anapaulacosta-CMN 10148 - Práticas de laboratório

Universidade Federal do Espírito SantoCentro Universitário Norte do Espírito Santo Departamento de Ciências Matemáticas e Naturais ROTEIRO DE AULAS PRÁTICAS CMN10148 – Química Geral Experimental Curso: Licenciatura em Química Profa. Ana Paula Oliveira Costa São Mateus, 2011. 2 PLANO DE ENSI NO DI SCI PLI NA CMN10148 – QUÍ MI CA GERAL EXPERI MENTAL 1. CARACTERÍ STI CAS Carga horária: 60 h (4 horas semanais) Créditos: 4 2. EMENTA Segurança no laboratório. Equipamentos básicos de laboratório. Identificação de substâncias químicas através de medidas de grandezas físicas e de reações químicas. Técnicas básicas de isolamento e purificação de substâncias químicas. Elementos compostos e misturas. Preparação e padronização de soluções. Transformação química. Oxidação e redução. 3. OBJ ETI VOS • Iniciar os alunos em trabalhos gerais de laboratório e prepará-los para executar experiências nas diversas áreas da Química. • Verificar experimentalmente os conteúdos da Química Geral I e II. • Estabelecer relações entre conhecimentos teóricos e os verificados experimentalmente. 3.1 Conteúdo Programático Semana Experimento Descrição 01/08 – 05/08 - Apresentação do curso Informações sobre segurança no laboratório Apresentação das normas para elaboração do relatório 08/08 – 12/08 1 Técnicas de medidas de massa, volume e temperatura 15/08 – 19/08 2 Fenômenos físicos 22/08 – 26/08 3 Miscibilidade e solubilidade 29/08 – 02/09 4 Preparo de soluções 05/09 – 09/09 5 Determinação da massa molecular de um gás/ efeito da pressão no ponto de ebulição 12/09 – 16/09 6 Lei de Hess 19/09 – 23/09 7 Termoquímica – Lei de Hess 26/09 – 30/09 - 1ª Prova 03/10 – 07/10 8 Equilíbrio químico – princípio de le chatelier 10/10 – 14/10 9 Titulação ácido – base 17/10 – 21/10 - Semana de Ciência e Tecnologia 24/10 – 28/10 10 Pilha de corrosão e pilha de Daniel 31/10 – 04/11 11 Velocidades das reações químicas 07/11 – 11/11 12 Destilação 14/11 - 18/11 13 Produção de alúmen 21/11 – 25/11 14 Reatividade de Metais 28/11 - 02/12 05/12 – 09/12 - 2ª Prova 12/12 – 16/12 - Prova Final 3 4. AVALI AÇÃO A avaliação da disciplina será feita sobre o conjunto de atividades realizadas no decorrer do período letivo. Para cada atividade será atribuída uma nota em escala numérica no intervalo de 0 (zero) a 10 (dez). Serão atribuídas notas para as seguintes atividades: - Elaboração de relatórios (R); - Prova teórico - prática (P); A média final será calculada segundo a equação: Média final = 0,8 x P m + 0,2 x R m Na equação: P m =Média entre as duas provas escritas;R m =Média dos relatórios O aluno que obtiver média parcial maior ou igual a sete ( 7 > MP sete) estará aprovado. Caso contrário, o aluno fará uma prova final ( PF ). A média final ( MF ) é igual a 2 PF MP MF + = . Se a média final for maior ou igual a cinco ( 5 > MF ) estará aprovado. Caso contrário estará reprovado. O aluno que obtiver freqüência inferior a 75% das aulas previstas estará reprovado por falta, independente de suas avaliações. Os experimentos serão executados individualmente, os relatórios deverão ser entregues nas datas pré-determinadas. A entrega dos mesmos em dias posteriores sofrerá reduções sucessivas do conceito máximo. Relatórios copiados serão creditados como zero. Em cada aula prática será dada uma tolerância de 10 minutos, após este tempo o aluno não poderá realizar o experimento. 5. BI BLI OGRAFI A a) Química e Reações Química, Kotz, J ohn C., Treichel Paul J r., Volume 1 e 2, 4ª Edição, 2002, Ed. LTC. b) Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, ATKINS, Peter; J ONES, Loretta, 3ª Edição, 2006, Ed. Bookman. c) Química Geral Experimental, LENZI, E.; et al., Freitas Bastos Editora, 2004. d)Introdução à Química Experimental, SILVA, R.R. et al., São Paulo, Editora McGraw Hill, 1990. e) Química a ciência central, Brown, Theodore L.; Lemay, Eugene H.; Bruce, Bursten. 9ª ed. São Paulo: Pearson Education, 2005. f) Quími ca Geral, J ohn B. Russel, volume 1 e 2, 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 2004. g) Princípi os de Química, Masterton, William L.; Slowinski, Emil J .; Stanitski, Conrad L., 6ª ed. Rio de J aneiro: LTC, 1990. 4 1. APRESENTAÇÃO Este roteiro é dirigido aos alunos da disciplina de Química do curso de Licenciatura em Química. A parte prática da disciplina tem por objetivo familiarizar o aluno com as técnicas e procedimentos realizados em um laboratório químico bem como despertar interesse científico motivando o aprendizado através dos experimentos que serão realizados ao longo do curso. 2. MEDIDAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO O laboratório de química é um ambiente de risco, pois nele são manipuladas substâncias tóxicas, inflamáveis, corrosivas, voláteis e explosivas. Para reduzir este risco e evitar acidentes é necessária uma postura séria e responsável por parte do aluno e máxima concentração naquilo que está fazendo. As normas básicas de segurança em laboratório estão listadas abaixo: - Evitar trabalhar sozinho - Só realizar experimentos autorizados e seguindo rigorosamente o roteiro de prática - Usar sempre guarda-pó, óculos de segurança e sapato fechado, antiderrapante e isolante - Manipular cuidadosamente todo e qualquer produto químico, não provar ou cheirar qualquer substância (salvo quando autorizado). - É expressamente proibido fumar no laboratório. - Pipetar sempre com os bulbos de sucção adequados (pêras ou seringas). - Evitar inalar vapores orgânicos ou inorgânicos. - Nunca aquecer sistema fechado. - Identificar com atenção os rótulos de reagentes e soluções. - Evitar o contato de substâncias químicas com a pele ou a roupa. - Não utilizar lentes de contato no laboratório. - Não manipular ou aquecer qualquer substância próxima ao rosto. - Utilizar a capela para manipular substâncias voláteis ou corrosivas. - Não utilizar solvente volátil ou inflamável próximo de chamas. - Observar o procedimento correto para descarte de substâncias. - Em caso de acidentes, de qualquer tipo, independente da gravidade, informar o professor e seguir as suas instruções. 3. MATERIAL BÁSICO DE LABORATÓRIO a) Materiai s de Vidro - Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar reações químicas em pequenas escala. - Béquer: recipiente com ou sem graduação utilizado para o preparo de soluções e aquecimento de líquidos. - Erlenmeyer: recipiente utilizado para aquecer líquidos ou para realizar titulações. - Balão volumétrico: recipiente calibrado de precisão, destinado a conter um determinado volume de líquido, utilizado no preparo de soluções de concentrações conhecidas. - Cilindro graduado ou proveta: frasco com graduações, destinado a medidas aproximadas de volume. 5 - Pipeta: equipamento calibrado para medidas precisas de volume de líquidos. Existem dois tipos de pipetas: a pipeta graduada e a pipeta volumétrica. A primeira utilizada para escoar volumes variáveis e a segunda para volumes fixos. - Funil: utilizado para a transferência de líquidos de um recipiente para outro ou para efetuar filtrações simples. - Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres, para efetuar pesagens e secagem de precipitados. - Bastão de vidro: usado na agitação e transferência de líquidos. b) Materiai s de Porcelana - Funil de Büchner: utilizado em filtrações por sucção devendo ser acoplado a um kitassato - Cápsula: usado para evaporar líquidos. - Cadinho: usado para calcinação de substâncias. c) Materiai s Metálicos - Suporte, mufa e garra: peças metálicas para montar aparelhagens em geral. - Pinça: peça utilizada para segurar objetos. - Tela de amianto: tela utilizada para distribuir uniformemente o calor durante o aquecimento de recipiente de vidro à chama de um bico de Bunsen. - Tripé: usado como suporte, principalmente para telas. - Bico de Bunsen: bico de gás destinado ao aquecimento de materiais não inflamáveis. - Argola: usada como suporte para funil de vidro ou tela de amianto. - Espátula: usada para transferir substâncias sólidas. d) Materiai s Diversos - Suporte para tubos de ensaio: utilizado para segurar os tubos de ensaio. - Pisseta: frasco geralmente contendo água ou outros solventes usados para efetuar lavagens. - Balança: instrumento para a determinação de massa. 6 EXPERIMENTO 1: TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA 1) OBJETIVOS Usar corretamente e ler: Termômetros, balanças, provetas e pipetas; Utilizar algarismos significativos; Distinguir o significado de “precisão e exatidão”. 2) INTRODUÇÃO Todas as medidas de uma propriedade físico-química estão afetadas por uma incerteza, chamada em geral erro, desvio ou imprecisão da medida. Por isso, os resultados das medidas devem ser expressos de modo tal que se possa avaliar a precisão com que elas foram feitas (ou calculadas). Portanto, o número que representa a medida de uma propriedade não pode ter uma quantidade qualquer de algarismos, ele deve conter apenas algarismos que representem realmente a precisão com que a medida foi feita, ou seja, todos os algarismos devem ter um significado. Introduzimos assim o conceito de algarismos significativos, procurando indicar que nem todos os algarismos que aparecem na representação de uma medida ou no resultado de uma operação matemática tem significado científico. Algarismos significati vos Quando se escrevemos 20,41mL quer-se dizer que a imprecisão (a dúvida da medida de volume) está no último algarismo "1". É errado escrever que 20,41 mL =20,410 mL, pois neste último caso a dúvida está no milésimo de centímetro e não em centésimo como no primeiro caso. A situação se complica um pouco se aparecem zeros no início ou no fim do número. Os zeros que aparecem no início não são significativos, pois indicam simplesmente a posição da vírgula. Assim, 0,003702 e 0,3702 têm o mesmo número de algarismos significativos (4): 3, 7, 0 e 2. Às vezes (não é sempre), os zeros que aparecem como últimas cifras indicam apenas a ordem de grandeza. Por exemplo, 27000 poderia ter apenas dois algarismos significativos (2 e 7) e os três zeros indicam o milhar. Ou então, temos de fato cinco algarismos significativos: 2, 7, 0, 0 e 0. Para evitar confusões, costuma-se escrever o número em potências de 10 (27 x10 3 ) significa que temos dois algarismos significativos. Se os algarismos significativos fossem cinco, dever-se-ia escrever: 27000. O uso de potência de 10 é indispensável quando tratamos com grandezas muito pequenas ou muito grandes: 6,022x10 23 , 6,63x10 - 34 J .s. etc. Portanto, quando se escreve um número em potência de 10, o primeiro fator deve indicar os algarismos significativos e o segundo nos diz de quantos zeros se deve deslocar a vírgula. Para se saber quantos algarismos significativos existem em um número que expressa à medida de uma propriedade, deve-se proceder assim: O algarismo que fica mais à esquerda, diferente de zero, é o mais significativo. Se não há vírgula, o algarismo que fica mais à direita, diferente de zero, é o algarismo menos significativo. Se há vírgula, o último algarismo da direita é o menos significativo, mesmo que ele seja zero, Todos os algarismos entre o mais e o menos significativo são significativos. 