Governador
Cid Ferreira Gomes
Vice Governador
Domingos Gomes de Aguiar Filho
Secretária da Educação
Maria Izolda Cela de Arruda Coelho
Secretário Adjunto
Maurício Holanda Maia
Secretário Executivo
Antônio Idilvan de Lima Alencar
Assessora Institucional do Gabinete da Seduc
Cristiane Carvalho Holanda
Coordenadora da Educação Profissional – SEDUC
Andréa Araújo Rocha
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Química Geral
Têxtil – Química Geral
1
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SUMÁRIO
AULAS
Página
Normas e Técnicas de Segurança em Laboratório e Equipamentos Básicos de Laboratório.
03
Interação da Radiação Eletromagnética com a Matéria (teoria de Bohr)
09
Programa de Gerenciamento de Resíduos Químicos (PGRQ) nos Laboratórios de
Química da PUC Goiás
13
Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico
18
Análise das Propriedades de Reagentes Químicos
22
Condutividade Elétrica das Soluções – força de ácido e base
24
Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de hidróxido de sódio
27
Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de ácido sulfúrico
31
Determinação de Ácido Acetilsalicílico em Medicamentos Volumetria de Neutralização
33
Determinação de cloretos em soro fisiológico Volumetria de Precipitação
36
Determinação da Dureza da Água Volumetria de Complexação
39
Reações Químicas em Solução Aquosa
44
Equilíbrio Químico
46
Medidas e Aplicação de pH
49
Medidas e Aplicação de pH em Cosméticos – Sistema tampão
54
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Aula 1: Normas e Técnicas de Segurança em Laboratório e Equipamentos Básicos de
Laboratório.
1. Introdução
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como possa parecer.
Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade desses acidentes torna-se absolutamente
imprescindível que durante os trabalhos realizados se observe uma série de normas de segurança:
1. O laboratório é um lugar de trabalho sério. Trabalhe com atenção, método e calma.
2. Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. Experiências não autorizadas
são proibidas.
3. Localize os extintores de incêndio e familiarize-os com o seu uso.
4. Não fume no laboratório.
5. Prepare-se para realizar cada experiência, lendo antes os conceitos referentes ao
experimento e o roteiro da prática.
6. Use um avental (jaleco) apropriado.
7. Evite conversas desnecessárias no laboratório.
8. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.
9. Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso quando
manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases concentrados.
10. Todas as experiências que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser
realizadas na câmara de exaustão (capela).
11. Sempre que proceder a diluição de um ácido concentrado, adicione-o lentamente, sob
agitação sobre a água, e não o contrário.
12. Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.
13. Não trabalhe com material imperfeito. Comunique ao seu professor qualquer acidente, pôr
menor que seja.
14. Antes de utilizar qualquer reagente, verifique a toxicidade da substância no rótulo do
frasco ou na literatura apropriada.
15. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagentes antes de usá-lo. Leia duas
vezes para ter certeza de que pegou o frasco certo. Algumas fórmulas e nomes químicos
podem diferir apenas de uma letra ou de um número.
16. Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz.
Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores que se desprendem do frasco.
17. Conserve seus equipamentos e mesa limpos. Evite derramar líquido, mas se o fizer, lave
imediatamente o local com bastante água.
18. Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. Desligue
todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpe e lave as mãos.
Têxtil – Química Geral
3
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2. Símbolos de identificação
Figura 1: Pictogramas baseados em padrões largamente aceitos.
3. Equipamentos básicos de laboratório
A execução de qualquer experimento na Química envolve, geralmente, a utilização de uma
variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com finalidades
específicas. O emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e das
condições em que a experiência será realizada. Contudo, na maioria dos casos, a seguinte
correlação pode ser feita:
3.1. Material de vidro
1. Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequena escala.
2. Béquer: recipiente com ou sem graduação utilizado para o preparo de soluções, aquecimento
de líquido, recristalização, pesagem, etc.
3. Erlenmeyer: frasco utilizado para aquecer líquidos ou para efetuar titulações.
4. Kitassato: frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em filtração sob
sucção.
5. Funil: utilizado na transferência de líquidos de um frasco para outro ou para efetuar filtrações
simples.
6. Bureta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Permite o
escoamento do líquido e é muito utilizada em titulações.
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7. Balão volumétrico: recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado
volume de líquido, a uma dada temperatura; utilizado no preparo de soluções de concentração
definidas.
8. Proveta ou cilindro graduado: frasco com graduação, destinado a medidas aproximadas de
volume de líquidos.
9. Pipeta: equipamento calibrado para medida precisa de volume de líquidos. Existem dois
tipos de pipetas: (a) pipeta graduada e (b) pipeta volumétrica. A primeira é utilizada para
escoar volumes variáveis e a segunda para escoar volumes fixos de líquidos.
10. Bastão de vidro: usado na agitação e transferência de líquidos. Quando envolvido em uma
de suas extremidades por um tubo de látex, é chamado de policial e é empregado na remoção
quantitativa de precipitados.
11. Cuba de vidro ou cristalizador: recipiente geralmente utilizado para conter misturas
refrigerantes, e finalidades diversas.
12. Dessecador: utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma
atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias
sob pressão reduzida.
13. Condensador: equipamento destinado à condensação de vapores, em (a) destilação ou (b)
aquecimentos sob refluxo.
14. Funil de separação: equipamento para separar líquidos não miscíveis.
15. Funil de adição: equipamentos para adição de soluções em sistemas fechados.
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16. Pesa-filtro: recipiente destinado à pesagem de sólidos.
17. Balão de fundo chato: frasco destinado a armazenar líquidos.
18. Balão de fundo redondo: recipiente utilizado para aquecimento de soluções em destilações e
aquecimentos sob refluxo.
19. Termômetro: instrumento de medidas de temperatura.
20. Vidro de relógio: usado geralmente para cobrir béqueres contendo soluções e finalidades
diversas.
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3.2. Material de porcelana
21. Funil de Büchner: utilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um kitassato.
22. Cápsula: usada para efetuar evaporação de líquidos.
23. Cadinho: usado para a calcinação de substâncias.
24. Almofariz e pistilo: destinados à pulverização de sólidos. Além de porcelana, podem ser
feitos de ágata, vidro ou metal.
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5.3. Material metálico
25. Suporte (a) e garra (b): peças metálicas usadas para montar aparelhagens em geral.
26. Bico de gás (Bunsen): fonte de calor destinado ao aquecimento de materiais não
inflamáveis.
27. Tripé: usado como suporte, principalmente de telas e triângulos.
28. Plataforma elevatória: usado para ajustar altura de aparelhagens em geral.
29. Tela de amianto: tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir uniformemente o
calor, durante o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um bico de Bunsen.
30. Triângulo de ferro com porcelana: usado principalmente como suporte em aquecimento de
cadinhos.
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3.4. Material elétrico
31. Balança: instrumento para determinação de massa.
32. Estufa: equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em geral até
200C.
33. Manta elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão de
fundo redondo.
34. Chapa elétrica: utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em béqueres ou
erlenmeyer.
35. Centrífuga: instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em suspensão em
líquidos.
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3.5. Materiais diversos
36. Suporte para tubos de ensaio.
37. Pisseta: frascos geralmente contendo água destilada, álcool ou outros solventes, usados para
efetuar a lavagem de recipientes ou materiais com jato do líquido nele contido.
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4. Acidentes comuns em laboratório e noções de primeiros socorros
1. Incêndio a partir do bico de gás
Desligar a chave geral da entrada de gás (combustível). Em seguida desligar o bico de
Bunsen. Caso o incêndio persista usar extintor do tipo pó químico (NaHCO 3). Pedir ajuda,
não tentar apagar o fogo sozinho.
2. Incêndio a partir de curto-circuito em fiação elétrica
Desligar a chave geral de energia elétrica. Utilizar extintor de CO2 ou de pó químico.
3. Intoxicação por inalação de gases
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Remover a vítima para um ambiente arejado deixando-a descansar. Arejar o ambiente
deixando todas as janelas e portas abertas, ligar ventiladores e exaustores.
4. Queimaduras com ácidos líquidos ou com bases
Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância por 15 minutos. Dependendo
da gravidade, procurar auxílio médico.
5. Queimadura geral com fogo
Em queimaduras graves lavar imediatamente com água no chuveiro, remover as roupas e
sapatos contaminados. Não esfregar ou friccionar a pele. Secar cuidadosamente e procurar
auxílio médico. No caso de queimaduras leves aplicar pomada de picrato de butesina ou
paraqueimol.
6. Incêndio em um almoxarifado de reagentes químicos
Utilizar extintor do tipo pó químico (NaHCO3).
7. Ácidos ou álcalis nos olhos
Lavar os olhos com água corrente por 15 minutos e em seguida com soro fisiológico.
8. Ingestão de substâncias tóxicas
Administrar uma colher de “ANTÍDOTO UNIVERSAL”, que é constituído de duas partes de
carvão ativo, uma de dióxido de magnésio e uma de ácido tânico. Procurar auxílio médico.
9. Referências
CIENFUERGOS, F. Segurança no Laboratório. Rio de Janeiro: Editora Interciência Ltda, 2001.
TRINDADE, D. F. et al. Química básica experimental. 2ª edição. São Paulo: Editora Ícone,
1998.
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Aula 2: Interação da Radiação Eletromagnética com a Matéria (teoria de Bohr)
1- Introdução
Os modelos atômicos foram propostos ao longo da história para tentar dar uma explicação
coerente e sistemática para diferentes fenômenos da natureza. Assim, o modelo de Dalton
explicou a proporcionalidade das quantidades de substâncias ao se combinarem entre si, mas não
contemplava a natureza elétrica da matéria, o que foi feito pelo modelo de Thomson.
Os grandes descobrimentos realizados a partir de meados do século XIX levaram a
questionamentos do modelo de Thomson e à idealização de um novo modelo, o de Rutherford,
que introduziu o conceito de espaço vazio em nível atômico e a localização das partículas
subatômicas no átomo.
Contudo, à medida que a Ciência evoluiu foi observado falhas no modelo de
Rutherford-Bohr, ao tentar explicar os espectros atômicos, estudou exaustivamente à existência
de níveis de energia no átomo. Segundo Bohr, os elétrons no átomo não estariam girando ao
redor do núcleo, mas movimentavam-se em espaços atômicos caracterizados por quantidades
definidas de energia. Alguns elétrons, ao receberem energia, passam a ocupar outro nível de
maior energia. Mas tal situação é instável e a tendência é retornar ao seu estado de menor
energia. Nesse processo, a energia absorvida é irradiada na forma de ondas eletromagnéticas que
podem ser visualizadas, isto é, na forma de cor (Figura 1). Este é o fundamento dos ensaios da
chama, que possibilitam identificar um metal por meio da cor que eles emitem quando levados à
chama.
Estado Excitado
E2
(eq. 1)
hc
∆E = E 2 − E1 = hν =
λ
Estado Fundamental E1
Absorção
Emissão
Figura 1- Transição eletrônica
A radiação eletromagnética é um tipo de energia que interage com a matéria em uma
grande variedade de maneiras e, portanto é de grande importância em química. A fim de entender
a natureza dessas interações, alguns aspectos com as propriedades da energia radiante são
necessárias.
A radiação eletromagnética ou energia radiante não é facilmente caracterizada, possui
algumas propriedades consistentes com a teoria das ondas, porém possui outras propriedades que
a faz com que se comporte como partícula. Ela pode ser considerada como uma combinação de
corrente elétrica alternada e campo magnético que percorre através do espaço com um
movimento de onda.
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Devido à radiação atuar como uma onda, ela pode ser classificada tanto em termos de
comprimento de onda como de freqüência, as quais estão relacionadas pela seguinte equação:
ν = c/λ (eq. 2)
onde: ν = frequência em segundos -1 (s-1);
c = velocidade da luz (3 x 10-8 m s-1);
λ = comprimento de onda em metros (normalmente em nm = 10-9 m).
Nem todas as interações entre radiação eletromagnética e matéria podem ser explicadas
em termos de uma simples teoria das ondas. Um entendimento de certas interações requer que a
radiação seja visualizada como uma partícula ou um pacote de energia denominada de fóton.
A energia de um fóton associada com a radiação eletromagnética é definida pela seguinte
equação:
E = h ν (eq. 3)
onde: E = energia em joules (J);
h = constante de Planck (6,62 x 10-34 J s).
Uma vez que frequência e comprimento de onda são inversamente proporcionais, a
energia de um fóton é descrita em termos de comprimento de onda pela equação:
E = h c/λ (eq. 4)
Tentando usar simultaneamente as características de onda e partícula, a radiação
eletromagnética pode ser considerada como sendo pequenos pacotes de energia se movendo no
espaço na forma de onda.
Através das equações acima, verifica-se que as radiações com menores comprimentos de
onda possuem maior energia.
Quando a radiação interage com a matéria um certo número de processos pode ocorrer,
incluindo reflexão, espalhamento, absorção, fluorescência/fosforescência (absorção e reemissão),
e reações fotoquímicas (absorção e quebra de ligações químicas).
