UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁSREGIONAL CATALÃO Instituto de Física e Química Curso de Química Química Geral Prática INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO Para sua proteção e bom desempenho nas tarefas manuais e experiências desenvolvidas neste laboratório de Química, solicitamos a rigorosa observância das regras de segurança descritas abaixo. 1. Nas dependências do laboratório, é obrigatória a utilização de óculos de proteção, calças compridas, jaleco e calçado fechado de couro ou similar. 2. Não inicie qualquer experiência sem a autorização do professor. 3. O trabalho em laboratório exige concentração, portanto não converse desnecessariamente nem distraia seus colegas. 4. É proibido fumar nas dependências do laboratório. 5. Utilize sempre pêras de borracha para pipetar os reagentes. Jamais faça este procedimento utilizando a boca. 6. Nunca tente identificar reagentes químicos pelo cheiro, colocando o nariz diretamente na borda do frasco. Isto pode ser muito perigoso. 7. Quando estiver manuseando produtos químicos, não leve as mãos à boca ou aos olhos. 8. Lave cuidadosamente as mãos com bastante água e sabão, após terminar a execução do experimento. 9. Não coloque alimentos nas bancadas, armários e geladeiras dos laboratórios. 10. A vidraria de laboratório não deve ser utilizada como utensílio doméstico. 11. É proibido se alimentar no laboratório. 12. Não use lentes de contato. Elas podem ser danificadas por produtos químicos, causando graves lesões. 13. Trabalhe com produtos tóxicos somente na capela. 14. Evite o contato de produtos tóxicos com a pele. 15. Interrompa o trabalho imediatamente, caso apresente algum sintoma de intoxicação. Avise o professor ou o técnico do laboratório e dirija-se para fora do laboratório. 16. Em caso de quebra de vidrarias, derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou corrosivos, tome as seguintes providências: interrompa o 1 trabalho; avise as pessoas próximas sobre o ocorrido; não tente fazer a limpeza; alerte imediatamente o responsável pelo laboratório. 17. Somente use chamas em locais permitidos. 18. Antes de acender o bico de Bunsen, verifique: vazamentos; dobras no tubo de gás; ajuste inadequado entre o tubo de gás e suas conexões; a existência de inflamáveis ao redor. Qualquer irregularidade, não acenda, comunique o responsável pelo laboratório. Após o uso, verifique se os registros de gás estão fechados corretamente. 19. Sem a autorização do professor ou do técnico de laboratório é expressamente proibido: abrir frascos e manipular reagentes químicos; ligar qualquer equipamento; abrir registro de ar comprimido ou de gás; descartar reagentes na pia. 20. Caso tenha dúvida, informe-se com o professor ou técnico do laboratório sobre a forma correta de descartar resíduos dos experimentos. 21. Cabelos longos devem ser acomodados com presilhas ou touca para evitar contato acidental com reagentes ou chama. 22. Não mantenha sobre a bancada de trabalho, bolsas e outros objetos pessoais estranhos ao experimento. 23. Antes de colocar as mãos sobre chapas de aquecimento, telas de amianto ou outro equipamento que gere calor, verifique se os mesmos não estão com temperatura elevada. 24. Seringas e outros materiais pérfuro-cortantes devem ser descartados em recipiente próprio. Jamais jogue estes materiais no lixo comum. 25. Identifique a saída de emergência do laboratório e a localização do chuveiro e lava-olhos. Em caso de incêndio ou acidente, dirija-se a estes locais, mantendo a calma. 26. Não tente utilizar extintores de incêndio ou hidrantes, caso não tenha conhecimento. Comunique o fato ao responsável pelo laboratório ou à vigilância da universidade. LEMBRE-SE SEMPRE: VOCÊ TAMBÉM É RESPONSÁVEL PELA SEGRURANÇA! 2 VIDRARIAS COMUNS Nas aulas práticas de Química Geral, o aluno terá a oportunidade de manusear os seguintes materiais: 1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas, principalmente em testes de reações. 2. Copo de Béquer: usado no aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc. 3. Frasco de Erlenmeyer: usado em titulações e aquecimento de líquidos. 4. Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos. 5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de gases e também para aquecerem líquidos. 6. Balão de destilação: usado em destilações. Possuindo saída lateral para condensação dos vapores. 7. Proveta ou cilindro graduado: usado em medidas aproximadas de volumes de líquidos. 8. Pipeta volumétrica: mede volumes fixos de líquidos. 9. Pipeta graduada: usada para medir volumes variáveis de líquidos. 10. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e em filtrações de laboratório. O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico. 11. Frasco de reagentes: usado no armazenamento de soluções. 12. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de laboratório. 13. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto. 14. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o calor em um aquecimento de laboratório. 15. Cadinho de porcelana: usado para aquecimento a seco (calcinações) no Bico de Bunsen e na Mufla. 16. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos diretos no bico de Bunsen. 17. Estante para tubo de ensaio: suporte de tubo de ensaio, 18-19. Funis de separação: usados na separação de líquidos imiscíveis. 3 Suporte universal: usado junto com a garra para sustentação de peças. tais como condensador. 25. em análises volumétricas. 38-39. 22. 26. 27. Cuba de vidro: usada para banhos de gelo e fins diversos. interligações e outros fins. Almofariz e Pistilo: usado para triturar e pulverizar sólidos. 40. Pesa-filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade. 41. 29. Termômetro: usado para medidas de temperaturas em diversos fins. Placa de Petri: usada para cultivo de colônias de microorganismos e em fins diversos. Dessecador: usado para resfriar substâncias em ausência de umidade. 21. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos. 28. 37. Argola para funil: usado como suporte de funil. 23. Balão volumétrico: usado para preparar e diluir soluções. 44. 42.20. Bastão de vidro: usada para agitar soluções. tais como H2S. 30. 31. Frasco lavador: usado para lavagens. Pisseta: usada para os mesmos fins do frasco lavador. 4 . Lima triangular: usada para cortes de vidro. transporte de líquidos na filtração e outros fins. 32. Furador de rolhas: uso relativo ao nome. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em soluções. Trompa de vácuo: usada em conjunto com o Kitassato e o funil de Büchner. 34. Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no bico de Bunsen. 45. Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres em evaporações. 43. Garra metálica: usada para sustentação de peças. Kipp: usado na produção de gases. pesagens e fins diversos. Mufla: usada para sustentar garras. funil de decantação e outros fins. 36. Kitassato e funil de Büchner: usado em conjunto para filtrações a vácuo. 24. remoção de precipitados e outros fins. Vara de vidro: usada para montagens de aparelhos. CO2 etc. 33. 35. 55-56. Condensadores: usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Escova de limpeza: usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. 47.46. Estufa: usada para secagem de materiais (até 200º C). Espátulas: usada para transferência de substâncias sólidas. 48. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: usadas para impedir ou diminuir fluxos gasosos. 51. Mufla: usada para calcinações (até 1500º C) 5 . Tubo em U: usado em eletrólise e outros fins. 57. 49-50. 52-53-54. Garra para condensador: usado para sustentar condensadores na destilação. Pinça metálica Casteloy: usada para transporte de cadinhos e outros fins. 58. 6 . Essas medidas possibilitam uma relação entre o mundo macroscópico e mundo molecular. a pipeta e o balão volumétrico. O instrumento mais importante para medidas de massa é a balança. EXPERIMENTO 1 MEDIDAS DE MASSA E VOLUME – DETERMINAÇÃO DE DENSIDADE 1. destacam-se a proveta. OBJETIVO Utilizar as técnicas para medida de massa e medida de volume para determinar a densidade de sólidos e líquidos. 3. e consequentemente. a bureta.0001g). Em um laboratório de química geralmente está disponível balanças analíticas. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • balança analítica • picnômetro • vidrarias volumétricas • amostras sólidas • vidrarias não-volumétricas • amostras líquidas 7 .1 mg (0. com precisão de 0. Esses materiais não devem ser secos em estufas ou submetidos a grandes variações de temperatura. perca da graduação. Dentre essas vidrarias. pois pode ocorrer dilatação. As balanças modernas são eletrônicas e dispõem de um sensor de pressão que é a peça principal de um mecanismo eletrônico que oferece a leitura direta do peso da amostra em um mostrador digital. para que possam ser estabelecidas as relações estequiométricas previstas nas reações químicas. Para a medida de volume um laboratório de química dispõe de uma série de vidrarias graduadas para aferir corretamente os mais diversos volumes desejados. 2. INTRODUÇÃO Usualmente os experimentos de química envolvem medidas de massa e de volume. Encha o picnômetro com água destilada (conforme instruções dadas na aula). 8 . sem permitir que o volume máximo da proveta seja atingido (o volume da amostra mais o volume do líquido não deve atingir o volume máximo da proveta). Determinação da densidade absoluta de sólidos por medidas geométricas . .método do picnômetro A.2. . . .4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.Calibração do volume do picnômetro . enxugue cuidadosamente a parte externa e determine a massa do mesmo com a água.Repita o procedimento para outros sólidos disponíveis.Manusear o picnômetro sempre utilizando papel toalha. 4.1. Determinação da densidade absoluta de sólidos por deslocamento de volume .Lave o picnômetro com água destilada e utilize uma pequena fração de acetona para secar (peça orientações ao professor). . .Repita o procedimento para outros sólidos disponíveis.Mergulhe a amostra na proveta. .Pese a amostra. .3.Pese a amostra.Aguarde a evaporação do solvente e pese o picnômetro vazio em uma balança analítica.Coloque água destilada na proveta. não encostar diretamente com a mão.Tome o sólido e meça com auxílio de um paquímetro o tamanho dos lados da forma geométrica. .Determine o deslocamento de água produzido pela imersão do sólido. 4. Determinação da densidade relativa de líquidos . Raspe a parte superior.Em seguida encha o picnômetro com o solvente (cuidado para não haver a formação de bolhas) e coloque a tampa de maneira que o excesso de líquido escorra pelo capilar.Pese o picnômetro (contendo o líquido) em uma balança analítica e anote a massa.Seque novamente o picnômetro com acetona. . ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .Comparar os valores obtidos com dados tabelados. 5. enxugue o líquido presente na parte externa do picnômetro. 9 . Com um pano ou papel poroso.Apresentar os valores de densidades para cada sólido ou líquido obtidos através dos experimentos conduzidos para a determinação da massa e do volume. B. . .Medidas da densidade de líquidos .. .Repita o procedimento para os outros líquidos disponíveis.Use a densidade da água para determinar o volume do picnômetro. conforme Figura 1. o monóxido de carbono (CO). obtém-se a maior quantidade de calor da reação. rouba o calor da reação. É utilizado em laboratório com a finalidade de produzir calor através da combustão. C3H8 e butano. O combustível usado no laboratório é o gás comum de rua ou G. Figura 1. 10 . Qualquer componente da reação sem reagir. vapor de água e calor. C4H10) e o comburente o oxigênio do ar atmosférico. Quando as quantidades dos componentes da combustão são estequiométricas. EXPERIMENTO 2 MANUSEIO DO BICO DE BUNSEN . Bico de Bunsen O bico de Bunsen foi inventado por Robert Wilhelm Bunsen em 1965. Desta reação tem-se como produtos o gás carbônico (CO2).TESTE DA CHAMA 1. O bico de Bunsen é constituído de: base (local por onde entra o combustível). abaixando o poder calorífico da chama.1. Para que ocorra a combustão é necessária a reação entre o combustível e o comburente.P (propano. não existe excesso de nenhum deles. anel (controla a entrada de ar – comburente) e corpo (onde ocorre a mistura dos componentes da combustão). isto é. INTRODUÇÃO 1.L. Esquema de um bico de Bunsen. contendo os gases que ainda não sofreram combustão. dá-se entrada de suficiente quantidade de O2 (do ar). b) Zona intermediária: luminosa. uma quantidade maior de CO2 (dióxido de carbono) e H2O. Dependendo do ponto da chama a temperatura varia. 