7 Exemplos: Número Número de algarismos significativos 7,41 3 7,004 4 7,0400 5 0,0007 1 0,00741 3 700,004 6 0,00700 3 7,00 x10 -3 3 2,7000 x10 4 5 Durante os cálculos, pode-se trabalhar com um algarismo a mais, mas ao se apresentar o resultado final, deve-se usar o número correto de algarismos significativos, obedecendo às seguintes regras: - Se o algarismo a ser cortado for maior que 5, soma-se 1 ao algarismo anterior, - Se o algarismo a ser cortado for menor que 5, o algarismo anterior mantém-se inalterado, - Se o algarismo a ser cortado for igual a 5, soma-se 1 ao anterior se ele for ímpar, mantendo-o inalterado se for par. Exemplos: 148,76 = 148,8 26,83 = 26,8 105,85 = 105,8 24,315 = 24,32 Operações com algarismos significativos. Adição e Subtração: o número de dígitos à direita da vírgula no resultado calculado deve ser o mesmo do número com menos dígitos dos números somados ou subtraídos. Exemplos: 23.441 +57,71 +1,001 +0,0032 +211,01 =23.710,7142 Resultado final: 23.710 11,51 +137 =149 Multiplicação e Divisão: o número de algarismos significativos, no resultado calculado, deve ser o mesmo que o menor número de algarismos significativos dos termos multiplicados ou divididos. Exemplos: 1,473 / 2,6 =0,57 3,94 X 2,122345 =8,36 6,734 x 10 3 / 7,41 x 10 8 = 9,09 x 10 -6 Preci são e Exatidão Todas as medidas possuem um determinado erro, e o erro de uma medida muitas vezes é limitado pelo equipamento que é utilizado. EXATIDÃO: refere-se à tão próximo uma medida concorda com o valor correto (ou mais correto) 8 PRECISÃO: relativa á reprodutividade do número medido (ou seja, menor o desvio médio, maior a precisão). O ideal é que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser precisas e não serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. A média de várias determinações é geralmente considerada o valor melhor para uma mediada do que uma única determinação. O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores medidos, por exemplo: 20,46 mL +20,42 mL +20,45 mL +20, 48 mL +20,48 mL Média = 20,46 mL O desvio de cada medida será: |20,46 - 20,46 | =0,00 | 20,42 - 20,46| =0,04 | 20,45 - 20,46| =0,01 | 20,48 - 20,46| =0,02 | 20,48 - 20,46| =0,02 Médi a dos desvios = 0,02 Portanto, o desvio médio é de 0,02 e o valor da medida é; 20,46 0,02 mL. 3) MATERIAIS E REAGENTES MATERIAIS REAGENTES Termômetro Gelo Bastão de vidro Sal de cozinha Béquer de 100 ml Béquer de 500 ml Proveta de 25 ml Pipeta volumétrica de 25 ml Balança Conta-gotas 4) PROCEDIMENTO 4.1) MEDIDAS DE TEMPERATURA a) Coloque cerca de 100 mL de água da torneira em um Becker e meça a temperatura utilizando um termômetro (Obs: Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de algarismos significativos). Durante a medida mantenha o bulbo do termômetro totalmente imerso na água, sem tocar as paredes do recipiente. b) Coloque no Becker 3 cubos de gelo picado. Agite com um bastão de vidro e meça a temperatura da mistura água/ gelo a cada minuto até que fique constante. c) Pese aproximadamente 5 g de sal. A seguir adicione o cloreto de sódio que você pesou à mistura sob agitação. Agite com um bastão de vidro, espere 2 minutos e meça a temperatura da mistura. d) Esse procedimento deverá ser feito em triplicata, ou seja, repita a medida 3 vezes. Anotações: Temperatura da água Temperatura da mistura água e gelo (faça uma tabela: tempo (min) e temperatura) Temperatura da mistura água, gelo e sal. 9 4.2) MEDIDAS DE MASSA Ao se efetuar as pesagens, é importante especificar o erro correspondente. Expresse a referida massa pela sua média, acrescida da variação. a) Uso da balança ¬ Verifique a capacidade e a precisão da balança; ¬ Verifique se o prato está limpo; ¬ Destrave a balança; ¬ Zere a balança. b) Pese uma proveta de 25 mL. Adicione 100 gotas de água destilada utilizando um conta- gotas, pese novamente e leia o volume. Determine a massa e o volume de uma gota e a massa equivalente a 1 mL de água. Esse procedimento deverá ser feito em triplicata, ou seja, repita a medida 3 vezes. Verifique a temperatura da água. 4.3) MEDIDAS DE VOLUME a) Pese um becker de 100 mL e anote a massa. b) Meça 25 mL de água em uma proveta (verifique a temperatura da água) transfira para o becker e pese-o novamente. c) Adicione mais 25 mL de água ao becker e pese-o. Repita essa etapa mais uma vez. d) Execute o mesmo procedimento utilizando uma pipeta volumétrica de 25 mL. BIBLIOGRAFIA 1) BRADY, J . & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulo 1, Rio de J aneiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 2) RUSSEL, J .B., Química Geral., Vol. 1, 2 Ed., São Paulo, Mc Graw-Hill, 1982. 3) VOGEL, A.I, et al., Química Analítica Quantitativa, Editora Kapelusz, 1960. Ler a parte inferior do menisco 10 EXPERIÊNCIA N° 2: FENÔMENOS FÍSICOS 1) OBJETIVOS ¬ Determinar pontos de fusão usando o método gráfico da curva de resfriamento. ¬ Fazer o gráfico de um fenômeno não linear ¬ Identificar compostos e determinar suas purezas usando pontos de fusões. 2) INTRODUÇÃO Sempre que um composto é isolado de plantas ou animais, ou é sintetizado, deve ser identificado. Propriedades físicas como densidade, e ponto de fusão são muito úteis para a verificação de sua identidade, porque envolvem procedimentos bastante precisos. Estas propriedades também podem ser utilizadas como uma indicação de pureza. Um intervalo de 4°C entre o valor experimental e o esperado da temperatura de fusão indica que a amostra é aproximadamente 96% pura. Cada 1 % de impureza diminui aproximadamente o ponto de fusão de 1°C. Impurezas, além de diminuírem o ponto de fusão, fazem com que a temperatura varie durante a fusão. Assim, se um composto A possui ponto de fusão de 86°C, mas experimentalmente observa-se que durante o aquecimento ele começa a fundir a 79°C e fica totalmente líquido a 83°C, dizemos que o composto A possui um intervalo de fusão de 79 a 83°C e é bastante impuro. Portanto, 86 – 79 =7, ou seja, 7% de impurezas e sua pureza é de 93%. O fato de que as contaminações diminuem os pontos de fusão possibilita a distinção entre dois compostos com o mesmo ponto de fusão. Suponha que no laboratório haja dois frascos rotulados A e B, e um terceiro sem rótulo. O sólido, nos três frascos, possui o mesmo ponto de fusão (por exemplo, 86°C). Agora, se misturarmos o composto desconhecido com A e depois com B, observamos o seguinte: a mistura do composto desconhecido com A funde a exatamente 86°C enquanto a mistura do composto desconhecido com B funde no intervalo de 79 - 83°C. Esta é uma forte indicação de que o frasco sem rótulo contém o composto A. 3) MATERIAIS Suporte universal, tela de amianto, bico de bunsen, termômetro, tubo de ensaio, argola de metal, garra de metal, béquer e gelo. 4) PROCEDIMENTO A) Determinação da temperatura de fusão e ebulição da água pura 1) Fixe o suporte com a tela de amianto acima do bico de bunsen (8 a 12 cm). Com a garra fixe o tubo que contêm a parafina e o termômetro dentro de um béquer, coloque água suficiente para que toda a parafina fique submersa. Obs: “ Não tente mexer o termômetro, pois poderá quebrá-l o, está preso a parafina” . 2) Inicie o aquecimento lentamente, quando a temperatura atingir 40 °C comece anotar o seu valor a cada 0,5 minutos na folha de dados, até 80 °C. A partir do momento que o termômetro ficar solto use-o para agitar levemente a massa em 11 fusão. Quando a temperatura chegar a aproximadamente 80 °C, apague a chama do bico de bunsen e inicie logo o item B. 3) Anote a temperatura em função do tempo. 4) Repita o experimento para obter dados em duplicata. B) Curva de resfriamento Sem retirar o tubo com parafina de dentro do béquer anote a temperatura de resfriamento da parafina a cada 0,5 minutos até atingir 40 °C. Com o termômetro agite com cuidado a massa fundida de parafina, agite com CUIDADO, para não quebrar o termômetro. Quando a temperatura chegar a 40 °C pare de anotá-la. Use uma tabel a e defina quais os intervalos de leitura mais adequados. Faça um gráfico com seus dados e discuta o gráfico obtido. Qual a expli cação para os resul tados obtidos? Seus dados estão de acordo com a li teratura? Discuta as similaridades ou di screpânci as de seus dados comparados com os descritos em livros texto. C) Aval iação do fenômeno de sublimação 1) Colocar 2 cristais de lodo em um béquer de 50 mL 2) Cobrir com um vidro de relógio. 3) Aquecer o béquer brandamente sobre a tela de amianto 4) Observar. CURVA DE AQUECIMENTO CURVA DE RESFRIAMENTO Tempo (min.) Temper. (°C) Tempo (mi n.) Temper. (°C) Tempo (mi n.) Temper. (°C) Tempo (min.) Temper . (°C) 0,0 0,0 5) Bibliografia BRADY, J . & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de J aneiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 12 EXPERIÊNCIA N° 3: MISCIBILIDADE E SOLUBILIDADE 1) OBJETIVO Verificar a solubilidade de alguns compostos em diferentes solventes e soluções. 2) INTRODUÇÃO Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantêm a estrutura cristalina devem ser vencidas pelas interações entre o solvente e o soluto. Solutos com polaridades próximas à polaridade do solvente dissolvem-se em maior quantidade do que aqueles com polaridades muito diferentes. Cloreto de sódio e água são substâncias muito polares, mas ácido acetilsalicílico possui uma baixa polaridade. Portanto, NaCl dissolve-se completamente em água, enquanto o ácido acetilsalicílico tem uma solubilidade pequena em água. Além da natureza do soluto e do solvente, a temperatura também influencia na solubilidade das substâncias. A solubilidade de quase todos os compostos orgânicos aumenta com um aumento da temperatura. Este fato é utilizado na técnica de purificação chamada de recristalização. Para os compostos inorgânicos, o efeito da temperatura na solubilidade varia muito. Enquanto muitos têm a solubilidade aumentada com um aumento de temperatura, alguns têm quase a solubilidade diminuída, e outros, como o NaCl, a solubilidade quase não é afetada. 3) MATERIAIS E REAGENTES MATERIAIS REAGENTES Tubos de ensaio Etanol Pipetas de 5 mL 1-butanol Rolha para tubo de ensaio Hexano Vidro de relógio Ácido acetilsalicílico Suporte universal de ferro Solução de iodo Papel de filtro Água destilada Argola de metal Funil de vidro Becker 4) PROCEDIMENTO 4.1) MISCIBILIDADE DE LÍQUIDOS Preparar as misturas abaixo em seis tubos de ensaio numerados de 1 a 6. Agitar e depois deixar em repouso. (CUIDADO! Et anol, butanol e hexano são infl amávei s. Portanto, não trabalhe próximo a chamas) Misturas: Tubo 1: 5 mL de água +2 mL de etanol Tubo 2: 5 mL de água +2 mL de 1-butanol Tubo 3: 5 mL de água +2 mL de hexano Tubo 4: 5 mL de etanol +2 mL de butanol Tubo 5: 5 mL de etanol +2 mL de hexano 13 Tubo 6: 5 mL de butanol +2 mL de hexano 4.2) EXTRAÇÃO a) Coloque cerca de 3 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 0,03% de iodo por massa) no tubo de ensaio. Adicione cerca de 1 mL de querosene ou hexano. Não agite. Anote suas observações. b) Coloque uma rolha no tubo de ensaio e agite. Espere a mistura descansar e anote suas observações. 4.3) PRECIPITAÇÃO Dissolver cerca de 1 g de ácido acetilsalicílico em 5 mL de etanol dentro de um Becker. Com o auxílio de um bastão de vidro, despejar a solução sobre 20 mL de água destilada contida em um Becker de 50 mL e deixar cristalizar em um banho de gelo (usando uma bacia plástica). 4.4) FILTRAÇÃO Dobre um papel filtro como indicado na figura abaixo. Coloque-o no funil de vidro. Coloque um Becker embaixo do funil, de modo que a ponta do funil toque a parede interna do Becker. Com o frasco lavador, molhe o papel filtro um pouco para fixá-lo no funil. Transporte todo o conteúdo do Becker, contendo ácido acetilsalicílico, etanol e água, para o filtro com a ajuda de um bastão de vidro. Terminada a filtração, retire o papel filtro com o ácido acetilsalicílico, transfira o ácido acetilsalicílico para um vidro de relógio, previamente pesado, e deixar secar na estufa a 100 o C por 30 min. Retirar da estufa, deixar resfriar num dessecador por 20 min. e pesar. Anotar a massa obtida e calcular o rendimento da recristalização. Guardar o ácido acetilsalicílico obtido no frasco indicado pelo professor. 5) BIBLIOGRAFIA 1) BRADY, J . & HUMISTON, G. E. Química Geral, Vol. 1, Cap. 6 e 10, Ed. Livros Técnicos e Científicos, Rio de J aneiro, 1986. 2) MAHAN, B., Química um Curso Universitário, São Paulo, Ed. Edgard Blücher Ltda., 411 edição, 1995, 582p. 14 EXPERIMENTO N° 4: PREPARO DE SOLUÇÕES 1) OBJETIVOS Introduzir o aluno nas técnicas de preparo de soluções a partir de amostras sólidas e líquidas. 