QUÍMICA GERAL
Roteiros de Aulas Práticas
CEATEC – Faculdade de Química - 2012
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
ÍNDICE
Página
Conteúdo
3
Informações gerais
4
Experimento 01: conceitos introdutórios, técnicas e desafios
10
Experimento 02: Medidas
16
Experimento 03: Misturas: separação e purificação
20
Experimento 04: Diferenças entre compostos orgânicos e inorgânicos,
determinação do teor de umidade no sal de cozinha
24
Experimento 05: Tabela periódica: estudando o grupo II e
determinação da massa atômica do cobre
27
Experimento 06: Ponto de fusão e métodos cromatográficos
30
Experimento 07: ocorrência e classificação de reações químicas e sua
diferenciação de fenômenos físicos
34
Experimento 08: Dióxido de carbono, investigando a produção da
chuva ácida
38
Experimento 09: água potável e água dura
43
Experimento 10: propriedades das cerâmicas
47
Experimento 11: fórmula empírica de um hidrato e princípios do
processo fotográfico
51
Experimento 12: ponto de ebulição e destilação
53
Anexo 1: modelo de relatório das atividades práticas
60
Anexo 2: equipamentos básicos de laboratório.
2
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Informações Gerais
1. Objetivos
Os experimentos selecionados para esta disciplina visam reforçar conceitos
fundamentais da Química, complementando o conteúdo visto na teoria e familiarizando o
aluno com novos métodos, técnicas e equipamentos.
Além disso, espera-se que o aluno desenvolva e amplie sua capacidade de compreensão
de fenômenos, aplicação da metodologia científica, desenvolvimento de modelos e
capacidade de relatá-los de maneira crítica, clara e objetiva.
2. Equipes
As equipes serão de, no máximo, 3 alunos, e constituídas conforme suas
afinidades pessoais. Estas equipes serão mantidas durante todo o semestre letivo, salvo
exceções com a concordância do professor. Do mesmo modo, cada equipe deverá
ocupar sempre o mesmo local no laboratório, designado na primeira aula.
3. Horários
No dia da aula de laboratório, os alunos deverão dirigir-se ao laboratório
designado para a sua turma, onde receberão as explicações iniciais sobre o experimento.
O aluno que não estiver presente durante esta explicação não poderá realizar a prática.
Só será permitida a permanência no laboratório daqueles alunos que obedecerem às
regras de segurança estabelecidas pela Engenharia de Segurança do Trabalho para os
laboratórios de Química.
4. Critérios de Avaliação
No laboratório, os alunos serão avaliados da seguinte maneira: Cada equipe de
laboratório deverá entregar um relatório (vide anexo 1) sobre o experimento realizado,
quando solicitado pelo professor. Este relatório deverá ser entregue no prazo máximo de
duas semanas após o término da prática. Relatórios entregues com atraso poderão até
ser corrigidos, mas serão considerados com nota zero para o cálculo da média final.
Alunos que não realizaram o experimento não poderão ter o seu nome incluído no
relatório correspondente, entregue pelo grupo.
3
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 01
CONCEITOS INTRODUTÓRIOS, TÉCNICAS E DESAFIOS
Objetivos:
Após completar este experimento, os estudantes deverão ter aprendido: as bases do
método científico, o uso do bico de bunsen, as técnicas básicas de trabalhos com vidro,
algumas diferenças entre metais e não-metais, a relação entre os elementos e seus
compostos.
Introdução:
A ciência é uma atividade holística, que envolve observação, reflexão e ação. Para
aprender e entender ciência, você deve não somente estudá-la, mas também
experimentá-la, sendo que para isso é que temos aulas em laboratórios. Neste curso
você vai explorar os princípios e técnicas que possibilitam aos químicos investigar o
desconhecido, desenvolver teorias e levantar hipóteses.
O Método Científico: A análise de muitas descobertas científicas e avanços tecnológicos
revela que este processo pode ser dividido em 5 etapas:





observação: O primeiro passo é atentar para o universo ao nosso redor. O
“quebra-cabeças” que nos cerca leva ao questionamento, que é uma peça chave
para a execução da boa ciência. O observador atento não ignora aquilo que não
entende, mas faz uma pausa, acompanhada e observação e reflexão, no sentido
de desvendar o mistério.
hipótese: O próximo passo é desenvolver possíveis respostas ou explicações
para as questões que surgiram a partir das observações.
experimentos ou testes: Uma das características da ciência, é que normalmente
é possível testar experimentalmente as hipóteses e explicações formuladas
teoria: Uma hipótese é elevada ao nível de teoria quando experimentos
realizados lhe dão suporte e nos possibilitam usar a teoria para propósitos de
previsão.
modificação: Teorias científicas são sempre objeto de outros testes. Quando
obtém-se resultados que aparentemente contradizem uma teoria existente, esta
teoria deve então ser modificada, melhorada ou descartada.
É importante ter em mente que os cientistas não param e perguntam “em qual etapa
eu estou hoje?” As cinco etapas do método científico apresentados, são simplesmente
uma estratégia de avaliação dos passos que conduzem as descobertas científicas e/ou
progresso tecnológico. Com o passar do tempo e com o constante exercício da ciência
você vai passar a considerar todas as etapas de uma maneira conjunta. Por enquanto, no
decorrer de nossas aulas, procure usá-las como um referencial para a conduta do
raciocínio e atitudes científicas.
Lembre-se que aquilo que pode ser muito óbvio, pode esconder importantes
considerações científicas. No decorrer desta disciplina procure observar e dedicar
atenção a eventos aparentemente simples, como o fato do gelo flutuar sobre a água.
Pergunte-se se um sólido é mais ou menos denso do que um líquido, quando ambos são
constituídos pela mesma substância e responda, “Por que o gelo flutua na água?”
Fique igualmente alerta para o não usual, para o inesperado e para aquilo que
aparentemente é inexplicável. Muitas das grandes descobertas foram realizadas porque
alguém dedicou tempo para investigar pequenas diferenças entre os resultados
esperados e aqueles que realmente foram obtidos. Dentre as grandes descobertas que
contaram com a combinação do acaso e de um aguçado espírito investigativo de algum
cientista, pode destacar as criações da sacarina e do aspartame, da borracha e do teflon.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Se for necessário, não hesite em dedicar um tempo extra as suas
investigações. Contudo, por uma questão de segurança, caso você queira conduzir
algum experimento ou variante de experimento que não estejam neste roteiro,
consulte antes o seu professor.
A QUÍMICA DENTRO DAS CIÊNCIAS: O braço da ciência chamado química é
definido em dicionários como “A ciência que ocupa-se da composição, estrutura e
propriedades das substâncias e das transformações que estas substâncias podem
sofrer.”
Na verdade hoje a química desempenha diferentes papéis, ela usa outras ciências
como ferramenta e ao mesmo tempo auxilia outras ciências em seus trabalhos
investigativos, numa interação onde muitas vezes não existe fronteira entre a química, a
física, a biologia, a geologia, a geografia, a medicina, a farmacologia e as engenharias.
A cada dia um maior número de substâncias químicas desenvolvidas pelo homem
entram no nosso dia a dia. Basta lembrar, que de acordo com uma publicação recente da
Pure and Applied Chemistry, a revista da IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry), o homem possui hoje em seu organismo, em quantidade mensurável, cerca
de 500 substâncias que não eram nem conhecidas na segunda década do século XX.
Existem ainda substâncias sintéticas em agentes de limpeza, fármacos, chips de
computadores, materiais plásticos, aditivos para alimentos e baterias.
SUBSTÂNCIAS E MISTURAS: PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS. O uso da
palavra substância, para um químico já implica em alguma coisa pura, daí
freqüentemente, para evitar-se confusões, usar-se o termo substância pura. Se mais do
que uma substância estão presentes em um mesmo recipiente, tem-se uma mistura.
Existem dois tipos de substâncias, as elementares e as compostas, que por sua vez são
encontradas nos três estados comuns da matéria, que são o sólido, o líquido e o gasoso,
dependendo de combinações de pressão e temperatura. As substâncias compostas são
constituídas de elementos quimicamente combinados em razões definidas. Uma questão
que merece reflexão é a relação entre as características dos elementos e de seus
compostos; p. ex., “As propriedades do sódio e do cloro lembram em alguma coisa
as propriedades do cloreto de sódio? Explique”
Todas as substâncias têm um conjunto próprio de características físicas e
químicas, que nos possibilitam distinguir, identificar e utilizar as substâncias.
Propriedades físicas são aquelas que são medidas sem uma mudança química na
composição, como ponto de fusão, ponto de ebulição, cor, densidade e solubilidade. As
propriedades químicas são aquelas que são determinadas quando ocorre uma mudança
na composição ou estrutura da substância, por decomposição ou reação com outros
reagentes.
Substâncias usualmente ocorrem na natureza junto com outras substâncias, como
misturas. Mesmo os reagentes que temos estocados no laboratório contém uma pequena
porcentagem de impurezas; mesmo os mais puros contém pelo menos 0,00001% de
alguma impureza. Observe sempre e atentamente rótulos e catálogos de produtos
químicos para ir familiarizando-se com as impurezas características de cada reagente. Se
possível tente relacionar diferentes graus de pureza com preços!
Geralmente as misturas podem ser separadas em substâncias puras, antes que o
trabalho para a sua efetiva identificação seja iniciado. Os procedimentos usuais para a
separação de misturas baseiam-se nas diferenças das propriedades físicas de seus
constituintes, como ponto de ebulição (destilação) e solubilidade (recristalização, filtração
e cromatografia). A discussão a respeito de misturas e o uso dos procedimentos citados
serão objeto de outros experimentos. O trabalho de hoje será centrado na observação
qualitativa das propriedades físicas e químicas de muitos elementos e compostos.
Um dos mais antigos objetivos dos químicos é entender a matéria e, um dos
mecanismos mais usados para este fim, foi o de buscar similaridades entre os elementos
bem como maneiras de classificá-los. Para este fim foi desenvolvida a Tabela Periódica
dos Elementos, que é uma maneira extremamente útil de arranjo dos elementos e que
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
nos permite prever suas propriedades. Parte do experimento de hoje irá propiciar uma
breve introdução à Tabela Periódica. Uma cópia da tabela está disponível no início desta
apostila; observe-a para acompanhar a discussão. Imagine uma linha com perfil de
escada (apresentada em algumas Tabelas Periódicas), que começa com um segmento
horizontal entre o Boro (B) e o Alumínio (Al) e termina com um segmento vertical entre o
Polônio (Po) e o Astato (At). Esta linha separa os metais dos não-metais ou ametais,
sendo que alguns elementos adjacentes a esta linha são chamados de semi-metais ou
metalóides. A Tabela 1 compara algumas das propriedades físicas dos metais e dos nãometais.
TABELA 1 – Propriedades físicas dos metais e não-metais.
Propriedade
Metal
Não-metal
Aparência
brilhante
não brilhante
maleabilidade
alta
baixa
Ductibilidade
alta
baixa
condutividade elétrica
alta
baixa (isolantes)
condutividade térmica
alta
baixa
energia de ionização
relativamente baixa
relativamente alta
eletronegatividade
relativamente baixa
relativamente alta
estado físico (T ambiente)
sólido (exceto Hg)
10 gases, 1 líquido, 10 sólidos
Além das propriedades físicas, você irá observar as propriedades químicas de
alguns elementos e compostos. As reações químicas são normalmente detectadas
quando um dos seguintes indicadores é observado: formação de um produto insolúvel
(precipitado), evolução de um gás (bolhas), mudança de temperatura ou cor.
Procedimento Experimental:
A. MATERIAIS E EQUIPAMENTOS DE USO COMUM EM LABORATÓRIOS: Observar
os materiais e equipamentos dispostos no laboratório, bem como a aplicação de cada
um, conforme apresentado pelo professor.
B. OBSERVAÇÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
O biodiesel é um biocombustível obtido através da transesterificação (uma reação
orgânica na qual um éster é transformado em outro através da troca dos grupos
alcóxidos) dos triglicerídeos de óleos e gorduras de origem vegetal ou animal com um
mono-álcool de cadeia curta, tipicamente metanol ou etanol, na presença de um
catalisador, produzindo uma mistura de ésteres alquílicos de ácidos graxos e glicerol
(Figura 1).
O
O
O C
R1
H2C
O
H C
O C
H2C
R1
O C
OH
+
+ 3 CH3OH
R2
C CH3
+
R3
O
H2 C
O
catalisador
R2
C CH3
+
HC OH
H2C
OH
O
R3
C CH3
Óleo de soja (Triglicerídeo)
Glicerol
Mistura de ésteres
(Biodiesel)
Figura 1- Esquema representativo da reação de transesterificação (na síntese de biodiesel).
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Neste experimento vamos observar uma reação química entre um óleo vegetal e o álcool
(metanol) avaliando visualmente a transformação dos reagentes em produtos.
O METANOL é um líquido VOLÁTIL, INFLAMÁVEL e TÓXICO, por isso deve ser
manipulado na CAPELA e com PÊRA de sucção.
Em um Erlenmeyer de 125 mL (seco) adicionar 7,5 mL de metanol e 0,25 g de KOH
(hidróxido de potássio). Adicionar uma barra de agitação magnética e cubrir com papel
alumínio. (ATENÇÃO: Alguns agitadores também aquecem. Desligue o
aquecimento.)
Após a completa dissolução do KOH no metanol, interrompa a agitação e adicione 25,0 g
de óleo de soja ao frasco. Anote suas observações. Cubra novamente a boca do
erlenmeyer com papel alumínio. Agite a mistura moderadamente por 30 min. Anote os
tempos de mudanças de coloração e homogeneidade da mistura durante a reação.
Transfira o conteúdo do erlenmeyer para uma proveta de 100 mL (identifique a proveta
com as iniciais de cada aluno da equipe. Acompanhe a separação de fases até o final
desta aula, voltando a observar na aula seguinte.1
C. O BICO DE BUNSEN E TRABALHOS COM VIDRO: Acompanhe a demonstração do
professor, referente ao uso do Bico de Bunsen e manuseio dos seus controles. Para
verificar as diferenças de temperatura no interior da chama, utilize um palito de fósforo
queimado, que deve ser introduzido perpendicularmente na chama. A seguir acompanhe
a demonstração do professor a respeito do trabalho com vidros e então prepare as peças
mostradas na Figura 1.1.
FIGURA 1.1 – Peças que deverão ser preparadas com auxílio do Bico de Bunsen.
1
Este experimento foi baseado no trabalho de Rinaldi, R.; Garcia; C.; Marciniuk, L. L.; Rossi, A. V.; Schuchardt, U.
(2007) SÍNTESE DE BIODIESEL: UMA PROPOSTA CONTEXTUALIZADA DE EXPERIMENTO PARA
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL Quim. Nova, Vol. 30, No. 5, 1374-1380.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Existem dois ajustes no Bico de Bunsen, conforme mostra a Figura 1.2. O primeiro
é uma válvula agulha, localizada na parte inferior ou lateral do equipamento, que controla
a vazão do gás. O segundo consiste em um anel rotatório provido de aberturas e que
controla a entrada de ar atmosférico. Quando as aberturas estão completamente
fechadas, é observada uma chama amarela, chamada de chama luminosa. Se o anel for
posicionado de modo a se obter a máxima abertura, a chama se apaga. Quando o Bico
de Bunsen é ajustado corretamente a chama é totalmente azul e não luminosa. Para
acendê-lo é necessário fechar totalmente as janelas, abrir a válvula do gás e só então
aproximar a fonte de ignição (palito de fósforo aceso, isqueiro ou acendedor). Quando a
chama amarela for observada, o anel rotatório deverá ser girado cuidadosamente até a
obtenção da chama azul. Explique qual a função do gás e do ar atmosférico. Porque
a chama é amarela quando as aberturas estão fechadas e azul quando temos um
suprimento de ar atmosférico?
