentar uma gota de fenoftaleína e observar.
b) Em um tubo de ensaio, pipetar 2ml de solução ZnSO4, colocar um pedaço de papel
tornassol azul e observar. Em seguida colocar uma gota de metilorange e
observar.
c) Em outro tubo de ensaio, pipetar 2ml de solução de Na2CO3, colocar um pedaço
de papel tornassol vermelho e observar. Acrescentar uma gota de fenoftaleína
e observar.
3.
Desidratação e hidratação:
a) Colocar uma pequena quantidade de CuSO4 . 5H 2O em um tubo de ensaio,
observar seu aspecto e coloração. Aquecer o tubo de ensaio e observar.
b) Aguardar um minuto e acrescentar uma gota de água e observar.
44 – Práticas de Química I
RELATÓRIO
1.
Os sais são compostos ____________________________ , que resultam
da reação entre um _________________ é uma ___________________ .
2.
Os sais se apresentam no estado _______________________________ .
3.
Os sais conduzem corrente elétrica quando ________________________
ou em _____________________________________________________ .
4.
Quanto à solubilidade, o NaCl é um sal ______________________ e o
CaSO4 é um sal _____________________________________________ .
5.
Os indicadores em presença da solução de NaCl _____________________
sua coloração.
6.
O NaCl é um sal resultante da reação entre um ácido _______________
com uma base ____________________________ ; portanto, sua solução
apresenta características de meio _______________________________ .
7.
O indicador metilorange em presença da solução de ZnSO 4 ficou
_________________ e o papel tornassol azul ficou _________________ .
8.
O ZnSO4 é um sal resultante da reação entre um ácido ______________
com uma base ____________________________ ; portanto, sua solução
apresenta características de meio _______________________________ .
9.
O indicador fenoftaleína em presença da solução de Na 2 CO 3
ficou ______________________________ e o papel tornassol vermelho
ficou _______________________________________________________ .
10. O Na 2 CO 3 é um sal resultante da reação entre um ácido
______________________ com uma base __________________ _____ ;
portanto, sua solução tem características de meio __________________ .
11. O CuSO4 . 5H2O é um sal __________________________ e apresenta
coloração___________________ e o CuSO4 é um sal _________________
e apresenta coloração ________________________________________ .
Práticas de Química I – 45
PRÁTICA 14
OBTENÇÃO DE SAIS
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
03 tubos de ensaio
Suporte para tubos de ensaio
02 pipetas de 5ml
Frasco lavador
Vidro de relógio (mesa do professor)
Pinça metálica (mesa do professor)
Espátula (mesa do professor)
Escova para tubos
•
•
•
•
Sódio metálico (Na) (mesa do professor)
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de iodeto de potássio (KI)
Solução de nitrato de prata (AgNO3)
(mesa do professor)
• Indicador fenoftaleína
• Água de cloro (mesa do professor)
• Cobre metálico (Cu) (mesa do professor)
Experiência nº 1 - Obtenção do Cloreto de Sódio (NaCl)
Em um tubo de ensaio, colocar 1ml de água de cloro (mesa do professor). Adicionar uma gota de fenoftaleíno. COM CUIDADO, adicionar
um pedaço bem pequeno de sódio metálico (mesa do professor) e observar.
2Naº (s) + Cl 2 (aq)
2NaCl (aq)
Obs.: se a coloração da solução de NaCl ficar vermelha adicionar água de cloro até o
desaparecimento da coloração. Guardar o tubo de ensaio contendo a solução de
NaCl, para ser usada na experiência nº2.
Experiência nº 2 - Obtenção do Cloreto de Prata (AgCl)
No tubo de ensaio da experiência nº1 adicionar gota a gota solução
de AgNO3 (mesa do professor) até a formação de um precipitado branco.
NaCl (aq) + AgNO3(aq)
46 – Práticas de Química I
NaNO3 (aq) + AgCl
ppt. branco
Experiência nº 3 - Obtenção do KCl
Em um tubo de ensaio, colocar 1ml de água de cloro (mesa do professor). Adicionar gota a gota solução de KI até o aparecimento de
uma coloração amarela
2KI (aq) + Cl 2
(aq)
2KCl (aq) + I 2
(aq)
a ma r e lo
RELATÓRIO
1.