Como a luz é uma forma de energia, absorção de luz pela matéria faz com que a
quantidade de energia das moléculas (ou átomos) aumente.
A energia potencial total de uma molécula é representada geralmente como a soma de
suas energias eletrônica, vibracional e rotacional:
Etotal = Eeletrônica + Evibracional + Erotacional (eq. 5)
A quantidade de energia que uma molécula possui em cada uma das formas não é
contínua, mas uma série de níveis discretos ou níveis de estado. As diferenças de energia entre os
diferentes estados são na seguinte ordem:
Eeletrônica > Evibracional > Erotacional
Em algumas moléculas e átomos, luz tem energia suficiente para ocasionar transições
entre os diferentes níveis eletrônicos de energia.
O comprimento de onda da luz absorvida é aquele que tem energia suficiente para mover
um elétron de um nível inferior de energia para um nível superior de energia. Para transições
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eletrônicas, a diferença de energia entre o estado fundamental e o estado excitado é relativamente
grande. Portanto, a absorção de energia e o retorno para o estado fundamental são processos
rápidos, e o equilíbrio é alcançado muito rapidamente. Assim, uma simples relação linear entre
absorbância e concentração e a relativa facilidade de medida da luz têm feito com que a
espectroscopia seja à base de vários métodos analíticos quantitativos.
2. Objetivos
Nesta aula, os ensaios da coloração da chama serão utilizados para observar as cores
emitidas por diferentes metais no espectro visível (Figura 2), correlacionando este fenômeno
com o modelo atômico proposto por Bohr.
Figura 2- Espectro na região do visível
3. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias
necessárias para a execução do experimento.
4. Procedimento Experimental
1. Coloque a haste de madeira na solução em estudo. Observe se a mesma foi absorvida pela
madeira. Leve-a à chama. Observe a coloração da chama e anote na tabela de resultados. Repita
o mesmo procedimento com as demais soluções.
2. Faça misturas de soluções de metais (1:1) nos tubos de ensaios, conforme Tabela 1. Mergulhe
um palito em cada mistura e observe a coloração da chama. Anote na tabela de resultados.
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5. Resultados
AMOSTRA
NaCℓ
COR DA CHAMA
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MISTURA
NaCℓ + KCℓ
KCℓ
KCℓ + LiCℓ
LiCℓ
LiCℓ + CaCℓ2
COR DA CHAMA
CaCℓ2
CaCℓ2 + SrCℓ2
SrCℓ2
SrCℓ2 + BaCℓ2
BaCℓ2
BaCℓ2 + NaCℓ
VOGEL, A. Química Analítica Qualitativa. 5a ed. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
Aula 3: Programa de Gerenciamento de Resíduos Químicos (PGRQ) nos Laboratórios de
Química da PUC Goiás
1. Introdução
A geração de resíduos químicos em laboratórios de instituições de ensino superior no
Brasil sempre foi um assunto pouco discutido na maioria das Universidades, em especial nos
departamentos de Química a gestão dos resíduos gerados nas suas atividades rotineiras é
inexistente e, devido à falta de um órgão fiscalizador o descarte inadequado é realizado
normalmente.
No atual cenário, aonde vários segmentos da sociedade vêm cada vez mais se
preocupando com a questão ambiental, as Universidades não podem continuar mantendo esta
medida cômoda de simplesmente ignorar sua posição de geradora de resíduos, pois, tal atitude
fere frontalmente o papel que ela própria desempenha quando avalia o impacto causado por
outras unidades geradoras de resíduo fora dos seus limites físicos.
Assim sendo, frente ao papel importante que as universidades desempenham na nossa
sociedade, diante da importância ambiental que estes resíduos podem apresentar e, por uma
questão de coerência e postura, os Laboratórios de Química do Departamento de
Matemática, Química, Física e Engenharia de Alimentos (MAF) da Pontifícia Universidade
Católica de Goiás (PUC Goiás), se posicionam de forma ativa e consciente na implantação do
Programa de Gerenciamento de Resíduos (PGRQ), considerando a importância em preservar o
meio ambiente e proteger a saúde dos cidadãos.
2. Objetivos
Esta aula tem por objetivo apresentar o processo de coleta seletiva, tratamento e
reaproveitamento dos resíduos gerados nas aulas práticas do Laboratório de Química, de acordo
com as normas e legislações vigentes e de forma ecologicamente correta.
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3. Meta
Por meio de iniciativas para conscientizar funcionários, docentes, alunos e a comunidade
interna e externa que freqüentam os laboratórios, o PGRQ tem como meta modificar o
comportamento cultural sobre a importância da preservação ambiental, quanto aos resíduos
gerados, segregação e o seu destino final.
4. Programa de Gerenciamento de Resíduos Químicos (PGRQ)
A implantação e a manutenção de um Programa de Gerenciamento demandam a adoção de
três conceitos importantes, os quais direcionarão as atividades a serem desenvolvidas no decorrer
do programa. O primeiro é o de que gerenciar resíduos não é sinônimo de geração zero de
resíduo, ou seja, o gerenciamento busca não só minimizar a quantidade gerada, mas também
impõe um valor máximo na concentração de substâncias notadamente tóxicas no efluente final
da unidade geradora, tendo como guia as Resoluções do Conselho Nacional do Meio Ambiente
(CONAMA). O segundo conceito diz que só se pode gerenciar aquilo que se conhece, e assim
sendo, um inventário de todo o resíduo passivo produzido na rotina da unidade geradora é
indispensável. O terceiro conceito importante é o da responsabilidade objetiva na geração do
resíduo, ou seja, o gerador do resíduo é o responsável pela sua destinação final.
Além destes três importantes conceitos que servem de sustentação para qualquer programa
de gerenciamento de resíduos, a operacionalização deste envolve outros pontos básicos:
1) O compromisso explícito dos responsáveis da Unidade Geradora pelo programa;
2) A conscientização de todos os usuários do laboratório;
3) O Inventário do passivo e ativo existente na unidade geradora;
4) A Hierarquização das responsabilidades de cada pessoa envolvida no PGRQ.
O compromisso formal dos responsáveis pela Unidade Geradora em programar e manter
o PGRQ é importante, primeiro porque envolve todo o pessoal ligado diretamente às atividades
que geram resíduos. Além disso, devemos considerar que grande parte destas pessoas estará
engajada em alguma atividade adicional pelo menos durante a fase inicial do PGRQ. Um
programa desta natureza sempre demanda recursos financeiros tanto na sua fase inicial, como na
sua manutenção e um levantamento completo dos resíduos vencidos sem utilidade que se
classificam como passivo e os reagentes químicos que são utilizados no dia-a-dia classificados
ativo são importantes, porque permitem que a unidade conheça a si própria quanto à natureza e
qualidade dos resíduos gerados e estocados.
5. Resíduos Químicos
Os resíduos contendo substâncias químicas que podem apresentar risco à saúde pública
ou ao meio ambiente, dependendo de suas características de inflamabilidade, corrosividade,
reatividade e toxicidade são:
1. Produtos hormonais e produtos antimicrobianos; citostáticos; antineoplásicos;
imunossupressores; digitálicos; imunomoduladores; anti-retrovirais, quando descartados
por serviços de saúde, farmácias, drogarias e distribuidores de medicamentos ou
apreendidos e os resíduos e insumos farmacêuticos dos Medicamentos controlados pela
Portaria do Ministério da Saúde (MS) n. 344 de 1998;
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2. Resíduos de saneantes, desinfetantes, resíduos contendo metais pesados; reagentes para
laboratório, inclusive os recipientes contaminados por estes;
3. Efluentes de processadores de imagem (reveladores e fixadores);
4. Efluentes dos equipamentos automatizados utilizados em análises clínicas;
5. Demais produtos considerados perigosos pela classificação da NBR 10004 (ABNT, 2004)
aquele tóxicos, corrosivos, inflamáveis e reativos.
6. Resíduos Comuns Recicláveis
Resíduos que não apresentem risco biológico, químico ou radiológico à saúde ou ao meio
ambiente, podendo ser equiparados aos resíduos domiciliares como: papel de uso sanitário,
fralda, absorventes higiênicos, peças descartáveis de vestuário, resto alimentar, material utilizado
em anti-sepsia, sobras de alimentos e do preparo de alimentos, resto alimentar de refeitório,
resíduos provenientes das áreas administrativas, resíduos de varrição como flores, podas e
jardins, resíduos de gesso provenientes de assistência à saúde.
7. Resíduos Perfurocortantes
Materiais perfurocortantes ou escarificantes, tais como: Lâminas de barbear, agulhas,
escalpes, ampolas de vidro, brocas, limas endodônticas, pontas diamantadas, lâminas de bisturi,
lancetas; tubos capilares; micropipetas; lâminas e lamínulas; espátulas; e todos os utensílios de
vidro quebrados no laboratório tais como pipetas, tubos de coleta sanguínea, placas de Petri e
outros similares.
8. Diretrizes para o Gerenciamento de Resíduos Químicos nos Laboratórios de Química da
PUC Goiás
Tanto a seleção quanto o tratamento adequados para cada tipo de resíduo gerado é
fundamental para a minimização do impacto ambiental causado pela atividade desenvolvida nos
Laboratórios de Química da PUC Goiás.
Os resíduos gerados no laboratório se enquadram são Resíduos Químicos, Resíduos
Comuns Recicláveis e Resíduos Perfurocortantes. Portanto, são de suma importância o
conhecimento da legislação e as recomendações para o tratamento e descarte desses.
A legislação que estabelece as diretrizes para a classificação, tratamento e limites para
lançamento na rede pública são as Resoluções do CONAMA e algumas NBRs da ABNT.
8.1. Resíduos Químicos
As características dos riscos destas substâncias são as contidas na Ficha de informações
de Segurança de Produtos Químicos (FISPQ), conforme NBR 14725-4 (ABNT, 2009).
Resíduos químicos que apresentam risco à saúde ou ao meio ambiente, quando não
forem submetidos a processo de reutilização, recuperação ou reciclagem, devem ser submetidos
a tratamento ou disposição final específicos.
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Resíduos químicos no estado sólido, quando não tratados, devem ser dispostos em
aterro de resíduos perigosos da Classe I.
Resíduos químicos no estado líquido devem ser submetidos a tratamento específico,
sendo vedado o seu encaminhamento para disposição final em aterros.
Ambos devem ser acondicionados observadas as exigências de compatibilidade
química dos resíduos entre si, assim como de cada resíduo com os materiais das embalagens de
forma a evitar reação química entre os componentes do resíduo e da embalagem, enfraquecendo
ou deteriorando a mesma, ou a possibilidade de que o material da embalagem seja permeável aos
componentes do resíduo.
Quando os recipientes de acondicionamento forem constituídos de polietileno, deverá
ser observada a compatibilidade. Quando destinados à reciclagem ou reaproveitamento, devem
ser acondicionados em recipientes individualizados, observadas as exigências de compatibilidade
química do resíduo com os materiais das embalagens de forma a evitar reação química entre os
componentes do resíduo e da embalagem, enfraquecendo ou deteriorando a mesma, ou a
possibilidade de que o material da embalagem seja permeável aos componentes do resíduo.
Os resíduos líquidos devem ser acondicionados em recipientes constituídos de material
compatível com o líquido armazenado, resistentes, rígidos e estanques, com tampa rosqueada e
vedante.
Os resíduos sólidos devem ser acondicionados em recipientes de material rígido,
adequados para cada tipo de substância química, respeitando as suas características
físico-químicas e seu estado físico, e identificados de acordo com a Resolução da Diretoria
Colegiada (RDC) do CONAMA n. 306 de 2004.
As embalagens que não entram em contato direto com produto químico devem ser
fisicamente descaracterizadas e acondicionadas como Resíduo do Grupo D, podendo ser
encaminhadas para processo de reciclagem.
As soluções de ácidos ou bases utilizadas devem ser neutralizadas para alcançarem pH
entre 7 e 9, sendo posteriormente lançados na rede coletora de esgoto ou em corpo receptor,
desde que atendam as diretrizes estabelecidas pelos órgãos ambientais, gestores de recursos
hídricos e de saneamento competentes.
O descarte de pilhas, baterias e acumuladores de carga contendo Chumbo (Pb),
Cádmio (Cd) e Mercúrio (Hg) e seus compostos, deve ser feito de acordo com a Resolução do
CONAMA n. 257 de 1999.
Os demais resíduos sólidos contendo metais pesados podem ser encaminhados a
Aterro de Resíduos Perigosos – Classe I ou serem submetidos a tratamento de acordo com as
orientações do órgão local de meio ambiente, em instalações licenciadas para este fim. Os
resíduos líquidos deste grupo devem seguir orientações específicas dos órgãos ambientais locais.
Os resíduos contendo Mercúrio (Hg) devem ser acondicionados em recipientes sob
selo d’água e encaminhados para recuperação.