FIGURA 1.2 – Bico de Bunsen
D. OBSERVAÇÕES E MÉTODO CIENTÍFICO:
O menisco: Adicione água até a metade de um cilindro graduado de 50 ml
(proveta) e observe o formato da superfície da água. Descreva e desenhe a sua
observação. O fenômeno que você observa é chamado de menisco. Os frascos
volumétricos são calibrados para propiciar um volume correto quando a leitura é feita na
linha da parte inferior do menisco.
Qual a razão para o fenômeno observado? Tente relacionar o fato com as
propriedades de tensão superficial e interação do líquido com o vidro (mergulhe um tubo
de vidro na água e observe o nível do líquido no seu interior).
Qual o comportamento esperado se ao invés de água tivéssemos mercúrio?
E. PROPRIEDADES FÍSICAS DAS SUSBSTÂNCIAS:
1. Sólidos, Líquidos e Gases: Coloque pequenos pedaços de gelo em um
béquer de 250 mL e, em um segundo béquer de 250 mL, adicione 100 mL de água.
Compare algumas propriedades facilmente observáveis da água no estado liquido e
sólido. Misture o conteúdo dos dois béqueres e aqueça com o Bico de Bunsen sobre uma
tela de amianto suportada em um tripé. Explique a origem das bolhas que você
observa. Se a água fosse aquecida até que todo o líquido evaporasse seria possível
calcular o volume ocupado pelo vapor?
2. Mobilidade molecular em líquidos: Em um béquer de 150 mL, adicione 100
mL de água em ebulição (use luvas de amianto para não queimar as mãos!). A um
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segundo béquer idêntico, adicione 100 mL de água de torneira. Cuidadosamente,
adicione a cada um dos béqueres, da mesma maneira, algumas gotas de corante e anote
as suas observações. Explicar.
3. Compostos e misturas: Um composto consiste de elementos combinados
quimicamente em razões específicas. Compostos podem ser quebrados por meios
químicos e resultar em novos compostos ou elementos. Diga qual foi a quebra de
composto químico que você já realizou neste experimento. Diferentemente dos
compostos, as misturas têm composição variável. Diferentes quantidades de sal podem
ser dissolvidas em água, para forma soluções com diferentes quantidades de sal em
solução. Ao contrário dos compostos, as misturas podem ser separadas em substâncias
usando meios físicos. Neste procedimento, você fará algumas observações a respeito de
soluções de sulfato de cobre e da dependência da solubilidade deste em função da
temperatura.
Adicione cerca de 100 mL de água em um béquer de 250 mL. Aqueça o béquer
utilizando um Bico de Bunsen. Lembre-se que o aquecimento não deve ser direto e que
você deve empregar a tela de amianto e o tripé. Enquanto você espera que a água
aqueça, adicione cerca de 0,1 g de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) a
cerca de 5 mL de água contidos em um tubo de ensaio. Peça auxílio ao professor para
utilizar a balança. Agite até total dissolução e observe a cor e sua intensidade. Adicione
mais 1g de CuSO4.5H2O e repita o processo de dissolução.
Adicione então mais 2,5 de CuSO4.5H2O e tente repetir o processo; caso você
tenha dificuldade para obter a total dissolução do sal, coloque o tubo dentro do béquer e
auxilie a dissolução com um bastão de vidro. Retorne o tubo a uma estante de tubos de
ensaio e deixe-o retornar a temperatura ambiente. Se nada ocorrer, mergulhe um bastão
de vidro na solução e raspe o interior do tubo com um bastão de vidro. Anote as suas
observações.
QUESTÕES:
1. Como você explica uma combustão?
2. Porque a janela do Bico de Bunsen deve ficar aberta durante o seu uso?
3. O que é GLP e qual a sua composição básica?
4. Por que, quando o Bico de Bunsen está aceso e com a janela fechada a chama fica
amarela e há produção de fuligem?
5. Qual a composição aproximada do ar atmosférico?
6. Qual a diferença entre vidro comum e vidro pirex?
7. Quais foram suas observações e conclusões sobre a reção química realizada no ítem
B?
8. Qual a função do aquecimento e da raspagem no interior do tubo no procedimento D3?
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EXPERIMENTO 02
MEDIDAS
Objetivos: Após completar este experimento, os estudantes deverão ter aprendido: a
usar e fazer leituras em termômetros, balanças, provetas e pipetas, os significados dos
termos exatidão e precisão, a avaliar a exatidão e precisão de instrumentos. Também
deverão ter aprendido conceitos de densidade, massa e volume, a determinar
densidades de líquidos e sólidos, a construir alguns tipos de gráficos, a aplicar métodos
científicos.
Introdução:
Em todas as ciências as medidas são essenciais. As propriedades mais
fundamentais que podem ser medidas são comprimento, massa e tempo. Em química, a
temperatura é freqüentemente tratada como uma propriedade fundamental. Outras
propriedades da matéria, como volume, densidade ou velocidade são razões ou produtos
das propriedades fundamentais; basta verificar que:
1. Unidades de volume são comprimento3.
2. Unidades de densidade são massa/volume ou, massa/comprimento3.
3. Unidades de velocidade são comprimento/tempo.
Em ciência nós usamos o Sistema Internacional (SI) de medidas, sendo que nossas
unidades básicas são o metro, o quilograma e o segundo. No entanto, o metro e o
quilograma são unidades muito grandes, sendo comum fracioná-las em múltiplos de 10.
Assim temos:
pico trilionésimo 10-12
nano bilionésimo 10-9
micro milionésimo 10-6
mili
milésimo
10-3
centi centésimo
10-2
deci décimo
10-1
kilo
mil
103
mega milhão
106
Desse modo, um centímetro é um centésimo de um metro, um quilograma contém
mil gramas e um mililitro é um milésimo de um litro.
Experimentos científicos não são inteiramente livres de erros. Erros podem ser
resultantes de limitações dos equipamentos, ou então falta de habilidade de quem os
utiliza. É extremamente raro que um resultado experimental seja exatamente aquele que
foi previsto teoricamente; portanto é muito provável que vários erros sejam observados
neste experimento, bem como em todos os outros. Faz parte do nosso amadurecimento
científico explicá-los e assim conseguir prevê-los e minimizá-los.
A medida do quão próximo um resultado experimental está do valor verdadeiro
(previsto teoricamente) é chamada de exatidão.
Como os erros são inevitáveis (podem apenas ser minimizados), é comum
realizar-se uma medida várias vezes e utilizar o resultado médio. A média é normalmente
mais exata do que um resultado individual. Se os resultados de várias repetições de uma
mesma medida são muito próximos um do outro, diz-se que a medição apresenta
precisão. Se além dos resultados serem muito próximos um do outro, estiverem também
próximos do valor verdadeiro, teremos gerado experimentalmente um resultado exato e
preciso.
Alguns tipos de equipamentos são mais exatos e/ou precisos do que outros.
A densidade de uma substância é definida como a massa dividida pelo volume: d
= m/v. 1,00 mL de mercúrio tem uma massa de 13,6 g, ou seja, a sua densidade é igual a
13,6 g mL-1. Como uma substância pura, a uma dada temperatura e pressão, tem uma
densidade fixa, o valor da densidade pode ser utilizado para identificar uma substância.
Assim a densidade de 13,6 g mL-1 para um líquido, é uma forte evidência de que este
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
líquido é mercúrio. A densidade é também um bom parâmetro para calcular o volume que
ocupará uma determinada massa de substância. Por exemplo, calcule a massa de
mercúrio que você poderia colocar em um copo de requeijão vazio, sabendo que o
volume desse copo é de 250 mL.
PROCEDIMENTO:
PARTE I
A. MEDIDAS DE TEMPERATURA
1. Usando um termômetro, determine a temperatura de uma amostra de água de
torneira. Certifique-se que:
a) O mercúrio ou álcool na coluna do termômetro não esteja em movimento.
b) O bulbo do termômetro esteja totalmente em contato com a água e
também que não esteja tocando as paredes de vidro do béquer.
c) Que você tenha estimado corretamente a leitura.
Explique as razões da necessidade dos cuidados “a” e “b”. Qual a vantagem de um
termômetro que utiliza álcool como indicador, em relação a outro que utiliza Hg?
2. Aqueça aproximadamente 100 mL de água em um béquer de 250 mL até a
ebulição e meça a temperatura da água em seu ponto de ebulição.
3. Efeito do NaCl sobre a temperatura de fusão da água:
a) Faça, em um béquer de 250 mL, uma mistura contendo aproximadamente
50% de gelo e 50% de água.
b) Meça a temperatura da mistura até que o sistema atinja o equilíbrio (antes
de todo o gelo derreter).
c) Adicione cerca de 5g de cloreto de sódio à mistura de gelo e água e agite.
Meça a temperatura. Aguardar 5 min e medir novamente a temperatura.
B. MEDIDAS DE MASSA
1. Pese os objetos que você tem disponível na bancada. Antes de pesá-los, pegueos e tente estimar a sua massa. Repita as pesagens na mesma balança, de modo
a verificar se a gordura e umidade que suas mãos depositam nos objetos causa
alguma alteração. Repita agora as pesagens em outra balança, para avaliar se
estas apresentam erros.
2. Pese um pequeno béquer. Adicione ao béquer 20 gotas de água, utilizando um
conta gotas. Tente estimar a massa e o volume de cada gota. Parta do princípio
de que 1 mL de água pesa 1 grama.
C. VOLUME, EXATIDÃO E PRECISÃO:
Neste item, iremos comparar os resultados de medições de volumes utilizando uma
pipeta volumétrica e uma proveta. Pese um béquer seco de 250 mL e anote sua massa
(a). Adicione a ele 10 mL de água destilada, medido em uma proveta e anote a massa
obtida (b). Adicione mais 2 alíquotas de 10 mL de água destilada, anotando a massa
após cada adição (c,d). Seque o béquer e repita as pesagens, utilizando agora uma
pipeta volumétrica de 10 mL. Com os seu dados complete a Tabela 2.1 a seguir
apresentada.
TABELA 2.1 – Comparação entre medições de volume utilizando proveta e pipeta
volumétrica.
proveta (g)
pipeta (g)
a. massa inicial do béquer (antes das adições)
___________
__________
b. Depois da primeira adição
___________
___________
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
c. Depois da segunda adição
___________
___________
d. Depois da terceira adição
___________
___________
e. Massa da primeira adição de 10 mL (b-a)
___________
___________
f. Massa da segunda adição de 10 mL (c-b)
___________
___________
g. Massa da terceira adição de 10 mL (d-c)
___________
___________
h. Massa média
___________
___________
i. Desvio da primeira medida em relação à média (h-e)
___________
___________
j. Desvio da segunda medida em relação à média (h-f)
___________
___________
k. Desvio da terceira medida em relação à média (h-g)
___________
___________
l. Média dos desvios
___________
___________
PARTE II
D. DENSIDADE DE LÍQUIDOS: Nesta primeira parte você irá determinar a densidade
de líquidos por diferentes métodos.
D.1: Neste procedimento você vai medir volumes e massas e então calcular as
densidades.
1. Pese uma proveta limpa e seca
2. Adicione a proveta, exatamente 10,0 mL de álcool etílico (lembre-se de ler
corretamente o menisco). Para facilitar o trabalho, você pode adicionar ~ 9 mL e
completar até 10 mL com o auxílio de um conta gotas.
3. Pese a proveta mais os 10,0 mL de álcool etílico e calcule a densidade.
4. Adicione álcool etílico até a marca de 30,0 mL e pese.
5. Adicione álcool etílico até a marca de 50,0 mL e pese.
6. Calcule a densidade do álcool etílico nos três casos.
7. Repita o procedimento utilizando água.
8. Lembre-se de medir a temperatura da água, pois a densidade varia quando
ocorrem mudanças de temperatura. Você saberia explicar porque?
9. Você acredita que as temperaturas do álcool e da água são as mesmas? Tentar
descobrir uma eventual diferença de temperatura por meio da sensibilidade da
pele aos dois líquidos. Seria um teste cientificamente adequado?
D.2: Neste procedimento você deverá utilizar um equipamento chamado de densímetro,
para medir diretamente as densidades. Existem densímetros com diferentes escalas. Os
densímetros sempre se prestam a medir densidades em determinadas faixas de valores,
o que torna muito importante a escolha da escala correta. Para a aula estarão disponíveis
densímetros que operam nas faixas: 0,700 a 1,000 g mL-1; 1,000 a 1,500 g mL-1 e 1,500
a 2,000 g mL-1. Você saberia dizer qual deles é o mais apropriado para medir a
densidade da água? Neste procedimento você medirá a densidade da água, do álcool
etílico e do óleo comestível. Esteja sempre certo de você está utilizando provetas e
densímetros limpos e secos.
1. Observe atentamente o densímetro e calcule os valores de cada divisão de sua
escala.
2. Coloque água em uma proveta de 250 mL, introduza cuidadosamente o
densímetro até a sua extremidade estar próxima ao fundo da proveta, confira-lhe
um leve movimento giratório e solte-o. Deixe o densímetro flutuar no líquido, sem
que encoste nas paredes da proveta. Leia a densidade no ponto em que a escala
do densímetro coincide com o menisco do líquido.
3. Repita o procedimento com o álcool etílico.
12
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
4. Repita o procedimento com o óleo comestível.
D.3: Neste procedimento você irá medir a densidades utilizando um equipamento
chamado de picnômetro. Os picnômetros são pequenos balões volumétricos empregados
Para pesar e medir o volume de líquidos. Com a massa e o volume podemos calcular a
densidade. Os picnômetros possuem um pequeno orifício em sua tampa. Esse orifício
dispensa o acerto do menisco, pois o líquido deve transbordar por ele, ficando o
picnômetro totalmente cheio.
1. Anote o volume do picnômetro.
2. Pese cuidadosamente o picnômetro vazio.
3. Encha-o até a boca com álcool.
4. Coloque a tampa no picnômetro e enxugue o líquido que transbordar.
5. Anote a massa do conjunto picnômetro mais líquido.
6. Calcule a densidade
7. Repita o mesmo procedimento utilizando água.
E. DENSIDADE DE SÓLIDOS: Neste procedimento você irá determinar a densidade do
Ferro, do Cobre e de um pedaço de madeira.
E.1: Metais
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Pese um prego e anote a massa. Certifique-se de que o prego está seco.
Coloque 40 mL de água em uma proveta de 50mL
Mergulhe o prego e meça o deslocamento do volume.
Calcule a densidade.
Repita este procedimento mais duas vezes, com pregos diferentes.
Calcule a amplitude das densidades encontradas.
Agora pese 10 pregos e anote a massa. Certifique-se de que todos os pregos estejam
secos.
8. Coloque 40 mL de água em uma proveta de 50mL
9. Mergulhe os pregos e meça o deslocamento do volume.
10. Calcule a densidade.
11. Repita este procedimento mais duas vezes, com diferentes conjuntos de 10 pregos
diferentes.