Escrever a equação da reação de obtenção do NaCl.
2.
Explicar o aparecimento da coloração vermelha na exp. 1 e escrever a
respectiva equação.
3.
Escrever a equação da obtenção do AgCl.
4.
Escrever a equação da reação de obtenção do KCl.
5.
Explicar o aparecimento da coloração amarela na exp. 3
6.
Houve o aparecimento da cor vermelha na exp. 1? Justifique.
Práticas de Química I – 47
PRÁTICA 15
ÓXIDOS
Óxidos são compostos binários nos quais o elemento mais eletronegativo é o oxigênio.
Os óxidos se classificam em: óxidos ácidos, básicos, anfóteros, duplos, neutros, peróxidos e superóxidos.
Óxidos Ácidos: são óxidos que reagem com água formando ácidos
e reagem com bases formando sais e água. São formados, em sua maioria, por não-metais.
Ex.: CO2 , SO2 , N2O 4 , SO 3 , etc.
Óxidos Básicos: são óxidos que reagem com a água formando bases
e reagem com ácidos formando sais e água. São formados por metais, na
sua maioria metais alcalinos e alcalinos-terrosos.
Ex.: Na2O, MgO, CaO, K2O, etc.
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
Aparelho de obtenção de CO2
(mesa do professor)
04 tubos de ensaio
Suporte para tubos
02 pipetas de 10ml
Escova para tubos
Proveta de 50ml (mesa do professor)
Espátula
Frasco lavador
•
•
•
•
•
•
•
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4)
Ácido clorídrico (HCl) a 50%
(mesa do professor)
Carbonato de cálcio (CaCO3) sólido
(mesa do professor)
Óxido de cálcio (CaO) sólido
(mesa do professor)
Papel de tornassol azul
Indicador fenoftaleína
Experiência
1.
Óxido ácido:
– Em um tubo de ensaio, colocar 5ml de água deionizada e acrescentar um pedaço
de papel de tornassol azul. Deixar o tubo no suporte.
48 – Práticas de Química I
– Em outro tubo de ensaio, colocar 2ml da solução de NaOH, adicionar água
até 1/3 do tubo de ensaio e acrescentar duas (2) gotas do indicador fenoftaleína
e agitar. Deixar o tubo no suporte.
– Na mesa do professor, borbulhar o CO 2 no tubo de ensaio contendo água até,
a mudança de coloração do papel de tornassol.
– Na mesa do professor, borbulhar o CO 2 no tubo de ensaio contendo a solução
de NaOH, até a mudança da coloração do indicador.
HCl
CaCO 3
2.
Óxido básico:
– Em um tubo de ensaio colocar uma pequena quantidade de óxido de
cálcio (CaO) e adicionar água deionizada até 1/3 do tubo de ensaio, agitar
e observar a solubilidade do óxido na água.
– Adicionar uma gota do indicador fenoftaleína, homogeneizar e observar a
coloração.
– Deixar em repouso por 2 minutos e observar a formação de um corpo de
fundo.
– Transferir uma parte da fase sobrenadante para outro tubo de ensaio.
– Em seguida, colocar, gota a gota, solução de H 2 SO 4 até mudança da
coloração do indicador.
Práticas de Química I – 49
RELATÓRIO
1.
Óxidos são compostos ____________________________ em que o
elemento mais ____________________ é o ___________________ .
2.
Os óxidos ácidos reagem com água formando __________________ .
3.
No experimento 1, ao borbulhar o CO2 na água com papel tornassol
azul, observamos que o mesmo ficou _________________________ ,
concluímos assim que o CO2 é um óxido _______________________ .
4.
Os óxidos ácidos reagem com bases formando __________________
________________ e _____________________________________ .
5.