Resíduos químicos que não apresentam risco à saúde ou ao meio ambiente, não
necessitam de tratamento, podendo ser submetidos a processo de reutilização, recuperação ou
reciclagem.
Resíduos no estado sólido, quando não submetidos à reutilização, recuperação ou
reciclagem devem ser encaminhados para sistemas de disposição final licenciados.
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Resíduos no estado líquido podem ser lançados na rede coletora de esgoto ou em corpo
receptor, desde que atendam respectivamente as diretrizes estabelecidas pelos órgãos ambientais,
gestores de recursos hídricos e de saneamento competentes.
8.2. Resíduos Comuns Recicláveis
Os resíduos orgânicos como sobras de alimento e de pré-preparo desses alimentos,
restos podem ser encaminhados ao sistema coletor da Companhia de Urbanização de Goiânia
(COMURG).
8.3 Resíduos Perfurocortantes
Os materiais perfurocortantes como agulhas e lâminas devem ser descartados
separadamente, no local de sua geração, imediatamente após o uso em recipientes rígidos,
resistentes à punctura, ruptura e vazamento, com tampa, devidamente e identificados. No caso de
vidrarias quebradas, o descarte deve ser feito conforme descrito acima em recipiente separado
com identificação específica.
9. O Tratamento e o Acondicionamento dos Resíduos Gerados
O tratamento não visa zerar a geração de resíduos e sim atender aos pré-requisitos adotados
pela legislação. Os grupos de resíduos anteriormente identificados nesse laboratório químico,
além de segregados e identificados, são tratados, acondicionados e destinados de acordo com os
procedimentos operacionais padrões (POPs) disponíveis no PGR da Química.
10. Bibliografia
PLANO DE GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS (PGR) da PUC Goiás.
Aula 4: Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico
1. Introdução
A Química é uma ciência experimental e um dos procedimentos mais utilizados no
laboratório é a medição. Medir significa determinar com base em uma determinada escala, a
quantidade de uma grandeza. Muitas vezes a prática química não exige medidas precisas, isto é,
quando a medida é qualitativa. No entanto, muitas vezes é necessário saber com exatidão e
precisão a massa ou o volume de uma substância. Para determinarmos a massa, utilizamos
balanças. Para medirmos o volume, utilizamos vários recipientes que nos ajudam a realizar
medidas, com diferentes níveis de precisão.
Muitas vezes o resultado de uma determinada prática depende fundamentalmente do grau
de precisão com que foram realizadas as medidas, por isso é importante que você conheça os
recipientes volumétricos, saiba lidar com eles e esteja ciente dos erros que podem acontecer para
procurar evitá-los.
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2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos reconhecer os principais recipientes volumétricos, estudar
suas características e especificações de utilidade, as técnicas de limpeza e manipulação.
3. Técnicas de Leitura
A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevada
precisão. Erros nas medidas acarretam em erros nos resultados finais da análise, os quais devem
ser evitados. A não observação dos cuidados necessários à medição conduz a resultados
equivocados, mesmo quando todas as outras regras de operação são realizadas com precisão.
A medida de volumes está sujeita a uma série de erros devidos à ação da tensão superficial
sobre superfícies líquidas, dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura,
imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos e erros de paralaxe.
Medir volumes de líquidos em um recipiente significa comparar a sua superfície com a
escala descrita no recipiente utilizado. Essa superfície é denominada menisco. Os líquidos têm a
propriedade de reduzir ao máximo a sua superfície. Esta propriedade denomina-se tensão
superficial e está relacionada com a força na qual as moléculas de um líquido se atraem
mutuamente. Se no interior de um líquido as forças de atração estão saturadas, na superfície está
compensada só uma parte delas. Por isso as moléculas da superfície sofrem uma atração
recíproca especialmente forte, é como se o líquido estivesse coberto por uma película
autotensora. Essa força que contrai a superfície do líquido é o que chamamos de tensão
superficial e varia para cada líquido, dependendo do caráter da interação intermolecular.
O menisco é a superfície do líquido que estaremos medindo. Para a água, a força de coesão
entre as moléculas é parcialmente superada pelas de adesão entre ela e o vidro, e o menisco é
côncavo, sendo que sua parte inferior (vértice) deverá coincidir com a linha de aferição (Figura
3.1). No mercúrio, ao contrário, as forças de coesão são bastante maiores que as de adesão entre
o mercúrio e o vidro, e o menisco é convexo, sendo considerado para leitura sua parte superior
(Figura 3.2).
Para líquidos que apresentam concavidade e são transparentes ou levemente coloridos, a
parte inferior do menisco deverá coincidir com a linha de aferição (Figura 3.3). Se for fortemente
colorido, isto é, se não for possível verificar o menisco, deve-se considerar sua parte superior
(Figura 3.4).
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Figura 3.1: Superfície côncava
Figura 3.3: Menisco inferior
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Figura 3.2: Superfície convexa
Figura 3.4: Menisco superior
Outra técnica importante é a posição do olho do observador. Este deverá estar sempre no
mesmo nível da marca de aferição do recipiente (Figura 3.5). Se o observador estiver olhando
por cima do menisco, observará um valor superior ao verdadeiro. Se estiver olhando por baixo
do menisco, observará um valor inferior. Estes erros são conhecidos como erros de paralaxe.
Figura 3.5: Posição do observador. Erro de paralaxe.
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4. Limpeza e secagem de material volumétrico
Os aparelhos volumétricos devem estar perfeitamente limpos, para que os resultados das
medidas possam ser reprodutíveis. Recomenda-se limpar o material com solução detergente,
enxaguá-lo várias vezes com água da torneira e depois com jatos de água destilada. Verifica-se a
limpeza, deixando escoar a água. Se a película líquida, inicialmente formada nas paredes, escorre
uniformemente, sem deixar gotículas presas, a superfície está limpa. Qualquer sujeira aderida às
paredes dos recipientes altera o resultado final da medida.
Caso seja necessária limpeza mais drástica, existem soluções especiais, tais como solução
sulfocrômica (dicromato de potássio em ácido sulfúrico concentrado). Esta solução é corrosiva e
exige muito cuidado em seu emprego. Outras soluções utilizadas são a alcoólica de hidróxido de
potássio, mistura álcool e éter; solução básica de permanganato de potássio.
Para a secagem de material volumétrico, pode-se utilizar: secagem comum, por evaporação
à temperatura ambiente; secagem em corrente de ar, por exemplo, ar aspirado por meio de uma
bomba de vácuo.
Uma secagem rápida pode ser obtida após enxaguar o material com álcool ou acetona.
Caso não se disponha de tempo para secar pipetas ou buretas, deve-se enxaguá-las repetidas
vezes com pequenas porções do líquido que será usado para enchê-las. Material volumétrico não
deve ser seco em estufa, nem deve ser aquecido.
5. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar os materiais, as vidrarias e os
reagentes necessários para a execução dos experimentos (sublinhados).
6. Procedimento Experimental
1- Comparação entre proveta e béquer:
Utilizando o bastão de vidro, encha a proveta de 50mL com água destilada e acerte o traço de
aferição. Com cuidado, transfira esse volume para um béquer de 100mL. Compare o volume
final. Anote a sua observação na tabela de resultados.
2- Comparação entre proveta e balão volumétrico:
Utilizando o bastão de vidro, encha a proveta de 100mL com água destilada e acerte o traço de
aferição. Transfira para um balão volumétrico de 100mL, limpo e seco. Compare o volume final.
Anote a sua observação na tabela de resultados.
3- Comparação entre bureta e béquer:
Fixe uma bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento.
Coloque um béquer de 100mL embaixo da bureta. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a
bureta com água destilada e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a
extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em
seguida, encha a bureta com água destilada e acerte o menisco com o traço de aferição (zero),
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que fica na parte superior. Segure a torneira com a mão esquerda e usando os dedos polegar e
médio dessa mão, inicie o escoamento. Transfira 50mL de água da bureta, para um béquer de
100mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de resultados.
4- Técnicas de pipetagem:
Segure uma pipeta graduada de 5 ou 10mL pela extremidade superior e acople o pipetador de
borracha. Retire o ar de dentro do pipetador apertando simultaneamente a válvula superior e o
pipetador. Mergulhe a extremidade inferior da pipeta em um béquer de 50mL contendo água
destilada. Faça a sucção apertando a válvula inferior do pipetador até notar que o líquido subiu
um pouco acima do traço de aferição. Puxe devagar para que o líquido não entre no pipetador.
Para escoar o líquido, utilize a válvula lateral do pipetador. Acerte o zero e transfira lentamente,
de 1 em 1mL, o líquido para um béquer. Repita o procedimento até não mais encontrar
dificuldade em manusear o pipetador.
Repita o procedimento 4 com um líquido escuro (solução de KMnO4)
Repita o procedimento 4 utilizando uma pipeta volumétrica (volume fixo).
Observação: Não se deve pipetar com a boca. Deve-se sempre utilizar o pipetador de borracha
(pêra) acoplado à extremidade superior da pipeta. Os líquidos TÓXICOS, VOLÁTEIS E
CORROSIVOS devem ser pipetados na capela com exaustor ligado.
7. Resultados
Procedimento
Observações
1
2
3
9. Referências
E. O. Albuquerque. Aulas Prática de Química. Editora Moderna, São Paulo, 1994.
Aula 5: Análise das Propriedades de Reagentes Químicos
1. Introdução
O trabalho em laboratório de Química tem como principais objetivos à aquisição de
conhecimentos fundamentais sobre as operações práticas e o relacionamento das experiências
com os conceitos teóricos.
As experiências de laboratório estimulam a curiosidade, desenvolvem as habilidades de
observação, registro e interpretação de dados, assim como oferecem a oportunidade de um bom
treinamento na manipulação de diversos materiais e equipamentos.
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O sucesso de uma experiência está diretamente relacionado com o interesse, organização e
cuidado na sua execução. Assim, o respeito às normas de segurança é fundamental para se evitar
acidentes, devidos aos riscos inerentes dos trabalhos desenvolvidos.
O cuidado e a adoção de medidas de segurança são de responsabilidade de cada indivíduo
no laboratório. Se existir qualquer dúvida quanto à segurança de uma experiência, deve-se pedir
a opinião de uma pessoa experiente ao invés de esperar que nada de mal aconteça. Cada um que
trabalhe deve ter responsabilidade no seu trabalho e evitar atitudes imprudentes, de ignorância ou
pressa que possam acarretar num acidente e possíveis danos. Deve prestar atenção à sua volta e
se prevenir contra perigos que possam surgir do seu trabalho, bem como de outras pessoas.
Nenhum produto químico deve ser manipulado no laboratório sem que se saiba exatamente
o seu comportamento. Os rótulos devem conter sempre informações necessárias para a perfeita
caracterização, bem como indicações de riscos, medidas de prevenção para o manuseio e
instruções para o caso de eventuais acidentes. Dessa forma é fundamental que o químico saiba
diferenciar as propriedades, a qualidade e os eventuais riscos na manipulação de reagentes
químicos.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos analisar os reagentes químicos quanto as suas propriedades
físicas e químicas, a forma correta de manipulá-los e como proceder em casos de acidentes.
3. Materiais
•
Catálogos de diferentes empresas
4. Reagentes (sugestão)
•
Ácidos inorgânicos: HCl, H2SO4, HNO3
•
Ácidos Acético e Cítrico
•
Hidróxidos: NaOH e NH4OH
•
Solventes: Hexano e Acetona
•
Sais: Sulfato de cobre e Nitrato de ferro
•
Óxidos: óxido de crômio
5. Procedimento Experimental
Você encontrará sobre a bancada alguns produtos químicos. Analise seis frascos, leia o rótulo e
organize as seguintes informações na tabela abaixo.
Resultados
Tabela 2.1: Análise dos reagentes
Nome do
Reagente
Fórmula
Empresa
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Estado
Físico
Ponto de
Fusão (°C)
Ponto de
Ebulição
(°C)
Densidade
(g/cm3)
Massa
Molecular
(g/mol)
% das
principais
impurezas
Riscos de
Manipulaçã
o
Forma de
Descarte
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Aula 6: Condutividade Elétrica das Soluções – força de ácido e base
1. Introdução
Eletrólitos são substâncias que em um meio de elevada constante dielétrica, tal como a água,
dissociam-se em íons (cátions e ânions) que se movem na solução, simultaneamente e em direções
opostas, estabelecendo a corrente elétrica. O íon positivo (cátion) é atraído pelo pólo negativo (catodo) e o
íon negativo (ânion) é atraído pelo pólo positivo (anodo).
A dissociação iônica pode ser total (eletrólitos fortes), como acontece com a maioria dos sais e em
alguns ácidos e bases, ou parcial (eletrólitos fracos), como ocorre com a maior parte dos ácidos e bases.
Quando fundidos, quase todos os eletrólitos conduzem eletricidade.
Deve-se registrar que uma substância que se comporta como um eletrólito em água pode não formar
uma solução condutora em outro solvente. Isto é o que ocorre, por exemplo, com o cloreto de sódio em
álcool, éter ou hexano.
