Centro Universitário de Volta Redonda
Protocolos de Prática de
Química Básica
Engenharia de Produção
Autor: Profª. Ana Claudia Silva de Almeida
FUNDAÇÃO OSWALDO ARANHA – CENTRO UNIVERSITÁRIO DE VOLTA REDONDA
Engenharia de Produção - 1ºPeríodo – Química Básica(Práticas) Professora: Ana Cláudia
1. SUMÁRIO
1.PROPRIEDADES COLIGATIVAS
2. LIGAÇÕES QUÍMICAS
3.TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE
4.EQUILÍBRIO QUÍMICO
5.ELETROQUÍMICA
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PRÁTICA 1
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
INTRODUÇÃO
Nesta etapa de nosso curso, estudaremos em duas fases diferente,
métodos de separação e purificação de substâncias. Assim sendo para tal,
teremos necessidade de entender as interações existentes entre os componentes
das soluções que serão utilizadas, não só em nosso laboratório como também em
nossa vida prática.
DESTILAÇÃO SIMPLES
Objetivo: Montagem e utilização de aparelhagem de destilação simples.
II – Parte Experimental
Material: 1 balão de 250ml
Cabeça de destilação
Condensador de Liebig
Unha (adaptador)
Mangueiras
Manta de aquecimento ou Sebelin
Controlador de temperatura para a manta
Pedaços de porcelana porosa.
Reagentes: A solução será fornecida pelo professor
Primeiramente procede-se à montagem da aparelhagem de destilação simples
Esta é uma das muitas aparelhagens possíveis de serem usadas em uma
destilação simples. É importante notar que:
a) Não se deve ultrapassar o limite de 2/3 da capacidade do balão que conterá o
líquido a ser destilado.
b) Usam-se pedaços de porcelana porosa, contas de vidro, pedaços de capilares,
etc., no balão de destilação para obter-se uma ebulição controlada. Isto é
alcançado por qualquer objeto que leve à formação de pequenas bolhas de ar,
que servirão de núcleo para as bolhas de vapor do líquido em destilação.
Assim evitam-se as grandes bolhas, que resultam em projeção de material
líquido, numa ebulição tumultuada.
A porcelana porosa deve ser colocada no líquido frio, e nunca no líquido
quente ou já em ebulição, o que resultará em imediata liberação de grande
quantidade de vapor que arrastará o líquido com ele. A cada interrupção no
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processo de destilação deve-se colocar mais 2 ou 3 pedaços de porcelana
nova, pois a porcelana já usada, da qual o ar foi parcialmente removido pelo
aquecimento, torna-se ineficiente.
c) O bulbo do termômetro deve estar na altura da saída lateral da cabeça de
destilação, e a saída para o termômetro deve estar bem vedada por
adaptadores de borracha.
d) No condensador de Liebig, a entrada de água deve ser feita pela entrada
inferior, esgotando-se o refrigerante pela saída superior. Isto assegura que,
mesmo em caso de falta de água, o condensador permanecerá cheio, os tubos
de borracha são colocados antes de fixá-lo.
e) Na unha, que é adaptado a peça que liga o condensador ao balão de
recolhimento, deve haver uma saída que servirá para equalizar a pressão
interna e externa quando é necessário trabalho em condições anidras colocase um adaptador nesta saída para evitar entrada de ar úmido. No caso de se
destilar substâncias tóxicas os vapores não condensados devem ser
conduzidos por mangueiras às capelas, ralos ou exaustores.
f) O aquecimento é feito por manta aquecedora elétrica, com controle de
voltagem, para evitar superaquecimento.
Quando se destila água, ela não é essencial, podendo o aquecimento ser feito por
bico de gás, mas a manta possibilita um melhor controle da ebulição, pois ela
distribui melhor o calor. Porém com solventes inflamáveis, o uso de material
elétrico, em vez de fogo direto é essencial.
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PRÁTICA 2
LIGAÇÕES QUÍMICAS
1) Formação de micro cristal
Observe a forma do cristal e o seu crescimento mostrando como é a natureza da
matéria.