No experimento 1, ao borbulhar o CO2 na solução de NaOH com
indicador fenoftaleína, observamos que a solução ficou ______________
____________________ , porque o óxido reagiu com base formando
___________________________ e __________________________ .
6.
Os óxidos básicos reagem com água formando _________________ .
7.
No experimento 2, ao adicionar água ao CaO ocorreu a formação
de uma _________________________ , comprovada pela coloração
__________________________ do indicador fenoftaleína, concluímos
então que o óxido de cálcio (CaO) é um óxido __________________ .
8.
Os óxidos básicos reagem com ácidos formando ___________________
e _______________________________________________________ .
9.
No experimento 2, ao gotejar a solução de H2SO4, observamos que
a solução do tubo de ensaio ficou __________________________ ,
porque houve formação de ______________________________ e
_________________________________________________________ .
50 – Práticas de Química I
PRÁTICA 16
REAÇÕES QUÍMICAS
RELAÇÃO DE SÍNTESE E DE DESLOCAMENTO
Quando uma ou mais substâncias se transformam em outra, chamamos de reação química.
A equação química é a representação de uma reação química, onde
aparecem os reagentes (substâncias que reagem) no primeiro membro e
os produtos (substâncias formadas) no segundo membro.
Reagentes
Produtos
Reação de Síntese, Formação ou Adição
São reações químicas em que duas ou mais substâncias reagem para
formar uma única substância.
A + B
AB
Reação de síntese pode ser:
• Total: quando todos os reagentes são substâncias simples.
• Parcial: quando houver uma ou mais substâncias compostas.
Reação de Deslocamento ou Simples Troca
São reações químicas em que uma substância simples reage com
uma substância composta, deslocando um de seus elementos e originando outra substância simples e composta.
AB + C
AC + B
C = Ñ metal
* Só ocorre se C for mais reativo que B
AB + C
CB + A
C = metal
* Só ocorre se C for mais reativo que A
Série de Reatividade
Diminui
Metais: Na, Mg, Al, Zn, Fe, Pb, H, Cu, Ag
Não-Metais: F, Cl, Br, I
Práticas de Química I – 51
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
•
05 tubos de ensaio
Suporte para tubos
02 pipetas de 10ml
Escova para tubos
Espátula
Frasco lavador
Palitos de fósforo
Lixas (mesa do professor)
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Solução de cloreto de sódio (NaCl)
Solução de iodeto de potássio (KI)
Solução de nitrato de prata (AgNO3) - (mesa do
professor)
Solução de sulfato de cobre II (CuSO4)
Água de cloro (mesa do professor)
Lâmina de magnésio (Mg) - (mesa do professor)
Lâmina de cobre (Cu) - (mesa do professor)
Lâmina de zinco (Zn) - (mesa do professor)
Lâmina de alumínio (Al) - (mesa do professor)
Indicador fenoftaleína
Experiência
1.
a) Colocar na ponta de uma espátula um pedaço de magnésio e levar
à chama do bico de bunsen até o aparecimento de um pó branco.
Anotar a equação da reação.
b) Colocar o óxido obtido no ítem a; em um tubo de ensaio, acrescentar 5ml de água deionizada e uma gota de indicador fenoftaleína.
Anotar a equação da reação.
2.
a) Colocar em um tubo de ensaio 1ml de solução de nitrato de prata e
introduzir uma lâmina de cobre proviamente limpa. Aguardar alguns
minutos e observar. Anotar a equação da reação.
b) Colocar em outro tubo de ensaio 2ml de solução de sulfato de
cobre e introduzir uma lâmina de zinco previamente limpa, aguardar
alguns minutos e observar. Anotar a equação da reação.
52 – Práticas de Química I
c) Em um terceiro tubo de ensaio, colocar 2ml de solução de cloreto
de sódio e acrescentar uma lâmina de alumínio previamente
limpa. Aguardar alguns minutos e observar. Anotar a equação
da reação.
d) Em um quarto tubo de ensaio, colocar 2ml de solução de iodeto
de potássio; adicionar 1ml de água de cloro e observar. Anotar a
equação da reação.
RELATÓRIO
1.