Os não-eletrólitos são as substâncias que quando em solução não conduzem a corrente elétrica. Por
exemplo, sacarose, manose, glicose, etanol e uréia em soluções aquosas.
2. Objetivos
Nesta aula serão realizados experimentos visando comparar a condutividade elétrica de diferentes
eletrólitos e verificar que: a) a condutividade está relacionada com a mobilidade dos íons na solução; b)
que a concentração iônica está diretamente relacionada com a carga que atravessa a solução; c) que
quando se mistura uma substância iônica com uma substância molecular há uma interação entre elas que
modifica suas estruturas e sua condutividade elétrica; d) o efeito da natureza do solvente e do soluto e
também da concentração do soluto sobre a condutividade da solução.
3. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a execução
dos experimentos.
4. Procedimento Experimental
4.1 Verificação da natureza elétrica de espécies puras e em solução
1. Meça numa proveta 100mL de água destilada-deionizada para um béquer de 150mL. Mergulhe os
eletrodos de cobre, previamente limpos, lavados e secos, e conecte a fonte de corrente alternada, como
mostrado na figura 1. Verifique a condutividade elétrica da água. Anote as suas observações.
Figura 1- Arranjo a ser utilizado na verificação da condutividade das soluções
2. Adicione ao béquer contendo água, uma pequena quantidade de sacarose, agite até haver dissolução
completa do sólido, ligue o sistema e observe a condutividade da solução.
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3. No mesmo béquer, adicione uma pequena quantidade de cloreto de sódio, agite até haver dissolução
completa do sólido, ligue o sistema e observe a condutividade da solução.
4. Em outro béquer de 150mL, transfira cerca de 50mL de solução de ácido acético 0,1mol L-1 e teste a
condutividade da mesma.
5. Em outro béquer de 150mL, repita o procedimento acima utilizando uma solução de hidróxido de
amônio 0,1mol L-1.
6. Misture as soluções utilizadas nos itens 4 e 5, verifique a condutividade. Compare com os resultados
obtidos acima.
7. Em outro béquer de 150mL, adicione 50mL de álcool etílico e, a seguir, uma pequena quantidade de
cloreto de sódio. Agite e verifique a condutividade da solução.
Anote no quadro de resultados as suas conclusões relativas à classificação da solução como um eletrólito
forte, fraco ou não eletrólito, utilizando como referência a situação da lâmpada (acesa ou apagada).
4.2 Determinação do ponto de equivalência de uma titulação utilizando medida de condutividade
8. Transfira para um béquer de 250mL, 50mL de solução saturada de hidróxido de bário, Ba(OH)2, e
cerca de 3 gotas de fenolftaleína 1% (indicador ácido-base) e agite. Observe a cor. Mergulhe os eletrodos
na solução. Faça as conexões como indicadas na figura 2 e verifique a condutividade da solução.
9. Adicione na bureta de 25mL, a solução de ácido sulfúrico 1mol L-1 (H2SO4) e titule lentamente,
adicionando gota a gota esta solução. Mantenha o sistema de condutividade ligado.
10. Titule lentamente até o ponto de viragem (rosa para incolor) do indicador.
11. Adicione algumas gotas da solução de H2SO4 1mol L-1 e anote as suas observações.
Figura 2. Aparelho para titulação
5. Resultados
Item/Solução
Situação da lâmpada
Classificação da solução
1. água pura
2. Solução de sacarose
3. Solução de sacarose +
NaCℓ
4. Solução de ácido acético
5. Solução de NH4OH
6. Mistura de ácido acético e
NH4OH
7. etanol + NaCℓ
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8. Ba(OH)2 + fenolftaleína
9. H2SO4 + Ba(OH)2
10. Até o ponto de equivalência
11. Excesso de H2SO4
7. Bibliografia
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. Química Geral e Reações Químicas. v. 1. São Paulo: Thomson
Learning. 2006.
Aula 7: Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de hidróxido de sódio
1. Introdução
Uma solução é formada quando uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias formam uma
única fase. O componente presente em maior quantidade é chamado solvente e os outros componentes
são denominados solutos.
Quando se pensa em soluções, a primeira idéia que ocorre envolve a água como solvente, por
exemplo: refrigerantes, bebidas, detergentes, remédios em solução oral, etc. Porém muitos produtos de
consumo, tais como os óleos lubrificantes e a gasolina são soluções constituídas por outros líquidos. Além
disso, deve-se estar atento que soluções não envolvem apenas os solventes líquidos. O ar é uma solução
de N2, O2, CO2, vapor d’água e outros gases. O vidro, sólido amorfo, é uma solução de óxidos metálicos
(Na2O e CaO, entre outros) em SiO2. A solda usada para fazer as conexões elétricas nos circuitos das
calculadoras e dos computadores é também uma solução sólida de Sn, Pb e outros metais.
As propriedades das soluções, por exemplo, a cor ou o sabor, dependem de sua concentração. Em
química, a quantidade de soluto dissolvido em uma unidade de volume ou de massa da solução ou do
solvente se denomina concentração. A concentração é expressa, comumente, em mol do soluto por litro
da solução; esta concentração é a molaridade da solução.
Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente conhecida, isto é,
soluções padrões.
Quando a substância não for facilmente solúvel em água, é aconselhável aquecer a substância e um
pouco do solvente em um béquer com agitação, até que a substância se dissolva completamente. Em
seguida, deixa-se a solução resfriar e transferir para um balão volumétrico com o auxílio de um funil.
Lava-se o béquer algumas vezes com o solvente, transferindo tudo para o balão. Em nenhuma
circunstância o balão volumétrico pode ser aquecido.
Nos trabalhos de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou de outro vidro resistente com
tampas esmerilhadas. Para soluções alcalinas os frascos de vidro são substituídos por frascos de
polietileno uma vez que as bases reagem com os componentes do vidro. Deve-se observar que os frascos
de vidro são obrigatórios para algumas soluções, como por exemplo, iodo e nitrato de prata. Nestes dois
casos o vidro deve ser escuro (âmbar), pois estas substâncias degradam-se por ação da luz.
Os frascos de estocagem devem estar limpos e secos. Os frascos devem ser rotulados com o nome
da solução, concentração, data de preparação e, quando for o caso, o nome do analista.
Sobre a volumetria de neutralização compreende titulações de espécies ácidas com solução padrão
alcalina e titulações básicas com solução padrão ácidas. O reagente titulante é sempre um ácido forte ou
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uma base forte.
Comumente o ponto final na titulação de neutralização é sinalizado com o auxílio de indicadores
ácido-básicos. É importante conhecer o ponto da escala de pH em que se situa o ponto de equivalência da
titulação, pois cada indicador apresenta uma zona de transição e também a maneira como varia o pH no
curso da titulação, particularmente em torno do ponto de equivalência. Este ponto coincide com o ponto
de neutralidade (pH 7) quando a titulação envolve um ácido forte e uma base forte. Nos demais casos, o
ponto de equivalência encontra-se deslocado para a região alcalina, quando a titulação envolve um ácido
fraco e uma base forte, ou para a região ácida, quando a titulação envolve um ácido forte com uma base
fraca.
Para preparar soluções padrões alcalinas, o regente mais usado é o hidróxido de sódio. No entanto o
NaOH pode conter uma quantidade considerável de Na2CO3, além de ser higroscópico. Este reagente não
é padrão primário e a sua solução deve ser padronizada contra reagentes ácidos, por exemplo, o biftalato
de potássio. As soluções de hidróxido de sódio atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação de
silicatos solúveis. A presença de silicatos solúveis causa erros e as soluções de hidróxidos devem ser
conservadas em frascos de polietileno.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos preparar, padronizar e conservar uma solução de NaOH 0,1 mol L-1.
3. Considerações sobre padrão primário
Segundo Gil; Orlando; Matias e Serrano (2005) em um laboratório analítico o doseamento de
qualquer tipo de matéria ou produto manufaturado é necessária a preparação de soluções de concentrações
conhecidas e confiáveis. Este reagente é chamado de padrão primário que para isso são requeridas
algumas exigências entre elas:
a- Fácil obtenção, purificação, secagem e preservação em estado puro;
b- Não deve ser higroscópico e nem oxidar no ar ou ser sensível ao dióxido de carbono; durante o
uso e estocagem, a composição deve permanecer invariável;
c- O total de impurezas não deve exceder 0,01-0,02%;
d-
Deve possuir uma massa molecular relativamente elevada, a fim de que os erros de pesagem
possam ser desprezíveis;
e- Deve ser solúvel nas condições experimentais
f- Deve reagir com a espécie de interesse de modo estequiométrico e instantâneo.
4. Considerações sobre biftalato de potássio
As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com hidrogenoftalato de potássio
ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão primário (Figura1). É um sal com
características ácidas que reage estequiometricamente com o NaOH.
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O
C
OK
O
C
OH
Figura 1: Estrutura molecular do biftalato de potássio.
5. Materiais, Vidrarias e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar os materiais, vidrarias e reagentes necessários
para a execução dos experimentos.
6. Procedimento experimental
6.1. Preparação da solução NaOH 0,1 mol L-1.
1- Meça com a pipeta volumétrica 25,0mL da solução estoque de NaOH 1,0mol/L. Transfira
cuidadosamente para um balão volumétrico de 250mL.
2- Com o auxílio de um bastão de vidro, complete o volume do balão com água destilada recém fervida.
Acerte o menisco e homogeneíze. Junte todas as soluções preparadas e transfira para frascos de
polietileno e rotule-os.
Observação: O frasco de estocagem deve estar limpo e lavado três vezes com um pouco da solução
preparada.
6.2 Padronização da solução de NaOH 0,1 mol L-1.
1- Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25,00mL da
solução de NaOH 0,1 mol L-1.
2- Pese exatamente a massa calculada no item 1 e transfira quantitativamente para um erlenmeyer de
250mL. Adicione cerca de 50mL de água destilada fria e recém fervida. Adicione duas gotas de
fenolftaleína 1% e homogeneizar.
3- Lave a bureta de 25mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,1 mol L-1. Feche a torneira de
controle de escoamento. Nas pias, com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta com solução de
NaOH 0,1 mol L-1 e observe se há vazamento. Verifique se há bolha entre a torneira e a extremidade
inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta
com NaOH 0,1 mol L-1e acerte o menisco (zero). Fixe a bureta no suporte universal.
4- Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1 mol L-1, até mudança de coloração do indicador
fenolftaleína de incolor para rosa. Anote o volume gasto e calcule o fator de correção, utilizando a
seguinte fórmula.
ou
25,0
Fc =
Vgasto
m = massa do biftalato de potássio pesada
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Fc =
m
0,2042.V .M
V = volume gasto da solução de NaOH (mL)
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M= molaridade da solução (0,1 mol L-1)
5-
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0,2042 = mmol do biftalato de potássio
Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da solução
de NaOH 0,1 mol L-1 e escreva no rótulo.
Mreal = Fc x 0,1
7. Resultados
Tabela 1: Resultados da padronização da solução de NaOH 0,1 mol L-1
Fator de correção da solução de NaOH 0,1 mol L-1– Grupo
1
Fator de correção da solução de NaOH 0,1 mol L-1– Grupo
2
Fator de correção da solução de NaOH 0,1 mol L-1– Grupo
3
Fator de correção da solução de NaOH 0,1 mol L-1– Grupo
4
Média do Fator de Correção da solução de NaOH 0,1 mol
L-1
Molaridade real da solução de NaOH
Bibliografia
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar. 2a ed. Campinas: Editora da UNICAMP. 1995.
OHLWEILLER, O.A. Química Analítica Quantitativa. v. 2. 3a ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos. 1981.
QUAGLIANO, J. V.; VALLARINO, L.M. Química. 3a ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois. 1979.
Tecelagem - Química Geral
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Aula 8: Cálculo de Concentrações – preparação e padronização da solução de ácido sulfúrico
1. Objetivos
Esta aula tem como objetivos preparar e padronizar solução aquosa de ácido sulfúrico.
2. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a
execução dos experimentos.
3. Preparação de Solução de H2SO4 0,05mol L-1
Na capela de exaustão química, adicionar num balão volumétrico de 100mL, 50mL de água destilada e
em seguida o H2SO4 concentrado. Completar o volume do balão com água destilada e homogeneizar.
Transferir para um frasco âmbar e rotular. Considerar o teor do ácido 95% m/m e densidade 1,840g/mL
4. Padronização de Solução de H2SO4 0,05mol L-1
Pesar 0,1325g de Na2CO3 em um béquer e transferir para um erlenmeyer de 250mL. Adicionar 50mL de
água destilada. Agitar até dissolver. Adicionar 2 gotas de alaranjado de metila. Titule até mudança de
coloração de amarelo para laranja. Calcular a concentração real da solução.
ou
25,0
Fc =
Vgasto
Fc =
m
0,106.V .M
m = massa do carbonato de sódio
V = volume gasto da solução de H2SO4 (mL)
M= molaridade da solução (0,05 mol L-1)
0,106 = mmol do carbonato de sódio
Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da solução de
H2SO4 0,05 mol L-1 e escreva no rótulo.