6. Abrindo-se o registro de ar. além do CO. Por outro lado. podendo atingir 1560o C. incandescentes dão luminosidade à chama. Como se observa na figura acima. 4. quando o átomo absorve energia de uma fonte externa. resultando em diminutas partículas de C que. tornando assim a chama quase invisível. na operação correta do bico de Bunsen são: 1. Esta zona é chamada de zona oxidante. dando-se na região intermediária combustão mais acentuada dos gases. 5. distingue-se três zonas da chama: a) Zona externa: violeta pálida. caracterizada por combustão incompleta. quase invisível. resultando CO2 e H2O. 2. onde os gases expostos ao ar sofrem combustão completa.2. Fechar a válvula do gás. Fechar a entrada de ar primário. Abrir moderadamente a válvula do gás. 1. c) Zona interna: limitada por uma “casca” azulada. por deficiência do suprimento de O2. com o anel de regulagem do ar primário parcialmente fechado. um ou mais elétrons absorvem essa energia e saltam para níveis externos de maior energia (mais energéticos). seus elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. Fechar o anel de entrada do ar primário (combustão incompleta). O carbono forma CO (monóxido de carbono) o qual se decompõe pelo calor. Acender a chama. Quando uma situação como essa ocorre. Abrir o anel de ar primário e ajustar a cor da chama regulando a entrada de ar (uma chama azul tendo um cone interno é a mais adequada). Teste da chama Quando um átomo de um elemento químico encontra-se em seu estado fundamental. Esta zona é chamada de zona redutora. 3. Os procedimentos básicos. formando. diz-se 11 . Quando isso acontece.que o átomo encontra-se em um estado excitado. Tabela 1. pode cair deste nível e ocupar este espaço livre. ou seja. ao mesmo tempo em que emite esta energia (na forma de luz) que foi primeiramente absorvida na forma de radiação eletromagnética. Quando essas emissões ocorrem na região do visível (comprimentos de onda entre 400 nm e 750 nm). Na Tabela 1 são apresentados alguns exemplos de coloração de chamas. Ensaios químicos qualitativos. o elétron permanece em sua camada. Rio de Janeiro: Interciência. as transições envolvidas para cada espécie estarão relacionadas com valores bem definidos de energia. 1995. devido à presença de alguns cátions em estado excitado. Portanto. o átomo volta. Por outro lado. Elemento Cor da Chama Elemento Cor da chama Antimônio Azul-esverdeada Cobre Verde Arsênio Azul Estrôncio Vermelho-tijolo Bário Verde-amarelada Lítio Carmim Cálcio Alaranjada Potássio Violeta Chumbo Azul Sódio Amarela Fonte: VAITSMAN. O. ao seu estado fundamental. podem ocorrer diferentes transições eletrônicas (absorção e emissão). o átomo (no estado excitado) encontra-se em uma situação onde existe espaço livre em níveis de energia mais baixos. S. pode-se identificar visualmente uma determinada espécie a partir da cor emitida.E1 Sendo: E2: a energia do nível mais energético E1: a energia do nível menos energético. se a quantidade de energia fornecida for menor do que ∆E. D. BITTENCOURT. Coloração típica de chamas.. se a quantidade de energia fornecida for maior que ∆E. então. A energia (E) que o elétron absorve para saltar de um nível para outro e dada por: ∆E = E2 . Assim. Nesse sentido. 12 . Como os átomos podem ter diferentes camadas. o elétron excitado. A. o elétron que se encontra em um nível mais energético. 2. 13 . . adicione 50 mL de água de torneira. da mesma maneira. na temperatura ambiente. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • bico de Bunsen • fio de alumínio • béqueres • fita de magnésio • termômetro • esponja de aço • tripé • CaCl2 sólido • tela de amianto • LiCl sólido • tubo de ensaio • CuSO4 sólido • pinça de metal • KCl sólido • água destilada • Sr(NO3)2 sólido • corante azul de metileno • BaCl2 sólido • fio de cobre • NaCl sólido 4. identificar.Utilize um termômetro para medir as temperaturas da água nos dois béqueres e anote as suas observações sobre a mobilidade das moléculas. adicione a cada um dos béqueres. aqueça 50 mL de água até ebulição. . algumas gotas de solução de corante azul de metileno e observe as diferenças de comportamento do corante. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4. Mobilidade molecular em líquidos .A um segundo béquer de 100 mL. alguns cátions metálicos.Cuidadosamente e sem agitação. 3. por meio da cor produzida. OBJETIVO Aprender a utilizar o bico de Bunsen e as técnicas de aquecimento em laboratório.Em um béquer de 100 mL. .1. KCl. .Com o auxílio de uma pinça de METAL.Molhe o fio com água destilada e o coloque em contato com os seguintes sais (um sal de cada vez): CaCl2. OBSERVAÇÃO: O cloreto de sódio normalmente contamina as demais amostras. Ponto de fusão de metais . NaCl.Acenda o bico de Bunsen e calibre a entrada de ar de modo a obter um chama azulada quase transparente. Teste da chama .Repita o procedimento para os outros metais disponíveis.Identifique as temperaturas aproximadas de cada uma das regiões da chama do bico de Bunsen. cor da chama. . deve ser deixado por último.4. abordando combustão. 14 . de acordo com o ponto de fusão do metal testado.2. . .Leve o fio até a chama e observe a coloração para cada um dos sais.Limpe o fio que será utilizado no experimento com uma esponja de aço e enxágue com água destilada.3.Explicar o funcionamento do bico de Bunsen. . não apresente coloração à chama. entrada de ar no equipamento.Identifique em qual região da chama o metal funde. CuSO4. por este motivo. adulterando os resultados. prenda um pedaço de fio de cobre e exponha o metal à chama do bico de Bunsen. Anote os resultados. Sr(NO3)2. LiCl. 4. e anote as suas observações. BaCl2. quando aquecido. 5.Enxágue o fio com água destilada sempre que for mudar de sal. .Este processo deve ser repetido até que o fio. os responsáveis pelas cores dos sais. . ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO . . Em função disso. Muitas vezes. cloreto • proveta de sódio e cobre) • béquer • balão de fundo redondo • funil • manta de aquecimento • termômetro 15 . Esses processos não alteram a composição das substâncias que formam uma dada mistura. é necessário usar vários processos diferentes. OBJETIVO Separar uma mistura de substâncias através de processos físicos. dependendo da complexidade da mistura. ou seja. utilizamos um conjunto de processos físicos. para a obtenção separada de cada uma das suas substâncias puras que deram origem à mistura. 3. numa sequencia que se baseia nas propriedades das substâncias presentes na mistura. INTRODUÇÃO As misturas de substâncias são constituídas por vários componentes (sólidos. EXPERIMENTO 3 SEPARAÇÃO DE MISTURAS 1. Para a separação dos componentes de uma mistura. 2. A escolha dos melhores métodos para a separação de misturas exige um conhecimento anterior de algumas das propriedades das substâncias presentes. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • balança analítica • condensador reto • mistura (água. raramente encontramos substâncias puras. Na natureza. é necessário utilizarmos métodos de separação se quisermos obter uma determinada substância. líquidos ou gasosos). etanol. ao sistema de destilação. cloreto de sódio e cobre) utilizando o papel filtro previamente pesado para separar o cobre. . 5. 16 .Fazer a comparação das quantidades iniciais de cada substância com as quantidades obtidas e descrever o nome de cada processo de separação utilizado. . etanol. .Determinar quantas fases visíveis havia na mistura inicial e quantas substâncias puras foram isoladas. 10 minutos para o resfriamento do sistema. . .Interrompa a destilação quando a temperatura começar a ultrapassar 80ºC. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .4. .Pese um papel filtro e anote a massa.Depois de seco pese o papel filtro com o cobre e por diferença determine a sua massa. .Anote o volume de etanol coletado na proveta. . .Filtre a mistura (água. . . aproximadamente. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL . .Acople o balão de fundo redondo. anote a temperatura de ebulição do líquido destilado (ponto de ebulição do etanol = 78. contendo o filtrado. . com o auxílio de um bico de Bunsen.Transfira o conteúdo da proveta para o béquer previamente pesado.Desligue a manta de aquecimento e aguarde por.Aqueça o balão com o auxílio de uma manta de aquecimento. . .Ao iniciar o processo de destilação.Pese o béquer contendo o cloreto de sódio e determine sua massa por diferença.Pese um béquer de 50 mL.4ºC). até a completa evaporação da água.Transfira o conteúdo do balão de fundo redondo para uma proveta de 25 mL e anote o volume de água restante. .Transfira o filtrado para um balão de fundo redondo.Coloque o papel filtro em um vidro de relógio para secar em estufa a 50ºC.Aqueça cuidadosamente o béquer. 