1.1 – Procedimento experimental
a) Coloque um grama de tiossulfato de sódio penta hidratado, salicilato de
fenila ou acetato de sódio, tri hidratado em um vidro de relógio;
b) Aqueça os cristais em fogo brando usando placa ou bico de bunsen;
c) Leve o vidro de relógio para um retroprojetor e coloque um cristal,
observando o crescimento ordenado na cristalização;
1.2 – Comentários
a) Os pontos de fusão dos sólidos autos comentados são:
-
Tiossulfato de sódio : 40ºC
-
Salicilato de fenila : 45ºC
-
Acetato de sódio : 58ºC
b) Os cristais dos compostos mencionados podem ser vistos (formação de
cristais) através de um projeto, microprojeto ou em microscópio.
c) Você pode usar também um projeto de slides onde os cristais ficam presos
entre dois slides e assim são projetados para uma bonita cristalização vista
na tela.
1.3 – Questões para responder
a) Descreva o crescimento dos cristais.
b) Qual a composição química do cristal?
c) Qual a diferença entre solidificar de um cristal fundido e cristalizar de uma
solução saturada?
2) Solubilidade e imicibilidade
2.1 – Procedimento experimental
a) Coloque em quatro tubos as seguintes substâncias: iodo, cloreto cuproso,
hexano e álcool;
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b) Adiciona água em cada tubo 5ml de água;
c) Misture todos os tubos em um só?
2.2 – Questões para responder
a) Explique porque cada substância procede a dissolução como mostrado.
b) Porque a água e hexano não se misturam?
c) Se na demonstração fosse usado sulfato de cobre I ou permanganato de
potássio ao invés de CuCl, o que aconteceria?
d) Classifique as substâncias como polar ou apolar identificando a interação
intermolecular de cada espécie?
e) Classifique o tipo de substância observado? Sugira processo de separação.
f) Pela regra semelhante dissolve semelhante quais são as substâncias
miscíveis entre si. Por quê?
3) Prendendo uma corrente de água
Uma misteriosa força aparece quando um fluxo de água de uma bureta é atraído
por um pedaço de borracha carregado. O fluxo com hexano não é atraído.
3.1 – Procedimento experimental
a) Encher duas buretas com dois líquidos, uma com água e a outra com um
solvente apolar como o ciclohexano.
b) Carregue dois pedaços de borrachas com cargas elétricas friccionando a
borracha com algodão ou tecido.
c) Mantenha o pedaço de borracha próximo do fluxo e observe qual o fluxo
será atraído pelo pedaço de borracha.
d) Abra a torneira da bureta contendo água até que um fino fluxo da água saia
da bureta.
e) Repita o mesmo para o caso da bureta com hexano. Verifique que o fluxo
não é afetado.
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4) Alcano X Alcenos: reação de dupla ligação
4.1. Um líquido claro alcano (hexano) em um líquido claro alceno (1-hexeno) são
colocados em tubos de ensaios diferentes. É adicionado permanganato de
potássio gota a gota em cada tubo. A cor púrpura característica do permanganato
persiste no alcano porém não persiste no alceno.
4.2. Procedimento
a) Meça 2mL de hexano com ajuda de uma pipeta e adicione gota a gota de
permanganato de potássio no tubo de ensaio;
b) Faça o mesmo procedimento no segundo tubo substituindo o hexano pelo 1hexeno
4.3. Reação envolvida
OH OH
CH2 CH
CH2CH2CH2CH3 +
KMnO4 (aq.) + H2O
H
C
C
H
H
CH2CH2CH2CH3 + MnO2
glicol
4.3. Questões para estudo
a) O que é um alcano? E um alceno?
b) Por que o alceno é mais reativo do que o alcano?
c) Explique por que a cor não resiste quando o KMnO 4 é adicionado ao alceno?