Mreal = Fc x 0,05
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5. Resultados
Tabela 1: Resultados da padronização da solução de H2SO4 0,05 mol L-1
Fator de correção da solução de H2SO4 0,05 mol L-1= Grupo
1
Fator de correção da solução de H2SO4 0,05 mol L-1=Grupo
2
Fator de correção da solução de H2SO4 0,05 mol L-1= Grupo
3
Fator de correção da solução de H2SO4 0,05 mol L-1= Grupo
4
Média do Fator de Correção da solução de H2SO4 0,05 mol
L-1
Molaridade real da solução de H2SO4 0,05 mol L-1
6. Bibliografia
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica
Quantitativa Elementar. 2a ed. Campinas: Editora da UNICAMP. 1995.
OHLWEILLER, O.A. Química Analítica Quantitativa. v. 2. 3a ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
Científicos. 1981.
QUAGLIANO, J. V.; VALLARINO, L.M. Química. 3a ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois. 1979.
Aula 9: Determinação de Ácido Acetilsalicílico em Medicamentos Volumetria de Neutralização.
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO
1. Introdução:
Este método compreende todos os doseamentos volumétricos baseados em uma reação de
neutralização. Por meio dele pode-se utilizar uma solução titulada de um ácido qualquer, fazer a
determinação quantitativa das bases (acidimetria) ou, usando uma solução titulada de uma base, dosear
quantitativamente os ácidos (alcalimetria).
É também por esse método que se fazem outros doseamentos volumétricos baseados em uma
reação de neutralização, por exemplo, certos sais (Na2CO3 e Na2B4O7) que tenham uma reação fortemente
básica, por causa da hidrólise por meio de ácidos. Também são feitos o doseamento dos sais de amônio, o
doseamento do azoto nos compostos orgânicos, e outros.
No caso de ácidos orgânicos hidrossolúveis, como salicílico, cítrico, láctico, nicotínico, tartárico e
tricloroacético, são doseados por titulação direta com o NaOH, tais como os inorgânicos, na presença de
fenolftaleína como indicador. Os poucos solúveis em água, como o benzóico, desidrocólico e salicílico,
são dissolvidos em etanol ou outro solvente miscível com água, como solventes, por conterem não raro,
impurezas.
Logo, em análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse presente em uma
amostra é determinada a partir de sua reação com um determinado volume de solução padrão, chamada
titulante. Na volumetria de neutralização, quando o titulante for um ácido ou uma base forte, a reação
envolvida é a seguinte:
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H3O+ + OH- ↔ H2O
neq ácido = neq base
As reações ácidas-bases são as mais comuns entre as empregadas em titulometria, dado que um
número considerável de fármacos tem caráter ácido ou básico.
O ponto de viragem se dá na condição de equilíbrio ou neutralidade, e os indicadores maios
utilizados são fenolftaleína e vermelho de metila.
Por convenção, a titrimetria de neutralização pode se dividir a acidimetria ou alcalimetria,
dependendo do fármaco ser um ácido ou uma base.
São exemplos de fármacos doseáveis por acidimetria: o ácido acetilsalicílico, ácido benzóico,
ácido mefenâmico, ácido nicotínico, benzoato de benzila, calamina, ciclofosfamida, clorpropamida,
dienestrol, etclorvinol, etinilestradiol, fenilbutazona, fenobarbital, furosemida, glibenclamida,
ibprofeno,indometacina, naproxeno, probenicida, teofilina, probemicida.
Quando os fármacos são suficientemente ácidos e hidrossolúveis, a titulação é feita diretamente
com hidróxido de sódio.
Fármacos insolúveis devem ser previamente solubilizados em um solvente hidromiscível
previamente neutralizado.
Entre os fármacos de caráter básicos estão a anfetamina, bicarbonato de sódio (fosfato de
cloroquina), dissulfiram, efedrina, glutetimida, lidocaína, meglumina, nafazolina, óxido de zinco,
penicilina, procaína, primidona, tiopental sódico, uréia.
Tanto a acidimetria quanto a alcalimetria podem ser feitas de modo direto ou indireto.
A titulação pode ser direta ou indireta, sendo direta quando o analito é titulado diretamente com
uma solução padrão específico. Já a titulação indireta é adotada quando o caráter ácido ou básico do
fármaco não é suficientemente forte para que a cinética de reação seja adequada ao método analítico.
Nesse caso, adiciona-se um excesso volumetricamente, medido de base a fármacos ácidos ou de ácido a
fármacos básicos, titulando-se o excesso, respectivamente, com solução volumétrica básica ou ácida.
Outro recurso utilizado na titulometria de neutralização para fármacos ácidos ou básicos muito
fracos é a titulação em meio não aquoso.
Para esses fármacos demasiadamente fracos quanto ao caráter ácido ou básico, a água representa
um interferente em potencial.
2. Determinação do teor em AAS em comprimidos
O ácido acetilsalicílico (C8O2H7COOH) é o analgésico mais utilizado em todo o mundo, tendo sido
comercializado pela primeira vez em 1898.
Figura 1: Fórmula estrutural do ácido acetilsalicílico mostrando o hidrogênio ionizável
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Neste experimento, o teor de ácido acetilsalicílico num comprimido é determinado através de sua
titulação com uma solução padronizada de hidróxido de sódio, sendo que a reação de neutralização é a
seguinte:
C8O2H7COOH(alc/aq) + NaOH(aq)
C8O2H7COONa(aq) + H2O(ℓ)
* alc/aq significa solução hidroalcoólica, isto é, ácido acetilsalicílico dissolvido numa mistura
etanol/água.
OBSERVAÇÕES
1 – O ácido acetilsalicílico é praticamente insolúvel em água, mas solúvel em etanol. Por isto que se usa
uma mistura água/etanol na sua dissolução.
2 – Apesar de o ácido acetilsalicílico estar pouco dissolvido, à medida que a reação de neutralização o
consome forma o sal acetilsalicilato de sódio que é solúvel em água, mais ácido se dissolve, até a sua
dissolução total e término da reação.
Objetivos:
Esta aula tem como objetivo determinar o teor de ácido acetilsalicílico através da volumetria de
neutralização.
Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessárias
para a execução do experimento.
5. Procedimentos:
a. Pesar rigorosamente 2 comprimidos de “aspirina” e triturar num almofariz até obter pó fino.
b. Pesar numa cápsula de porcelana de 100 mL cerca de 500mg do comprimido triturado.
c. Adicionar 20 mL de água destilada e 20 mL de etanol 95% v/v
d. Aquecer em banho maria (50°C) por 10 minutos, agitando com o bastão de vidro.
e. Esfriar em repouso durante 5 minutos
f. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína 2% m/v
g. Adicionar a solução de NaOH 0,1 mol L-1, previamente padronizada, à bureta de 50 mL
h. Titular a amostra de aspirina até o ponto de viragem do indicador.
i. Anotar o volume consumido da solução de NaOH
j. Realizar o cálculo para determinação da concentração de AAS na amostra
g. Obter a massa de AAS presente em 500mg de amostra do comprimido.
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6. Resultados
Massa de Aspirina (mg)
Volume de NaOH consumido (mL)
M AAS (mol L-1)
MM AAS (g/mol)
m AAS (mg)
Cálculos:
MNaOH . VNaOH = MAAS .VAAS
MAAS =
mAAS
MMAAS x VAAS
7. Referência:
GIL, E.S.; ORLANDO, R.M.; MATIAS, R.; SERRANO, S.H.P. Controle Físico-Químico de Qualidade
de Medicamentos, Campo Grande MS: Editora Uniderp, 2005 1 ed. pág.: 171.
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO,O.E.S.;BARONE,J.S. Química Analítica Quantitativa
Elementar,São Paulo SP: Editora Edgard Blücher Ltda, 2001 3 ed, 2004 2 reimpressão.
Aula 10: Determinação de cloretos em soro fisiológico Volumetria de Precipitação
1. Introdução
O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio e água destilada numa concentração de 0,9%
m/v, usada em grandes quantidades em hospitais. Sua administração geralmente é feita por via oral ou via
endovenosa (esterilizada). Essa solução deve apresentar concentração exata, pois pode provocar morte de
células.
A determinação de cloretos em soro fisiológico é através da volumetria de precipitação que se
baseia em reações com formação de compostos pouco solúveis. A reação de precipitação deve
processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, completar-se em tempo
relativamente curto e oferecer condições para uma conveniente sinalização do ponto final.
Na prática, tais condições limitam muito o número de reações de precipitação utilizáveis. Muitas
delas não podem servir em virtude da carência de meios apropriados para a localização do ponto final. Em
um número reduzido de casos, é possível conduzir a titulação sob observação visual até o ponto em que a
formação de precipitado deixa de ocorrer. Mais comumente, apela-se para o uso de indicadores.
Muitos métodos volumétricos de precipitação empregam indicadores mais ou menos específicos, ou
seja, apropriados para uma dada reação de precipitação. Há, entretanto, uma classe especial de
indicadores, os indicadores de adsorção, que encontram um campo mais geral de aplicação. As
possibilidades de aplicação das reações de precipitação na análise volumétrica se ampliam
consideravelmente com a utilização dos métodos físico-químicos para a localização do ponto final.
Outro aspecto importante é que muitas reações de precipitação se processam um tanto lentamente.
Às vezes, é possível acelerar convenientemente a reação mediante adição de etanol ou acetona à reação.
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Na análise volumétrica em geral, a variação das concentrações dos íons reagentes em torno do ponto
de equivalência depende grandemente do grau como se completa a reação. Na volumetria de precipitação,
os fatores que decidem a questão são o produto de solubilidade do precipitado e as concentrações dos
reagentes.
O método volumétrico de precipitação mais importante, único com um campo de aplicação mais ou
menos amplo, é a argentimetria, que se baseia na formação de sais (haletos, cianeto, tiocianato) de prata
pouco solúveis. Existem basicamente três métodos argentimétricos: método de Mohr, método de Volhard
e por indicadores de adsorção (Fajans).
A argentimetria envolve o uso de soluções padrões de nitrato de prata (AgNO 3) e tem como
principal campo de aplicação à determinação de haletos e outros ânions que formam sais de prata pouco
solúveis. A argentimetria compreende diferentes métodos, que podem ser classificados conforme a
titulação seja direta ou indireta.
Nos métodos diretos, a solução que contém a substância a determinar é titulada com solução padrão
de nitrato de prata até o ponto de equivalência. O ponto final pode ser identificado de várias maneiras:
adição de nitrato de prata até que não mais se observe a formação de precipitado ou mudança de
coloração de um indicador.
2. Considerações sobre método de Volhard:
É um método argentimétrico indireto, que consiste em precipitar o haleto com um excesso de nitrato
de prata e, então, titular a prata residual em meio ácido com uma solução padrão auxiliar de tiocianato de
potássio, usando íon Fe3+ como indicador. [Fe(NH4)(SO4)2.12H2O] o indicador é uma solução
concentrada ou saturada do alumen férrico.
3. Considerações sobre indicadores de adsorção:
Os indicadores de adsorção foram introduzidos por Fajans, como titulações argentimétricas diretas.
São corantes orgânicos, com caráter de ácidos ou bases fracos (aniônicos ou catiônicos, respectivamente),
que acusam o ponto final através de uma mudança de coloração sobre o precipitado. A mudança de
coloração se deve à adsorção ou dessorção do corante como consequência de uma modificação da dupla
camada elétrica em torno das partículas do precipitado na passagem do ponto de equivalência: assim, o
aparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o precipitado serve para sinalizar o ponto final.
A figura 3 representa a dupla camada elétrica em torno de uma partícula de cloreto de prata em
presença de excesso de íon Cℓ- (a) e em presença de íons Ag+ (b). No primeiro caso, a partícula adsorve,
primariamente, íons Cℓ- (reticulares) e, secundariamente, uma quantidade equivalente de cátions. No
segundo caso, a partícula adsorve, primariamente, íons Ag+ (reticulares) e, secundariamente, uma
quantidade equivalente de ânions.
NO3-
Na+
CℓNa+
CℓCℓ-
Na+
Ag+
Cℓ-
AgCℓ Cℓ
CℓNa+
Na+
Na+
NO3-
Ag+
Ag+
NO3-
Ag+ NO3AgCℓ
Ag+
NO3-
Ag+
NO3-
Figura 3: Representação da dupla camada iônica
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4. Considerações sobre o método de Mohr
O método de Mohr é um método argentimétrico direto, é aplicável à determinação de cloreto ou
brometo. A solução neutra do haleto é titulada com nitrato de prata na presença de cromato de potássio
como indicador. Os haletos são precipitados como sais de prata: o cloreto de prata é branco e o brometo
de prata branco-amarelado. O ponto final é assinalado pela formação de cromato de prata, vermelho. O
método baseia-se, pois, na precipitação fracionada: precipita primeiro, o haleto de prata e, depois, o
cromato de prata.