12. Calcule a amplitude das densidades encontradas.
Qual procedimento é mais preciso, o que envolve a pesagem de um único prego ou o
que envolve a pesagem de 10 pregos? Discuta a sua resposta.
13. Repita os itens de 1 a 12 utilizando pedaços de cobre.
Sabendo que a densidade do cobre é de 8,92 g cm3, qual procedimento é mais
exato, o que envolve a pesagem de um único fio de cobre ou o que envolve a pesagem
de 10 fios de cobre? Discuta a sua resposta.
E.2: Madeira
1. Escreva um procedimento para a determinação da densidade de um pedaço de
madeira disponível no laboratório e execute-o.
F. DENSIDADE DE SOLUÇÕES SALINAS: Uma solução salina tem uma densidade que
aumenta à medida que mais sal é dissolvido nesta solução. As densidades de várias
soluções de cloreto de sódio são apresentadas a seguir na Tabela 2.1
TABELA 2.1 – Densidades de soluções aquosas com diferentes teores de NaCl
%(m/V) NaCl
densidade (g.mL-1)
0,0
0,998
5,0
1,034
13
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
10,0
1,071
15,0
1,108
20,0
1,148
25,0
1,189
Com os dados apresentado na Tabela 2.1 acima, construa um gráfico, lançando
os valores de concentração no eixo “x” e densidades no eixo “y”.
Agora, meça a densidade de uma solução de NaCl, que apresenta uma
concentração desconhecida e determine, através de interpolação no gráfico que você
construiu, a concentração (m/V) da solução problema. Utilize para este fim, o
procedimento que julgar mais adequado.
QUESTÕES:
1. Sabendo que a densidade do álcool etílico é 0,80 g mL-1, responda:
14
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
a. Se 15 gotas de etanol pesam 0,60 g, quantas gotas são necessárias para
dispensar 1g?
b. Qual o volume em mililitros de uma gota de etanol? E em microlitros?
2. A massa de um peso padrão, é de 3,500 g. Esta massa é medida em triplicata em 2
diferentes balanças, tendo sido obtidos os resultados:
Pesagem
1
2
3
Balança 1 (g)
3,53
3,55
3,51
Balança 2 (g)
3,37
3,45
3,47
a. Qual é a balança mais precisa? Explique.
b. Qual é a balança mais exata? Explique.
3. Quais as temperaturas que você observou no item “A” do procedimento? Como age o
sal sobre o ponto de fusão do água?
4. Explique a razão pela qual os países frios jogam sal na neve quando esta causa
obstrução de ruas. Você vê algum problema ambiental no procedimento que tais países
adotam?
5. Quais as massas que você observou para os objetos pesados? Qual a sua opinião
sobre a exatidão e precisão das balanças utilizadas?
6. Qual instrumento é mais preciso, a proveta ou a pipeta volumétrica? Explique a sua
resposta.
7. Sabendo que massa de 10 mL de água a 250C é de 9,960g, qual dos instrumentos
utilizados é o mais exato, a proveta ou a pipeta volumétrica?
8. Suponha que a uma proveta de massa igual a 89,22g foram adicionados 25,0 mL de
etanol. A proveta, agora com o etanol, passou a pesar 108,95g. Qual a densidade do
etanol?
9. Uma peça cilíndrica de titânio, que pesa 101,93g, tem um diâmetro de 1.84 cm e uma
altura de 8,50 cm. Qual a densidade do titânio?
10. Suponha que você vai comprar uma barra de ouro, que pesa 1000g. O vendedor
garante-lhe que se trata de ouro com pureza mínima de 99,9999%. Porém você suspeita
que pode tratar-se de uma liga contendo cobre. Ao medir a barra, você descobre que ela
tem dimensões de 4,893cm X 4,893cm X 2,501cm. Qual a sua conclusão?
11. Imagine que você tem em sua bancada duas provetas de 250mL, a primeira contendo
200 mL de Hg e a segunda contendo 200 mL de água. Em qual proveta um determinado
densímetro teria uma maior porção submersa? Explique a sua resposta.
12. Você acha que seria interessante realizar experimentalmente o teste sugerido na
questão 4? Quais seriam os prós e contras?
13. Se 1 litro de óleo comestível e 1quilograma do mesmo óleo custassem o mesmo
preço, seria mais vantajoso comprar um 1 L ou 1kg?
14. Por que o óleo flutua na água?
15. Quais os erros mais comuns que podem ser cometidos no uso de um picnômetro?
16. Por que o ferro afunda na água?
17. A água quente é mais densa ou menos densa do que a água fria? Explique.
18. A água do mar tem densidade maior, menor ou igual a da água destilada? Explique.
15
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 03
MISTURAS: SEPARAÇÃO E PURIFICAÇÃO
Objetivos: após completar este experimento, os estudantes deverão ter aprendido
algumas diferenças entre substâncias e misturas, a terminologia de soluções, a separar
misturas usando filtrações a vácuo e por gravidade, a purificar sólidos utilizando
recristalização, a determinar concentrações de soluções por pesagem, evaporação e
nova pesagem, o efeito da temperatura sobre a solubilidade de compostos orgânicos.
Introdução:
Existem dois tipos de substâncias: as elementares e as compostas. Quando duas ou
mais substâncias são quimicamente combinadas, tem-se uma mistura. Se dissolver
açúcar em água, tem-se uma mistura homogênea, que também pode ser chamada de
solução homogênea. Muitas das soluções com as quais nos deparamos no nosso dia a
dia, são constituídas predominantemente de água. Ao contrário de uma solução de
açúcar em água, um suco de laranja apresenta partículas perceptíveis, o que faz com
que a mistura não seja a mesma em todos os pontos, tornando-a, assim, uma mistura
heterogênea.
A quantidade de cloreto de sódio dissolvida em uma solução saturada pode ser
determinada por evaporação até a secura, de uma massa conhecida de solução. A
secagem total é confirmada por repetidas secagens, seguidas de pesagem até que a
massa fique constante, evidenciando assim a ausência de água para ser evaporada.
Procedimento:
PARTE I
A. Preparação de uma solução de NaCl (utilizando soluto sólido)
Parte A: Preparo de uma solução a partir de soluto sólido.
Preparar 100 cm3 (200 mL) de uma solução de NaCl com concentração em quantidade
de matéria de 0,1 mol.L-1 (0,1 M).
1. Calcular a quantidade de matéria do soluto nos 100 cm3 (= 100 mL = 0,1 L).
2. Calcular a quantidade necessária de massa do soluto
n = m / MM
onde: n = nº de mols; m = massa do soluto (g); MM=massa molécula (g.mol-1)
3. Pesada a massa calculada, dissolve-se em aproximadamente 50 mL de água
destilada, e completa-se com a técnica recomendada o volume até 100 cm3 (100 mL).
Cuidado na leitura do menisco.
4. Calcula-se a concentração em massa (g.L-1).
B. EVAPORAÇÃO:
1. Pese uma cápsula de porcelana limpa e previamente seca a 105 oC.
2. Com uma pipeta, transfira 5 mL da solução de cloreto de sódio previamente preparada
na cápsula de porcelana e pese novamente o conjunto.
3. Coloque água até aproximadamente a metade de um béquer de 250 mL, e coloque-o
para aquecer, utilizando para isto um suporte universal, uma argola de aço (ou um tripé),
uma tela de amianto e um Bico de Bunsen. Faça uma montagem conforme mostra a
Figura 3.1. Sobre o béquer, mantenha a cápsula de porcelana, de modo que o vapor
gerado evapore a água da solução de cloreto de sódio.
16
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
FIGURA 3.1 – Sistema para evaporação da solução de cloreto de sódio.
4. Quando toda a água da cápsula tiver evaporado, retire a cápsula do béquer, seque-a
totalmente, deixe esfriar e pese.
5. Repita o procedimento descrito no item 4, para certificar-se da pesagem (é
aconselhável uma variação de massa entre uma pesagem e outra inferior a 0,02g).
Calcule o teor percentual de NaCl na mistura.
B. FILTRAÇÃO:
1. Dobre um papel de filtro ao meio. Corte cerca de meio centímetro de um de seus
cantos e então o dobre em quatro. Pese-o e abra-o de forma a fazer um cone. Coloque-o
dentro do funil. Molhe-o com água destilada utilizando uma pisseta, de forma a que o
papel fique aderido à parede interna do funil. Execute a montagem conforme ilustra a
Figura 3.2.
FIGURA 3.2 – Sistema para filtração por gravidade utilizando funil de haste.
2. Coloque 10 mL de uma solução de carbonato de sódio 1 mol L-1 em um béquer de 150
mL. Adicione 10 mL de uma solução de cloreto de cálcio 1 mol L-1. Anote as suas
observações.
17
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
3. Agite suavemente a mistura resultante por alguns segundos e filtre metade do produto
resultante utilizando filtração por gravidade (Fig. 3.2). A outra metade filtrar a vácuo
(Figura 3.3). Compare os dois métodos de filtração e avalie a eficiência.
PARTE II
C. RECRISTALIZAÇÃO DA VANILINA (4-hidroxi-3-metoxibenzaldeído): Assuma que
você trabalha em uma empresa de flavorizantes e que um novo lote de vanilina que está
chegando pode conter impurezas. O seu dever nesta semana será o de purificar a
vanilina por recristalização. Na Aula 06 você irá avaliar a pureza da vanilina impura, bem
como da pura, por meio da verificação do ponto de fusão. Você irá também determinar a
porcentagem de recuperação.
1. Pese, em um erlenmeyer de 125 mL ou de 250 mL, cerca de 2 g da vanilina.
2. Adicione cerca de 50 mL de água ao frasco e agite vigorosamente
3. Usando um Bico de Bunsen, aqueça a solução até a sua ebulição e agite-a.
4. Coloque agora o erlenmeyer em um banho de gelo e agite-o ocasionalmente.
5. Coloque um papel de filtro, de tamanho adequado, no funil de Buchner. Certifiquese de que todos os orifícios estão cobertos. Molhe cuidadosamente o papel com
água destilada e filtre a vácuo os cristais de vanilina. Lave o erlenmeyer uma ou
duas vezes com água gelada, utilizando uma pisseta e use esta água para lavar
os cristais no funil. Execute a montagem conforme mostra a Figura 3.3.
6. Transfira os cristais para um pedaço de papel de filtro previamente pesado e
coloque-o em um lugar seguro para ser utilizado no experimento 6.
FIGURA 3.3 – Sistema para filtração a vácuo, utilizando funil de Buchner.
QUESTÕES:
1. Defina os termos:
a. evaporação
b. solução saturada
c. solução insaturada
d. solução homogênea
e. solução heterogênea
2. 8,5 mL de água de mar foram adicionados a uma cápsula de porcelana com massa
igual a 44,317. Após a adição, o conjunto passou a pesar 52,987 g. Depois da
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
evaporação, a cápsula e seu conteúdo pesaram 44,599 g. Qual a porcentagem m/V de
sal na amostra?
3. A recristalização de 1,75 g de uma amostra de aspirina rendeu 1,50 g de aspirina. Qual
a porcentagem de recuperação observada?
4. Qual é o melhor indicador de que uma solução está saturada?
5. Por que você repete o ciclo de aquecimento, resfriamento e pesagem até a obtenção
de uma massa constante?
6. O que você observou quando misturou as soluções de carbonato de sódio e a de
cloreto de sódio?
7. Por que se utilizou um procedimento de filtração por gravidade e não de evaporação?
8. Edifícios e estátuas contêm uma quantidade significativa de carbonatos. Com base em
sua experiência, diga qual é o efeito das chuvas ácidas sobre tais estruturas.
9. Por que a solução de vanilina é resfriada antes da filtração a vácuo?
10. Como que o procedimento de recristalização remove as impurezas que são solúveis
no solvente?
11. Que etapa adicional poderia ser adicionada ao procedimento para remover impurezas
insolúveis no solvente?
12. Tanto as filtrações a vácuo, quanto a filtração por gravidade são utilizadas para
separar sólidos insolúveis da fase aquosa. Sugira critérios para escolher um ou outro
método.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 04 (Parte I)
DIFERENÇAS ENTRE COMPOSTOS ORGÂNICOS E
INORGÂNICOS
Objetivos a serem atingidos:
Geral: Diferenciar um composto iônico de um composto molecular.
Específicos: - diferenciar os compostos através de ponto de fusão.
- diferenciar os compostos através da solubilidade.
- diferenciar os compostos através da condutividade elétrica.
- diferenciar os compostos através da combustão.
Introdução Teórica:
Os compostos orgânicos (moleculares) possuem ligações covalentes, enquanto
os compostos inorgânicos são formados, em sua maior parte, por ligações iônicas. As
forças de atração entre as moléculas orgânicas são as forças de van der Waals, cuja
intensidade é fraca. No caso de compostos formados por ligações iônicas, existem
também forças de atração Eletrostáticas, que são muito mais fortes do que as de van
der Waals.
As diferenças nas forças de atração resultam em comportamentos diferentes dos
compostos moleculares e iônicos quanto à fusão, solubilidade em água, em solvente
orgânico e condutividade elétrica.
Além disto, os compostos orgânicos participam de reações de combustão (um tipo
de reação química), podendo sofrer combustão completa ou incompleta. Na combustão
completa ocorre apenas a formação de CO2 (C  CO2), enquanto na combustão
incompleta há a formação de coque (carbono puro) e CO (C  C + CO). Quando são
queimados, os compostos orgânicos liberam água, de acordo com as reações abaixo:
R - H + O2  CO2 + H2O - (combustão completa)
Ar - H + O2  CO + C + H2O – (combustão incompleta)
Materiais e reagentes:
01 Espátula
09 Tubos de ensaio
01 Bico de Bunsen
02 Pipetas graduadas de 5 mL
01 Pêra de borracha
01 Lâmpada com instalação elétrica
01 Bagueta de vidro
02 Copos de béquer
01 Funil de vidro
02 Cápsulas de porcelana
Cloreto de sódio P.A.
Sacarose P.A.
Ácido esteárico P.A.
Etanol P.A.
Tolueno ou Benzeno P.A.
Água de cal ou de barita (solução)
Procedimento:
1a. Parte: Diferenças observadas na fusão
1. Acender e regular a chama de um bico de Bunsen.
2. Colocar, com o auxílio de uma espátula, uma pequena quantidade de cloreto de sódio
em um tubo de ensaio limpo e seco.
3. Aquecer o tubo de ensaio, lentamente, em chama direta. ATENÇÃO: Para executar
esta operação, utilizar uma pinça de madeira para prender o tubo de ensaio. Manter o
tubo de ensaio inclinado à cerca de 45o e certificar-se que a boca do tubo de ensaio
esteja voltada para uma direção em que não possa ocorrer a projeção de material
quente sobre o operador ou um colega.
4. Observar e anotar quais as alterações sofridas pela amostra durante o aquecimento.
5. Repetir as etapas (1) a (4) utilizando sacarose como amostra em um outro tubo de
ensaio.
6. Repetir as etapas (1) a (4) utilizando ácido esteárico como amostra em um terceiro
tubo de ensaio.
20
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
2a. Parte: Diferenças observadas na solubilidade
1. Numerar 6 tubos de ensaio e colocar, com o auxílio de uma espátula, uma pequena
quantidade amostra em cada um dos tubos, de acordo com a lista abaixo.
Tubos (1) e (2): cloreto de sódio
Tubos (3) e (4): sacarose
Tubos (5) e (6): ácido esteárico
2. Adicionar, com o auxílio de uma pipeta graduada, 5 mL de água aos tubos
identificados como (1), (3) e (5). Agitar as misturas, observar e anotar as alterações
sofridas pelas amostras.