Reação de ________________________ é aquela em que duas ou mais
substâncias reagem formando uma única substância.
2.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 1a. Qual o tipo desta
reação?
3.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 1b. Qual o tipo desta
reação?
4.
Justificar a coloração vermelha na exp. 1b.
5.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 2a. Qual o tipo desta
reação?
6.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 2b. Qual o tipo desta
reação?
7.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 2c. Justificar.
8.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 2d. Qual o tipo
desta reação?
9.
Justificar a coloração amarela na exp. 2d
Práticas de Química I – 53
PRÁTICA 17
REAÇÕES QUÍMICAS
RELAÇÃO DE ANÁLISE E DE DUPLA-TROCA
Reação de Análise ou decomposição
São reações químicas que apresentam um único reagente, formando
duas ou mais substâncias quando expostas à ação do calor, luz e corrente
elétrica.
AB
A + B
Reação de Dupla-Troca ou Permuta
São reações químicas em que as substâncias compostas trocam seus
cátions ou ânion para formarem outras duas substâncias compostas desde que no produto haja formação de um precipitado, ou uma substância
mais fraca ou uma substância mais volátil.
AB + CD
AD + CB
As reações entre um ácido e uma base são de dupla-troca e podem
ser chamadas de neutralização ou de salificação.
MATERIAL UTILIZADO
•
•
•
•
•
•
•
04 tubos de ensaio
Suporte para tubos
02 pipetas de 5ml
Escova para tubos
Frasco lavador
Palitos de fósforo
Pinça de madeira
•
•
•
•
•
•
54 – Práticas de Química I
Solução de sulfato de cobre II (CuSO4)
Solução de hidróxido de amônio (NH4OH)
Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
Solução de ácido clorídrico (HCl)
Solução tiossulfato de sódio (Na2S2O2 ) - 0,1 mol/L
Indicador fenoftaleína
Experiência
1.
Colocar em um tubo de ensaio 5ml de solução de hidróxido de amônio.
Levar à chama do bico de Bunsen e sentir o odor. Anotar a equação da
reação.
2.
Colocar em um tubo de ensaio 2ml de solução de hidróxido de sódio e
duas gotas de indicador fenoftaleína. Acrescentar, gota a gota, 2ml de
solução de ácido clorídrico e observar. Anotar a equação da reação.
3.
a) Colocar em outro tubo de ensaio 2ml de solução de sulfato de
cobre e acrescentar 2ml de solução de hidróxido de sódio,
observar. Anotar a equação da reação.
b) Aquecer o tubo de ensaio até a formação de um precipitado preto.
Anotar a equação da reação.
4.
a) Colocar em um tubo de ensaio 2ml de solução de Na2S2O3 e uma
gota do indicador fenoftaleína. Acrescentar 2ml de ácido clorídrico
e observar. Anotar a equação da reação.
b) Deixar o tubo de ensaio no suporte e aguardar mais ou menos uns
2 minutos. Observar e anotar a equação da reação.
Práticas de Química I – 55
RELATÓRIO
1.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 1.
Qual o tipo desta reação?
2.
Como foi comprovada a reação na exp. 1?
3.
Reação que ocorre entre duas substâncias compostas, formando
outras duas substâncias compostas, é denominada de _________
_______________________________________________________ .
4.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 2.
Qual o tipo desta reação?
5.
A reação de dupla-troca pode ser denominada de reação de
______________________ ou de ____________________ , quando
a reação for entre um ácido e uma base.
6.
Escrever a equação da reação ocorrida na exp. 3a.
Qual o tipo desta reação?
7.
Ao aquecermos o hidróxido cúprico na exp. 3b há formação de
________________________ e __________________________ ,
caracterizando uma reação de ____________________________ .
8.
Na exp. 4a forma-se ____________________________________ e
_______________________________ , caracterizando uma reação
de ____________________________________________________ .
9.
Escrever a equação da reação de decomposição de ácido
tiossulfúrico.
10. Como foi comprovada a reação da exp. 4b?
56 – Práticas de Química I