Considere o caso da titulação de cloreto de sódio com nitrato de prata em presença de cromato.
Obviamente, as condições da titulação devem ser tais que o cloreto seja quantitativamente precipitado
como cloreto de prata branco antes que a precipitação de cromato de prata, vermelho se torne perceptível:
por outro lado, é preciso que o indicador acuse a mudança de coloração com apenas um leve excesso de
prata.
Equações químicas que representam os precipitados formados:
AgNO3 (aq) + NaCℓ (aq) → AgCℓ(s) + NaNO3 (aq)
[precipitado branco]
2AgNO3 (aq) + K2CrO4 (aq) → Ag2CrO4 (s) + 2KNO3 (aq)
[precipitado vermelho tijolo]
5. Objetivos
Esta aula tem como objetivos padronizar uma solução de AgNO 3 0,1 mol L-1 e determinar a
concentração de cloreto em soro fisiológico através do método de Mohr.
6. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessárias
para a execução do experimento
7. Procedimento experimental
7.1. Preparação de solução 0,1mol L-1 de AgNO3 (realizada pelo técnico)
1. Pesar um béquer de 100mL na balança analítica e adicionar 1,698g de AgNO 3. Adicionar água
destilada para dissolver o sal e transferir quantitativamente para um balão volumétrico de 100mL.
2. Agitar até dissolver completamente o sal e depois completar o volume até o traço de aferição com água
destilada. Esta solução deve ser armazenada em um frasco âmbar e conservada ao abrigo da luz.
7.2. Padronização da solução 0,1mol L-1 de AgNO3 com Cloreto de Sódio
(realizada pelos alunos)
(1 mol = 58,5 g/mol)
1. Pese na balança analítica, num béquer, cerca de 0,1462g de NaCℓ, previamente seco na estufa a
120C por uma hora. O sal deve estar bem pulverizado.
2. Transfira quantitativamente para cápsula de porcelana de 100mL.
3. Adicione 25mL de água destilada para dissolver o sal. Em seguida, adicione 1mL de K 2CrO4 5% m/v,
como indicador. Goteje a solução de AgNO3 a ser padronizada, com o auxílio de uma bureta de 25mL, até
o aparecimento de cor castanho-avermelhada.
Calculo do fator de correção: Fc = ______m______
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0,0585 . V . M
M = massa de NaCl pesada na padronização (g); V = volume gasto (mL); M = molaridade do nitrato de
prata; 0,0585 = mmol de NaCl
7.3. Determinação do teor de cloreto de sódio numa amostra de soro fisiológico
1. Pipetar 10 mL da amostra para uma cápsula de porcelana de 100 mL.
2. Acrescentar 50 mL de água destilada.
3. Adicionar 4 gotas do indicador cromato de potássio K2CrO4 5% m/v.
4. Titular com a solução de AgNO3 0,1mol L-1 padronizada, até o aparecimento de coloração
avermelhada (utilize um bastão de vidro para homogeneizar a solução).
6. Cálculos
MNaCℓ . VNaCℓ = M AgNO3 . V AgNO3
MNaCℓ = ? mol/L
VNaCℓ = 10 mL
M AgNO3 = 0,1 x FC
V AgNO3 = Volume gasto na titulação
O teor de NaCℓ do soro fisiológico é 0,9% m/v, o que implica que existem 9g de NaCℓ em 1 L de soro.
Assim:
1 mol NaCℓ_________58,45g
X mol NaCℓ________ x g de NaCℓ (aproximadamente 9,0g em 1 litro)
9. Referências
VOGEL, A. Análise Química Quantitativa. 5a. ed. Rio de Janeiro: LTC 1992.
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO,O.E.S.;BARONE,J.S. Química Analítica Quantitativa
Elementar,São Paulo SP: Editora Edgard Blücher Ltda, 2001 3 ed, 2004 2 reimpressão.
INSTITUTO ADOLFO LUTZ. Normas Analíticas do Instituto Adolfo Lutz. Métodos químicos e físicos
para análise de alimentos 4. ed. Brasília 2005
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Aula 11: Determinação da Dureza da Água Volumetria de Complexação
1. Introdução
A determinação da dureza da água é através de titulação complexométrica. Um íon complexo (ou
molécula) consta de um átomo central (íon) e vários ligantes intimamente acoplados a ele. Muitos íons
metálicos formam complexos estáveis, solúveis em água, com um grande número de aminas terciárias
contendo grupos carboxílicos. A formação destes complexos serve como base para a titulação
complexométrica, que utiliza o ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) para reagir com uma variedade
de íons metálicos.
Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, EDTA é o mais
utilizado, pois é um ácido fraco e forma complexos estáveis de estequiometria 1:1 com um grande
número de íons metálicos em solução aquosa.
O EDTA pode ser obtido com alta pureza, na forma do ácido propriamente dito ou na forma do sal
dissódico hidratado. As duas formas possuem alto peso molecular, mas o sal dissódico tem a vantagem de
ser mais solúvel em água. Este ácido é fraco e apresenta valores de pK1 = 2,00, pK2 = 2,66. pK3 = 6,16,
pK4 = 10,26. Os valores de pKa mostram que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis, do
que os dois restantes.
Muitos íons metálicos formam complexos estáveis e solúveis em água com o EDTA, por exemplo,
os íons cálcio e magnésio. A soma da concentração destes íons é denominada de índice da dureza da água,
e é um dado muito importante na avaliação da qualidade da água. Outros cátions que se encontram
associados aos íons cálcio e magnésio, por exemplo, ferro, alumínio, cobre e zinco, geralmente são
mascarados ou precipitados antes da determinação. Assim, águas brandas são encontradas em solos
basálticos, areníferos e graníticos, enquanto que águas que procedem de solos calcáreos apresentam
freqüentemente durezas elevadas.
Devido aos motivos expostos, pode-se deduzir facilmente a necessidade do controle prévio da
dureza da água, a fim de adotar as medidas de correções necessárias, conforme o uso a que se destina.
A dureza da água é medida tradicionalmente como a capacidade que a água se relaciona com o
sabão, visto que uma água dura requer uma quantidade elevada de sabão para produzir espuma. Uma água
de elevada dureza é prejudicial, quando esta é utilizada na limpeza, resfriamento ou geração de vapor.
Desta forma, existe a necessidade do controle prévio, a fim de adotar as medidas de correções necessárias,
conforme ao uso a que se destina.
Numerosos processos industriais, tais como fábricas de cervejas, conservas, papel e celulose,
requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias as águas ocasionam um elevado consumo de sabão e
resultam em danos para os tecidos. Também é importante considerar que as águas duras formam crostas
em caldeiras de vapor, ocasionando com isso elevada perdas de calor e podendo também provocar
explosões.
A água, quanto a dureza, pode ser classificada de acordo com o teor de sais de cálcio e de
magnésio presente, expresso em ppm ou miligrama por litro.
-
Água Mole: 0 a 60 ppm de CaCO3
-
Moderadamente Dura: 61 a 120 ppm de CaCO3
-
Água Dura: 121 a 180 ppm de CaCO3
-
Dura: > 180 ppm de CaCO3
INDICADORES METALOCRÔMICOS:
Basicamente, os indicadores metalocrômicos (Negro de Eriocromo T) são compostos orgânicos
coloridos que formam quelatos com os íons metálicos. O quelato tem uma cor diferente daquela do
indicador livre. Para se conseguir uma boa detecção do ponto final da titulação, deve-se evitar a adição de
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grandes quantidades do indicador. No processo, o indicador libera o íon metálico, que será complexado
pelo EDTA num valor mais próximo possível do ponto de equivalência.
O processo básico que ocorre durante uma titulação com EDTA, empregando o ério T com
indicador, pode ser descrito pelos seguintes eventos:
a) Uma pequena quantidade do indicador é adicionada à solução do íon metálico, de tal modo que apenas
uma pequena parte do metal se combina com o indicador produzindo o complexo que dará a cor
vermelho-vinho à solução.
b) À medida que a solução de EDTA é adicionada, este agente complexante se combina com os íons
metálicos livres em solução. Quando todo íon metálico livre estiver complexado, uma gota a mais da
solução de EDTA deslocará o metal que se encontra complexado com indicador, provocando o
aparecimento da coloração azul do indicador livre, que assinala o ponto final da titulação.
c) Para que este processo ocorra na prática, é necessário que a estabilidade do complexo metal-indicador
seja menor do que a estabilidade do complexo metal-EDTA. Se isto não acontecer, o EDTA não
conseguirá deslocar o metal do complexo com o indicador.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivo determinar o teor de íons cálcio e magnésio, numa amostra de água
tratada das dependências da Pontifícia Universidade Católica de Goiás, por volumetria de complexação.
3. Princípio de Método
Os íons Ca2+ e Mg2+ de uma solução formam um complexo vermelho-vinho com o indicador negro
de eriocromo-T, em pH 10. Pela adição de EDTA à solução colorida ocorre a formação de um complexo
estável e não dissociado com o EDTA, separando-se assim o indicador. Quando a quantidade de EDTA
adicionada for suficiente para complexar todo o cálcio e magnésio, a solução vermelho-vinho torna-se
azul, indicando o final da reação.
Reações envolvidas:
Ca 2+ + H 2 Y 2 − → CaY 2 − + 2 H +
Ca 2 + + MgY 2 − → CaY 2 − + Mg 2 +
Mg 2 + + HIn 2 − → MgIn − + H +
MgIn − + H 2 Y 2 − → MgY 2 − + HIn 2 − + H +
4. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental selecionar os materiais, reagentes e vidrarias necessárias
para a execução do experimento
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5. Procedimento Experimental
5.1. Solução Tampão pH 10 (realizado pelo técnico)
1. Pesar cerca de 16,9g de NH4Cℓ (cloreto de amônio) e dissolver com 80mL de água destilada. Transfira
para um balão volumétrico de 250mL.
2. Na capela, adicionar lentamente 143,0mL de NH4OH. Agitar lentamente. Acertar o menisco com água
destilada. Homogeneizar com cuidado, pois a solução pega pressão. Transferir para um frasco de
polietileno e rotular.
5.2. Indicador Eriocromo Preto T (realizado pelo técnico)
1. Misturar mecanicamente 0,5g de Eriocromo preto T (sal de sódio do ácido 1
hidroxi-2naftilazo-5nitro-2naftol-4sulfônico) em 100g de NaCl (P.A.) sólido. Armazenar em um frasco
âmbar e rotular.
5.3. Solução padrão de CaCO3 (realizado pelo técnico)
1. Transferir para um erlenmeyer de 500mL, 1,0g de carbonato de cálcio anidro previamente aquecido a
105°C, durante 15 horas.
2. Adicionar, por meio de um funil, ácido clorídrico 1:1, aos poucos, até dissolver todo o carbonato.
3. Adicionar 200mL de água destilada. Aquecer até ebulição para eliminar todo o gás carbônico. Esfriar.
4. Adicionar 2gotas do indicador vermelho de metila e ajustar para a cor laranja, adicionando hidróxido
de amônio diluído (3,0mo L-1) ou ácido clorídrico diluído (1:1). Transferir a solução para um balão
volumétrico de 1000mL e completar o volume com água destilada (1mL desta solução equivale a 1,00mg
de carbonato de cálcio).
5.4. Solução estoque de EDTA 0,10 mol L-1 (realizado pelo técnico)
1. Pesar 37,300g de EDTA, dissolver, transferir para um balão volumétrico 1000mL e acertar o menisco.
Homogeneizar. Transferir para um frasco de plástico e rotular.
5.5. Solução de EDTA 0,01mol L-1 (realizado pelo professor)
Pipetar 50mL da solução estoque de EDTA 0,1mol L-1 e transferir para um balão volumétrico de 500mL.
Completar o volume com água destilada. Homogeneizar. Transferir para um frasco de plástico e rotular.
5.6. Padronização da Solução de EDTA 0,01mol L-1 (realizada pelos alunos)
1. Num erlenmeyer de 250mL, transferir 50mL de água destilada. Adicionar 10mL de solução tampão pH
10.
2. Pesar 0,05g de indicador Eriocromo preto T. Transferir para o erlenmeyer. Em seguida, pipetar 20mL
da solução padrão de cálcio. Titular com a solução de EDTA até viragem de púpura a azul. Ajustar esta
solução de EDTA de maneira a que 1mL corresponda a 1mg de carbonato de cálcio.
5.7. Determinação da dureza da água (realizada pelos alunos)
1. Pipetar uma alíquota de 50mL da amostra de água e transferir para um erlenmeyer de 250mL.
Adicionar 1mL de solução tampão pH 10 e uma pequena porção de eriocromo T (0,05g).
2. Lavar a bureta de 50 mL com a solução de EDTA 0,01mol L -1. Em seguida zerar a bureta e titular até
mudança de cor do indicador (púrpura para azul). Fazer os cálculos da dureza da água e expressar os
resultados na forma de CaCO3.