2) INTRODUÇÃO Solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias. As soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados físicos da matéria: gases, líquidos e sólidos. Porém, são sempre constituídas de uma única fase. Na mistura de substâncias para formar soluções, é comum nomear os componentes como solvente e sol uto. Comumente, o solvente é a espécie que está em maior quantidade e no mesmo estado de agregação da solução; é o componente que a capacidade de desagregar os demais componentes. O soluto é o componente que se encontra em menor quantidade, dissolvido no solvente. Por uma questão de conveniência, mesmo estando em menor quantidade, um componente pode ser considerado como solvente. Um exemplo típico é quando a substância água está formando a solução. Existem algumas razões para isso: a água é a substância que mais consegue dissolver outras substâncias e ocorre em grande abundância no planeta. Exemplo é a solução 98% de ácido sulfúrico. Em muitos casos, existe uma quantidade máxima que uma espécie (soluto) consegue se dissolver em outra (solvente). O termo sol ubilidade ou coeficiente de solubilidade diz respeito à capacidade máxima do solvente em dissolver um soluto. Como a solubilidade depende da quantidade de solvente e da temperatura e pressão (principalmente para gases), é importante especificar as condições em que a dissolução foi feita. Uma solução pode ser: a) Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente em quantidade tal que, se adicionarmos mais soluto, esse excesso não mais se dissolve. b) Insaturada: quando o soluto está dissolvido no solvente em uma quantidade inferior à da saturação. c) Supersaturada: quando o soluto está dissolvido numa quantidade acima à da saturação, mas sem precipitar; é uma situação instável. Para que um soluto dissolva-se em um solvente, três processos são possíveis: 1º) Dissolução química: envolve uma reação química entre soluto e solvente. Por exemplo, o zinco se dissolve em HCl porque ocorre a seguinte reação de óxi-redução: Zn (s) + 2HCl (aq) → H 2(g) + ZnCl 2(aq) 2º) Solvatação: são interações entre partículas de soluto e de solvente do tipo dipolo- dipolo ou íon-dipolo. Se o solvente for água, a solvatação recebe o nome de hidratação. Por exemplo, quando misturamos álcool e água, ocorrem interações do tipo ligações de hidrogênio entre as moléculas dessas duas substâncias. 3º) Dispersão: quando as interações que ocorrem entre as partículas de solvente e de soluto são, fundamentalmente, do tipo London (dipolos instantâneos). Por exemplo, a parafina se dissolve no benzeno porque, em ambas as substâncias, ocorrem forças intermoleculares tão pequenas que as moléculas de benzeno formam um meio no qual as 15 moléculas de parafina podem se dispersar. Se um dos componentes for polar, poderá haver uma dispersão muito pequena devido à interação do tipo London. A concentração de uma substância é a maneira de expressar as quantidades relativas de cada componente da solução. As quantidades podem ser dadas de várias maneiras (massa, volume, porcentagem de massa, etc.), no entanto, existe uma que é mais usada, trata-se da quantidade de matéria (número de mols) pelo volume de solução: Concentração: nº de mols de soluto / volume de solução (mol/L) O número de mols pode ser determinado usando-as a seguinte equação: n = m / MM onde n =nº de mols m =massa em gramas MM =massa molar em g/mol 3) MATERIAIS E REAGENTES MATERIAIS REAGENTES Becker de 100 mL Solução de ácido clorídrico 1 mol/L Funil de vidro Cloreto de sódio Balões volumétricos de 100 mL Água destilada Espátula Pipeta Pasteur Bastão de vidro Papel de filtro Pipeta graduada de 10 mL 4) PROCEDIMENTO 4.1) Preparo de 50 mL de uma solução de NaCl 0,2 mol/L - Fazer os cálculos para encontrar a massa desejada de NaCl. - Pesar a massa calculada em um Becker. Acrescentar o mínimo de água destilada o suficiente para dissolver totalmente o sólido. - Transferir a solução, com o auxílio de um funil, para um balão volumétrico de 50 mL. - Lavar o Becker três vezes com pequenas porções de água destilada e transferir para dentro do balão (para que não haja perda de matéria). - Lavar o funil de vidro e completar o volume do balão volumétrico com água destilada até um dedo abaixo da marca do balão. - Completar com água destilada o balão volumétrico (levar até a marca), com o auxílio de uma pipeta Pasteur seca por fora (para evitar molhar novamente o gargalo do balão). Nesta etapa do processo, cuidado com o erro de Paralaxe!!! - Homogeneizar firmando a tampa do balão contra a palma da mão ou entre dois dedos e inverter o balão, agitando com movimentos circulares. Desvirar o balão e repetir esta operação por no mínimo três vezes (para garantir que a solução esteja homogênea). 16 4.2) Preparo de 50 mL de uma solução de HCl 0,1 mol/L - Calcular o volume necessário da solução de HCl 1,0 mol /L que deve ser utilizada para preparar a solução de HCl 0,1 mol/L. - Com o auxílio de uma pipeta apropriada retirar o volume calculado e transferir para um balão volumétrico de 50 mL. - Completar o volume do balão volumétrico com água destilada até um dedo abaixo da marca do balão. - Completar com água destilada o balão volumétrico (levar até a marca), com o auxílio de uma pipeta Pasteur seca por fora (para evitar molhar novamente o gargalo do balão). Nesta etapa do processo, cuidado com o erro de Paralaxe!!! - Homogeneizar firmando a tampa do balão contra a palma da mão ou entre dois dedos e inverter o balão, agitando com movimentos circulares. Desvirar o balão e repetir esta operação por no mínimo três vezes (para garantir que a solução esteja homogênea). 4.3) Preparo de 50 mL de uma solução de Etanol 0,1M (C 2 H 5 OH) - Fazer os cálculos para encontrar a massa e então calcular o volume ( d =m/V). - Com o auxílio de uma pipeta apropriada retirar o volume calculado e transferir para um balão volumétrico de 50 mL. - Completar com água destilada até o traço de aferição. - Homogeneizar a solução preparada. d etanol =0,81 g/mL 4.4) Preparo de 50 mL de uma solução de Áci do Acéti co 0,1M (CH 3 COOH) - Fazer os cálculos para encontrar a massa desejada e então calcular o volume. - Com o auxílio de uma pipeta apropriada retirar o volume calculado e transferir para um balão volumétrico de 50 mL. - Completar com água destilada até o traço de aferição. - Homogeneizar a solução preparada. (d =1,05 g/mL) IMPORTANTE: Toda solução ácida ou bási ca deve ser preparada adi cionando-se o áci do ou base à água e nunca o contrário. BALÕES VOLUMÉTRICOS Os balões volumétricos são balões de fundo chato, gargalo comprido e calibrado para conter determinados volumes líquidos. O gargalo deve ser estreito para que uma pequena variação de volume provoque uma sensível diferença na posição do menisco. Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de concentração conhecida. Antes do uso, o balão volumétrico deve estar limpo. ATENÇÃO: Todos os materiais volumétricos NUNCA devem ser secos em estufas, pois a variação de temperatura faz com que o volume medido por estes materiais seja alterado. 5) BIBLIOGRAFIA 1) P. W. Atkins e L. J ones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2) J . C. Kotz, P. M. ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 3) L. S. Brown e T. A. Holme; Química Geral Aplicada à Engenharia. 17 EXPERIÊNCIA N° 5: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR DE UM GÁS/ EFEITO DA PRESSÃO NO PONTO DE EBULIÇÃO 1) OBJETIVOS - Interpretar as leis que reagem o comportamento dos gases ideais - Utilizar a equação da lei do gás ideal, PV=nRT - Medir o volume a amassa de um gás - Utilizar a pressão de vapor no cálculo da pressão de um gás coletado sobre a água. 2) INTRODUÇÃO A maioria dos gases reais mostram um comportamento aproximado ao de um gás ideal, especialmente se a pressão não for muito alta e a temperatura não for muito baixa. Para uma amostra de gás constituído de certo número de mols de moléculas, há três grandezas mensuráveis, ou variáveis, que são matematicamente relacionadas entre si. Estas são: vol ume, pressão e temperatura. Relação pressão-vol ume: Lei de Boyle: O aumento da pressão diminui o volume de um gás de tal modo que o produto da pressão e volume permanece constante. PV =k ou P =k 1/V onde, P representa a pressão do gás, V é o volume e k é uma constante. Isto significa que se dobrarmos a pressão, o volume será dividido ao meio. Se triplicarmos a pressão, o volume ficará V/3 do seu valor original, etc... Efeitos da temperatura: Lei de Charles: V o T Esta relação simples indica que o volume de uma quantidade determinada (número de mols) de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura na escala de Kelvin se a pressão é mantida constante. Combinando as duas expressões, a da Lei de Boyle e a da Lei de Charles, temos a lei combinada dos gases; 1 1 1 2 2 2 T V P T V P = Uma outra relação importante é V o n, ou seja, o volume (V) de um gás é diretamente proporcional ao número de mols (n) desse gás. Avogadro em 1811 sugeriu que volumes iguais de gases diferentes contêm a mesma quantidade de moléculas quando medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura. Isto hoje é conhecido como princípio de Avogadro. A lei do gás ideal: as leis de Boyle, de Charles e o Princípio de Avogadro podem ser resumidos pela combinação das 3 proporcionalidades; ; 1 T P V ou seja; , 1 T P VR onde R =constante de proporcionalidade (R=0,0821 L.atm.K -1 .mol -1 ). Essa igualdade é comumente escrita na forma; PV=nRT e é conhecida como lei do gás ideal ou lei do gás perfeito. 18 Mistura de gases: Lei de Dalton ou Lei das pressões parciais, que os gases exerceriam se cada um estivesse sozinho no recipiente. P total =P a +P b +P c +... O volume ocupado por um mol, ou volume molar de um gás ideal nas CNTP é 22,4 L. Gases col etados sobre água: é comum no laboratório coletar um gás pelo deslocamento de água. Nesta experiência o gás butano é coletado pelo deslocamento da água (Figura abaixo). Quando o nível da água dentro da proveta que coleta o gás é o mesmo que o nível do lado de fora, P total =P atm. Figura 1 Medindo-se a temperatura da água, a pressão de vapor d`água, P água , pode ser obtida (vide tabela 1, no final do roteiro da experiência) e assim P butano pode ser calculada por subtração: P butano =P atm - P água . Ebulição: A tendência das moléculas escaparem da fase líquida para a gasosa é medida pela pressão de vapor. Quando se eleva a temperatura de um líquido, tal tendência aumenta até o ponto em que ocorre a ebulição. A ebulição consiste na formação de bolhas de vapor (gás) no meio líquido. Essas bolhas podem se formar quando a pressão de vapor torna-se igual á pressão exercida sobre o líquido. Se a pressão exercida for 1 atm ou 760 mmHg, a água entrará em ebulição a 100 °C. Porém a uma pressão menor, digamos 355,1 mmHg, a água entrará em ebulição a 80°C, e a uma pressão de 1268,0 mmHg a água só entrará em ebulição a 115 °C. Lei de Graham de difusão e efusão: Difusão é o termo dado á passagem de uma substância através de um outro meio. Efusão de um gás é sua passagem através de uma abertura de um buraco de agulha ou orifício. As duas leis em um só enunciado fica: “a velocidade de difusão e efusão de um gás são inversamente proporcionais á raiz quadrada de sua densidade, ou de seu peso molecular”. As leis de Graham fornecem outro modo para determinar pesos moleculares por medidas experimentais. a b b a d d V V = ou a b b a M M V V = MATERIAL - balança - tubo de borracha - termômetro - proveta (100 mL) - bacia - isqueiro - seringa -béquer de 250 mL -kitassato 19 PROCEDIMENTO A- Determi nação da massa molecular de um gás Uma proveta de 100 mL é preenchida com água e invertida numa bacia, com água. (ver Figura 1). Uma das extremidades de um tubo de borracha é colocada no interior da proveta e a outra extremidade é conectada a um isqueiro de gás (tipo Bic). Quando a válvula do isqueiro é aberta pressionada o botão, gás butano é liberado deslocando a água do interior da proveta. Obs1: Deixe as j anel as do laboratório abertas. Proceda da seguinte forma: ¬ Pese o isqueiro até 0,01g (duas casas depois da vírgula), utilizando a balança semi-analítica. Anote o peso na folha de dados. ¬ Conecte o tubo de borracha na saída de gás do isqueiro. ¬ Mergulhe a proveta dentro da bacia com água até 2/3 de seu volume, e inverta-a de modo a ficar completamente cheia de água. Esteja certo que a proveta não contém bolhas de ar. ¬ Meça a temperatura da água e anote. ¬ Enquanto um colega segura a proveta, o outro coloca a extremidade da mangueirinha dentro da proveta, e segurando o isqueiro aperte o gatilho lentamente de modo a liberar o gás. Incline a proveta um pouco para não estrangular a mangueirinha. ¬ Colete gás suficiente para deslocar aproximadamente 90 mL de água e feche o registro do isqueiro. Posicione a proveta de modo que o nível da água dentro e fora da mesma seja o mesmo. Deste modo as pressões interna e externa serão iguais. ¬ Leia o volume do gás direto na proveta. ¬ Remova o tubo de isqueiro e pese-o novamente. Caso o isqueiro esteja molhado, use uma toalha de papel para secá-lo. ¬ Calcule a massa do gás pela diferença do peso do isqueiro nas duas pesagens. Repita o experimento por três vezes para obter uma média nas medidas. Obs2: Se a conecção do tubo ao isqueiro vazar, seus resultados estarão errados. B. Determinação do teor de carbonato numa amostra A determinação do teor de carbonato numa amostra será feita através da reação dessa amostra com uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl), segundo a reação: CaCO 3(s) + 2 HCl CaCl 2(aq) + CO 2(g) + H 2 O (l) 20 - Monte o sistema semelhante ao procedimento anterior, sendo o isqueiro substituído por um kitassato, onde será feita a reação de uma certa quantidade de carbonato de cálcio sólido com solução de ácido clorídrico. A figura ao lado mostra um esquema de como deve ser montado o sistema. - transfira, com cuidado, 20,0 mL de solução aquosa 6 mol L -1 de HCl para o kitassato. - pese cerca de 0,30 g de amostra de carbonato, num pedaço de papel toalha, embrulhe-o e transfira o conjunto para o interior do kitassato. - Feche o kitassato com uma rolha de maneira que o gás desprendido seja transferido para o interior da proveta. Esta operação deve ser efetuada com muito cuidado para evitar a perda do gás produzido durante a reação. - anote a temperatura da água e leia o volume do gás carbônico contido no interior da proveta. Temperatura: _______ o C Volume de gás no interior da proveta: _______ mL Utilizando a equação dos gases ideais, calcule o número de moles de gás carbônico formado. Tabela1: Variação da pressão de vapor d`água com a temperatura. Temperatura (°C) Pressão (mmHg) 15 12,8 16 13,6 17 14,5 18 15,5 19 16,5 20 17,5 21 18,6 22 19,8 23 21,1 24 22,4 25 23,8 26 25,2 27 26,7 28 28,4 29 30,0 30 31,8 21 EXPERIMENTO Nº 6: CROMATOGRAFIA EM PAPEL 1) OBJETIVOS Estudar a separação de compostos pela técnica de cromatografia. 