4) Solubilização de Polímeros
5.1. Um copo de poliestireno é colocado em uma placa de petri contendo um
solvente. O copo parece se fundir ficando cada vez menor até que
desaparece na placa.
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5.2. Procedimento
a) Em uma placa de petri coloque copinho de poliestireno, acrescente acetona
e observe.
b) Em uma outra placa de petri coloque outro copinho de poliestireno,
acrescente hexano e observe.
5.3. Reações envolvidas
Alguns solventes realmente dissolvem polímeros, outros apenas quebram
algumas ligações que formam o poliestireno. Neste caso a acetona transforma o
poliestireno em uma goma líquida.
C6H5
C6H5
C
(CH
CH2
CH2)n
H
Estireno
4) Alcano X Alcenos: reação de dupla ligação
4.1. Um líquido claro alcano (hexano) em um líquido claro alceno (1-hexeno) são
colocados em tubos de ensaios diferentes. É adicionado permanganato de
potássio gota a gota em cada tubo. A cor púrpura característica do permanganato
persiste no alcano porém não persiste no alceno.
4.2. Procedimento
a) Meça 2mL de hexano com ajuda de uma pipeta e adicione gota a gota de
permanganato de potássio no tubo de ensaio;
b) Faça o mesmo procedimento no segundo tubo substituindo o hexano pelo 1hexeno
4.3. Reação envolvida
OH OH
CH2 CH
CH2CH2CH2CH3 +
KMnO4 (aq.) + H2O
H
C
C
H
H
glicol
4.3. Questões para estudo
a) O que é um alcano? E um alceno?
b) Por que o alceno é mais reativo do que o alcano?
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CH2CH2CH2CH3 + MnO2
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c) Explique por que a cor não resiste quando o KMnO 4 é adicionado ao alceno?
5) Solubilização de Polímeros
5.4. Um copo de poliestireno é colocado em uma placa de petri contendo um
solvente. O copo parece se fundir ficando cada vez menor até que
desaparece na placa.
5.5. Procedimento
a) Em uma placa de petri coloque copinho de poliestireno, acrescente acetona
e observe.
b) Em uma outra placa de petri coloque outro copinho de poliestireno,
acrescente hexano e observe.
5.6. Reações envolvidas
Alguns solventes realmente dissolvem polímeros, outros apenas quebram
algumas ligações que formam o poliestireno. Neste caso a acetona transforma o
poliestireno em uma goma líquida.
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PRÁTICA 3
TITULAÇÃO ÁCIDO – BASE
OBJETIVO: Apresentação da técnica de titulação
Parte experimental:
Material: Bureta de 25 ml, Erlenmeyer de 125 ml, Funil pequeno de colo
curto,
Becher pequeno, Suporte para bureta.
Reagentes: Indicadores – Heliantina e Fenolftaleína
Ácidos Clorídrico padronizado  0,1 N
Solução de hidróxido de Sódio
Solução de ácido acético diluído
Papel de filtro
1 – Titulação de uma solução de Base de Concentração Desconhecida
a) Encher a bureta com ácido clorídrico padronizado 0,1N , segundo as instruções
do uso da bureta;
b) Pipetar, segundo as técnicas, 10ml de solução de hidróxido de sódio 10% e
colocar no erlenmeyer. Aumente o volume com água destilada da pissete,
lavando bem as paredes internas do erlenmeyer.
c) Pingue 2 gotas de solução de indicador, heliantina (ou alaranjado de metila),
que passa de amarelo, em meio básico, a vermelho, em meio ácido. A zona
de viragem está compreendida na faixa de pH que vai de 4,4 a 3,1. Portanto, o
ponto final da titulação corresponderá a uma coloração amarelo avermelhada
(cor de pêssego). O professor deve indicar a colocação exata, correspondente
ao final da titulação.
d) Comece a titulação, vagarosamente, prestando atenção ao ponto final da
mesma. Anote o volume dispensado, até a última gota liberada, que deve ser
conduzida ao erlenmeyer, tocando-se-lhe com a ponta da bureta.
e) Repita o processo inteiro e anote o novo valor. Os dois valores não devem
diferir em mais de 0,2 ml. Caso as leituras sejam muito diferentes, repita até e
leituras próximas, dentro desta faixa.
f) Calcule a normalidade da base.