3. Adicionar, com o auxílio de uma pipeta volumétrica graduada, 5 mL de etanol (álcool
etílico) aos tubos identificados como (2), (4) e (6). Agitar as misturas, observar e
anotar as alterações sofridas pelas amostras.
3a. Parte: Diferenças observadas na condutividade elétrica
1. Preparar, em um copo de béquer, uma solução com 30 mL de água e cerca de 2 g de
cloreto de sódio. Agitar, com a bagueta de vidro, até a completa dissolução da
amostra.
2. Inserir os pólos de condução elétrica da lâmpada na solução e ligar o conector na
tomada. Ver na Figura 4.1, abaixo como deverá ficar a montagem do ensaio.
Observar o comportamento da lâmpada e anotar o resultado.
3. Desconectar o conector da tomada e secar os pólos de condução com um papel
absorvente. ATENÇÃO: se o conector não for desligado da tomada antes de ser
manuseado, existe o risco de choque elétrico.
4. Repetir as etapas (1) a (3), utilizando uma solução preparada com cerca de 2 g de
sacarose.
Figura 4.1 - Esquema da aparelhagem usada para avaliar a condutividade de soluções
de diferentes compostos.
4a. Parte: Diferenças observadas na combustão
1. Em outra cápsula de porcelana limpa e seca, colocar 3 gotas de benzeno(C6H6).
2. Usando um palito de fósforo aceso, inflamar a amostra dentro da capela. ATENÇÃO:
executar esta operação cuidadosamente, pois há o risco de queimaduras.
3. Observar o que ocorre e anotar os resultados obtidos.
4. Repetir o procedimento com etanol ou álcool etílico (C2H5OH).
21
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Resultados:
Testes de fusão, solubilidade e condutividade elétrica:
Amostra
Comportamento
na fusão
Solubilidade em
água
Solubilidade em
etanol
Condutividade
elétrica da
solução aquosa
Cloreto de sódio
Sacarose
Ácido esteárico
Testes de combustão:
Amostra
Comportamento no teste
de combustão
Etanol
Benzeno
Algumas questões:
1. Por que os compostos orgânicos fundem em temperaturas mais baixas do que os
inorgânicos. Justifique.
2. Por que os compostos inorgânicos comportam-se de maneira diferente em relação aos
compostos orgânicos? Justifique.
3. Explique as diferenças dos resultados do teste de solubilidade das amostras em meio
aquoso e em meio etanólico e as diferenças observadas nos testes de condutividade.
4. Cite um exemplo do dia-a-dia onde as reações de combustão são empregadas.
5. Com base no teste de combustão, qual a diferença entre o etanol e o tolueno ou
benzeno?
6. Liste alguns materiais orgânicos e inorgânicos encontrados em uma residência
comum.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 04 (Parte II)
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE UMIDADE NO
SAL DE COZINHA
Objetivos a serem atingidos:
Geral: Determinar o teor de umidade no sal de cozinha
Específicos: - utilizar balanças e estufas.
- efetuar um balanço de massas.
Introdução:
O sal de cozinha, cloreto de sódio ou NaCl, é um composto higroscópico, ou seja,
absorve umidade do ar. A umidade no sal pode ser avaliada por meio da pesagem de
uma amostra, aquecimento da mesma até peso constante e pesagem final. Um cálculo
simples irá apontar a porcentagem de umidade presente na amostra.
Materiais e reagentes:
01 cápsula de porcelana
01 espátula
01 estufa
01 dessecador
01 bico de Bunsen
01 balança com legibilidade de pelo menos 0,01g
Cloreto de Sódio (sal de cozinha)
Procedimento:
1a. Parte: Determinação do teor de umidade no sal de cozinha.
1. Retire, com o auxílio de uma luva de amianto ou de uma tenaz, uma cápsula de
porcelana limpa e seca da estufa.
ATENÇÃO: Ao manusear objetos quentes há o risco de queimaduras, utilize o
equipamento de proteção (luva de amianto).
2. Coloque a cápsula no interior de um dessecador. Coloque a tampa do dessecador
sobre o mesmo e ajuste as duas peças, deixando a torneira de ar da tampa semiaberta.
Deixe a cápsula esfriar dentro do dessecador.
3. Pese a cápsula, com a exatidão que a balança permitir. ATENÇÃO: Consulte o
professor sobre a operação da balança.
4. Coloque cerca de 2 g de sal na cápsula e pese, novamente, a cápsula com exatidão.
5. Coloque a cápsula em uma estufa, com a temperatura previamente ajustada entre 103
e 120ºC, durante 60 minutos.
6. Retire a cápsula da estufa, deixe esfriar em um dessecador. Para tanto, repita as
operações dos itens (1) e (2).
7. Após o resfriamento completo, pese novamente a cápsula de porcelana com o sal
seco, com o mesmo procedimento do item (3).
8. Calcule, a partir dos valores de massa disponíveis, qual a porcentagem de umidade no
sal.
Enquanto você aguarda o tempo necessário para a secagem do sal: pense
em uma maneira de calcular a umidade do cloreto de sódio, usando os dados que você
vai obter nesta aula.
Se você conseguir cumprir as etapas propostas, responda as questões abaixo,
ainda no laboratório.
Algumas questões:
1. Com a porcentagem de umidade no sal que você obteve, calcule quantos gramas de
água há em 1 kg de sal.
2. Temos alguma garantia de que a umidade que determinamos é verdadeira. Qual seria
a solução para comprovar a veracidade do valor encontrado?
3. Por que secamos a cápsula de porcelana previamente à determinação da umidade?
4. Quais são as fontes de erro envolvidas na determinação da umidade?
23
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
AULA 05
TABELA PERIÓDICA: ESTUDANDO O GRUPO II
DETERMINAÇÃO DA MASSA ATÔMICA DO COBRE
1. Introdução teórica
O arranjo de vários elementos de uma maneira sistemática, chamada de Tabela
Periódica dos Elementos, é geralmente atribuída a Mendeleev. Embora a Tabela
Periódica moderna apresente diferenças daquela originalmente proposta por Mendeleev,
mantém ainda a idéia inicial de agrupamento de elementos químicos com propriedades
similares em uma mesma coluna vertical, que são chamadas de famílias ou grupos. Os
elementos magnésio, cálcio, estrôncio e bário pertencem ao grupo II da Tabela Periódica,
apresentando configurações eletrônicas similares, o que resulta na semelhança de suas
propriedades. Dentre as semelhanças dos elementos do grupo II, pode-se destacar o fato
de que todos eles possuem os estados de oxidação 0 e +2. Algumas propriedades dos
cátions do grupo II são a seguir apresentadas:
Magnésio: Os íons magnésio apresentam-se incolores em soluções. O hidróxido de
magnésio é um de seus compostos menos solúveis. A alta solubilidade de muitos
compostos de magnésio é atribuída ao pequeno tamanho do íon Mg2+, o que favorece a
sua hidratação.
Cálcio: O Cálcio é o elemento mais abundante dos metais alcalinos terrosos.
Seus compostos menos solúveis são aos carbonatos e oxalatos. Os sais de cálcio dão à
chama do bico de Bunsen uma coloração vermelho-tijolo.
Estrôncio: O estrôncio como pode se esperar de sua posição na tabela periódica, possui
propriedades intermediárias entre o cálcio e o bário. Seus sais dão à chama do bico de
Bunsen uma coloração vermelho-carmim.
Bário: O bário forma compostos bastante insolúveis com cromato e sulfato. O sais de
bário conferem uma coloração verde à chama do bico de Bunsen.
Produtos de solubilidade de alguns sais dos elementos do grupo II são apresentados na
Tabela 11.1, a seguir, (quanto menor for o valor do produto de solubilidade, menos
solúvel será o sal)
Existem reações químicas que não envolvem a transferência de elétrons e
reações que envolvem tal transferência. Se há transferência de elétrons de um reagente
para outro, a reação é denominada de reação de oxi-redução ou reação redox. Uma
maneira para avaliar se houve transferência de elétrons consiste na comparação do
número de oxidação dos elementos químicos reagentes com o número de oxidação
desses mesmos elementos quando produtos. Se o número de oxidação de um elemento
químico sofre aumento (p.ex., 0  2; 2  4; -1  0), tem-se um indicador conclusivo de
que o elemento em questão perdeu elétrons e, portanto, sofreu oxidação. Como
conseqüência, outro elemento deve ter recebido elétrons e teve o seu número de
oxidação reduzido (p.ex., 2  0; 0  -1). Muitas reações são facilmente identificáveis
como reações de oxi-redução pela presença de um reagente ou produto em sua forma
elementar. Um elemento não pode reagir ou ser formado, a menos que elétrons sejam
transferidos.
Como forma de preparar-se para o experimento que será conduzido nesta aula,
visando a determinação experimental da massa atômica do cobre, a partir da reação de
24
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
excesso de CuSO4.5H2O com uma quantidade perfeitamente conhecida de Zn, tente
responder em casa ao seguinte questionamento:
Zinco metálico reage com uma solução aquosa de íons Ni2+, resultando em íons
Zn2+ e níquel metálico. Como você pode explicar tal evento utilizando uma tabela de
potenciais padrão de redução? Utilizando a mesma tabela, explique a razão do uso de
placas de magnésio com o objetivo de evitar a corrosão generalizada no casco de um
navio construído predominantemente com ferro.
2. Materiais e Reagentes:
3. Procedimento Experimental.
3.1. Planejamento:
- Antes de começar, leia atentamente todo o procedimento.
- Após a leitura de todo o procedimento, construa uma tabela onde possa anotar todas as
observações, mostrando o que foi misturado e qual o resultado obtido.
3.2. Execução:
a. Utilizando sempre tubos de ensaio limpos, misture cerca de 20 gotas de cada solução
de contendo íons do grupo II, com as soluções de ânions disponibilizadas. Anote em sua
Tabela o que foi observado.
b. Limpe o fio de Níquel-Cromo por meio de sucessivas inserções do mesmo na solução
de HCl e exposição à chama. Os cloretos dos metais que podem estar contaminando o
fio volatilizam-se na chama. Repita este procedimento quantas vezes for necessário até
eliminar do fio, elementos que causam coloração na chama.
c. Teste na chama, com auxílio do fio de Ni-Cr, os sais sólidos dos metais do grupo II.
Anote as observações em sua Tabela. Limpe o fio após cada teste, seguindo o
procedimento já descrito.
d. Identifique a solução desconhecido que o professor irá lhe entregar.
3.3 Cobre
1. Pese cerca de 2,5 g de CuSO4.5H2O, triture num gral e transfira tudo para um béquer
de 100 mL tarado. Confira a massa de sal de cobre transferida e adicione 10 mL de água
destilada. Aqueça e agite até a dissolução completa.
2. Pese com exatidão cerca de 0,100 g de Zn em pó e anote.
25
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
3. Adicione quantitativamente o zinco ao béquer contendo a solução de sulfato de
cobre(II). Aqueça com chama fraca, sob leve agitação, até que todo o zinco seja
consumido. Antes de prosseguir, escreva a reação química envolvida.
4. Utilizando um papel qualitativo tarado, filtrar em funil de haste curta. Lave com água
até que o filtrado fique incolor (não deve haver sólido ou cristais azuis no papel de filtro).
Depois lave com álcool e éter etílico (cuidado! são inflamáveis), seque em estufa e pese
o cobre metálico formado.
5. Certifique-se de que não existem mais bicos de Bunsen ligados no laboratório e que a
válvula principal da tubulação de GLP que alimenta o laboratório foi fechada.
6. Repita todo o procedimento e calcule a média das massas.
QUESTÕES
1. O que é um interferente químico? Cite um observado na aula de hoje.
2. Explique o significado dos produtos de solubilidade mostrados na Tabela 5.1.
3. Descreva um procedimento que permitiria determinar experimentalmente um produto
de solubilidade.
4. Defina massa atômica.
5. Qual o padrão de referência para as massas atômicas?
6. Explique por que você observa na Tabela Periódica, elementos químicos com
indicação de massa atômica fracionária.
7. Qual a função das lavagens efetuadas durante o experimento?
8. Calcule a massa atômica do Cobre.
9. Aponte as fontes de erro deste experimento.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 06
PONTO DE FUSÃO E MÉTODOS CROMATOGRÁFICOS
Objetivos: Identificar pontos de fusão usando tubos capilares e curvas de resfriamento,
graficar fenômenos não lineares, identificar compostos e determinar suas purezas pelo
ponto de fusão, princípios da cromatografia.
PROCEDIMENTO:
PARTE I
A. MÉTODO DO TUBO CAPILAR PARA A DETERMINAÇÃO DO PONTO DE FUSÃO:
Monte um aparato igual ao descrito na Figura 6.1, substituindo as argolas por um tripé.
Figura 6.1: montagem para determinação de ponto de fusão.
1. Preencha o tubo capilar com a vanilina bruta.
2. Prenda o tubo capilar ao termômetro.
3. Introduza o conjunto em um béquer com glicerina, inicie o aquecimento e faça a
determinação do ponto de fusão.
4. Repita o procedimento com a vanilina recristalizada, reduzindo a temperatura do
banho de glicerina antes de introduzir a amostra.
5. Repita o procedimento com naftaleno.
Valores teóricos: vanilina = 80-81oC, naftaleno = 80,2oC
B. MÉTODO DA CURVA DE RESFRIAMENTO PARA A DETERMINAÇÃO DO PONTO
DE FUSÃO:
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
1. Coloque em um tubo de ensaio uma quantidade tal de naftaleno que cubra o
bulbo do termômetro.
2. Insira o termômetro no tubo, de forma a que seu bulbo fique inteiramente coberto.
3. Introduza o tubo contendo o naftaleno e o termômetro em um béquer com
glicerina, suportado em um tripé com tela de amianto (ou conforme mostrado na
Figura 6.2).
4. Aqueça o sistema até uma temperatura ~10oC acima do ponto de fusão do
naftaleno.
5. Remova o tripé, a tela de amianto e o béquer, conforme mostra a Figura 6.2.
6. Anote a temperatura a cada 20 segundos.
7. Graficar temperatura x tempo.
Figura 6.2: determinação do ponto de fusão.
PARTE II
C. CROMATOGRAFIA:
Cromatografia em papel: Execute a montagem apresentada na Figura 6.3.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Figura 6.3: cromatografia em papel.
1. Pegue 4 béqueres de 125 mL ou de 250 mL limpos e secos. Ao primeiro, adicione 20
mL de água destilada. Ao segundo, 20 mL de ácido acético 0,2 mol.L-1. Ao terceiro, 20
mL de hidróxido de amônio 0,2 mol.L-1. Ao quarto, 20 mL de etanol. Identifique todos os
béqueres.
2. Pegue 4 tiras de papel de filtro com cerca de 3 cm de largura e, utilizando canetas de
cores variadas, faça quatro bolinhas, uma de cada cor, em cada uma das tiras, de modo
que as bolinhas fiquem cerca de 0,5 cm acima do nível do líquido quando as tiras forem
postas nos béqueres.
3. Com o auxílio de uma linha presa na parte superior do béquer, mergulhe uma tira em
cada solvente, evitando que se encoste à parede do béquer.
4. Assim que o líquido atingir aproximadamente 90% da altura do papel, retire-o e deixe-o
secar.