2) INTRODUÇÃO Uma das técnicas de separação bastante utilizada é a cromatografia. Esta técnica foi desenvolvida por Michael Tswett (botânico russo), no começo do século XX, passando através de uma coluna cromatográfica preenchida com carbonato de cálcio (CaCO 3 ), pigmentos extraídos de plantas. Cromatografia é uma técnica utilizada para analisar, identificar ou separar os componentes de uma mistura. A cromatografia é definida como a separação de dois ou mais compostos diferentes por distribuição entre fases, uma das quais é estacionária e a outra móvel. A mistura é adsorvida em uma fase fixa, e uma fase móvel "lava" continuamente a mistura adsorvida. Pela escolha apropriada da fase fixa e da fase móvel, além de outras variáveis, pode-se fazer com que os componentes da mistura sejam arrastados ordenadamente. Aqueles que interagem pouco com a fase fixa são arrastados facilmente e aqueles com maior interação ficam mais retidos. Os componentes da mistura adsorvem-se com as partículas de sólido devido a interação de diversas forças intermoleculares. O composto terá uma maior ou menor adsorção, dependendo das forças de interação, que variam na seguinte ordem: formação de sais >coordenação >ligação de hidrogênio >dipolo-dipolo >Van der Waals. Dependendo da natureza das duas fases envolvidas têm-se diversos tipos de cromatografia: - sólido-líquido (coluna, camada fina, papel); - líquido-líquido; - gás-líquido. As substâncias cujas moléculas são polares interagem mais intensamente com solventes polares. As substâncias apolares têm mais afinidade com solventes apolares. Assim, variando a polaridade do solvente, ou misturas de solventes, podem-se separar os componentes de uma amostra. A técnica que iremos utilizar nesta experiência é a cromatografia de papel, onde a fase estacionária é o papel, sobre o qual é colocada a amostra. O papel com a amostra é colocado em um béquer fechado, com solvente suficiente para molhar apenas a parte inferior do papel, não tocando a amostra, conforme a figura ao lado. O solvente sobe pelo papel separando os componentes da mistura. Da mesma maneira que uma toalha de papel absorve água, o solvente (eluente ou fase móvel) se moverá para cima no papel (fase estacionária), por capilaridade. As manchas dos componentes da mistura que são menos adsorvidos ao papel deslocam-se mais do que os componentes mais adsorvidos ao papel. A razão entre a distância percorrida pelo composto e pela distância percorrida pela mancha é constante e denotado por R f , ou seja, Grampo Origem Solvente 22 S C R f = onde, C =distância percorrida pelo composto, da origem ao centro da mancha S =distância percorrida pelo solvente da origem a linha superior (linha do solvente). CROMATOGRAFIA EM COLUNA: A cromatografia em coluna é uma técnica de partição entre duas fases, sólida e líquida, baseada na capacidade de adsorção e solubilidade. O sólido deve ser um material insolúvel na fase líquida associada, sendo que os mais utilizados são a sílica gel (SiO 2 ) e alumina (Al 2 O 3 ), geralmente na forma de pó. A mistura a ser separada é colocada na coluna com um eluente menos polar e vai-se aumentando gradativamente a polaridade do eluente e consequentemente o seu poder de arraste de substâncias mais polares. Uma seqüência de eluentes normalmente utilizada é a seguinte: éter de petróleo, hexano, éter etílico, tetracloreto de carbono, acetato de etila, etanol, metanol, água e ácido acético. O fluxo de solvente deve ser contínuo. Os diferentes componentes da mistura mover-se-ão com velocidade distintas dependendo de sua afinidade relativa pelo adsorvente (grupos polares interagem melhor com o adsorvente) e também pelo eluente. Assim, a capacidade de um determinado eluente em arrastar um composto adsorvido na coluna depende quase diretamente da polaridade do solvente com relação ao composto. À medida que os compostos da mistura são separados, bandas ou zonas móveis começam a ser formadas; cada banda contendo somente um composto. Em geral, os compostos apolares passam através da coluna com uma velocidade maior do que os compostos polares, porque os primeiros têm menor afinidade com a fase estacionária. Se o adsorvente escolhido interagir fortemente com todos os compostos da mistura, ela não se moverá. Por outro lado, se for escolhido um solvente muito polar, todos os solutos podem ser eluídos sem serem separados. Por uma escolha cuidadosa das condições, praticamente qualquer mistura pode ser separada (Figura 1). Outros adsorventes sólidos para cromatografia de coluna em ordem crescente de capacidade de retenção de compostos polares são: papel, amido, açucares, sulfato de cálcio, sílica gel, óxido de magnésio, alumina e carvão ativo. Ainda, a alumina usada comercialmente pode ser ácida, básica ou neutra. A alumina ácida é útil na separação de ácidos carboxílicos e aminoácidos; a básica é utilizada para a separação de aminas. 3) MATERIAIS E REAGENTES MATERIAIS REAGENTES Caneta hidrocor Sílica gel Béquer 100 mL e 50 mL 1-butanol, etanol Coluna cromatográfica ácido acético 50% Bastão de vidro Papel filtro 23 Figura 1: Cromatografia em coluna. 4) PROCEDIMENTO 4.1) CROMATOGRAFIA EM PAPEL - Utilizando uma régua, trace uma linha reta com um lápis a 1,5 cm da extremidade do papel. Marque seis pontos eqüidistantes com o lápis ao longo da reta, numerando-os de 1 a 6. - Faça pequenos pontos com cada uma das canetas seguindo a ordem das cores. - Enrole o papel na forma de um cilindro e coloque grampos para manter a forma de cilindro. Obs: deixe um pequeno espaço ( 1mm) entre as duas extremidades de forma a não se tocarem. - Coloque esse cilindro de papel no béquer contendo a mistura de solventes na proporção 1:1:1 de etanol/1-butanol/amônia 2 mol L -1 . - Cubra o béquer com um plástico para evitar a evaporação da mistura solvente. - Quando a linha do solvente estiver quase alcançando a extremidade superior (± 1 cm) do papel, remova-o do béquer e marque a posição da linha do solvente com um lápis, antes que o solvente evapore. - Remova os grampos e deixe-o secar naturalmente. - Depois de seco faça um circulo com um lápis ao redor de cada mancha. 24 CROMATOGRAFIA EM COLUNA: EMPACOTAMENTO DA COLUNA: Prepare uma coluna para cromatografia utilizando sílica gel neutra como fase fixa, da seguinte maneira: agite com um bastão em um béquer, 15 a 20 g de sílica gel em etanol, até obter uma pasta fluida, homogênea e sem bolhas de ar incluídas. Encha a terça parte da coluna cromatográfica com etanol e derrame, então, a pasta fluida de sílica gel, de modo que ela sedimente aos poucos e de forma homogênea. Caso haja bolhas de ar oclusas na coluna, golpeie-a suavemente, de modo a expulsá-las. Controle o nível do solvente abrindo ocasionalmente a torneira da coluna. Terminada a preparação, o nível de etanol deve estar 0,5 cm acima do topo da coluna de sílica. SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES DE UMA MISTURA: Distribua homogeneamente sobre o topo da coluna de alumina, com auxílio de uma pipeta ou conta-gotas, 1 mL de uma solução etanólica de alaranjado de metila e azul de metileno. Após a adsorção pela coluna, proceda a eluição com etanol, vertendo cuidadosamente o solvente pelas paredes internas da coluna, tomando cuidado para não causar distúrbios ou agitação na coluna. Ao mesmo tempo, abra a torneira para escoar o solvente. Após eluir todo o alararanjado de metila com etanol. Elua, com água, o azul de metileno retido na coluna e em seguida com uma solução aquosa de ácido acético (50%). BIBLIOGRAFIA 1) ATKINS, P.; J ONES, L. “Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente” - 3ª edição-2006; editora Bookman; 2) EWING, G.W.; “Métodos Instrumentais de Análise Química”, vol. 1 e 2, Ed. Edgard Blücher, 2a ed., São Paulo, 1985. 3) SKOOG, D.A.; HOLLER, F. J .; NIEMAN, T. A. “Princípios de Análise Instrumental”. 5 a. ed. Porto Alegre: Bookman, 2002. 25 EXPERIMENTO N°7: TERMOQUÍMICA – LEI DE HESS 1) OBJETIVO Verificar a Lei de Hess através de reações exotérmicas 2) INTRODUÇÃO A termoquímica é a parte da termodinâmica que se ocupa com as conseqüências do primeiro Princípio da Conservação de Energia, quando aplicada às reações químicas. O principal objetivo da termoquímica é a determinação da VARIAÇÃO DE ENTALPIA (H) de reação, importante grandeza relacionada com o 1º Princípio. Quando ocorre uma reação química, as ligações que existem entre os átomos e as moléculas dos reagentes são rompidas e novas ligações ocorrem, surgindo outras combinações atômicas que originam os produtos. Para que as ligações sejam rompidas, é necessário que o sistema absorva energia na forma de calor e, para que outras ligações sejam formadas, o sistema libera energia, também na forma de calor. Assim, se a quantidade de calor absorvida pelo sistema durante a reação química for maior que a liberada, o resultado líquido da variação de energia será “absorção de calor” e esta reação é chamada de ENDOTÉRMICA (se dá com absorção de calor). Por outro lado, se a quantidade de calor absorvida pelo sistema for menor que a liberada, o resultado líquido de variação de energia durante o processo será “liberação de calor” e esta reação é dita EXOTÉRMICA (se dá com liberação de calor). Esta quantidade líquida de calor liberada ou absorvida durante a reação química é o “calor de reação”, um calor latente que corresponde à diferença entre a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos produtos e a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos reagentes, incluindo também a diferença de energia potencial que corresponde à diversidade dos estados de agregação dos produtos existentes. O calor da reação, medido à pressão constante, é igual à entalpia de reação (H): H = Q p = H produto - H reagente Assim, a diferença de entalpia durante uma reação química é a diferença de entalpia entre produtos e reagentes por unidade de reação num sistema a pressão constante e é avaliada pela quantidade de calor liberada ou absorvida pelo sistema. A entalpia é uma função de estado do sistema. Sua magnitude depende apenas do estado da substância e não da sua história. O calor de reação é medido em função da variação da temperatura que ocorre durante a reação dentro de um calorímetro, usando a relação: Q = m . c . T Onde: Q =quantidade de calor expressa em calorias m =massa em gramas c =calor específico, em cal/g.