2 – Titulação de um vinagre
Antes de começar, os alunos devem lavar bem as buretas, com água, e por
último, com bastante, com bastante água destilada, deixando escorrer por alguns
minutos depois.
Será dada a cada aluno uma amostra de vinagre (preparado pelo técnico,
misturando ácido acético com água até obter uma solução 1,5% v/v, o que
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corresponde a 0,25N aproximadamente). Desta solução, 10ml serão pipetados e
colocados em erlenmeyer. O volume pode ser aumentado adicionando-se 3 gotas
de fenolftaleína à solução a ser titulada.
As buretas devem ser cheias com a solução de hidróxido de sódio 10%
recém titulado, usando-se nos cálculos posteriores, a normalidade encontrada.
Titular o vinagre com a base, sabendo que a fenolftaleína vira na faixa de
pH que vai de 8 a 10, de incolor para rosa, e que o ponto final do dosamento é
dada pela introdução do mais leve tom rosado à solução no erlenmeyer.
Calcule a normalidade do vinagre, em relação ao ácido acético, usando
expressões análogas às usadas na dosagem da base.
Ao final da prática, lave bem todo o material usado, principalmente a bureta,
deixando-a fixo no suporte, invertida, para secar.
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PRÁTICA 4
EQUILÍBIO QUÍMICO
a) Introdução
Ao se juntar duas substâncias que tendem a reagir, observa-se que haverá
variação na concentração dos reagentes e produtos da reação, até que o
estado de equilíbrio seja alcançado. Nesta etapa, a velocidade da reação direta
torna-se igual à velocidade da reação inversa. As concentrações de todas as
espécies presentes ficam constantes e são utilizadas para a determinação da
constante de equilíbrio (Keq)
Foi determinado, experimentalmente, que existe uma relação envolvendo
as concentrações das substâncias que participam de uma reação química e a
constante de equilíbrio, Keq.
Consideremos um sistema químico, fictício de dois reagentes, A e B, postos
a reagir, a uma certa temperatura constante, para formar dois produtos C e D.
Keq
aA + bB
cC + dD
A expressão de equilíbrio para esta reação será:
[C]c [D]d
Keq=
[A]a [B]b
Que é conhecida como lei da ação das massas e foi descoberta, no século
passado (1866), por dois químicos noruegueses, Guldberg e Waage.
A expressão de equilíbrio pode ser em função da concentração dos
componentes envolvidos, por isso usamos K eq (ou Kc), ou nos sistemas
gasosos, em função da pressão parcial dos gases, quando é usado K p.
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A análise do valor numérico da constante de equilíbrio é um dado
importante. Um valor grande para K indica que o equilíbrio favorece os
produtos, e quando K tem um valor pequeno no equilíbrio, predominam os
reagentes.
O Princípio de Lê Chatelier
“Se um sistema em equilíbrio for perturbado ele reagirá, ou seja, se
modificará, no sentido de minimizar o efeito de tal perturbação.”
A aplicação do princípio de Lê Chatelier será alisada nos exemplos
seguintes sobre os fatores que influem no estado de equilíbrio químico.
1. Fatores que influem no Equilíbrio Químico
1.1 – Temperatura e pressão (demonstração)
Em uma ampola de vidro adicione um pouco de cobre metálico em pó e 5
mL de ácido nítrico (HNO3) concentrado. Feche a ampola e deixe o cobre
reagir com o ácido por 10 minutos. A reação irá desaprender um gás de
coloração castanha (NO2). A ampola com dióxido de nitrogênio, NO 2 e o seu
dímero, N2O4, obtido pela reação de cobre metálico com ácido nítrico
concentrado será usada na demonstração. Descrever a reação química
envolvida balanceada.