5. Calcule os fatores de retenção.
Cromatografia em coluna
1. Pegue uma bureta de 25 mL. Introduza um pequeno chumaço de algodão e acomodeo próximo à torneira da coluna.
2. Adicione uma suspensão de 2 g de sílica em 10 mL de etanol. Manter a coluna na
vertical, presa por garra em suporte universal.
3. Mantenha um excesso de etanol acima do nível da sílica (cerca de 2 cm). Adicione
cerca de 0,5 mL da amostra colorida fornecida pelo professor, composta por fluoresceína
e azul de metileno.
4. Abra a torneira e mantenha a adição de solvente, de modo a evitar que a coluna de
sílica fique seca.
5. Recolha em béquer a fase colorida resultante.
Cromatografia em coluna com um giz
1. Pegue 1 béquer de 125 mL limpo e seco. Escolha o solvente (água destilada, ácido
acético, hidróxido de amônio ou etanol) e a caneta colorida que forneceram os melhores
resultados na cromatografia em papel.
2. Adicione o solvente selecionado ao béquer.
3. Com a caneta escolhida, faça um círculo em torno do giz, em uma altura que fique um
pouco acima do nível do solvente dentro do béquer.
4. Posicionar o giz em pé dentro do béquer, de modo a permitir o contato com o solvente.
5. Assim que o líquido atingir aproximadamente 90% da altura do giz, retire-o e observe a
separação de cores.
6. Calcule os fatores de retenção.
QUESTÕES:
1. O que é ponto de fusão?
2. Comente o resultado experimental do ponto de fusão da vanilina.
3. Explique a razão da técnica cromatográfica de separação possuir este nome.
4. Quantos pigmentos você identificou em cada tinta utilizada.
5. Explique a diferença observada entre os cromatogramas gerados com água e com
álcool etílico.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 07 (Parte I)
OCORRÊNCIA E CLASSIFICAÇÃO DE REAÇÕES QUÍMICAS E SUA
DIFERENCIAÇÃO DE FENÔMENOS FÍSICOS
Objetivos: após completar este experimento, os estudantes deverão diferenciar
experimentalmente fenômenos físicos de fenômenos químicos e ter aprendido um
esquema para classificar reações, a balancear reações químicas, a identificar indicadores
de ocorrência de reações.
Introdução:
Os elementos químicos e as substâncias químicas são passíveis de vários tipos
de transformações. Na natureza, por exemplo, muitas vezes participam de ciclos, como o
ciclo hidrológico da água, um processo onde a água evapora da superfície do planeta, vai
para a atmosfera na forma de vapor, onde se condensa e precipita-se novamente sobre a
superfície, muitas vezes depois de um longo trajeto, caracterizando um processo de
transporte atmosférico, em um processo puramente físico. Alguns elementos químicos
como o nitrogênio, o fósforo, o carbono e os metais, possuem também seus ciclos, que
são chamados de ciclos biogeoquímicos, onde interagem quimicamente com diferentes
formas de vida em processos influenciados pela geografia e geologia da região.
Os ciclos de transformações são ainda de extrema importância para os processos
produtivos, onde a matéria prima é transformada em produto acabado. O entendimento
de tais ciclos produtivos é de grande importância econômica e social, uma vez que
envolvem a geração de produtos muitas vezes essenciais para a manutenção de nossa
qualidade de vida e muitas vezes causam impactos ambientais pelo fato de consumirem
energia e gerarem resíduos. O entendimento dos fenômenos químicos e físicos, é um
pré-requisito para que possamos nos aproximar do modelo de produção ideal, que é o de
produção sustentável, ou seja, a produção de bens e serviços associados à eliminação
ou minimização dos impactos ambientais.
Nesta aula serão executadas algumas reações que deverão ser classificadas em
função de suas características, como reações de: combinação, decomposição,
combustão, simples troca e, dupla troca.
Combinação: Duas substâncias reagem para formar uma única:
MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(s)
Decomposição: Uma substância se decompõe em duas ou mais substâncias:
H2CO3(aq)  H2O(l) + CO2
Combustão: É a reação rápida entre um composto e o oxigênio. Algumas reações de
combustão são também reações de combinação e vice-versa:
2 CH4O(l) + 3 O2(g)  2 CO2(g) + 4 H2O(l)
Simples troca: É a troca de um elemento em um composto, por outro elemento.
Cu(s) + 2 AgNO3 (aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)
Dupla troca: Neste tipo de reação ocorre uma troca de íons entre dois compostos.
Normalmente este tipo de reação envolve dois compostos iônicos em solução aquosa,
apresentando como produto a formação de um composto insolúvel ou um gás ou ainda
uma reação ácido base.
3 BaCl2(aq) + 2 Na3PO4(aq)  Ba3(PO4)2(s) + 6 NaCl(aq)
Além de anotar observações com base em reações químicas, é importante
também escrever equações balanceadas referentes ao fenômeno observado. Todos os
exemplos anteriormente apresentados estão balanceados. O primeiro passo para
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
balancear uma equação química, é escrever corretamente todas as fórmulas químicas
dos reagentes e produtos envolvidos. Por exemplo, vejamos a reação:
C3H8(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
Imagine o coeficiente 1 em frente ao propano (C3H8) e balanceie os hidrogênios e
os carbonos.
1 C3H8(g) + O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Observe que existem agora 10 átomos de oxigênio na direita e somente dois
átomos de oxigênio, na molécula de oxigênio, situada no lado esquerdo. Divida o número
de átomos necessário (10), pelo número de átomos por molécula (2), para encontrar o
coeficiente correto (5).
C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(g)
Note que o coeficiente 1 não é escrito na equação final, embora se saiba que ele
está ali. É uma técnica muito comum deixar o O2 (ou H2) para balancear por último
quando estas moléculas estão presentes. O coeficiente para o O2 afeta apenas a
quantidade de um elemento, enquanto que outros coeficientes mudam a quantidade de
ao menos dois elementos.
Para balancear reações de dupla troca, comece com o íon apresente o maior subíndice (numeral sub-escrito que denota o número de átomos de um elemento na
molécula). Caso dois elementos tenham mesmo sub-índice o balanceamento deverá ser
iniciado pelo que tem o maior número de oxidação. Para a reação:
BaCl2(aq) + Na3PO4(aq)  Ba3(PO4)2(aq) + NaCl(aq)
tanto o Na+ quanto o Ba2+ têm sub-índice 3, porém o Ba2+ tem o maior número de
oxidação. É importante esclarecer que o sub-índice 4 é parte íon poliatômico fosfato e
não deve ser considerado neste critério para o início do balanceamento. Começando com
o bário, tem-se:
3 BaCl2(aq) + Na3PO4(aq)  Ba3(PO4)2(aq) + NaCl(aq)
O coeficiente 3 em frente ao cloreto de bário, implica em 6 cloretos, logo são
necessário um 6 em frente ao cloreto de sódio:
3 BaCl2(aq) + Na3PO4(aq)  Ba3(PO4)2(aq) + 6 NaCl(aq)
O coeficiente 6 em frente ao cloreto de sódio implica na necessidade de duas
moléculas de fosfato de sódio, para que tenhamos um balanceamento do sódio.
3 BaCl2(aq) + 2 Na3PO4(aq)  Ba3(PO4)2(aq) + 6 NaCl(aq)
Finalmente, deve-se conferir o balanceamento.
Materiais e reagentes:
06 tubos de ensaio
tela de amianto, tripé e bico de Bunsen
01 béquer de 100
01 béquer de 200 mL
01 vidro de relógio
02 pipetas graduadas e pêra de borracha
01 bagueta de vidro
Solução de CaCl2 0,1 mol.L-1
Cu(OH)2 (s)
Solução de Na2CO3 1,0 mol.L-1
MnO2 ( s)
gelo
Solução de NaOH 3,0 mol.L-1
Solução de NaNO3 0,1 mol.L-1
Iodo sólido
Parafina sólida (aparas)
Zinco ou magnésio (aparas)
Solução de ácido clorídrico 1:1
Solução de hidróxido de sódio 1:5
Solução de cloreto férrico 0,1 mol.L-1
Solução de KSCN 0,1 mol.L-1
Solução de Na3PO4 0,1 mol.L-1
Solução de HCl 3,0 mol.L-1
Solução de H2O2 3%
Solução de H2SO4 3,0 mol.L-1
Solução de HCl 6,0 mol.L-1
Solução de CaCl2 0,1 mol.L-1
Procedimento Experimental
1. Colocar alguns cristais de iodo em um béquer de 100 mL e cubra com um vidro de
relógio, com a parte côncava para cima. Colocar o conjunto sobre uma tela de amianto
apoiada no tripé de ferro e aqueça com a chama do bico de Bunsen regulada para pouca
intensidade. Observe a liberação de vapores no interior do béquer. Desligar o bico de
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Bunsen e colocar um pouco de gelo sobre o vidro de relógio. Descrever e explicar as
suas observações. Classificar os fenômenos observados.
2. Colocar em um tubo de ensaio seco, uma porção de aparas de parafina. Usando uma
pinça de madeira, aquecer diretamente na chama do bico de Bunsen até a fusão. Virar o
conteúdo do tubo, rapidamente e com muito cuidado, sobre uma superfície fria.
Descrever e explicar as suas observações. Classificar os fenômenos observados.
3. Colocar em um tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,1 g de zinco ou magnésio em
aparas. Usando uma pipeta graduada e pêra, adicionar 3 mL de ácido clorídrico 1:1 ao
tubo de ensaio. Descrever e explicar as suas observações. Classificar os fenômenos
observados. ATENÇÃO: o ácido clorídrico é corrosivo, pode causar queimaduras na pele
e mucosas. Use óculos de segurança.
4. Usando a mesma pipeta graduada do item anterior e a pêra, colocar 1 mL de uma
solução de ácido clorídrico 1:1 em um tubo de ensaio. Adicionar então, cuidadosamente,
com outra pipeta graduada e a pêra, 1 mL de uma solução de hidróxido de sódio 1:5.
Agitar cuidadosamente. Verificar se ocorre uma variação perceptível de temperatura.
5. Colocar em um tubo de ensaio, com o auxílio de uma pipeta graduada e uma pêra, 2
mL de uma solução de cloreto férrico. Adicionar, com um conta-gotas, algumas gotas de
uma solução de tiocianato de potássio. Descrever e explicar as suas observações.
Classificar os fenômenos observados.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 07 (Parte II)
OCORRÊNCIA E CLASSIFICAÇÃO DE REAÇÕES QUÍMICAS E SUA
DIFERENCIAÇÃO DE FENÔMENOS FÍSICOS
(CONTINUAÇÃO)
Realize as reações propostas a seguir e anote todas as suas observações referentes à
formação de precipitados, evolução de gases, liberação de calor, ou mudança de cor.
Classifique as reações de acordo com as informações fornecidas neste roteiro e outras
bibliografias consultadas. Para concluir que uma reação não tenha ocorrido, espere pelo
menos 5 minutos e, observe atentamente durante este tempo. Finalmente escreva e faça
o balanceamento de todas as reações.
1. Misture 2 mL de CaCl2 0,1 mol.L-1 com 2 mL de Na3PO4.
2. Aqueça um tubo de ensaio contendo cerca de 0,5 g de Cu(OH)2 com um Bico de
Bunsen
3. A um tubo de ensaio contendo 3 mL de HCl 3 mol.L-1, adicione um pequeno
pedaço de zinco metálico. Após ter início o desprendimento de gás,
cuidadosamente aproxime da boca do tubo um palito de fósforo aceso.
4. Misture 2 mL de HCl 3 mol.L-1 com 2 mL de Na2CO3 1 mol.L-1. Note que neste
caso ocorrem duas reações.
5. A um tubo de ensaio contendo 3 mL de H2O2 3%, adicione 0,1 g de MnO2 (o
dióxido de manganês irá agir apenas como catalisador).
6. Misture 2 mL de H2SO4 3,0 mol.L-1 com 4 mL de NaOH 3,0 mol.L-1.
7. Misture 2 mL de CaCl2 0,1 mol.L-1 com 2 mL de NaNO3 0,1 mol.L-1.
8. Misture 2 mL de HCl 3,0 mol.L-1 com 4 mL de KOH 3,0 mol.L-1.
Questões:
1. O que caracteriza um fenômeno como puramente físico? E fenômeno químico?
2. Escreva as reações químicas observadas nesta aula.
3. O uso de metais pesados nesse experimento foi minimizado. Discuta a importância dos
procedimentos de eliminação e/ou minimização do uso de resíduos, em relação aos
procedimentos de tratamento.
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 08
DIÓXIDO DE CARBONO
INSVESTIGANDO A PRODUÇÃO DA CHUVA ÁCIDA
Objetivos: Após completar este experimento, os estudantes deverão ter aprendido o
mecanismo de produção de CO2 a partir de reações ácido-base envolvendo carbonatos e
bicarbonatos, algumas propriedades do CO2 e seu mecanismo enquanto agente extintor,
a identificar compostos de uma mistura, a refletir a respeito do papel do CO2 no meio
ambiente. Também deverão ter avaliado as condições que propiciam a formação de
chuvas ácidas, bem como a sua influência na degradação de materiais a elas expostos.
Introdução:
O CO2 é um gás que existe na atmosfera em uma concentração de
aproximadamente 360 partes por milhão. É um gás muito importante dentro do ciclo do
carbono, uma vez que é a partir dele que se dá o fenômeno conhecido como produção
primária, ou seja, a transformação do CO2 em matéria orgânica. Essa reação ocorre na
presença de luz e de água. É assim que a reação de fotossíntese permite que as plantas
cresçam. Do mesmo modo, alguns microrganismos se desenvolvem no ambiente
aquático, dando origem a cadeia alimentar.
O CO2 atmosférico é proveniente das mais diversas fontes, tais como mecanismos
de respiração dos organismos, decomposição da matéria orgânica, incineradores,
processos de queima em geral e, principalmente queima de combustíveis fósseis. Os
combustíveis fósseis, como o carvão e o petróleo, são resultado da energia solar, que
interagindo com o CO2 da atmosfera, resultou em matéria orgânica e esta, por uma série
de processos, que levaram milhões de anos, em reservatórios de gás natural, carvão e
petróleo, dentre outros materiais que hoje são usados como fonte de energia.
Como a demanda por energia intensificou-se muito após a revolução industrial,
uma larga extensão destes combustíveis tem sido queimada em anos recentes, o que
implicou em um aumento significativo da concentração do CO2 atmosférico, bem como de
poluentes gerados no processo de combustão. A conseqüência de maior impacto
ambiental relacionada a emissão de CO2 é o efeito estufa, uma vez que o dióxido de
carbono tem a capacidade de absorver parte da radiação solar incidente e dissipá-la na
atmosfera na forma de calor. Normalmente essa radiação, em condições de menor
concentração de CO2 seria refletida para fora da atmosfera sem maiores conseqüências.
A absorção da radiação implica em aumento da temperatura global, descongelamento de
parte da calota polar e elevação do nível d’água dos oceanos, aumento da umidade em
algumas áreas, implicando em secas em outras, bem como interferência nas estações do
ano. Na aula de hoje iremos estudar um pouco do comportamento químico do CO2, uma
espécie que como se viu, está ligada a um dos impactos ambientais de maior importância
que se vivência atualmente e que está classificado no rol das mudanças globais.