ºC AT =variação de temperatura No caso desta experiência, o calorímetro é um Erlenmeyer. Assim, será medido o calor Q 1 , que é a quantidade de calor liberada pela reação e absorvida pela solução, e o calor Q 2 , que é a quantidade de calor liberada pela reação e absorvida pelo material de que é feito o Erlenmeyer, não sendo considerado o calor liberado pela reação e absorvido pelo meio ambiente. A soma dos calores absorvidos pelo calorímetro (solução + Erlenmeyer), Q 1 +Q 2 , é o calor liberado pela reação, e este deve ser dividido pelo número 26 de mols de NaOH, a fim de que o resultado da entalpia seja obtido em cal/mol, tal como é tabelado. Q T = (Q 1 + Q 2 ) / nº mols NaOH Nesta experiência, você vai verificar a validade da Lei de Hess. Ela estabelece que “a variação de entalpia para qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos, e não depende do número de etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos produtos”. Isto é, se uma reação pode ser a soma de duas ou mais reações, AH para a reação global é a soma das variações de entalpia de cada uma destas reações. Este experimento envolve a determinação do calor de reação das seguintes reações: 1) NaOH (s) NaOH (aq) AH 1 2) NaOH (s) + HCl (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) AH 2 3) NaOH (aq) + HCl (aq) NaCl (aq) + H 2 O (l) AH 3 A validade da Lei de Hess será determinada medindo o calor envolvido nas reações (1), (2) e (3) e relacionando-os da seguinte forma: H 2 = H 1 + H 3 3) MATERIAIS E REAGENTES MATERIAIS REAGENTES 01 Erlenmeyer de 250 mL Ácido clorídrico 1 mol/L 01 Proveta graduada de 50 mL Hidróxido de sódio sólido 01 Becker de 250 mL 01 Termômetro 01 Espátula 01 Vidro de relógio 4) PROCEDIMENTO Esta experiência é dividida em três etapas: Parte A: Dissolução do NaOH sólido em água Pese um Erlenmeyer de 250 mL. Anote o valor. Coloque no Erlenmeyer 100 mL de água destilada e meça a temperatura de equilíbrio com o ambiente. Anote-a. Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH. Transfira o NaOH para o Erlenmeyer contendo os 100 mL de água, agitando cuidadosamente com o termômetro. Anote a temperatura máxima. Transfira esta solução para um Becker de 250 mL e guarde para a etapa C. Anote os dados na folha de resultados. Parte B: Reação do HCl (aq) com NaOH (s) Pese um Erlenmeyer de 250 mL. Anote o valor. Coloque no Erlenmeyer 100 mL de HCl 1,0 mol/L. Meça a temperatura de equilíbrio com o ambiente e anote-a. Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH. Transfira o NaOH para o Erlenmeyer contendo os 100 mL de HCl. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima. 27 Parte C: Reação do HCl (aq) com NaOH (aq) Pese um Erlenmeyer de 250 mL. Anote o valor. Coloque no Erlenmeyer 50 mL de NaOH 1,0 mol/L (utilize à solução de NaOH da etapa A). Meça a temperatura de equilíbrio com o ambiente e anote-a. Na proveta de 50 mL, coloque 50 mL de HCl 1,0 mol/L e, no momento que estiver em equilíbrio com o ambiente, adicione-o ao Erlenmeyer com NaOH. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima. 5)BIBLIOGRAFIA 1) P. W. Atkins e L. J ones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2) J . C. Kotz, P. M. ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 3) L. S. Brown e T. A. Holme; Química Geral Aplicada à Engenharia. 28 EXPERIMENTO N° 8: EQUILÍBRIO QUÍMICO – PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 1) OBJETIVO Verificar a influência da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio de reações reversíveis. 2) INTRODUÇÃO Uma reação química está em equilíbrio quando duas reações opostas ocorrem com a mesma velocidade. Um sistema do tipo REAGENTES ↔ PRODUTOS está em equilíbrio quando a velocidade de formação dos produtos é igual à velocidade de formação dos reagentes. Em alguns casos, naquelas em que a reação é quase completa, se obtém o equilíbrio quando o material reagiu quase por completo. Em outros casos de reações reversíveis, se alcança o equilíbrio antes que a reação se tenha completado. As concentrações das substâncias em equilíbrio guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da CONSTANTE DE EQUILÍBRIO: [C] c . [D] d aA (aq) + bB (aq) ↔ cC (aq) + dD (aq) K = [A] a . [B] b O ponto de equilíbrio é deslocado quando há mudanças nos fatores que influenciam na velocidade das reações opostas. O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DE LE CHATELIER, que diz: “Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio”. O Princípio de Le Chatelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre se desloque na direção que contrabalancei ou minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda, se houver o aumento proposital de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substância em excesso até que seja retomado um novo estado de equilíbrio. Entretanto, ressalta-se que o excesso de reagente ou produto adicionado ao sistema, nunca é completamente consumido, para que a constante de equilíbrio (K) permaneça constante, desde que a temperatura não mude. Da mesma forma, quando um componente é removido do sistema em equilíbrio, ocorrerá um deslocamento para repor este componente, sendo que esta reposição nunca é total para que K permaneça constante. Neste experimento você fará um estudo dos estados de equilíbrio e de fatores que modificam estes equilíbrios para os sistemas abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as concentrações de reagentes e produtos formados. Muitas reações químicas são reversíveis. Em outras palavras, se duas espécies químicas, em solução, são misturadas e formam novas espécies, há uma tendência para que as novas espécies reajam, formando as espécies originais. A velocidade de formação das novas espécies será no início mais rápida do que a reação contrária. Entretanto, após algum tempo, quando não se percebe mais nenhuma mudança, a velocidade de formação de novas espécies iguala-se a da reação reversa, que forma as substâncias originais e diz-se que o equilíbrio foi alcançado. Equações de equilíbrio são escritas com duas setas apontadas em direções opostas entre reagentes e produtos, indicando que ambos os processos ocorrem simultaneamente. Por exemplo, o equilíbrio para uma solução 29 saturada de carbonato de cálcio (CaCO 3 não dissolvido permanece no fundo do tubo) é representado pela equação: CaCO 3(s) Ca 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) as duas setas indicam que alguns íons Ca 2+ e CO 3 2- estão se separando indo para a solução (reação direta) e outros estão se juntando para formar o CaCO 3 sólido (reação inversa). De uma forma geral, k 1 A + B C + D k 2 a velocidade direta =k 1 [ A ] [ B ] e a velocidade inversa =k 2 [ C ] [ D ] No equilíbrio as duas velocidades são iguais. k 1 [ A ] [ B ] = k 2 [ C ] [ D ] K k k C D A B eq = = 1 2 [ ][ ] [ ][ ] Ácido ascórbico (vitamina C) dissocia-se muito pouco de acordo com a equação abaixo e o equilíbrio é alcançado quando a velocidade da reação direta iguala-se a velocidade da reação inversa. O O OH HO HOCH H OH OH H HOCH OH O O O _ + H + 2 2 K H Asc HAsc a = + ÷ [ ][ ] [ ] Uma perturbação do equilíbrio ocorre pela adição de HCl (aumentando a concentração de H + ) deslocando o equilíbrio no sentido da reação que consome H + . PARTE A) EQUILÍBRIO QUÍMICO HEXAAQUOCOBALTO (II)-TETRACLOROCOBALTATO (II) Neste experimento será estudada a influência da temperatura e da concentração no deslocamento do seguinte equilíbrio químico: [Co(H 2 O) 6 ] +2 (aq) + 4Cl - (aq) [Co(Cl 4 )] -2 ( aq) + 6H 2 O (l) ROSA INCOLOR AZUL 30 As espécies Co +2 e CoCl 4 -2 apresentam cores contrastantes, logo a intensidade das cores rosa e azul em solução são proporcionais à concentração molar de Co +2 e CoCl 4 -2 . Então, quando o sistema for submetido a uma ação externa será possível observar o deslocamento deste equilíbrio para uma nova posição, através da modificação da coloração da solução. PARTE B) EQUILÍBRIO QUÍMICO DA AMÔNIA A amônia (NH 3 ) é uma base fraca, que em contato com a água ocorre o seguinte equilíbrio químico: NH 3(aq) + H 2 O (l) NH 4 + (aq) + OH - (aq) Se adicionarmos o indicador de pH fenolftaleína a uma solução de amônia, a coloração desta passará de incolor para rosa (fenolftaleína é uma substância que apresenta coloração rosa em meio básico e incolor em meio ácido), devido à liberação dos íons hidroxilas. Ao adicionarmos mais íons OH - , por exemplo, pela adição de uma solução de NaOH, ocorrerá uma perturbação no equilíbrio e esta perturbação deve ser contrabalanceada para que um novo equilíbrio químico seja estabelecido. Com isto, o sistema se deslocará no sentido de consumir o excesso de OH - , diminuindo a concentração deste íon em solução e conseqüentemente mudando a coloração do indicador de rosa para incolor. 3) MATERIAIS E REAGENTES MATERIAIS REAGENTES Tubos de ensaio HCl 0,1 mol/L Pipetas graduadas de 10 mL Cloreto de amônio Becker de 250 mL Solução de amônia Espátula Cloreto de cobalto (0,25 mol/L) Bastão de vidro Nitrato de prata (0,1 mol/L) Pipeta Pasteur Cloreto de potássio Chapa de aquecimento Fenolftaleína Banho de gelo Água destilada Becker de 50 mL HCl concentrado 4) PROCEDIMENTO PARTE A) EQUILÍBRIO QUÍMICO HEXAAQUOCOBALTO (II)-TETRACLOROCOBALTATO (II) A.1) Influência da Temperatura - Coloque em um tubo de ensaio as seguintes quantidades: 2,5 mL da solução de cloreto de cobalto; 3,5 mL de HCl concentrado e 1,5 mL de água destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro e em seguida divida em três porções aproximadamente iguais, transferindo as porções para outros tubos de ensaio numerados de 1 a 3. - Aqueça a primeira porção num Becker contendo água da torneira. 31 - Resfrie a segunda porção em um banho de água com gelo. - Mantenha a terceira porção à temperatura ambiente e utilize esta porção como padrão de comparação. - Observe a alteração de cor nas soluções durante o aquecimento e o resfriamento e anote. Faça uma relação entre a coloração observada e a concentração do reagente e produto presentes no novo equilíbrio. A.2) Influência da Concentração - Misture as porções da parte A.1, agite com um bastão de vidro e espere que a temperatura da solução chegue à temperatura ambiente. - Divida a solução em três partes aproximadamente iguais, transferindo as soluções para outros três tubos de ensaio limpos e numerados de 1 a 3. - Adicione cristais de KCl ao tubo de nº 1, agitando com bastão de vidro até dissolver. - Adicione gotas da solução de AgNO 3 ao tubo de nº 2, agitando. - Mantenha o tubo de nº 3 como padrão de comparação de cor. PARTE B) EQUILÍBRIO QUÍMICO DA AMÔNIA - Numere dois tubos de ensaio limpos. Em cada um deles coloque 5 mL da solução de amônia indicada pelo professor. - No tubo de nº 1 dissolva uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido. - No tubo de nº 2 adicione algumas gotas de HCl 0,1 mol/l. - Anote todas as observações. PARTE C) EQUILÍBRIO DOS ÍONS CROMATO [CRO 4 2- ] E DICROMATO [ CR 2 O 7 2- ] 2CrO 4 2- Cr 2 O 7 2- 1. Com uma pipeta graduada, coloque 5 mL de cromato de potássio, K 2 CrO 4 em um tubo de ensaio, e 5 mL de dicromato de potássio, K 2 Cr 2 O 7 em outro tubo. Esses dois tubos servirão de estoque para o procedimento a seguir. Não utilize mais os frascos de soluções. Coloração da solução de cromato: ____________________ de dicromato: ____________________ 1. Pegue 2 tubos de ensaio limpos e coloque 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de cada solução, respectivamente, uma solução em cada tubo. Acrescente gota a gota, NaOH 1,0 mol L -1 alternadamente em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. Anote as observações. Guarde essas soluções para a etapa 5. _______________________________________ _______________________________________ 32 3. Repita o procedimento do item dois, mas acrescente HCl 1,0 mol L -1 gota a gota, alternadamente, em cada um dos tubos até a mudança de cor em um deles. Guarde essas soluções para a etapa 4. _______________________________________ _______________________________________ 4. Acrescente, gota a gota, NaOH 1,0 mol L -1 a cada um dos tubos da etapa 3 até a mudança de cor. Anote as observações. _______________________________________ _______________________________________ 5. Em um dos tubos da etapa 2, acrescente gota a gota, HCl 1,0 mol L -1 até mudança de cor. Anote as observações. _______________________________________ _______________________________________ PARTE D: EQUILÍBRIO DE CROMATO DE BÁRIO , BACRO 4 (S) COM UMA SOLUÇÃO SATURADA BaCrO 4(s) Ba 2+ (aq) + CrO 4 2- (aq) 1. Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas (cerca de 0,5mL) de K 2 CrO 4 0,10 mol L -1 e acrescente gota a gota nitrato de bário, Ba(NO 3 ) 2 0,10 mol L -1 , até perceber alguma alteração. Guarde este tubo para a etapa 3. _______________________________________ _______________________________________ 2. Em outro tubo de ensaio, coloque 10 gotas de K 2 Cr 2 O 7 0,10 mol L -1 . Acrescente 2 gotas de HCl e depois 10 gotas de Ba(NO 3 ) 2 0,10 mol L -1 . Anote se houver mudança de cor e ou formação de precipitado. Guarde este tubo de ensaio para o item 4. _______________________________________ _______________________________________ 3. Ao tubo de ensaio da etapa 1 acrescente, gota a gota, HCl 1,0 mol L -1 até notar alguma alteração. Anote o que você observou. _______________________________________ _______________________________________ 4. Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH 1,0 mol L -1 , até notar alguma modificação. _______________________________________ _______________________________________ 33 5. Sugira alguma maneira de inverter as observações das etapas 3 e 4. Teste suas sugestões. Ao terminar despeje o conteúdo de cada tubo de ensaio nos recipientes específicos para esta finalidade. Lave os tubos de ensaio com água da torneira e continue com o próximo item. C. Repita a etapa A-2; substituindo o NaOH por: CH 3 COOH, KOH, H 2 SO 4 , Ca(OH) 2 , HNO 3 . Anote qualquer modificação na cor das soluções. _______________________________________ 5) PROTOCOLO DE REAGENTES  A solução de amônia, também conhecida como hidróxido de amônio, é um líquido sem coloração que produz vapores irritantes para o nariz e a garganta. Por isso, evite inalar o vapor e trabalhe em local ventilado.  O cloreto de amônio, também chamado de sal amoníaco ou amônio muriático, é um sólido branco, sem odor e que se mistura lentamente com a água. O contato com o sólido pode causar irritações na pele e nos olhos. Aconselha-se o uso de luvas e óculos de proteção ao manipular o produto. Caso ocorra contato com o material, a zona afetada deve ser lavada com água em abundância por no mínimo 15 minutos. Se esse contato envolver o olho, atenção médica deve ser procurada enquanto o enxágüe está sendo feito.  O nitrato de prata, também conhecido como cáustico lunar, é um sal inorgânico, sólido à temperatura ambiente, de coloração preto acinzentado e bastante solúvel em água, formando soluções incolores. É venenoso e forte agente oxidante, a ponto de causar queimaduras por contato direto, e irritação por inalação ou contato com a pele, mucosas ou olhos. Aconselha-se o uso de luvas ao manipular o produto ou suas soluções, pois o contato com a pele causa manchas escuras. Caso ocorra contato com o material, a zona afetada deve ser lavada com bastante água e sabão. BIBLIOGRAFIA 1) P. W. Atkins e L. J ones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2) J . C. Kotz, P. M. ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 3) L. S. Brown e T. A. Holme; Química Geral Aplicada à Engenharia. 34 EXPERIÊNCIA N o 09: TITULAÇÃO ÁCIDO – BASE 1. INTRODUÇÃO: Para determinar a concentração de um ácido ou uma base em solução, utilizamos a titulação ácido-base.. A equação da reação de neutralização é representada a seguir: H + + OH - H 2 O indicando que um íon hidrogênio neutraliza um íon hidróxido. O número de moles de íons hidrogênio é igual ao volume da solução multiplicado pela concentração de íons hidrogênio. n =V . [H + ] onde n = número de moles de íons hidrogênio V = volume da solução em litros [H + ] = concentração em mol L -1 Na prática, usualmente uma titulação deve ser efetuada até o ponto em que toda a espécie ácida tenha sido neutralizada pela espécie básica ou vice-versa. Este ponto é chamado de ponto de equivalência. As concentrações de soluções são usualmente expressas como molaridade (mol litro -1 ) ou em normalidade (número de equivalentes/litro). Molaridade é o número de moles (n) contidos em um litro de solução. O ponto de equivalência pode ser detectado com um indicador. Indicadores ácido-base são em geral ácidos orgânicos fracos, que apresentam colorações diferentes para as espécies protanadas e desprotonadas. Por exemplo, fenoftaleína é um indicador desse tipo, quando em meio ácido é incolor, mas com excesso de íons OH - (pH acima de 8) a solução torna-se vermelha. Nesta experiência você irá preparar uma solução de NaOH e padronizá-la usando um ácido de concentração conhecida. Em seguida você determinará a massa molar de um ácido e a concentração de ácido acético em vinagre comercial, utilizando a solução de NaOH que você preparou. 2. PROCEDIMENTO: A - Preparo da solução de NaOH 1. Prepare 100 mL de uma solução 0,1 mol L -1 de hidróxido de sódio. O NaOH sólido é uma substância higroscópica, absorvendo umidade do meio com muita facilidade e induzindo a erros na medida da massa. 35 2. Pese a quantidade necessária de NaOH em um béquer e acrescente água destilada e agite com um bastão de vidro até dissolver as pastilhas de NaOH. O volume deve ser inferior a 100 mL. 3. Transfira a solução para um balão volumétrico de 100 mL. Em seguida, com um frasco lavador, enxágüe as paredes do béquer e o bastão de vidro, transferindo a água para o balão. Repita este procedimento por mais duas vezes. 4. Finalmente complete o volume do balão com água, até a marca dos 100 mL (Figura A). B - Padronização da solução de NaOH 1. Adapte uma bureta no suporte universal, utilizando uma garra para fixá-la, conforme mostrado na figura B. Lave a bureta com um pouco da solução de hidróxido de sódio que você preparou e esvaziando-a em seguida num béquer. 2. Em seguida encha a bureta com a solução de NaOH de forma que o menisco fique na marca do zero. Verifique que a parte abaixo da torneira esteja cheia de solução. 3. Separe três erlenmeyer e coloque em cada um deles 10,0 mL da solução padrão de ácido oxálico (HOOC-COOH) medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente um pouco de água destilada (± 30 mL) e 3 gotas de fenoftaleína. 4. Titule a solução contida no erlenmeyer, gotejando a solução de NaOH da bureta, sob agitação, até o aparecimento da cor vermelha. Anote o volume gasto. Repita a titulação utilizando os outros dois erlenmeyers. Anote os volumes gastos em cada titulação. Figura A Figura B 36 C - Massa mol ar de um ácido 1. Pese uma quantidade de ácido benzóico (aprox. 0,2 g), com precisão de 2 casas decimais, e coloque num erlenmeyer limpo (não precisa estar seco). Adicione aproximadamente 10 mL de álcool etílico com uma proveta e agite até dissolver o ácido. Adicione três gotas de fenoftaleína e titule com a solução de NaOH até o ponto de viragem (aparecimento da cor vermelha). Anote o volume de NaOH gasto. D - Determinação da concentração de ácido acético no vinagre . 1. Com uma pipeta volumétrica adicione 10 mL de vinagre em um balão volumétrico de 100 mL e complete com água. Tome cuidado, não passe da marca dos 100 mL existente no balão, caso contrário a diluição será maior do que 10 vezes. 2. Separe três erlenmeyers limpos e adicione 10 mL da solução diluída de vinagre em cada um deles. Coloque três gotas de fenoftaleína e titule com NaOH até o ponto de viragem do indicador. Anote o volume de NaOH gasto. 37 EXPERIMENTO Nº 10: PILHA DE CORROSÃO E PILHA DE DANIEL 1) OBJETIVOS Verificar experimentalmente a tendência relativa de metais em perderem elétrons. Organizar uma escala de nobreza. 2) INTRODUÇÃO Originalmente o termo oxidação foi usado para designar a reação de qualquer substância com oxigênio elementar. Hoje em dia ele é empregado para todos os processos em que elétrons são removidos de átomos, moléculas ou íons. O inverso da oxidação, isto é, os processos em que elétrons são ganhos, são chamados de redução. Uma vez que elétrons não podem existir livres por períodos extensos, cada oxidação é sempre acompanhada por uma redução. Assim, na reação: Mg (s) + 2H + (aq) ÷ Mg +2 (aq) + H 2(g) Mg é oxidado a Mg +2 pelo H + , enquanto H + é reduzido a H 2 pelo Mg. Esta reação pode ser descrita como a soma de duas semi-reações: Mg (s) ÷ Mg +2 (aq) + 2e - (semi-reação de oxidação) 2H + (aq) + 2e - ÷ H 2(g) (semi-reação de redução) As substâncias variam muito quanto à facilidade que apresentam para doar ou aceitar elétrons. Usando uma linguagem mais adequada em termos de oxidação, as substâncias variam largamente em sua capacidade de atuar como agentes oxidantes ou redutores. O caráter oxidante ou redutor é relativo: depende da natureza das espécies químicas que são postas a reagir, de suas concentrações e das condições vigentes, em termos de pressão e temperatura. Os pares de oxidação-redução estão reunidos em tabelas – TABELA DE POTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO – onde o caráter oxidante ou redutor é expresso de forma quantitativa através dos potenciais normais de eletrodo, para as mesmas condições de concentração (1,0 mol/L), temperatura (25ºC) e pressão (1 atm). Nesta prática o estudo é qualitativo e envolve semi-reações de oxidação (ou redução). É conveniente arranjar as espécies de acordo com sua tendência de sofrer oxidação. A ordem adequada pode ser determinada pela observação da direção da reação espontânea quando dois pares são combinados. No exemplo anterior, Mg é espontaneamente oxidado pelo H + , assim H + é um agente oxidante mais forte que Mg. As reações redox em que participam apenas metais e sais, podendo ou não também participar H 2 e H + , são chamadas de reações de deslocamento. A reação química pode ser representada por: M 1 + + M 2 ÷ M 1 + M 2 + (reação 1) H + + M 2 ÷ 1/2H 2 + M 2 + (reação 2) Onde M 1 e M 2 representam metais e M 1 + e M 2 + seus respectivos íons em solução aquosa. Diz-se que M 2 deslocou M 1 da solução, no caso da reação 1 ou H 2 da solução, no caso da reação 2. Nesses casos M 2 é mais redutor do que M 1 ou do que H 2 . Costuma-se associar nobreza ao caráter redutor do metal. O metal é tanto mais nobre quanto menos redutor ele for. Uma listagem dos metais na qual se inclui também o hidrogênio, na ordem crescente de nobreza, constitui uma Escala de Nobreza. A ocorrência de uma reação de deslocamento é acusada pelo desgaste superficial do metal deslocante ou pela cobertura da superfície deste metal deslocado. Também pode 38 ser acusada pela mudança de coloração da solução (caso de íons metálicos coloridos) ou ainda pelo desprendimento de hidrogênio gasoso. 3) MATERIAL - béquer (5 de 100 mL) - pipeta volumétrica - barra de zinco metálico - água destilada - fio de cobre - CuSO 4 (aq) - papel de alumínio - AgNO 3 (aq) - frasco lavador - NaCl - balança - HCl (0,1 mol/L) - termômetro Chapas metálicas de Cu, Zn e Fe 4) PROCEDIMENTO A – Práti ca I 1- Num béquer de 50 mL adicione 10 mL de solução de CuSO 4 (aq) 0,5 mol/L; 2- Mergulhe a barra de zinco na solução de CuSO 4 (aq) 0,5 mol/L; 3-Registre qualquer transformação química que possa ocorrer durante a realização deste experimento. B - Prática II 1- Num béquer de 50 mL adicione 10 mL de solução de AgNO 3 (aq) 0,5 mol/L; 2- Mergulhe o fio de cobre na solução de AgNO 3 (aq) 0,5 mol/L; 3- Registre qualquer transformação química que possa ocorrer durante a realização deste experimento. C-Prática III 1- Separe 3 tubos de ensaio e adiciona em cada tubo 5 mL de HCl 0,1 mol/L 2- Coloque no tubo de ensaio 1- um pedaço do metal: Cu, no tubo 2- o metal: Zn e no tubo 3- o metal Fe 3- Faça uma primeira observação no momento da adição do metal, para detectar reações rápidas. D - Prática IV 1- Num béquer de 100 mL adicione 25 mL de solução de CuSO 4 (aq) 0,5 mol/L e 25 mL de solução de NaCl comercial; 2 - Mergulhe o termômetro na solução; 3 - Registre a temperatura inicial da solução; 4 - Amasse o papel alumínio, formando uma esfera. Verifique a massa da esfera em balança analítica. Meça seu diâmetro com o auxílio de uma régua; 5 - Mergulhe a esfera (papel de alumínio) na solução; 6- Registre a variação da temperatura, preenchendo a Tabela 1 abaixo. Registre qualquer transformação química que possa ocorrer durante a realização deste experimento. 39 Tabela 1: Registro de dados obtidos experimentalmente. Tempo Temperatura (ºC) 1 min 2 min 3 min 4 min 5 min 6 min 7 min 8 min 9 min 10 min BIBLIOGRAFIA 1) P. W. Atkins e L. J ones; Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1) J . C. Kotz, P. M. Ttreichel, G. C. Weaver; Química Geral e Reações Químicas. 3) E. Lenzi, L. O. B. Favero, A. S. Tanaka, E. A. V. Filho, M.B. da Silva, M.J .G. Gimenes, Química Geral Experimental. 40 EXPERIÊNCIA N° 11: VELOCIDADES DAS REAÇÕES QUÍMICAS 1) OBJETIVOS - Avaliar os efeitos da concentração, temperatura e catalisadores nas velocidades das reações. - Escrever a equação da velocidade para a reação - Identificar um provável mecanismo da reação. 2) INTRODUÇÃO A velocidade de uma reação é a medida da rapidez com que se formam os produtos e se consomem os reagentes. O mecanismo da reação consiste na sequência detalhada de etapas simples, elementares que levam dos reagentes aos produtos.. Muito do que conhecemos sobre mecanismos de reações provém do estudo da velocidade de reação e da influência de diferentes variáveis sobre a mesma. Em geral a velocidade de uma reação é determinada: 1- pela natureza dos reagentes e produtos (liquído, gás, etc ..) 