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6. Cálculos
6.1. Cálculo do fator de correção do EDTA
Fc = _____0,02_________
OU
Fc =
Vteórico 20
=
Vgasto Vg
0,100 x 0,01 x V
0,100 = mmol do CaCO3
V = volume gasto de EDTA 0,01 mol L-1 gasto na titulação em mL
6.2. Cálculo da dureza da água
Dureza =
1000 xVxFc
= mg de CaCO3 por litro de amostra
A
V = número de mL da solução de EDTA gasto na titulação
Fc = fator de correção da solução de EDTA
A = número de mL da amostra
7. Resultados
Tabela 1: Resultados da padronização da solução de EDTA 0,01mol L-1
Grupos
Volume gasto na
padronização (mL)
Fator de correção da
solução de EDTA: FC
Volume gasto com a
amostra (mL)
Dureza
água
da
1
2
3
4
8. Referência
BACCAN N., Química analítica quantitativa elementar. São Paulo: Edgard Blucher 1979.
Aula 12: Reações Químicas em Solução Aquosa
1. Introdução
Uma das diferenças mais notáveis entre o nosso planeta e os outros do sistema solar é a existência
de água líquida na Terra. Vivemos em um mundo de muita água. Três quartos da superfície do planeta
estão cobertos por água líquida; além disso, a água no estado sólido e gasoso ocorre naturalmente em
grande abundância. Muitos processos químicos na natureza ocorrem em solução aquosa. A existência de
vida na Terra depende criticamente da capacidade da água de dissolver uma notável gama de moléculas
polares. De fato, a maioria dos organismos vivos, tanto plantas como animais, é constituída
predominantemente de água e seus processos bioquímicos dependem largamente dela. Além disto, a água
é fator importante no controle do clima e da vida do planeta.
Devido à sua participação em interações íon-dipolo, dipolo-dipolo e ligação de hidrogênio, a água é
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um excelente solvente para uma enorme variedade de compostos e, por esta razão, tem sido
extensivamente usada como meio de reação.
A polaridade e a capacidade de formação de ligações (pontes) de hidrogênio da água fazem dela
uma molécula com grande poder de interação. Ela é um excelente solvente para moléculas polares. O
motivo é que a água enfraquece muito as ligações eletrostáticas e as ligações de hidrogênio entre as
moléculas polares, competindo por suas atrações. A constante dielétrica da água é 80, e assim a água
diminui a força das atrações eletrostáticas por um fator de 80, em comparação com as forças estabelecidas
no vácuo. A constante dielétrica da água é excepcionalmente grande em conseqüência de sua polaridade e
de sua capacidade de formar camadas orientadas em torno de íons. Estas camadas orientadas de solvente
produzem campos elétricos próprios, que se opõem aos produzidos pelos íons. Em conseqüência, a
presença de água enfraquece pronunciadamente as atrações eletrostáticas entre os íons.
As reações que ocorrem em meio aquoso podem ser classificadas como:
Reações de precipitação: são reações caracterizadas pela formação de um composto insolúvel, ou
precipitado (um precipitado é um sólido insolúvel que se separa da solução). Por exemplo, quando a uma
solução aquosa de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] é adicionado iodeto de sódio (NaI), forma-se um
precipitado amarelo, o iodeto de chumbo (PbI2):
Pb(NO3)2 (aq) + 2 NaI (aq)  PbI2 (s) + 2 NaNO3 (aq)
Reações ácido-base: também chamadas de reações de neutralização. Estas reações são geralmente
caracterizadas pela seguinte equação:
ácido + base  sal + água
Reações de oxidação-redução: são reações de transferência de elétrons. A reação de combustão de
combustíveis fósseis é um exemplo de reação de oxidação-redução (redox). A maior parte dos metais e
não metais são obtidos a partir de seus minerais por processos de oxidação ou redução.
2. Objetivos
Esta aula tem como objetivos estudar os métodos e os princípios da análise qualitativa, utilizando
diferentes tipos de reações químicas em meio aquoso.
3. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a
execução dos experimentos.
4. Procedimento Experimental
1- Em uma estante de tubos de ensaio, coloque oito tubos e numere-os.
2- No tubo 1, adicione 10 gotas de solução de NaCℓ 0,1mol L-1. Em seguida, adicione 10 gotas de
AgNO3 0,1mol L-1. Observe a reação. Leve o tubo ao sol e observe novamente;.
3- No tubo 2, adicione 10 gotas de BaCℓ2 0,1mol L-1. Em seguida, adicione 10 gotas de Na2SO4 0,1mol
L-1. Observe a reação.
4- No tubo 3, adicione 5 gotas de CuSO4 0,1mol L-1. Em seguida, adicione 10 gotas de NaOH 0,1mol L-1.
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Observe.
5- No tubo 4, adicione 20 gotas de solução saturada de Na2CO3. Em seguida, adicione lentamente pelas
paredes do tubo de ensaio, algumas gotas de HCℓ 6,0mol L-1. Observe.
6- No tubo 5, adicione 20 gotas de CuSO4 0,1mol L-1. Em seguida coloque um prego limpo e observe.
7- No tubo 6, adicione alguns pedaços de papel alumínio. Em seguida adicione lentamente pelas paredes
do tubo de ensaio, algumas gotas de HCℓ 6,0mol L-1. Observe.
8- No tubo 7, adicione 20 gotas de solução de KMnO4 0,1mol L-1. A seguir, adicione 10 gotas de H2SO4
3,0mol L-1 e, logo após, 20 gotas de H2O2 a 20V. Agite e observe.
9- No tubo 8, adicione 20 gotas de FeSO4 0,5mol L-1. A seguir, adicione 10 gotas de H2SO4 3,0mol L-1 e,
logo após, 20 gotas de H2O2 20V. Agite e, após observar, acrescente algumas gotas de KSCN 0,1mol L-1.
5. Resultados
Elabore uma tabela de resultados para escrever as cores e aspecto dos produtos formados.
6. Bibliografia
CHANG, R. Química. 5a ed. Lisboa: McGraw-Hill. 1994.
KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química Geral e Reações Químicas. v. 1. São Paulo: Thomson
Learning. 2006.
Aula 13: Equilíbrio químico
1. Introdução
As reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis. Consequentemente haverá
condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por
exemplo, a decomposição do carbonato de cálcio:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
Quando essa reação é realizada num recipiente aberto, que permite a eliminação do CO 2, há uma
total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado, sabe-se que o CaO reage com o CO2 atmosférico e se
a pressão deste gás for suficientemente alta, o óxido poderá ser convertido totalmente em carbonato:
CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s)
Isto indica que estas duas reações são processos químicos reversíveis. Quando as velocidades da
reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do CO 2 permanece constante, o
sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmica. Trata-se de uma situação
permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas:
aA + bB  cC + dD
, onde as
[C ] c .[ D] d
K=
[ A] a .[ B ]b
letras minúsculas sobrescritas significam coeficientes estequiométricos e cada letra maiúscula representa
uma substância química. O símbolo [A] representa a concentração da substância A relativo ao seu
A constante de equilíbrio (K) para essa reação pode ser expressa na forma:
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estado-padrão. Para soluções, o estado-padrão é 1mol/L, para gases é 1atm e para sólidos, líquidos e
solventes puros são omitidas porque são iguais à unidade. Por definição, uma reação química é
favorecida quando k>1. As constantes de equilíbrio são admensionais.
A segunda generalização é que os sistemas tendem a atingir um estado de equilíbrio
espontaneamente. Um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma influência externa, e
uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado de equilíbrio. À medida que os
reagentes são convertidos em produtos, a velocidade da reação direta diminui e a da velocidade inversa
aumenta. Quando as duas velocidades tornam-se iguais, cessa a reação efetiva e é mantida uma
concentração constante de todos os reagentes.
A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades do estado de
equilíbrio são iguais, não importando a direção a partir da qual ele é atingido.
A quarta generalização diz que o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duas
tendências opostas: a propensão das moléculas a assumir o estado de energia mínima e o ímpeto em
direção a um estado de entropia máxima.
Em 1884, o químico francês Henri Le Châtelier sugeriu que os sistemas em equilíbrio tendem a
compensar os efeitos de influências perturbadoras. O princípio se aplica a todos os tipos de equilíbrio
dinâmico e pode ser assim enunciado: Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma força, ele
tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito da força. Essas forças ou perturbações
incluem a adição de solvente a uma solução, o aumento do volume de um gás, a adição de um produto ou
reagente ao sistema ou a variação de temperatura. Como resposta a uma perturbação, o sistema
estabelecerá um novo conjunto de equilíbrio.
1.
Objetivos
Esta aula tem como objetivos comprovar experimentalmente a existência do estado de equilíbrio
químico e observar a obediência dos sistemas em equilíbrio ao princípio de Le Chatelier.
2. Materiais, Vidrarias e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar os materiais, vidrarias e reagentes necessários
para a execução dos experimentos.
3. Procedimento Experimental
3.1. Equilíbrio entre um sólido e um líquido
Adicione 10 gotas de água destilada em um tubo de ensaio (tubo 1) e 10 gotas de etanol em outro (tubo
2). Adicione alguns cristais de sacarose em ambos os tubos e agite. Observe. Qual dos tubos está em
equilíbrio com respeito à dissolução?
Prepare novamente 2 tubos de ensaio, um contendo etanol (tubo 3) e o outro água (tubo 4). Adicione
alguns cristais de NaCℓ em ambos tubos e agite. Qual das soluções é insaturada?
Acrescente mais alguns cristais de NaCℓ à solução insaturada que você preparou no item anterior. Agite
até dissolver. Adicione etanol a esta solução, com um conta-gotas, agitando a cada gota. O que ocorreu?
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3.2. Equilíbrio entre dois líquidos
Prepare um tubo de ensaio contendo 20 gotas de água destilada (tubo 3) e outro tubo contendo 20 gotas de
n-butanol (tubo 4). Adicione gota a gota n-butanol ao primeiro tubo e água ao segundo tubo, até observar
separação de fases. O que ocorreu? Por que o estado final é igual em ambos os tubos?
3.3. Princípio de Le Chatelier
Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução 0,1mol/L de cromato de potássio (tubo 5). Em outro
tubo de ensaio, adicione 10 gotas de solução 0,1mol/L de dicromato de potássio (tubo 6). Observe e anote
as colorações.
Adicione no tubo 5, solução de HCℓ 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 6.
Interprete. Adicione no tubo 6, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare
com o tubo 5. Interprete.
Adicione no tubo 6, solução de HCℓ 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o tubo 5.
Interprete. Adicione no tubo 5, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare
com o tubo 6. Interprete.
Repita os procedimentos acima, até não haver mais dúvidas.
3.4. Influência da concentração no equilíbrio químico
Adicione em um tubo de ensaio (tubo 7), 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Em seguida, adicione 5
gotas de tiocianato de potássio 0,1mol/L. Dilua lentamente com água destilada, até completar o tubo.
Homogeneíze e divida este volume em quatro tubos. Separe um deles para utilizá-lo como referência.
No tubo 8 adicione 10 gotas de nitrato de potássio 0,1 mol/L. Observe e compare com a referência.
No tubo 9, adicione 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Observe e compare a referência.
No tubo 10, adicione 10 gotas de água destilada. Observe e compare com a referência.
4. Exercícios Pós-Laboratório
1. Explique o que aconteceu em cada experimento:
Sacarose (C12H22O11) + H2O
1
2
Sacarose (C12H22O11) + C2H6O
Qual dos dois tubos está em equilíbrio?
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3
NaCℓ+ H2O 
4
NaCℓ+ C2H6O 
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Qual das soluções é insaturada?
Após adição de etanol à solução insaturada, o que ocorreu?
5
H2O + C4H10O
6
C4H10O + H2O
O estado final é igual em ambos os tubos? Explique o que ocorreu?
7
CrO42- + H+ 
+ OH- 
Explique:
8
Cr2O72- + OH- 
+ H+ 
Explique:
9
Fe(NO3)3 + KSCN 
O que aconteceu?
11
Adição de KNO3
O que ocorre com o equilíbrio?
12
Adição de Fe(NO3)3
O que ocorre com o equilíbrio?
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Adição de H2O
O que ocorre com o equilíbrio?
5. Referências Bibliográficas
MAHAN, B.M.; MYERS, R.J. Química: um curso universitário. São Paulo: Editora Edgar Blücher,
1997.
RUSSELL, J.B. Química Geral. Rio de Janeiro: Editora Mac Graw-Hill, 1981.
Aulas 14: Medidas e Aplicação de pH
1. Introdução
Duas moléculas de água podem interagir mutuamente para formar um íon hidrônio (H 3O+) e um íon
hidróxido (OH-) pela transferência de um próton de uma molécula para outra, em um processo
denominado de auto-ionização. A existência da auto-ionização da água foi demonstrada há muitos anos e
é fundamental para o modelo do comportamento dos ácidos e bases em água.
A dissociação da água pode ser escrita como:
H2O + H2O  H3O+ + OHOu, de forma mais simplificada:
H2O  H+ + OHO produto das concentrações dos íons H+ e OH- é chamado de produto iônico da água (Kw).