Procedimento Experimental:
PARTE I
GERAÇÃO DE CO2:
1. Prepare um frasco gerador de CO2, conforme a Figura 8.1
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
FIGURA 8.1 Montagem de um sistema para geração de CO2 a partir de pó de mármore
(ou carbonato de cálcio).
2. Adapte uma mangueira de borracha ao frasco gerador. Abra a torneira do funil,
deixando o HCl entrar em contato com o mármore. Feche a torneira e borbulhe o CO2 em
um tubo de ensaio preenchido até a sua metade com água destilada. Adicione algumas
gotas de uma solução de metilorange e conclua se o CO2 é um óxido ácido ou básico.
3. Em outro tubo de ensaio contendo “água de cal” (solução de Ca(OH)2), borbulhe o CO2
gerado. Explique o que ocorre.
4. Em um béquer de 100 mL, coloque “água de cal” até mais ou menos 1/3 de sua
capacidade. Usando uma pipeta, assopre na solução. Qual a relação entre o que ocorre
agora, com o que você observou no item 3.
ESTUDANDO O PRINCÍPIO DE UM EXTINTOR DE INCÊNDIOS DE CO 2:
1. Em um erlenmeyer de 250 mL coloque uma solução de NaHCO3 20% m/v, até uma
altura de 2 cm. Com auxílio de uma pinça e cuidadosamente, introduza no interior do
erlenmeyer, um pequeno frasco contento H2SO4 10% v/v. Cuidado para que as duas
soluções não se misturem durante a montagem. A solução de bicarbonato de sódio
deverá ficar abaixo da boca do frasco contendo ácido sulfúrico. Finalmente feche o
erlenmeyer com uma rolha, contendo um tubo dobrado em ângulo reto. A Figura 8.2
mostra um esquema da montagem.
35
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
FIGURA 8.2 Montagem de um sistema para geração de CO2 a partir de pó de NaHCO3.
2. Em uma cápsula de porcelana, queime 1 mL de álcool. Vire o erlenmeyer com cuidado,
de modo a que as duas soluções entrem em contato e aproxime da chama de álcool em
combustão, a extremidade do frasco por onde sai o CO2 liberado. Descreva o que
ocorre com a chama. É correto afirmar que o CO2 é combustível? É correto afirmar
que o CO2 é comburente? Explique.
PARTE II
Escreva as reações.
- Chuva ácida produzida pelo SO2:
1. Coloque um pouco de água destilada em um vidro de relógio e adicione um papel azul
de tornassol. Observe se há mudança na cor do papel.
2. Em um vidro de relógio limpo, coloque uma pequena porção de enxofre com um pouco
de água destilada. Ponha um papel de tornassol sobre o enxofre umedecido. Observe a
cor do papel.
3. Repita o ensaio anterior, usando uma pétala de flor colorida como indicador, em lugar
do tornassol. Observe a cor da pétala.
4. Em um frasco de boca larga com tampa (tipo de café instantâneo), prenda na parte
interna, um fio de cobre com um papel de tornassol umedecido em água destilada e uma
pétala de flor colorida.
5. Em um cadinho, aqueça uma pequena porção de enxofre e quando este começar a
fundir, introduza o cadinho no interior do frasco, usando uma pinça metálica (tenaz).
6. Cubra o frasco com um vidro de relógio ou com uma placa de Petri. Aguarde de 10
minutos e observe as alterações no papel de tornassol e na pétala. A Figura 8.3 ilustra a
montagem do sistema.
FIGURA 8.3 – Representação esquemática do sistema para simulação de chuva ácida.
7. Retire todo o material de dentro do frasco e rapidamente adicione 20 mL de água
destilada. Feche o frasco e agite-o, de modo a que a atmosfera interna do frasco tenha
contato com a água.
8. Sobre um azulejo branco, coloque um fragmento de mármore, um fragmento de
magnésio e um papel de tornassol azul. Com um conta-gotas, retire uma amostra do
interior do frasco e pingue sobre os 3 objetos. Explique as suas observações.
- Chuva ácida provocada pelo NO2:
1. Use, novamente, o frasco de boca larga, prendendo o fio de cobre e nele o papel
tornassol e a pétala.
36
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
2. Introduza um cadinho, no interior do frasco, contendo um fragmento de cobre. Com
uma pipeta, adicione sobre o cobre algumas gotas de HNO3 concentrado. Observe a
evolução de um gás castanho avermelhado, que é o NO2
3. Retire todo o material de dentro do frasco e rapidamente adicione 20 mL de água
destilada. Feche o frasco e agite-o, de modo a que a atmosfera interna do frasco tenha
contato com a água. Espere até desaparecer completamente a cor castanhoavermelhada.
4. Sobre um azulejo coloque mármore, magnésio e papel tornassol azul. Sobre esses
materiais adicione algumas gotas do conteúdo do frasco. Explique as suas
observações.
QUESTÕES:
1. Discuta a relação que existe entre a pétala de flor e o papel tornassol usados como
indicadores.
2. Observando o que ocorreu com o mármore, com o magnésio e com a pétala de flor, o
que você deduz sobre as conseqüências das chuvas ácidas.
3. Escreva as reações que podem produzir chuva ácida a partir de óxidos de nitrogênio e
óxidos de enxofre.
4. Por que as regiões onde existem usinas termoelétricas para geração de energia
podem apresentar chuvas ácidas.
5. Discuta a importância da existência de programas de monitoração ambiental com
técnicas bastante sensíveis a mudanças de pH das chuvas.
37
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 09 (Parte I)
ÁGUA POTÁVEL
Objetivos: Após completar este experimento, os estudantes deverão ter aprendido
reproduzir, no laboratório, algumas das fases do processo de tratamento da água,
visando torná-la potável, conceituar água dura, verificando algumas de suas
propriedades, aplicar algumas técnicas básicas de separação, como filtração,
decantação, dissolução e floculação.
Introdução:
A água consumida pela população das cidades, normalmente é proveniente de
rios, lagos, poços comuns e artesianos ou nascentes. Em geral, estas águas contem
partículas em suspensão e microrganismos que podem ou não ser patogênicos. Por isto,
antes de ser distribuída para o consumo, à água deve ser submetida a um processo de
tratamento. Numa estação de tratamento de águas (ETA), geralmente desenvolvem-se
as seguintes etapas:
(1) aeração, (2) coagulação, (3) sedimentação, (4) filtração e (5) desinfecção.
Em algumas etapas ocorre ainda, correção do valor do pH, de modo a otimizar o
processo de tratamento. Em alguns locais a água potável é obtida a partir da água do
mar, por falta da água doce; o processo usado nestes casos é a dessalinização,
normalmente por processo osmótico.
Materiais e reagentes.
04 béqueres de 250 mL
funil para filtração
papel de filtro
sulfato de alumínio
Carbonato de sódio
pipeta volumétrica de 50 mL
cápsula de porcelana com capacidade de 100 mL
garrafas de PET (tipo refrigerante)
balança analítica com legibilidade de 0,0001g
espátula de metal
Procedimento Experimental:
1. Floculação.
a) Em um béquer de 250 mL, colocar cerca de 150 mL de água de torneira. Adicionar
um pouco de terra e agitar com um bastão de vidro. Deixar em repouso até que o
material sólido sedimente e o líquido sobrenadante fique apenas turvo.
b) Numerar 4 béqueres de 100 mL, de 1 a 4.
c) Transferir cerca de 80 mL de água do béquer de 250 mL para o de no1, observar e
anotar a aparência do líquido.
d) Filtrar aproximadamente 30 mL da água do béquer número 1 para o no2 e observar se
neste último houve alguma alteração em relação ao béquer no1.
e) Adicionar ao conteúdo do béquer no1, cerca de 10 mg de Na2CO3 (alguns cristais na
ponta da espátula) e dissolver agitando muito lentamente. Em seguida, acrescentar
cerca de 10 mg de sulfato de alumínio – Al2(SO4)3 e agitar novamente. Deixar em
repouso por 20 minutos.
f) Observar se houve a formação de flocos e se a água ficou mais clara. Decantar e
separar o sobrenadante do béquer no 1 para o no 3.
g) Filtrar o conteúdo do béquer no3 para o no4 e comparar o conteúdo deste último com
o béquer de 250 mL (que sofreu apenas decantação).
38
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
AUMENTANDO A ESCALA DO TRATAMENTO DE ÁGUAS
1. Discussão teórica.
É fácil imaginar que em uma estação de tratamento de águas, a operação se dá em uma
escala muito maior do que a de bancada. Em média cada habitante de uma cidade
consome de 200 a 250 litros de água por dia, o que faz com que uma cidade das
proporções de Campinas, com aproximadamente 1 milhão de habitantes, consuma entre
200.000.000 e 250.000.000 de litros de água por dia.
No procedimento experimental que se segue, seremos mais realistas, com relação ao
tratamento de água, utilizando filtros de areia e brita e, iremos aumentar a escala do
nosso experimento.
2. Reagentes e Materiais.
 5 litros de água "suja" (ou adicionar 2 copos e meio de terra a 5 litros de água de
torneira).
 Um frasco plástico de 1 litro de capacidade (frasco de refrigerante, p. ex.), com
tampa, denominado frasco A.
 Dois frascos plásticos de 1 litro de capacidade, um deles com o topo removido (frasco
B) e o outro com o fundo removido (frasco C).
 Um frasco plástico com capacidade para 1½ litro, com a parte superior removida
(frasco D).
 2 gramas de sulfato de alumínio.
 2 gramas de carbonato de sódio
 1 copo grande.
 1 filtro de café, de papel.
 Uma tira elástica.
 Um relógio ou cronômetro.
 Areia fina (cerca de 400 mL, em volume);
 Areia grossa (cerca de 400 mL, em volume);
 Brita fina ou pedras de aquário, lavadas.
3. Procedimento Experimental.
1. Adicionar cerca de 750 mL da água "suja" no frasco A, com tampa. Descrever a
aparência e o cheiro da água.
2. Aeração: consiste na adição de ar a água. Este processo permite que alguns gases
voláteis presentes na água escapem e permite, igualmente, a adição de oxigênio à água.
Tampar cuidadosamente o frasco e agite-o vigorosamente por cerca de 30 segundos.
Despejar a água no frasco B e coloque-a novamente de volta para o frasco A. Repetir
este procedimento por pelo menos 10 vezes. Descrever qualquer alteração que
eventualmente tenha sido observada.
3. Coagulação: é o processo através do qual a sujeira e outras substâncias sólidas
presentes na água se aglomeram em flocos, para que possam ser removidas da água.
Adicionar cerca de 2 g de carbonato de sódio à água aerada. Adicionar, em seguida, o
sulfato de alumínio à mistura. Agitar lentamente a mistura por cerca de 5 minutos.
4. Sedimentação: processo que ocorre quando os flocos formados no item 3 decantam,
pela ação da gravidade, para o fundo do frasco. Permitir que a água permaneça em
repouso por cerca de 20 minutos. Observar o que ocorre, a cada intervalo de 5 minutos,
com a água contida no frasco.
5. Construir um filtro com o frasco C, conforme mostra a figura a seguir:
a. Com o auxílio de uma tira elástica ou de um pedaço de barbante, amarrar o filtro
de papel do lado externo da boca do frasco C. Colocar o frasco de cabeça para
baixo e adicionar uma camada de brita ou pedras de aquário ao interior do frasco.
O filtro deve impedir que a brita caia fora do frasco.
b. Adicionar uma camada da areia grossa ao topo da camada existente de brita.
c. Sobre esta camada de areia grossa, despejar uma camada de areia fina.
39
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
d. Finalmente, limpar o conteúdo da garrafa, passando pelo sistema, água da
torneira. Esta lavagem deve ser realizada cuidadosamente para se evitar a
mistura das areias fina e grossa. A Figura 9.1 mostra como deve ser realizada
esta montagem.
FIGURA 9.1 – Montagem para filtração de água.
6. Filtração: etapa onde ocorre a remoção da maior parte das impurezas remanescentes
na água, após terem ocorrido à coagulação e a sedimentação. Depois que uma grande
quantidade de material sólido (sedimentos) tenha se decantado no fundo do frasco B,
despejar cuidadosamente cerca de três quartos do conteúdo deste frasco para o sistema
de filtração. Coletar a água filtrada num copo. Comparar a água filtrada com aquela
inicialmente utilizada na realização do experimento, principalmente com relação à
aparência e cheiro.
7. Observação importante: A etapa final do processo de tratamento da água destinada
ao abastecimento público envolve uma etapa de desinfecção, ou seja, de remoção ou
inativação dos microrganismos presentes. Como os agentes desinfetantes normalmente
utilizados são cáusticos e corrosivos, eles devem ser manipulados com extremo cuidado
e, portanto não são empregados neste experimento. A água resultante não deve,
conseqüentemente, ser consumida, pois pode causar efeitos adversos à saúde.
QUESTÕES
1. Como transformar a água captada em um manancial em água potável?
2. Qual a diferença entre água potável e água destilada?
3. Qual a diferença entre água destilada e água deionizada?
4. Para que são usados o Al2(SO4)3 e o Na2CO3 no tratamento da água?
5. Por que é necessária a correção do pH no tratamento da água?
6. Qual a função da floculação?
40
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 09 (Parte II)
ASPECTOS DE INTERESSE NA AVALIAÇÃO DA QUALIDADE DA
ÁGUA.
Água Dura: Água dura é uma água natural relativamente rica em sais de cálcio (Ca2+) e
magnésio (Mg2+), na forma de bicarbonatos (HCO3-), nitratos (NO3-), cloretos (Cl-) e
sulfatos (SO42-). Ela não produz espuma com os sabões (sais orgânicos de sódio – Na+),
pois estes reagem com os sais de cálcio – Ca2+ (da água dura), formando sais insolúveis
de cálcio. Em razão disto, esta água causa prejuízos, como por exemplo, maior consumo
de sabão nas lavagens e a formação de uma crosta branca (compostos de cálcio) nas
caldeiras, podendo provocar a sua explosão. Por este motivo, é extremamente importante
à verificação periódica da dureza da água usada nas caldeiras e nos processos
industriais como a fabricação de cervejas e refrigerantes, indústria farmacêutica, têxtil e
outras. Isto é feito através da volumetria de complexação, titulando-se a água com EDTA,
numa amostra tamponada, usando-se como indicador o negro de Eriocromo T. Se a
dureza estiver elevada, o abrandamento (remoção da dureza ou ainda, amolecimento),
pode ser efetuado por fervura ou pela adição de substâncias amolecedoras, como:
NaOH, Na2CO3 e Na3PO4. Contudo, o problema da água dura é meramente operacional,
não sendo prejudicial à saúde humana. A água dura, em termos de saúde pública, é
benéfica aos processos de calcificação de dentes e ossos.
As águas que apresentam pequena porcentagem de sais de cálcio recebem o
nome de “água mole” ou “água branda”. A dureza da água é normalmente expressa em
ppm (partes por milhão) de carbonato de cálcio (CaCO3).
Procedimento Experimental
1. Colocar 3 mL de “água dura” em um tubo de ensaio. Aquecer até a ebulição. Deixe
esfriar, filtre e compare com a “água dura” colocada em outro tubo. Anotar o que você
observou.
2. Colocar em um tubo de ensaio “água dura” e em outro tubo água destilada. Adicionar a
ambos 3 mL de água contendo Ba(OH)2. Observar e anotar.
3. Em 2 tubos de ensaio, adicionar a um deles “água dura” e ao outro tubo água
destilada. Adicionar a ambos, gota a gota, uma solução de detergente líquido, agitar os
tubos após cada adição. Observar o número de gotas necessárias para produzir a
espuma permanente nos dois tubos. Anotar e tirar as suas conclusões.