2- pelas concentrações dos reagentes e 3- pela temperatura e por agentes externos (catalisadores) A velocidade pode ainda ser influenciada: 4- pelas concentrações de outras espécies em contato com os reagentes. 5- pelas áreas das superfícies em contato com os reagentes. Em muitas reações um aumento da concentração dos reagentes aumenta a velocidade da reação. Considere a reação: H 2 + I 2 ÷ 2HI Para que essa reação aconteça, a colisão entre H 2 e I 2 deve ocorrer. Você poderá pensar que dobrando a concentração de H 2 ou a de I 2 o n° de colisões dobrará e a velocidade será o dobro. Dobrando ambas as concentrações de H 2 e I 2 quadruplicará o n de colisões e também a velocidade da reação. Lembre-se que a velocidade de uma reação (v), pode ser expressa como o desaparecimento dos reagentes ou aparecimentos dos produtos, por unidade de tempo (t). Assim para a reação citada acima; V= | | | | | | | || | 2 2 2 2 2 1 I H k t HI t I t H = A A = A A = A A ÷ O sinal negativo é devido ao desaparecimento dos reagentes, H2 e I2 durante a reação e k é a constante de proporcionalidade. A velocidade dessa reação é proporcional as concentrações de hidrogênio (H2) e iodo (I2). Isso é consistente com as conclusões mencionadas de que dobrando a concentração do hidrogênio ou do iodo, dobrará a velocidade da reação. Convém mencionar que a constante de proporcionalidade k é dependente da temperatura, aumentando bastante com o seu aumento, devido ao acréscimo do número de COLISÕES EFETIVAS (aquelas colisões entre as moléculas que propiciam a formação de produtos). CATALISADORES: Existem substâncias que adicionadas a uma mistura reativa, aumentam consideravelmente a velocidade da reação por providenciarem um outro cominho ou por diminuírem a barreira energética para chegar aos produtos. Uma 41 substância que aumenta a velocidade de uma reação sem sofrer alterações é chamado de catalisador. A equação da reação que você irá investigar nesta experiência é: 2I - +S 2 O 8 -2 ÷ I 2 + 2 SO 4 -2 Esta reação aparentemente requer uma colisão simultânea de três íons. A probabilidade de acontecer uma colisão entre três moléculas ao mesmo tempo é muito pequena. Portanto, as reações que envolvem mais do que duas moléculas ou íons geralmente ocorrem em duas ou mais etapas. I - + S 2 O 8 -2 ÷ SO 4 -2 + SO 4 I - SO 4 I - + I - ÷ SO 4 -2 + I 2 Uma dessas reações será provavelmente menos veloz do que outra. A etapa lenta numa reação que ocorre em várias etapas é denominada de etapa determinante. 2I - ÷ I 2 -2 I 2 -2 + S 2 O 8 -2 ÷ I 2 + 2SO 4 -2 Se a 1° etapa for determinante, a sua equação da velocidade deverá ser: Velocidade =k [I - ] 2 Se a 2° etapa, for a etapa lenta, a equação da velocidade será: Velocidade =k [I - ] 2 [S 2 O 8 -2 ] Os resultados que você irá obter nesta experiência lhe dirá qual dessas possibilidades pode representar o mecanismo da reação em estudo. As soluções para cada uma das 8 corridas cinéticas são dadas na relação de material. O tiossulfato de sódio é usado como parte de uma mistura indicadora, uma cor azul se formará permitindo determinar o tempo requerido para uma mesma quantidade de produtos se formarem em cada corrida cinética. Como a quantidade de produtos (SO 4 -2 ) em cada caso será o mesmo, as velocidades relativas da reação serão inversamente proporcionais ao tempo. Por exemplo, uma reação que leva 25 segundos (1/t =0,040 segundos) é duas vezes mais rápida do que uma que gasta 50 segundos (1/t =0,020 segundos). Para estudas o efeito das concentrações dos reagentes (I - e S 2 O 8 -2 ) nas velocidades da reação, as concentrações dos reagentes serão diminuídas. A maneira mais simples de ser conseguir isso, é usar quantidades menores de um dos reagentes enquanto o volume total é mantido constante pela adição de água contendo uma substância que não afetará a reação mas que manterá a mesma força iônica. As soluções de KCl e K 2 SO 4 serão usadas para esse propósito. Em geral, quando determinante é a 1°etapa, ela fornece a equação da velocidade para toda a reação. Entretanto, quando a etapa determinante ocorre numa etapa posterior no mecanismo, a equação da velocidade pode ser complexa. A oxidação do íon iodeto pelo peróxido de hidrogênio ilustra este ponto. H 2 O 2 + 3I - + 2H 3 O + ÷ 4H 2 O + I 3 - 42 Velocidade =k [H 2 O 2 ] [I - ] [H 3 O + ] Esta equação de velocidade é consistente com vários mecanismos, três deles são mostrados: Mecani smo A H 2 O 2 + 2H 3 0 + + I - ÷ 2H 2 O + HOI (lenta) HOI + H 3 O + + I - ÷ 2H 2 O + I 2 (rápida) I 2 + I - ÷ I 3 - (rápida) Mecani smo B H 3 0 + + I - ÷ HI + H 2 O (rápida) H 2 O 2 + HI ÷ 2H 2 O + HOI (lenta) HOI + H 3 O + + I - ÷ 2H 2 O + I 2 (rápida) I 2 + I - ÷ I 3 - (rápida) Mecani smo C H 3 0 + + H 2 O 2 ÷ H 3 O 2 + + H 2 O (rápida) H 3 O 2 + + I - ÷ H 2 O + HOI (lenta) HOI + H 3 O + + I - ÷ 2H 2 O + I 2 (rápida) I 2 + I - ÷ I 3 - (rápida) No mecanismo B, a etapa lenta é a 2° reação elementar. Para essa etapa v=k [H 2 O 2 ] [HI], mas como HI é formado rapidamente pela 1° reação elementar a expressão da velocidade fica; V=k [H 2 O 2 ] [H 3 O + ] [I - ], que é a mesma para mecanismo A. No mecanismo C, também v=k [H 2 O 2 ] [H 3 O + ] [I - ]. Assim, como os mecanismos A, B e C possuem a mesma expressão para a velocidade, todos os três são possíveis. Porém, para saber qual deles realmente ocorre precisamos de informações adicionais. Além disso, a equação da velocidade não fornece informação sobre o que acontece após a etapa determinante. 3) MATERIAIS Termômetro KCl 0,1 mol/L 3 erlenmeyers de 125 mL K 2 S 2 O 8 - 0,05 mol/L 4 pipetas K 2 SO 4 - 0,05 mol/L Conta-gotas (para a sol. de CuSO 4 ) KI 0,10 mol/L Gelo CuSO 4 0,10 mol/L Proveta de 10 mL (p/ solução de K 2 S 2 O 8 ) Na 2 S 2 O3 0,005 mol/L em solução de amido a 0,48% (aquecer a água para dissolver o amido. 4) PROCEDIMENTO 43 IMPORTANTE: Você e seu colega de equipe necessitarão de um relógio. O seu relógio de pulso serve. Não esqueça de levá-lo no dia de prática. Corrida Cinética 1 2 3 4 5 6 7 8 N Soluções reagentes Volume de cada solução (mL) 1 KI 0,10 mol/L 10 5 2,5 10 10 10 10 10 2 Na 2 S 2 O3 0,005 mol/L em solução de amido 5 5 5 5 5 5 5 5 3 KCl 0,10mol/L - 5 7,5 - - - - - 4 K 2 SO 4 0,05 mol/L - - - 5 7,5 - - - 5 CuSO 4 0,10 mol/L - - - - - 1 gota - - 6 K 2 S 2 O 8 0,05 mol/L 10 10 10 5 2,5 10 10 10 OBS: É necessário uma bateria de soluções para cada equipe, para evitar que duas equipes partilhem a mesma pipeta. Caso não seja possível devido a grande quantidade de frascos, lave a extremidade da pipeta ou limpe com papel toalha molhado antes de pipetar. CORRIDAS 1 a 6: Para cada uma dessas corridas, adicione com uma pipeta as quantidades requeridas das soluções (1), (2), (3), (4) e (5) em um frasco erlenmeyer de 125 mL. Meça a quantidade requerida da solução 6 em uma proveta com a ajuda de uma pipeta. Adicione a solução 6 ao frasco erlenmeyer contendo as outras soluções e comece a marcar o tempo agitando o frasco. Marque o tempo que levou para a cor azul aparecer. Depois que a cor azul aprece, meça e anote a temperatura de cada corrida. CORRIDA 7: Prepare a corrida 7 como acima mas aqueça o conteúdo do erlenmeyer ao redor de 45 °C antes de adicionar a solução 6. Meça e anote a temperatura após a cor azul aparecer. CORRIDA 8: Prepare a corrida 8 como acima mas resfrie o erlenmeyer com o seu conteúdo a uma temperatura por volta de 5 °C colocando o erlenmeyer num béquer com gelo, antes de adicionar a solução 6. Meça e anote a temperatura depois da cor azul aparecer. 44 EXPERIÊNCIA N° 12: DESTILAÇÃO 1) INTRODUÇÃO Destilação é uma técnica geralmente usada para remover um solvente, purificar um líquido ou para separar os componentes de uma mistura de líquidos, ou ainda separar líquidos de sólidos. Na destilação, a mistura a ser destilada é colocada no balão de destilação (balão de fundo redondo) e aquecida, fazendo com que o líquido de menor ponto de ebulição seja vaporizado e então condensado, retornando à líquido (chamado de destilado ou condensado) e coletado em um frasco separado. Numa situação ideal, o componente de menor ponto de ebulição é coletado em um recipiente, e outros componentes de pontos de ebulição maiores permanecem no balão original de destilação como resíduo. O ponto de ebulição de um líquido pode ser definido como a temperatura na qual sua pressão de vapor é igual a pressão externa, exercida em qualquer ponto, sobre sua superfície. O líquido entra em ebulição e “ferve”, ou seja, é vaporizado por bolhas formadas no seio do líquido. Com líquidos de pontos de ebulição muito próximos, o destilado será uma mistura destes líquidos com composição e ponto de ebulição variáveis, contendo um excesso do componente mais volátil (menor ponto de ebulição) no final da separação. Para evitar a ebulição tumultuosa de um líquido durante a destilação sob pressão atmosférica, adiciona-se alguns fragmentos de “porcelana porosa”. Estes liberam pequenas quantidades de ar e promovem uma ebulição mais regular. Os tipos mais comuns de destilação são: destilação simples, destilação fracionada, destilação à vácuo e destilação por araste a vapor. A destilação simples é uma técnica usada na separação de um líquido volátil de uma substância não volátil ou de líquidos que apresentem grande diferença nos pontos de ebulição. Não é uma forma muito eficiente para separar líquidos com diferença de pontos de ebulição próximos. A figura 1 mostra um esquema de um equipamento para destilação simples. Um termômetro é usado para se conhecer a temperatura do que está sendo destilado. O condensador consiste de um tubo, envolvido por uma capa de vidro oca contendo água fria. Para se evitar o aquecimento da água que envolve o tubo, esta é trocada continuamente, através de uma abertura ligada à torneira e outra ligada à pia. Figura 1: Esquema de um equipamento para destilação simples. 45 A destilação fracionada é usada para a separação de dois ou mais líquidos de diferentes pontos de ebulição. A figura 2 mostra o esquema para uma destilação fracionada, o qual contém uma coluna de fracionamento, que consiste essencialmente de um longo tubo vertical através do qual o vapor sobe e é parcialmente condensado. O condensado escoa pela coluna e retorna ao balão. Dentro da coluna, o líquido, que volta, entra em contato direto com o vapor ascendente e ocorre um intercâmbio de calor, pelo qual o vapor é enriquecido com o componente mais volátil. Então, na prática, é comum empregar uma coluna de fracionamento para reduzir o número de destilações necessárias para uma separação razoavelmente completa dos dois líquidos. Uma coluna de fracionamento é projetada para fornecer uma série contínua de condensações parciais de vapor e vaporizações parciais do condensado e seu efeito é realmente similar a um certo número de destilações separadas. Figura 2: Esquema de um equipamento para destilação fracionada. Uma boa separação dos componentes de uma mistura através da destilação fracionada requer uma baixa velocidade de destilação, mantendo-se assim uma alta razão de refluxo. O tratamento teórico da destilação fracionada requer um conhecimento da relação entre os pontos de ebulição das misturas das substâncias e sua composição. Se estas curvas forem conhecidas, será possível prever se a separação será difícil ou não, ou mesmo se será possível. A capacidade de uma coluna de fracionamento é a medida da quantidade de vapor e líquido que pode ser passada em contra-corrente dentro da coluna, sem causar obstrução. A eficiência de uma coluna é o poder de separação de uma porção definida da mesma. Ela é medida, comparando-se o rendimento da coluna com o calculado para uma coluna de pratos teoricamente perfeitos em condições similares. Um prato teórico é definido como sendo a seção de uma coluna de destilação de um tamanho tal que o vapor esteja em equilíbrio com o líquido; isto é, o vapor que deixa o “prato” tem a mesma composição que o vapor que entra e o vapor em ascendência no “prato” está em equilíbrio com o líquido descendente. O número de pratos teóricos não pode ser determinado a partir das dimensões da coluna; é computado a partir da separação efetuada pela destilação de uma mistura líquida, cujas composições de vapor e de líquido são conhecidas com precisão. Por exemplo, uma coluna com 12 pratos teóricos é satisfatória para a separação prática de uma mistura de cicloexano e tolueno. 