Kw = [ H+] x [OH-]
Kw varia com a temperatura. A 25ºC, as concentrações dos íons H + e OH- são iguais a 10-7 mol L-1.
Assim, nestas condições, Kw = 10-14. Este valor de Kw é válido tanto para a água pura, como para uma
solução aquosa com espécies dissolvidas. Assim, as soluções aquosas podem ser classificadas em três
tipos distintos quanto às concentrações relativas destes dois íons:
[ H+] = [OH-]
Soluções neutras e água pura
[ H+] > [OH-]
Soluções ácidas
[ H+] < [OH-]
Soluções alcalinas ou básicas
Como as concentrações dos íons H+ e OH- em solução aquosa são freqüentemente números muito
pequenos com os quais é bastante incômodo trabalhar, Soren Sorensen propôs, em 1909, uma medida
mais prática chamada pH. O pH de uma solução é definido como o inverso do logaritmo decimal da
concentração de íons hidrogênio (em mol L-1).
pH = - log [H+]
Como o pH é simplesmente uma forma de exprimir a concentração dos íons H +, as soluções ácidas,
neutras e básicas a 25ºC podem ser identificadas por meio dos seus valores de pH:
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Soluções neutras e água pura
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[ H+] = 1,0x10-7
+
pH= 7,0
Soluções ácidas
[ H ] > 1,0x10
-7
pH< 7,0
Soluções alcalinas ou básicas
[ H+] < 1,0x10-7
pH> 7,0
O quadro 1 fornece os valores de pH de alguns materiais comuns. Classifique estas amostras em
ácidas, alcalinas (ou básicas) ou neutras.
Quadro 1: Valor de pH de algumas amostras
AMOSTRA
VALOR pH
CLASSIFICAÇÃO
Suco gástrico
1,0-2,0
Ácido
Suco de limão
2,4
Ácido
Vinagre
3,0
Ácido
Suco de laranja
3,5
Ácido
Urina
4,8-7,5
Ácido
Cerveja
4,2-5,0
Ácido
5,5
Ácido
7,35-7,45
Neutro
Lágrimas
7,4
Neutro
Leite de magnésia
10,6
Básica
Detergente doméstico de amoníaco
11,5
Básica
Concreto
13,0
Básica
Água exposta ao ar
Sangue
Nesta parte 1, o pH de uma solução será medido por meio dos seguintes procedimentos,
1º) utilizando-se um papel impregnado com uma substância que muda de cor em função da concentração
dos íons H+ presentes no meio (papel indicador de pH). Existem dois tipos de papel indicador, o de
tornassol e o universal. O papel de tornassol é embebido em uma tintura que muda de cor na presença de
ácidos ou bases. Existem também dois tipos de papel de tornassol, o vermelho e o azul. O papel de
tornassol vermelho é utilizado para se verificar se uma solução é alcalina. Neste caso, o papel vermelho
fica azul. Já o papel de tornassol azul muda a cor para vermelho em meio ácido. O papel indicador
universal apresenta uma série de faixas coloridas, cada uma delas mudando de cor em função do pH do
meio. Após ser mergulhada em uma solução, a fita deve ser comparada com uma carta de cores,
geralmente contida na embalagem do indicador. Esta comparação permite concluir qual o valor do pH da
solução.
2º) pela adição de uma substância chamada indicador de pH. Os indicadores de pH são geralmente, ácidos
ou bases orgânicas fracas que modificam a cor quando passam de um meio ácido para um meio básico, ou
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vice-versa. Contudo, nem todos os indicadores mudam de cor no mesmo valor do pH. A escolha do
indicador para uma situação particular depende do pH que se espera encontrar.
Genericamente, a dissociação dos indicadores é representada por:
HInd + H2O  H3O+ (aq) + IndForma não dissociada
Forma dissociada
Ind OH + H2O  OH- (aq) + Ind+
Forma não dissociada
Forma dissociada
O quadro a seguir apresenta alguns indicadores de pH, suas respectivas mudanças de cor e a faixa
de pH em que esta mudança ocorre.
INDICADOR
MUDANÇA DE COR
FAIXA DE pH
Azul de timol
Vermelho para amarelo
1,2 – 2,8
Azul de bromofenol
Amarelo para azul
3,0 – 4,6
Vermelho congo
Azul para vermelho
3,0 – 5,0
Metilorange
Vermelho para amarelo
3,2 – 4,4
Verde de bromocresol
Amarelo para azul
3,8 – 5,4
Vermelho de metila
Vermelho para amarelo
4,8 – 6,0
Roxo de bromocresol
Amarelo para roxo
5,2 – 6,8
Azul de bromotimol
Amarelo para azul
6,0 – 7,6
Vermelho de cresol
Amarelo para vermelho
7,0 – 8,8
Fenolftaleína
Incolor para rosa
8,2 – 10,0
Amarelo de alizarina
Amarelo para vermelho
10,1 – 12,0
2. Objetivos
Determinar o pH de amostras utilizando diferentes soluções indicadoras de pH, papel indicador universal
para medir o pH de diversas amostras.
3. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a
execução dos experimentos.
4. Procedimento Experimental
Sugestão de amostras para parte 1: Ácido sulfúrico, Bicarbonato de sódio, Cloreto de amônio,
Hidróxido de sódio, Óxido de sódio ou Óxido de cálcio.
1. Cada grupo deverá realizar o experimento com aproximadamente com 1 mL de cada amostra.
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Determinação do pH com papel indicador (Parte 1)
1. Nos tubos utilize uma fita de papel indicador universal, meça o pH e anote na tabela de resultados.
Determinação do pH com soluções indicadoras (Parte 1)
1. Cada grupo irá utilizar os mesmos tubos, após determinar o pH com o papel indicador universal,
2. Adicionar uma a duas gotas de solução indicadora, estabelecida pelo professor (fenolftaleína 1% ou
alaranjado de metila 1% ou azul de bromotimol 1%), verifique a coloração e anote os seus resultados.
Resultados
pH
Coloração
Papel
Fenolftaleína
Amostra
Azul de
Bromotimol
Alaranjado de
Metila
Ácido
sulfúrico
Hidróxido de
sódio
Bicarbonato
de sódio
Cloreto de
amônio
Óxido de
cálcio
2. O professor deverá escrever uma tabela no quadro para a discussão dos resultados. Explicar os valores
e a coloração quanto ao pH de um ácido, de uma base, de um óxido e sal (hidrólise)
Aulas 15: Medidas e Aplicação de pH em Cosméticos – Sistema tampão
Determinação do pH utilizando o pHmetro (Parte 2)
1. Introdução
Em um aparelho denominado medidor de pH ou pHmetro. O pHmetro é um aparelho constituído
basicamente por um eletrodo de vidro e um potenciômetro. O eletrodo é feito de um vidro muito fino, que
estabelece e mede a diferença de potencial entre a solução a ser medida e a solução interna do eletrodo
que serve como referência. O potencial elétrico é então convertido para uma escala de valores de pH, que
são os valores apresentados na escala de leitura do aparelho.
2. Objetivos
Determinar o pH de solução tampão utilizando o equipamento pHmetro.
Medir o pH de xampus comercialmente disponíveis, concentrados e diluídos 1:10.
Fazer uma avaliação da relativa importância do melhor pH para um xampu e como o pH pode interferir
no poder de limpeza e da saúde dos cabelos.
3. Materiais e Reagentes
A partir do procedimento experimental, selecionar as vidrarias e reagentes necessários para a
execução dos experimentos.
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Sugestão de amostras para parte 2:
•
Água destilada, solução tampão pH10 e ácido clorídrico 0,1 mol L-1.
•
Cada grupo de alunos deverá trazer 50 mL de uma ou mais amostras de xampus comercialmente
disponíveis.
4. Procedimento
1. Lavar o eletrodo com água destilada, secar com papel absorvente em seguida mergulhar o eletrodo em
uma solução tampão de pH = 7,00. Aguardar o aparelho estabilizar-se. Ajuste então a escala para o valor
7,00.
2. Remover o eletrodo da solução tampão. Lavar criteriosamente com água destilada e secar.
3. Colocar o eletrodo na solução tampão de pH = 4,00 (alguns modelos de pHmetro não necessitam desta
etapa). Aguardar o aparelho estabilizar. Quando isso ocorrer, ajustar a escala para que ela leia o valor do
tampão que está sendo utilizado.
4. Retirar o eletrodo do tampão, lavar criteriosamente com água destilada. Secar com papel absorvente.
5. Verificação da ação tamponante. Num medidor de pH, coloque um béquer com 40mL de solução
tampão pH 10 e em outro medidor de pH coloque um béquer com 40mL de água destilada. Meça o pH de
ambas amostras. Em seguida, adicione 3mL de ácido clorídrico 0,1mol L -1 em ambos os béqueres e
verifique o pH.
6. O professor deverá apresentar uma discussão dos resultados e explicar o pH de um sistema tampão
5. Após enxaguar o eletrodo com água destilada e secar com papel absorvente, os alunos irá
verificar o pH de xampus de diferentes marcas. Para cada das amostras preparar uma diluição
1:10. Meça primeiramente o pH da amostra diluída e em seguida da amostra concentrada
8. Fazer uma leitura do texto em anexo para compreender a importância do pH do xampu na limpeza e
saúde dos cabelos.
6. Bibliografias
CANTAROW, A. M. D.; SCHEPARTZ, B. Bioquímica. Rio de Janeiro: Livraria Atheneu. 1992.
KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química e Reações Químicas. v. 1. 3a ed. Rio de Janeiro: Editora Livros Técnicos e
Científicos. 1998.
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Hino Nacional
Hino do Estado do Ceará
Ouviram do Ipiranga as margens plácidas
De um povo heróico o brado retumbante,
E o sol da liberdade, em raios fúlgidos,
Brilhou no céu da pátria nesse instante.
Poesia de Thomaz Lopes
Música de Alberto Nepomuceno
Terra do sol, do amor, terra da luz!
Soa o clarim que tua glória conta!
Terra, o teu nome a fama aos céus remonta
Em clarão que seduz!
Nome que brilha esplêndido luzeiro
Nos fulvos braços de ouro do cruzeiro!
Se o penhor dessa igualdade
Conseguimos conquistar com braço forte,
Em teu seio, ó liberdade,
Desafia o nosso peito a própria morte!
Ó Pátria amada,
Idolatrada,
Salve! Salve!
Brasil, um sonho intenso, um raio vívido
De amor e de esperança à terra desce,
Se em teu formoso céu, risonho e límpido,
A imagem do Cruzeiro resplandece.
Gigante pela própria natureza,
És belo, és forte, impávido colosso,
E o teu futuro espelha essa grandeza.
Terra adorada,
Entre outras mil,
És tu, Brasil,
Ó Pátria amada!
Dos filhos deste solo és mãe gentil,
Pátria amada,Brasil!
Deitado eternamente em berço esplêndido,
Ao som do mar e à luz do céu profundo,
Fulguras, ó Brasil, florão da América,
Iluminado ao sol do Novo Mundo!
Do que a terra, mais garrida,
Teus risonhos, lindos campos têm mais flores;
"Nossos bosques têm mais vida",
"Nossa vida" no teu seio "mais amores."
Ó Pátria amada,
Idolatrada,
Salve! Salve!
Brasil, de amor eterno seja símbolo
O lábaro que ostentas estrelado,
E diga o verde-louro dessa flâmula
- "Paz no futuro e glória no passado."
Mas, se ergues da justiça a clava forte,
Verás que um filho teu não foge à luta,
Nem teme, quem te adora, a própria morte.
Terra adorada,
Entre outras mil,
És tu, Brasil,
Ó Pátria amada!
Dos filhos deste solo és mãe gentil,
Pátria amada, Brasil!
Mudem-se em flor as pedras dos caminhos!
Chuvas de prata rolem das estrelas...
E despertando, deslumbrada, ao vê-las
Ressoa a voz dos ninhos...
Há de florar nas rosas e nos cravos
Rubros o sangue ardente dos escravos.
Seja teu verbo a voz do coração,
Verbo de paz e amor do Sul ao Norte!
Ruja teu peito em luta contra a morte,
Acordando a amplidão.
Peito que deu alívio a quem sofria
E foi o sol iluminando o dia!
Tua jangada afoita enfune o pano!
Vento feliz conduza a vela ousada!
Que importa que no seu barco seja um nada
Na vastidão do oceano,
Se à proa vão heróis e marinheiros
E vão no peito corações guerreiros?
Se, nós te amamos, em aventuras e mágoas!
Porque esse chão que embebe a água dos rios
Há de florar em meses, nos estios
E bosques, pelas águas!
Selvas e rios, serras e florestas
Brotem no solo em rumorosas festas!
Abra-se ao vento o teu pendão natal
Sobre as revoltas águas dos teus mares!
E desfraldado diga aos céus e aos mares
A vitória imortal!
Que foi de sangue, em guerras leais e francas,
E foi na paz da cor das hóstias brancas!