4. Colocar em dois tubos “água dura” e água destilada. Acrescentar a ambos 2 ou 3 gotas
de fenolftaleína. Observar e concluir.
pH: O pH é um termo utilizado universalmente para expressar a intensidade da condição
ácida ou alcalina de uma solução, mais precisamente, é um modo de se expressar a
“concentração hidrogêno-iônica”. O valor do pH, que é um reflexo da concentração de
íons H+, tem influência sobre várias reações químicas e metabólicas nos organismos
vivos, influenciando por exemplo à eficiência dos reatores biológicos de tratamento de
esgotos. Além disso o pH pode aumentar a velocidade de corrosão de metais. O valor do
pH pode ser verificado de modo instrumental, ou por meio de indicadores colorimétricos.
Consulte o professor para saber como fazer essa avaliação.
Cor: A cor na água se deve a ocorrência de sais metálicos, como sais de ferro e
manganês e ainda a presença de matérias húmicas, algas, plantas aquáticas,
protozoários e ainda resíduos de origem sanitária e/ou industrial.
No caso de abastecimento público, um alto valor na cor certamente resultará na
rejeição da água pela população, mesmo que seja uma água isenta de microrganismos
patogênicos e compostos tóxicos. Águas com cor podem ainda provocar o aparecimento
de manchas em roupas durante o processo de lavagem e também comprometer
41
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
processos industriais. Do ponto de vista ambiental, em mananciais que apresentam cor a
entrada de luz é atenuada, o que pode comprometer os processos de fotossíntese na
coluna d’água. Consulte o professor para saber como avaliar a cor de uma amostra de
água.
Turbidez: A turbidez de uma água é causada pela presença de partículas em suspensão
e coloidais, tais como argila, matéria orgânica, plâncton, colônias de microrganismos,
carbonato de cálcio, etc. Tais partículas podem ter origem em processos de erosão,
lixiviação do solo, despejos industriais e sanitários.
A água sem turbidez é importante não só pelo aspecto estético, como também para o
consumo humano e usos industriais, onde a sua presença pode ser deletéria a processos
de fabricação de bebidas, papel e tecidos. A sua presença pode ainda significar um
comprometimento da eficiência dos processos de desinfecção da água.
QUESTÕES.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
O que é água dura e água mole?
O que causa a dureza da água?
Como a água dura pode ser abrandada?
Mostre utilizando equações químicas, o que ocorre quando a dureza da água é
reduzida utilizando fervura.
Escreva as reações químicas entre a água com dureza temporária (contendo
cálcio e/ou magnésio na forma de bicarbonato) e os amolecedores NaOH e
Na3PO4.
Considere uma água dura de dureza permanente (contendo cálcio e/ou magnésio
na forma de cloreto, nitrato e sulfato). Escreva a reação química que ocorre entre
o sulfato de magnésio e os abrandadores carbonato de sódio e fosfato de sódio.
Por que a água dura não é adequada para processos de lavagem?
Por que a água dura pode provocar a explosão de uma caldeira ou de um
aquecedor a gás? Como isto pode ser evitado?
42
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 10
SÍNTESE E PROPRIEDADES DE SÓLIDOS INORGÂNICOS
Objetivos: sintetizar e observar as propriedades de um “plástico inorgânico de enxofre” e
comparar as propriedades de peças de cerâmica antes e após a queima, avaliando a
resistência mecânica, a resistividade térmica, a impermeabilidade e a densidade do
material.
Introdução Teórica:
“Plástico Inorgânico”
Estamos acostumados a pensar nas substâncias “plásticas” como constituídas
sempre por compostos inorgânicos, mais especificamente polímeros como o poli(cloreto
de vinila), PVC, e o poli(etilenotereftalato), PET. Nesse experimento, prepararemos um
plástico inorgânico a partir do enxofre sólido.
O enxofre em pó, amarelo é constituído por moléculas com fórmula S8, ou seja,
unidades constituídas por oito átomos de enxofre. Quando o enxofre funde, essas
unidades S8 se rompem, e novas unidades com 16 átomos se formam. Acima de 160ºC,
essas unidades também se rompem formando cadeias ainda maiores. O súbito
resfriamento do enxofre fundido determina a permanência dessas cadeias maiores (se o
resfriamento fosse lento, voltar-se-ia ao ponto de partida: unidades de S8). Uma vez que
essas longas cadeias não possuem o ordenamento estrutural nem a força de coesão
exibida pelas unidades S8, o material obtido é elástico com uma consistência de plástico.
Óxidos metálicos e suas propriedades: magnetita
A magnetita (Fe3O4) contém Fe(II) e Fe(III) na proporção 1:2 (Fe2+Fe3+2O4) e
apresenta propriedades magnéticas (atração por um campo magnético) que a nomeiam.
Ela pode ser encontrada na natureza na forma do minério que leva este mesmo nome e
assim como a hematita e o sulfeto de ferro, são matérias primas para obtenção de Fe
para a indústria do aço, por exemplo.
A obtenção da magnetita é feita em meio básico, utilizando-se uma solução
contendo os íons Fe2+ e Fe3+.
Cerâmicas e suas propriedades
A argila foi o primeiro material usado pelos humanos, e ainda continua a ser útil
nos tempos modernos. A argila usada na fabricação de cerâmicas de uso doméstico é
composta principalmente de sílica hidratada (SiO2.xH2O) e alumina (Al2O3). Pequenas
quantidades de outros minerais, como os óxidos de ferro (Fe2O3) e de magnésio (MgO)
costumam estar presentes na argila.
Enquanto está úmida, a argila possui uma propriedade quase única, a sua
plasticidade que permite a moldagem do material em temperatura ambiente. Esta
plasticidade depende da quantidade de água, da forma e do tamanho das partículas dos
minerais que fazem parte da sua composição, da quantidade de íons presentes e da
temperatura.
Existem duas etapas importantes na transformação de uma peça úmida de
cerâmica em um produto acabado: a secagem e a queima. Os objetos de cerâmica
devem ser secos antes da queima, de modo que a maior parte da água dos poros seja
eliminada. A água residual dos poros do material é eliminada durante o estágio inicial da
queima a cerca de 100oC. A retirada da água dos poros do material garante que a peça
possa ser aquecida até a temperatura de queima se trincar e quebrar.
A queima, e a sinterização que ocorre durante a queima, alteram
significativamente as propriedades do material. A cerca de 350oC, até a água de
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
hidratação será eliminada. À medida que a temperatura aumenta, no estágio de
sinterização, a porosidade do material é reduzida, formando-se uma estrutura fechada, e
objeto encolhe ligeiramente. Isto causa um aumento na densidade e na resistência
mecânica do material. A cerâmica após a queima é dura, densa, mais durável,
impermeável a líquidos e quebradiça.
PARTE A – SÍNTESE DE UM “PLÁSTICO INORGÂNICO”: ENXOFRE
Materiais e reagentes:
Um tubo de ensaio
Pinça de madeira
Bico de Bunsen
Enxofre sólido
Béquer de 250 mL
Procedimento
a)
b)
Preencher um tubo de ensaio com aproximadamente 1/3 de seu volume com
enxofre em pó.
aquecer lentamente até sua fusão, e então despejar lentamente o líquido em água
fria.
Atenção! Logo após fundir, o enxofre tem uma coloração laranja. O aquecimento deve
prosseguir até que uma coloração vermelho-escura (como um caramelo) seja observada.
c)
Retirar o “plástico” formado e observar suas propriedades. Cor, odor, flexibilidade.
PARTE B – SÍNTESE DE UM ÓXIDO INORGÂNICO: MAGNETITA
Materiais e Reagente:
Tubo de ensaio
pinça de madeira
Banho-maria (~80ºC)
Imã
Papel de filtro, funil, béquer
Fe(NH4)(SO4)2 0,1 mol/L (recém preparada)
FeSO4 0,1 mol/L
NH4OH 1,0 mol/L
etanol
Procedimento:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Em um tubo de ensaio, adicionar 2 mL de Fe(NH4)(SO4)2 0,1 mol/L e 2 mL de
solução de FeSO4 0,1 mol/L.
Adicionar rapidamente 10 mL de solução NH4OH 1,0 mol/L. Com o auxilio de uma
pinça de madeira, aquecer o tubo em banho-maria por 5 minutos.
Aproximar um imã da lateral do tubo e verificar o comportamento das partículas
formadas.
Decantar o precipitado com a ajuda do imã e descartar o sobrenadante.
Adicionar cerca de 5 mL de água, agitar e filtrar rapidamente. Lavar o resíduo com
10 mL de etanol e secar em estufa a 110ºC.
Verificar as propriedades magnéticas do material seco.
PARTE C – PROPRIEDADES DAS CERÂMICAS
Materiais e reagentes:
Argila
Placas de vidro
Filme fino de PVC (Magipack)
Moldes
Suporte universal
Argola pequena e garra
01 Vela
Fósforos
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Balança de precisão
Estufa (200oC)
Mufla (1200oC)
01 béquer de 50 mL
Bico de Bunsen
04 Pregos de aço carbono
Areia
Procedimento:
Preparação dos corpos de prova
a) Colocar uma placa de vidro sobre a bancada, cobrir cuidadosamente a placa com um
filme fino de PVC (Magipack). O filme plástico deverá ficar perfeitamente esticado sobre o
vidro.
b) Colocar uma quantidade de argila úmida sobre a placa e, usando as mãos e uma
bagueta de vidro, obter uma placa com espessura uniforme de 0,5 cm. Usando uma
régua e uma espátula metálica cortar 04 corpos de prova. Cada corpo de prova deverá
ter as seguintes dimensões: largura = 2,5 cm, comprimento = 12 cm e espessura = 0,5
cm. Retirar e devolver ao recipiente com argila, o excesso de argila que sobrar entre os
corpos de prova.
c) Com um prego ou um palito de madeira, identificar os corpos de prova do seu grupo.
Para tanto, identificar os corpos de prova. Exemplo: Corpos de prova , AA1, AA2, AA3,
AA4, AA5 ou 4A, 4B, 4C e 4D. Registrar a identificação dos seus corpos de prova em
suas anotações sobre a aula.
d) Usando a balança de precisão, pesar um corpo de prova úmido.
e) Deixar os quatro corpos de prova secando ao ar por três dias.
f) Separar dois corpos de prova de cada grupo e secar estufa a 200oC por duas horas
antes da queima. Queimar os corpos de prova na mufla. A etapa de queima corresponde:
(a) colocar os corpos de prova na mufla a 300oC, (b) regular a temperatura da mufla para
1200oC, (c) após a estabilização da temperatura, manter os corpos de prova a 1200oC
por cerca de 4 horas, (d) desligar a mufla (sem retirar os corpos de prova de seu interior)
e permitir que ela esfrie lentamente, (e) retirar os corpos de prova do interior da mufla.
OBSERVAÇÃO IMPORTANTE: as etapas (5) e (6) serão realizadas pela Técnica do
laboratório.
Testes dos corpos de prova
a. Recuperar os corpos de prova preparados pelo seu grupo, observar e registrar as
diferenças entre os corpos de prova secos ao ar (dois deles) e os corpos de prova
queimados (dois deles).
b. Determinação da densidade dos corpos de prova: Usando a balança de precisão,
pesar cada um dos corpos de prova. Dos quatro corpos de prova, dois foram secos ao ar
e dois foram queimados. Usando uma régua, medir a altura, a largura e o comprimento
de cada um dos corpos de prova após a secagem e após a queima. Calcular a densidade
de cada corpo de prova.
c. Teste das propriedades térmicas do corpo de prova:
(a) usando cera de vela derretida, prender quatro pregos da lateral de um corpo de
prova queimado. Distribuir os pregos em distâncias iguais, a partir de uma das
extremidades do corpo de prova e ao longo do comprimento do corpo de prova.
Medir a distancia de cada prego até a outra extremidade do corpo de prova (ver
figura abaixo);
(b) colocar o corpo de prova sobre uma argola pequena presa no suporte universal.
Ajustar a altura da argola e a posição de modo que um bico de Bunsen possa ser
colocado sob uma das extremidades do corpo de prova (ver figura abaixo);
45
QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
(c) acender o bico de Bunsen, regular a intensidade da chama (chama fraca) e
posicionar o bico de Bunsen sob a extremidade do corpo de prova;
(d) registrar o tempo de aquecimento necessário para que cada um dos pregos caia
do corpo de prova;
(e) observar o teste com um dos corpos de prova secos na estufa, que será realizado
pelo professor.
Figura 10.1 – Montagem para determinação das propriedades térmicas.
3. Teste das propriedades mecânicas do corpo de prova:
(a) colocar um suporte universal sobre duas folhas grandes de jornal;
(b) prender um corpo de prova seco na estufa por uma de suas extremidades, usando
uma garra e o suporte universal (ver figura abaixo);
(c) colocar um frasco plástico de 500 mL tarado sobre a extremidade livre do corpo de
prova (ver figura abaixo);
(d) adicionar areia ao frasco plástico até que ocorra a ruptura (quebra) do corpo de prova;
(e) recolher a areia utilizada e pesar em balança de precisão;
(f) repetir o teste com um dos corpos de prova queimados.
Figura 10.2 – Montagem para determinação da resistência mecânica.
4. Molhabilidade da cerâmica:
(a) colocar cerca de 20 mL de água com corante em um copo de béquer de 50 mL;
(b) mergulhar parcialmente um pedaço de cerâmica seca em estufa na água e observar e
registrar o comportamento do material;
(c) repetir a etapa (b) usando um pedaço de cerâmica queimada e registrando as
diferenças observadas.
Resultados:
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
Questões:
1. Faça um resumo das diferenças em densidade, resistência mecânica, resistividade
térmica e molhabilidade da cerâmica seca ao ar e da cerâmica queimada.
2. Quais são os fenômenos que ocorrem durante a secagem e durante a queima da
cerâmica?
3. O que pode acontecer se uma cerâmica é queimada antes da secagem?
4. Quais as influências destes fenômenos nas propriedades da cerâmica?
5. Qual a diferença entre resistência mecânica e dureza?
6. Em que ocasiões são utilizados materiais cerâmicos nos laboratórios de química?
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
EXPERIMENTO 11
FÓRMULA EMPÍRICA DE UM HIDRATO
PRINCÍPIOS DO PROCESSO FOTOGRÁFICO
Objetivos: após completar este experimento, os estudantes deverão ter aprendido um
método para identificar sais inorgânicos, a determinar a porcentagem de água e a fórmula
empírica de sais inorgânicos, a fazer testes de chama. Também deverão ter aprendido,
identificar a luz como causadora da mudança de coloração do AgCl, AgI e AgBr,
descrever a reação que produz as imagens nas emulsões fotográficas (preto e branco),
caracterizar a reação do AgNO3 como uma reação de dupla troca.
Introdução:
Muitos compostos sofrem decomposição quando são aquecidos, mesmo antes de
atingirem o seu ponto de fusão. A decomposição de um composto resulta na formação de
duas ou mais substâncias distintas. Uma das classes de compostos passíveis de
decomposição são os sais inorgânicos, que contém águas de hidratação na estrutura.
Nestes compostos, chamados de hidratos, a água é fracamente ligada ao sal e
normalmente pode ser removida com aquecimento moderado. Para se escrever a fórmula
de um hidrato, escreve-se primeiro a fórmula do sal anidro, depois um ponto, um
coeficiente que denota o número de águas de hidratação e finalmente a fórmula H2O.