Observar a cor do gás na temperatura ambiente. Introduzir a ampola num
becher com gelo e sal grosso e comparar com a ampola quando estava à
temperatura ambiente. Aqueça a ampola cuidadosamente e compare com as
outras cores desenvolvidas. Explique o que acontece.
Observar as cores da ampola e explicar o efeito térmico (exotérmico ou
endotérmico) na equação.
N2O4

2NO2
Amarelo
∆
Marrom
Qual o efeito do aumento da pressão no equilíbrio químico?
1.2 – Concentração (demonstração)
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Num kitassato colocar 100 mL de água destilada e uma ponta de espátula
de bicarbonato de sódio. Adicionar 8-10 gotas de fenolftaleína. Soprar a
solução, com uma pipeta, até o descoramento. Ligar o kitassato a uma trompa
d’água ou bomba de vácuo, fazer vácuo e agitar.
Observar o que ocorreu e explicar com base nas equações:
HCO3-(aq) + H2O  H2CO3 + OH-(aq)
H2CO3  H2O(l) + CO2(g)
1.3 – Efeito do íon comum
a) Num tubo de ensaio com 0,5-1 mL de solução saturada de cloreto de sódio,
adicionar 0,5-1 mL de solução de HCl 12 M
Observar e explicar o ocorrido com base na equação:
NaCl(s)  Na+(aq) + Cl-(aq)
b) num tubo de ensaio com 1-2 mL de água destilada, adicionar 2-3 gotas de
ácido acético 6M e uma gota de metilorange (3,2 - 4,4)
Anotar a cor do indicador. Adicionar 0,5-1 mL de acetato de amônia a 20%.
Observar a mudança de cor do sistema e explicar:
CH3COOH(aq) + H2O(l)  CH3COO- + H3O+(aq)
CH3COOH4(aq)  CH3COO-(aq) + NH4+(aq)
c) Num tubo de ensaio com 1-2 mL de água destilada acrescentar 2 gotas de
solução de NH3 6M e gotas de timolftaleína (9,2-10,8).
Anotar a cor da solução. Adicionar ao sistema 0,5-1 mL de solução 20% de
acetato de amônio, CH3COONH4.
Observar e explicar o ocorrido com base nas equações:
NH3(aq) + H2O(l)  NH4+(aq) + OH-(aq)
CH3COONH4(aq)  CH3COO-(aq) + NH4+(aq)
d) Num tubo de ensaio com 0,5-1 mL de água destilada adicionar 2 gotas de
solução de MgCl2 1M e 2 gotas de solução de NH3 (aq) 6 M.
Observar e anotar o ocorrido. Escreva a equação química.
Juntar 0,5-1 mL de solução NH4Cl 20% e anotar o que acontece com o
precipitado formado. Justifique.
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e) Num tubo de ensaio misturar 1 gota de FeCl 3 0,1 M e 1 gota de solução de
tiocianato de potássio, KSCN, 0,3 M. Diluir a solução resultante, com água
destilada, até que a colocação se torne ligeiramente avermelhada (solução
A).
Em quatro tubos de ensaio colocar 1 mL de solução (A).
Num tubo de ensaio com a solução A, adicionamos 1 gota de FeCl 3, em um
outro, 1 gota de solução 0,3 M de KSCN e no terceiro 1 gota de solução
saturada de KCl. O quarto tubo de ensaio fica para comparação.
Observe a variação das cores nos tubos de ensaio e justifique com base no
equilíbrio:
Fe3+(aq) + 3SCN-(aq)  [Fe(SCN)6]3-(aq)
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PRÁTICA 5
ELETROQUÍMICA
Um conhecimento profundo dos mecanismos das reações redox (oxiredução), permitiria entender as reações envolvidas em baterias, lanternas,
produção de metais e outros produtos industriais.