46 A eficiência de uma coluna depende tanto da altura quanto do enchimento e de sua construção interna. Sua eficiência é freqüentemente expressa em termos de altura equivalente por prato teórico (HEPT), que pode ser obtida, dividindo-se a altura do enchimento da coluna pelo número de pratos teóricos. O fracionamento ideal fornece uma série de frações definidas e cada fração destila a uma temperatura. Depois de cada fração ter sido destilada, a temperatura aumenta rapidamente e nenhum líquido é destilado como uma fração intermediária. Dessa forma, o objetivo principal das colunas de fracionamento eficientes é reduzir a proporção das frações intermediárias a um mínimo. Os fatores mais importantes que influenciam a separação de misturas em frações bem delineadas são: isolamento térmico, razão de refluxo, enchimento e tempo de destilação. DESTILAÇÃO SIMPLES: 2- METODOLOGIA No experimento de hoje os componentes de uma mistura serão separados por destilação simples. A mistura a ser destilada é colocada no balão de destilação (balão de fundo redondo) e aquecida, fazendo com que o líquido (em caso de mais de um líquido, o primeiro a destilar será o menor ponto de ebulição) seja vaporizado e então condensado, retornando à líquido (chamado de destilado ou condensado) e coletado em um frasco separado. Numa situação ideal, o líquido (o líquido de menor ponto de ebulição) é coletado em um recipiente, e outros componentes de pontos de ebulição maiores permanecem no balão original de destilação como resíduo. A destilação simples é uma técnica usada na separação de um líquido volátil de uma substância não volátil. 3- PROCEDIMENTO Coloque a amostra e fragmentos de porcelana porosa em um balão de fundo redondo e monte um aparelho de destilação simples, conforme esta na figura 1. A amostra deve ser aquecida lentamente até entrar em ebulição. Destile vagarosamente, recolhendo o destilado em um frasco limpo. Recolha todo composto destilado numa mesma temperatura que foi de ____°C. Caso tenha um segundo composto destile todo até a temperatura de ____°C. Após a coleta da(s) fração(s), RETIRE a fonte de aquecimento. Deixe o líquido do balão resfriar, NUNCA se deve destilar um composto até a secura. Despreze o resíduo do balão de destilação. Quantos ml de cada líquido puro foi destilado? Calcule o rendimento da destilação, considerando a massa inicial e final. Tabela 2: Frações obtidas durante a destilação simples. Fração de destilado temperatura de ebulição ( o C) Volume da fração (ml) Primeira (5 gotas) Segunda Terceira Quarta Quinta 47 EXPERIÊNCIA N° 13: PRODUÇÃO de ALÚMEN 1) INTRODUÇÃO Nesta experiência você irá transformar latas vazias de alumínio em um composto químico muito útil. Você irá preparar o alúmen, sulfato duplo de alumínio e potássio hidratado, KAl(SO 4 ) 2 .12H 2 O. O alumínio reage lentamente com soluções ácidas diluídas porque a sua superfície normalmente é protegida por uma camada muito fina de óxido de alumínio. O mesmo não acontece em soluções de ácido concentrado. Por outro lado, soluções alcalinas dissolvem a camada de óxido e atacam o metal, formando o ânion tetraidroxialuminato, [Al(OH) 4 ] - . Quando ácido é adicionado, uma das oxidrilas é neutralizada formando um precipitado, em flocos, de Al(OH) 3 . Continuando a adicionar ácido este precipitado se dissolve. Alumens são compostos iônicos que cristalizam a partir de soluções contendo ânion sulfato, cátion trivalente ( Al 3+ , Cr 3+ , Fe 3+ ) e cátion monovalente (K + , Na + , NH 4 + ) Rendimento de uma reação: Muitas reações químicas não são totalmente completadas, isto é, os reagentes não são completamente convertidos em produtos, podendo em alguns casos apresentar mais do que um tipo de reação formando outras substâncias além das desejadas. O rendimento de uma reação química pode ser calculado através da relação: Rendimento = [(valor experimental)/(valor calculado)] x 100 Cada aluno deverá trazer uma lata vazia de alumínio (refrigerante ou cerveja), previamente cortada e limpa com palha de aço. 2) PROCEDIMENTO 1. Pese um pedaço de alumínio (aproximadamente de 1 g de alumínio). Recorte este pedaço de alumínio em pequenas partes. 2. Coloque os pedaços de alumínio num béquer e adicione 50 mL de KOH 1,5 mol L -1 , na capela pois hidrogênio é liberado na reação. Coloque o béquer sobre uma chapa de aquecimento e aqueça um pouco a solução para aumentar a velocidade da reação. Regule a chapa no mínimo, não utilize o bico de Bunsen. Durante a reação, a solução que era inicialmente incolor, torna-se escura. Em menos de 30 minutos a reação deve estar completa, que pode ser evidenciado quando cessar de borbulhar hidrogênio. 3. Enquanto a reação está ocorrendo, monte o conjunto para efetuar a filtração a vácuo. Fixe o kitassato, coloque o funil de Buchner no kitassato e ponha um papel filtro no funil. 4. Filtre a solução quente, utilizando o sistema montado anteriormente e com ajuda de um bastão de vidro, transfira o conteúdo do béquer para o funil. Todo resíduo escuro deve ficar retido no filtro deixando o filtrado incolor. 5. Transfira o filtrado incolor para um béquer limpo. Enxágüe o kitassato duas ou três vezes com água destilada utilizando um frasco lavador (use ± 10 mL), despejando- 48 a no béquer. Se a solução ainda não esfriou, coloque o béquer em um banho de gelo. 6. Com cuidado e sob agitação, adicione 20 mL de ácido sulfúrico, H 2 SO 4 9 mol L -1 , à solução. Inicialmente aparecerá um precipitado de hidróxido de alumínio, Al(OH) 3 , que se dissolverá quanto mais ácido for adicionado. Se necessário, aqueça a solução com agitação constante para completar a reação. Na solução ficam os íons potássio, K + , íons alumínio, Al 3+ , e íons sulfato, SO 4 2- . Se depois de aquecer a solução, por 2 a 5 minutos, permanecer algum sólido, filtre a mistura como na etapa 4 e conserve o filtrado incolor. Na filtração utilize o mesmo funil de buchner usando um papel filtro limpo. 7. Prepare um banho de gelo e coloque o béquer com o filtrado neste banho de gelo, por uns 15 a 20 minutos (atrite o fundo do béquer com um bastão de vidro para iniciar a precipitação). Cristais de alúmen irão se formar. 8. Lave o funil de buchner e coloque um papel filtro novo. Filtre os cristais de alúmen transferindo os cristais para o funil. 9. Prepare 30 mL de solução misturando 15 mL de etanol com 15 mL de água e resfrie a solução no banho de gelo. Utilize esta mistura para lavar os cristais de alúmen que estão funil de buchner. 10. Utilizando um bastão de vidro espalhe os cristais uniformemente sobre o papel de filtro dentro do funil de buchner e deixe sob sucção por 5 minutos para que sequem bem. 11. Transfira todos os cristais de alúmen, secos ao ar por sucção, para um béquer e pese-o. Determine a massa do alúmen formado e o rendimento da reação. As reações do processo estão representadas pelas equações a seguir: Reações do alumínio com KOH: 2 Al (s) + 2 KOH (aq) + 6 H 2 O (l) 2K + (aq) + 2 [Al(OH) 4 ] - (aq) + 3 H 2 Adição de H 2 SO 4 : [Al(OH) 4 ] - (aq) + H + (aq) Al(OH) 3(s) + H 2 O (l) Adição de mais H 2 SO 4 : Al(OH) 3(s) + 3 H + (aq) Al 3+ (aq) + 3 H 2 O (l) Resfriando a solução o alúmen precipitará : K + (aq) + Al 3+ (aq) + 2 (SO 4 ) 2- (aq) + 12 H 2 O KAl(SO 4 ) 2 .12H 2 O (s) 49 3. QUESTIONÁRIO: 1. Calcule o rendimento da reação para a produção do alúmen que você obteve no laboratório. 2. Muitos produtos de limpeza de fogões contém NaOH ou KOH. Eles não devem ser utilizados na limpeza de panelas e peças delicadas de alumínio. Por quê? 3. Quais os cuidados devem ser tomados com relação a produção de hidrogênio gasoso durante a reação da latinha de alumínio com a solução de ácido clorídrico? 50 ANEXOS ANEXO I: POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO Reação Potencial (Voltz) F 2 +2H + +2e - ÷ 2HF +3,06 F 2 +2e - ÷ 2F - +2,866 S 2 O 8 - +2e - ÷ 2SO 4 2- +2,01 H 2 O 2 +2H + +2e - ÷ 2H 2 O +1,77 HBiO 3 +5H + +2e - ÷ Bi 3+ +3H 2 O +1,70 MnO 4 - +4H + +3e - ÷ MnO 2 +H 2 O +1,695 Au + +e - ÷ Au +1,692 PbO 2 +4H + +SO 4 2- +2e - ÷ PbSO 4 +2H 2 O +1,685 Ce 4+ +e - ÷ Ce 3+ +1,61 MnO 4 - +8H + +5e - ÷ Mn 2+ +4H 2 O +1,507 Au 3+ +3e - ÷ Au +1,498 PbO 2 +4H + +2e - ÷ Pb 2+ +2H 2 O +1,455 ClO 3 - +6H + +6e - ÷ Cl - +3H 2 O +1,45 Cl 2 +2e - ÷ 2Cl - +1,358 HCrO 4 - +7H + +3e - ÷ Cr 3+ +4H 2 O +1,350 Cr 2 O 7 2- +14H + +6e - ÷ 2Cr 3+ +7H 2 O +1,33 MnO 2 +4H + +2e - ÷ Mn 2+ +2H 2 O +1,23 O 2 +4H + +4e - ÷ 2H 2 O +1,229 2IO 3 - +12H + +10e - ÷ I 2 +6H 2 O +1,195 ClO 3 - +2H + +e - ÷ ClO 2 +H 2 O +1,152 Pt 2+ +2e - ÷ Pt +1,118 Br 2 +2e - ÷ 2Br - +1,065 NO 3 - +4H + +4e - ÷ NO +2H 2 O +0,957 ClO 2 +e - ÷ ClO 2 - +0,954 Pd 2+ +2e - ÷ Pd +0,951 2Hg 2+ +2e - ÷ Hg 2 2+ +0,920 H 2 O 2 +2e - ÷ 2HO - +0,88 Hg 2+ +2e - ÷ Hg +0,854 ClO - +H 2 O +2e - ÷ Cl - +2HO - +0,841 2NO 3 - +4H + +2e - ÷ N 2 O 4 +2H 2 O +0,803 NO 3 - +2H + +e - ÷ NO 2 +H 2 O +0,80 Ag + +e - ÷ Ag +0,799 Hg 2 2+ +2e - ÷ 2Hg +0,797 Fe 3+ +e - ÷ Fe 2+ +0,771 H 2 O 2 +H + +e - ÷ HO - +H 2 O +0,72 O 2 +2H + +2e - ÷ H 2 O 2 +0,682 MnO 4 - +2H 2 O +3e - ÷ MnO 2 +4HO - +0,595 51 MnO 4 - +e - ÷ MnO 4 2- +0,564 I 2 +2e - ÷ 2I - +0,536 Cu 1+ +e - ÷ Cu +0,521 H 2 SO 3 +4H + +4e - ÷ S +3H 2 O +0,45 O 2 +2H 2 O +4e - ÷ 4HO - +0,401 Cu 2+ +2e - ÷ Cu +0,337 SO 4 2+ +4H + +2e - ÷ H 2 SO 3 +H 2 O +0,20 Sn 4+ +2e - ÷ Sn 2+ +0,151 S +2H + +2e - ÷ H 2 S +0,141 S 4 O 6 2- 2e - ÷ 2S 2 O 3 2- +0,08 P +3H + +3e - ÷ PH 3 +0,06 2H + +2e - ÷ H 2 0,0000 Fe 3+ +3e - ÷ Fe - 0,037 Pb 2+ +2e - ÷ Pb - 0,126 Sn 2+ +2e - ÷ Sn - 0,137 O 2 +2H 2 O +2e - ÷ H 2 O 2 +2HO - - 0,146 Ni 2+ +2e - ÷ Ni - 0,250 V 3+ +e - ÷ V 2+ - 0,255 H 3 PO 4 +2H + +2e - ÷ H 3 PO 3 +H 2 O - 0,276 Tl + +e - ÷ Tl - 0,336 PbSO 4 +2e - ÷ Pb +SO 4 2- - 0,350 Cd 2+ +2e - ÷ Cd - 0,403 Cr 3+ +e - ÷ Cr 2+ - 0,407 Fe 2+ +2e - ÷ Fe - 0,447 S +2e - ÷ S 2- - 0,476 2CO 2 +2H + +2e - ÷ H 2 C 2 O 4 - 0,49 H 3 PO 3 +2H + +2e - ÷ H 3 PO 2 +H 2 O - 0,50 H 3 PO 2 +H + +e - ÷ P +H 2 O - 0,51 Fe(OH) 3 +e - ÷ Fe(OH) 2 +HO - - 0,56 U 4+ +e - ÷ U 3+ - 0,607 Ni(OH) 2 +2e - ÷ Ni +2HO - - 0,72 Cr 3+ +3e - ÷ Cr - 0,744 Zn 2+ +2e - ÷ Zn - 0,763 Te +2e - ÷ Te 2- - 0,793 Cd(OH) 2 +2e - ÷ Cd +2HO - - 0,809 2H 2 O +2e - ÷ H 2 +2HO - - 0.828 H 3 PO 4 +H + +e - ÷ H 2 O +H 2 PO 3 - 0,90 HSnO 2 - +H 2 O +2e - ÷ Sn +3HO - - 0,909 Se +2e - ÷ Se 2- - 0,924 2SO 3 2- +2H 2 O +2e - ÷ S 2 O 4 2- +4HO - - 1,12 Mn 2+ +2e - ÷ Mn - 1,165 V 2+ +2e - ÷ V - 1,175 52 ZnO 2 2- +2H 2 O +2e - ÷ Zn +4HO - - 1,21 SiF 6 2- +4e - ÷ Si +6F - - 1,24 Ti 2+ +2e - ÷ Ti - 1,630 Al 3+ +3e - ÷ Al - 1,662 Mg 2+ +2e - ÷ Mg - 2,372 Ce 3+ +3e - ÷ Ce - 2,483 Li + +e - ÷ Li - 2,55 Na + +e - ÷ Na - 2,714 Ca 2+ +2e - ÷ Ca - 2,868 Sr 2+ +2e - ÷ Sr - 2,89 Ba 2+ +2e - ÷ Ba - 2,90 K + +e - ÷ K - 3,040 ANEXO II: REGRAS DE SOLUBILIDADE EM ÁGUA 1- Todos os nitratos (NO 3 - ) são solúveis. 2- Sais dos cátions do grupo I (Na + , K + , Rb + e Cs + ) ou amônium (NH 4 + ) são solúveis. 3- Haletos (Cl - , Br - e I - ) e tiocianatos (SCN - ) são solúveis, exceto para Ag + , Cu + , Tl + , Pb 2+ e Hg 2 2+ . Alguns cátions podem oxidar brometo ou iodeto (consulte o anexo II). 4- Sulfatos (SO 4 2- ) são todos solúveis, exceto para Pb 2+ , Ba 2+ e Sr 2+ . Sulfatos de Ca 2+ , Hg 2 2+ e Ag + são parcialmente solúveis. 5- Nitritos (NO 2 - ) e permanganatos (MnO 4 - ) são todos solúveis, exceto AgNO 2 . Esses íons são agentes oxidantes poderosos, sendo, portanto instáveis com cátions facilmente oxidáveis. 6- Tiosulfatos (S 2 O 3 2- ) são solúveis, exceto para Pb 2+ , Ba 2+ e Ag + . O Ag 2 S 2 O 3 se decompõe em excesso de tiosulfato, com redução do Ag + . 7- Sulfitos (SO 3 2- ), carbonatos (CO 3 2- ), fosfatos (PO 4 3- ), oxalatos (C 2 O 4 2- ) e cromatos (CrO 4 2- ) são todos insolúveis em meio neutro ou básico, exceto para os cátions da regra 2. Todos são solúveis em meio ácido. Sulfitos e oxalatos podem formar complexos solúveis. 8- Fluoretos (F - ) são insolúveis, exceto para Ag + , Fe 3+ e os cátions listados na regra 2. Alguns cátions de metais de transição são solúveis com excesso de fluoreto devido a formação de complexos. 9- Ferrocianetos (Fe[CN] 6 4- ) são insolúveis, exceto para os cátions da regra 2. 10- Hidróxidos (HO - ) são insolúveis, exceto para Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ e os cátions da regra 2. Muitos metais são solúveis em excesso de hidróxido devido à formação de complexos.