Desse modo a fórmula do sulfato cúprico pentahidratado é escrita: CuSO4.H2O.
Neste experimento você irá explorar algumas das propriedades dos hidratos,
determinar a porcentagem de água e fórmula empírica de tais compostos. Compostos
que absorvem água do ar e que por isso podem, em alguns casos, ser usados como
agentes dessecantes, são chamados de higroscópicos ou deliqüescentes. Em alguns
hidratos, a água de hidratação é ligada tão fracamente, que tende a escapar para a
atmosfera, mesmo a temperatura ambiente. Estes compostos são chamados de
eflorescentes. Na primeira e na segunda parte deste experimento, será estudado o
comportamento dos hidratos com relação às águas de hidratação. Na terceira parte do
experimento, o professor irá fornecer um hidrato desconhecido que deverá ser
identificado. Por meio da remoção quantitativa das águas de hidratação, será possível
calcular a massa de água no hidrato. Finalmente, conhecendo a identidade do sal, será
possível determinar o número de águas de hidratação.
Certamente você já teve a oportunidade de admirar a beleza de uma fotografia,
mas o talvez o que não tenha feito ainda foi tentar descobrir o mecanismo que faz
aparecer no papel aquela cena registrada pela câmara fotográfica. Como realmente
ocorre isto?
Vamos refletir sobre o fenômeno em duas partes: a primeira reúne aspectos
físicos relacionados com a ótica: lentes produzem a “imagem” sobre um filme. A segunda
reúne os fenômenos químicos associados à produção ou reprodução da imagem. É esta
parte, ou melhor, apenas uma das reações dela, que nos interessa particularmente aqui.
De qualquer forma, as reações químicas associadas com a reprodução da imagem
poderiam ser assim resumidas:
Na exposição do filme à luz durante um fração de segundo, a imagem é gravada
no filme. No processo de revelação, esta imagem, que é denominada de “imagem
latente”, se transforma no “negativo”. Na fase de revelação é que atuam os reveladores,
que são substâncias que fornecem elétrons para os haletos de prata que receberam luz,
levando à formação de prata metálica, que tem cor preta.
Na fixação, a imagem revelada é tornada permanente através de substâncias
denominadas de fixadores, que na verdade removem do negativo todos os sais de prata
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
que não receberam luz, impedindo assim que o negativo escureça completamente
quando receber luz durante o seu manuseio, uma vez que estes sais são fotossensíveis.
A lavagem consiste na remoção total das substâncias dos tratamentos anteriores,
para então obter-se o negativo, que após um processo de secagem é levado para um
ampliador, para dar origem as fotografias em papel. Nesta abordagem não serão
percorridos todos os passos do processo fotográfico. O foco do trabalho estará centrado
na primeira etapa do processo e, deverão ser feitas observações e reflexões que
permitam responder a questões como:
Que substâncias estão sobre o filme fotográfico e são responsáveis pela
formação da imagem?
Quais as reações que ocorrem com estas substâncias?
O que forma as regiões escuras da imagem?
Procedimento Experimental
A. DELIQUESCÊNCIA E EFLORESCÊNCIA: Coloque alguns cristais de sulfato de sódio
decahidratado em um vidro de relógio. Ocasionalmente observe sua aparência e anote o
que acontece por pelo menos uma hora. Em outro vidro de relógio, coloque alguns
cristais de acetato de sódio. Observe ao longo do tempo e anote.
B. SULFATO DE COBRE PENTAHIDRATADO: Coloque 1g de CuSO4.5H2O em um tubo
de ensaio. Execute então uma montagem conforme a que é mostrada na Figura 11.1.
Alternativamente, o tubo pode ser aquecido com a boca para cima e o vapor, recolhido
em um vidro de relógio invertido sobre o tubo. Aqueça o tubo até que a cor azul se
dissipe; enquanto isso o vapor deverá começar a condensar-se no vidro de relógio.
Reduza o aquecimento caso ocorra algum sinal de escurecimento do tubo. Ao final do
aquecimento o sólido deverá estar branco e várias gotas de um líquido deverão estar no
vidro de relógio.
Remova o resíduo com um bastão de vidro e divida-o em dois vidros de relógio.
No primeiro pingue gotas do líquido recolhido no vidro de relógio e no segundo gotas de
água. Escreva as equações para todas as mudanças observadas.
Escreva as equações para todas as mudanças observadas.
FIGURA 11.1 – Montagem para secagem do sulfato cúprico pentahidratado (inverter a
posição do tubo).
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QUÍMICA GERAL – CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA
C. IDENTIFICAÇÃO DE UM HIDRATO DESCONHECIDO E DETERMINAÇÃO DO
SEU TEOR DE ÁGUA:
1. O hidrato desconhecido pode ser cloreto de estrôncio, sulfato de magnésio ou sulfato
de zinco. Dissolva cerca de 0,1 g do hidrato em um tubo de ensaio, usando
aproximadamente 5 mL de água. Esta solução será usada neste item e no próximo.
Limpe um fio de Ni-Cr por sucessivas imersões em HCl e exposição a chama do Bico de
Bunsen até que nenhuma cor seja observada. Execute testes com soluções conhecidas
de ZnSO4, MgSO4 e SrCl2. Execute então um teste com a solução desconhecida. Este
teste deverá possibilitar a determinação da presença de estrôncio ou então eliminar esta
possibilidade.
2. Caso a solução desconhecida não seja cloreto de estrôncio, insira no tubo um pequeno
pedaço de fita de magnésio recém polida. Espere 30 segundos para que a reação ocorra.
O indicativo da ocorrência da reação é o será o aparecimento de uma opacidade na fita
(sulfato de zinco), conforme mostra a reação:
Mg(s) + ZnSO4(aq)  MgSO4(aq) + Zn(s)
Caso a fita continue com brilho, estará evidenciada a ausência do sal de zinco. Pequenas
bolhas de gás poderão se desprender da fita devido à formação de hidrogênio, conforme
mostra a reação:
Mg(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(s) + H2(g)
3. Pese um cadinho e adicione a ele cerca de 4g do hidrato desconhecido. Tenha certeza
de determinar exatamente as massas. Monte um sistema conforme o que é mostrado na
Figura 11.2. Aqueça moderadamente por 8 minutos e então intensamente por mais 8
minutos. Deixe o cadinho esfriar e pese-o. Aqueça novamente e intensamente por mais 5
minutos, deixe-o esfriar e pese novamente.
Mantenha este procedimento até a obtenção de peso constante (variações menores do
que 0,02g).
FIGURA 11.2 – Montagem para determinação do número de águas de hidratação.
`
D. Princípios do processo fotográfico
1. Pipete em um béquer, 10 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,5 mol.L-1 (alguns
grupos podem usar brometo de sódio ou iodeto de sódio).
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2. Adicione ao béquer, usando outra pipeta, 10 mL de AgNO3 2% m/V.
3. Filtre o precipitado resultante.
4. Enquanto a filtração se processa, recorte um pequeno círculo, de aproximadamente 2
cm de diâmetro, no inteiro de um pedaço de cartolina.
5. Completada a filtração, retire o papel do funil, abra-o e estenda-o sobre outro papelfiltro ou sobre uma folha de caderno.
6. Espalhe a massa do precipitado obtido, com o auxílio de uma espátula ou bastão de
vidro, conforme ilustra a Figura 11.3.
7. Coloque o retângulo de cartolina furado sobre o precipitado espalhado e exponha todo
o conjunto à luz intensa.
8. Após a ocorrência de mudanças visíveis, retire a cartolina.
FIGURA 11.3 – Preparação do papel fotográfico.
QUESTÕES:
1. Complete e faça o balanceamento da reação:
CaCl2.2H2O 


2. Qual a porcentagem de água no sal da reação anterior?
3. Uma amostra de 4,00 g de brometo de níquel(II) perdeu 0,793g de água quando foi
4. aquecida. Determine a porcentagem de água e a fórmula do hidrato.
5. Identifique o hidrato desconhecido, analisado em C1 e C2.
6. Calcule a sua fórmula do hidrato analisado em C3, inclusive com as águas de
hidratação.
7. Escreva a reação que ocorre quando se mistura o nitrato de prata com o ácido
clorídrico.
8. Qual reação ocorre, quando se usa iodeto ou brometo de sódio, em lugar do ácido
clorídrico.
9. O que há de comum entre os íons Cl-, I-, Br-?
10. Classifique as reações anteriores, conforme os critérios do experimento 6.
11. O que você conclui, com base nas diferenças observadas para as áreas do
precipitado expostas e não expostas à luz?
12. Explique a razão de em uma fotografia existirem áreas escuras e áreas claras.
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AULA 12
PONTO DE EBULIÇÃO E DESTILAÇÃO
Objetivos: Exemplificar o uso de destilação simples na separação de líquidos voláteis
com diferentes pontos de ebulição.
Introdução:
A destilação é o mais importante método para purificação de líquidos. Há dois
tipos de purificação que se pode realizar por destilação: separação de um líquido volátil
de substâncias não voláteis e separação de um líquido volátil de outros líquidos voláteis.
Neste segundo caso, é essencial que haja diferença entre os pontos de ebulição
para que a separação ocorra de maneira satisfatória (salvo os casos de formação de
misturas azeotrópicas). Quando a diferença é grande, pode-se empregar a destilação
simples; caso contrário, faz-se necessário o uso de destilação fracionada.
Procedimento Experimental:
PARTE I
Ponto de ebulição
Determinar a temperatura de ebulição do solvente orgânico, conforme Figura 12.1,
utilizando tubo de Thiele ou béquer.
Figura 12.1: Aparelhagem para determinação do ponto de ebulição.
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PARTE II
Destilação
Montar aparelhagem conforme Figura 12.2.
Figura 12.2: equipamento para destilação simples.
Faça a destilação de uma mistura contendo 70 mL de água e 70 mL de solvente
orgânico, coletando o destilado em uma proveta. Anote a temperatura do vapor logo após
ser recolhida a primeira gota e, depois, a cada 10 mL de destilado.
Sempre mantenha um pequeno resíduo no balão de destilação, para evitar
superaquecimento e quebra da vidraria.
Bibliografia:
Constantino, M.G., Silva, G.V.J., Donate, P.M., Fundamentos de Química
Experimental, EDUSP, 2004.
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ANEXO 1
MODELO DE RELATÓRIO DAS ATIVIDADES PRÁTICAS
As atividades experimentais executadas e os resultados obtidos por cada equipe,
nas aulas práticas da disciplina de Química Geral, deverão ser apresentadas sob a forma
de um relatório científico do grupo. A cada grupo de experimentos realizados, definidos
pelos docentes, deverá ser elaborado um relatório científico, conforme o modelo. O prazo
para elaboração e entrega do relatório é de uma semana, a partir da data da execução do
último experimento.
Os relatórios entregues em data posterior a estabelecida, serão corrigidos no seu
conteúdo, porém não será atribuída nenhuma nota de avaliação. Logo, é muito
importante a entrega pontual dos relatórios.
Nas páginas seguintes é apresentado o modelo de relatório de atividades práticas,
elaborado pela Profa. Dra. Elizabeth Fátima de Souza do Curso de Bacharelado em
Química Tecnológica do Faculdade de Química – PUC-Campinas. Tal modelo deve ser
seguido por todos.
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ANEXO 2
EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO.
Neste tópico é apresentada uma breve descrição dos materiais comumente
usados nos trabalhos de laboratório e suas principais utilizações. Os itens estão
numerados de acordo com a ilustração apresentada nas páginas seguintes.
1. Tubo de ensaio: em reações químicas, principalmente testes de reação.
2. Béquer: Para aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc.
3. Erlenmeyer: Para titulações e aquecimentos de líquidos.
4. Balão de Fundo Chato: Para aquecimentos e armazenamento de líquidos.
5. Balão de Fundo Redondo: Para aquecimentos de líquidos e reações com
desprendimento de gases.
6. Balão de Destilação: Em destilações, possuí saída lateral para condensação dos
vapores.
7. Proveta ou Cilindro Graduado: Para medidas aproximadas de volumes de líquidos.
8. Pipeta Volumétrica: Para medir volumes fixos de líquidos.
9. Pipeta Cilíndrica ou Graduada: Para medidas de volumes variáveis de líquidos.
10. Funil de Vidro: Para transferências de líquidos e em filtrações em laboratório. O funil
de colo longo e estrias é chamado de funil analítico.
11. Frasco de Reagentes: Para armazenamento de soluções.
12. Bico de Bunsen: Em aquecimentos de laboratório.
13. Tripé de Ferro: Para sustentar a tela de amianto.
14. Tela de amianto: Para distribuir uniformemente o calor em aquecimentos de
laboratório.
15. Cadinho de Porcelana: Para aquecimentos à seco (calcinações) no Bico de Bunsen
e Mufla.
16. Triângulo de Porcelana: Para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos
diretos no Bico de Bunsen.
17. Estante para Tubos de Ensaio: Suporte de tubos de ensaios.
18 – 19. Funis de Decantação: Para separação de líquidos imiscíveis.
20. Pinça de Madeira: Para segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no
Bico de Bunsen.
21. Almofariz e Pistilo: Para triturar e pulverizar sólidos.
22. Cuba de Vidro: Para banhos de gelo e fins diversos.
23. Vidro de Relógio: Para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos.
24. Cápsula de Porcelana: Para evaporar líquidos em soluções.
25. Placas de Petri: Para fins diversos.
26. Dessecador: Para resfriar substâncias em ausência de umidade.
27. Pesa-Filtros: Para pesagens de sólidos.
28. Lima Triangular: Para cortes de vidros.
29. Bureta: Para medidas precisas de líquidos. Usada em análises volumétricas.
30. Frasco Lavador: Para lavagens, remoção de precipitados e outros fins.
31. Pisseta: Para lavagens, remoção de precipitados e outros fins.
32. Balão Volumétrico: Para preparar e diluir soluções.
33. Picnômetro: Para determinar a densidade de líquidos.
34. Suporte Universal; 35. Anel para Funil; 36: Mufa; 37. Garra Metálica:
Em filtrações e na sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação e
outros fins.
38 – 39. Kitassato e Funil de Buchner: Em conjunto para filtrações a vácuo.
40. Trompa de Vácuo: Usado em conjunto com o kitassato e funil de buchner.
41. Termômetro: Para medidas de temperaturas.
42. Vara de vidro. Para montagens de aparelhos, interligações e outros fins.
43. Bagueta ou Bastão de Vidro: Para agitar soluções, transporte de líquidos nas
filtrações e outros fins.
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44. Furador de rolhas: Para furagem de rolhas.
45. Kipp: Para produção de gases, tais como H2S, CO2, etc.
46. Tubo em U: Usado, geralmente, em eletrólise.
47. Pinça Metálica Castelo: Para transporte de cadinhos e outros fins.
48. Escovas de Limpeza: Para limpeza de tubos de ensaios e outros materiais.
49 – 50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: Para impedir ou diminuir o fluxo de gases
ou líquidos em mangueiras.
51. Garra para Condensador: Para sustentar condensadores na destilação.
52 – 53 – 54: Condensadores: Para condensar gases ou vapores na destilação.
55 – 56. Espátulas: Para transferências de substâncias sólidas.
57. Estufa: Para secagem de materiais (até 200o C).
58. Mufla: Para calcinações (até 1500o C).
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