Há dois tipos diferentes de processos eletroquímicos que são de grande
importância: 1) As celas usadas para produzir uma corrente elétrica que são
chamadas pilhas galvânicas. Estas utilizam uma reação de oxi-redução que
ocorre espontaneamente quando o circuito elétrico for fechado. O outro tipo 2 é
chamado célula eletrolítica, esta requer uma fonte externa de energia elétrica,
para produzir uma reação de oxi-redução que não ocorre espontaneamente.
I)
Pilhas Galvânicas
A utilização de um voltímetro possibilita obter informações a partir de
experiência simples que permitem prever a espontaneidade de reações redox.
Enquanto um amperímetro mede a intensidade da corrente elétrica no circuito, um
“voltímetro” mede a capacidade ou potencial da pilha impulsiona os elétrons
através de um circuito externo onde, normalmente, efetuam algum trabalho útil
como produção de luz ou calor. A capacidade de diferentes pilhas produzirem
trabalho elétrico pode ser medida através de leitura de potenciais do medidor.
Procedimento:
I.a) Medição de tensões elétricas dos metais
Colocar numa placa de vidro tiras de papel de filtro embebidas em soluções
de sais de alumínio, ferro, níquel, chumbo e cobre e em cada tira colocar
respectivamente uma placa de cada metal. Depois colocar uma outra tira de papel
embebida em cloreto de potássio atravessada nas outras tiras. Feito isso, ligar os
cabos do voltímetro a um par qualquer das placas metálicas e observar o grau de
desvio da agulha do aparelho.
Obs.: a) Escrever as reações em cada eletrodo.
a) Calcular a diferença de potencial entre os pares: A e outro metal.
I.b) Montagem da pilha
Zn(s) / Zn++(IM) / Cu++(IM) / Cu(s)
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Colocar uma mecha de algodão no interior do tubo em U (na curvatura)
dividindo-o ao meio. Fixá-lo no suporte e adicionar simultaneamente as duas
soluções (sulfato de cobre e sulfato de zinco). Em seguida colocar, um bastão do
metal imerso na solução dos respectivos sais. Se não tiver as barras dos metais
pode-se colocar um bastão de grafite. Ligar os terminais do voltímetro e observar
a passagem de corrente.
I.c) Montagem da pilha
Pb(s) / Pb++(IM) // Cu++(IM) / Cu(s)
Colocar em becher de 150ml, 100ml de solução de nitrato de chumbo (IM) e
no outro becher uma solução de nitrato de cobre (IM). Encher um tubo em U com
solução 4,0M de cloreto de potássio e arrolhar com algodão (sem apertar) as duas
extremidades sem deixar bolhas de ar. Este tubo vai funcionar como ponte salina.
Introduzir cada extremidade da ponte salina em cada becher, com as soluções
acima. Colocar em cada becher, respectivamente uma tira de chumbo e uma tira
de cobre. Ligar o voltímetro e observar.
I.d) Pilhas com eletrodos inertes
C/Sn++(IM), Sn4+ // Fe+++(IM), Fe++ / C
Proceder como no caso anterior, colocando em um becher solução de
cloreto estanoso e na outra solução de cloreto férrico (ambas IM). Adicionar 4-5
gotas de solução IN de ferricianeto de potássio no becher que contém solução de
Fe3+.
Após colocar a ponte salina, ponha um bastão de grafite em cada becher. Ligar
os eletrodos a um voltímetro e observar passagem de corrente elétrica. Tirar a
ponte salina e observar o ponteiro do voltímetro. Após alguns minutos observar
coloração ou precipitado azul do becher com indicador.
Exercícios:
1) Completar todas as semi-reações das experiências com seu respectivo
potencial padrão (consulte a tabela de potenciais).
2) Dos potenciais calculados, concluir se as reações representadas são
espontâneas ou não. Justifique sua resposta.
3) Comparar as conclusões com os resultados obtidos na prática.
4) Explique o mecanismo das reações de cada caso. Qual a função da ponte
salina?
5) Dê um exemplo de um eletrodo que substituísse o eletrodo de cobre e tornasse
o eletrodo de o catodo.
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