5 mol. indica quais são as substâncias (reagentes e produtos) envolvidas na reação. 2.L-1 • Solução de BaCl2 0. através dos coeficientes estequiométricos. tal como a apresentada abaixo.5 mol. 3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • Solução de Na2SO4 0. INTRODUÇÃO Uma equação química. Através do cálculo estequiométrico.L-1 • Tubos de ensaio • Estante para tubos • Pipeta graduada • Pipeta volumétrica 17 . pode-se determinar as quantidades de reagentes consumidos e de produtos formados nas reações químicas. Aspecto quantitativo: indica as quantidades relativas de reagentes consumidos e de produtos formados. OBJETIVO Analisar aspectos qualitativos e quantitativos de uma reação química. representa uma reação química sob dois aspectos: NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) Aspecto qualitativo: através das fórmulas químicas. EXPERIMENTO 4 ESTEQUIOMETRIA 1. 5 mol. 5. pese um papel de filtro seco antes da filtração. anote a massa de precipitado recuperada e calcule o rendimento da reação. .L-1.0 3. Descarte no recipiente fornecido em aula.Não descarte a água de lavagem na pia. .0 2.5 1. os seguintes volumes da solução de Na2SO4 0.Realize a filtração.Somente para o tubo 2 proceda à montagem do sistema completo para filtração.Numere 5 tubos de ensaio. pese o papel de filtro. determinando qual é o reagente limitante.Expressar a reação química. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .Adicione em cada tubo 1.0 .Adicione.Explicar por que foi selecionado o tubo 2 para a continuidade do experimento.L-1 em cada tubo: Tubo 1 2 3 4 5 Vomume da solução de Na2SO4 (mL) 0. .Agite todos os tubos. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL . .4.0 mL da solução de BaCl2 0.0 4.5 mol. .Após a secagem. bem como todos os cálculos estequiométricos. aguarde cerca de 3 minutos e observe a altura dos precipitados. .Após a filtração (este procedimento deve ser repetido por 3 vezes e com a própria água de lavagem). . leve o papel de filtro contendo o precipitado à estufa e deixe secando por 20 minutos.Para isso. 18 . . . evitando o contato da pele com a solução. Os ácidos e as bases são constituintes de refrigerantes. A Tabela 1 mostra o comportamento dos ácidos e bases em presença de alguns indicadores. a presença de ácidos e bases nos produtos utilizados no cotidiano é mais ampla e menos agressiva do que se imagina. 19 . OBJETIVO Identificar substâncias ácidas e básicas. Contudo. EXPERIMENTO 5 ÁCIDOS E BASES 1. mediante o uso de indicadores ácido-base em meio aquoso. alimentos. Comportamento de ácido e bases na presença de alguns indicadores. INTRODUÇÃO Ácidos e bases são geralmente apresentados como substâncias químicas perigosas. Tabela1. remédios. Os indicadores ácido-base são substâncias que possuem a propriedade de mudar de cor em função da concentração de íons hidrônio (H3O+) do meio. capazes de provocar danos materiais e à saúde pelo seu poder de corrosão. produtos de higiene ou cosméticos. Indicador Cor em meio ácido Cor em meio básico Fenolftaleína Incolor Rosa Alaranjado de metila Vermelho Amarelo 2. 1 mol. 2.Numere 8 tubos de ensaio. adicionando 2 gotas de solução de fenolftaleína.1 mol.L-1 b) solução de NaOH 0. 4. Identificação de substâncias 1.CaO) e) solução de sabão em pó f) Leite de magnésia g) água sanitária h) vinagre 3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • Tubos de ensaio • Solução de cal (óxido de • Solução de fenolftaleína cálcio . 20 .Repita as etapas 1 e 2.1 mol.1 mol. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.L-1 • Água sanitária • Solução de NaOH 0.Coloque aproximadamente 1 mL das seguintes substâncias em tubos de ensaio diferentes: a) solução de HCl 0. 6.L-1 sódio (NaHCO3) • Solução de azul bromotimol 4.1.0 mol.L-1 • Vinagre • Solução de bicarbonato de • Solução de NH4OH 1.3.Verifique o caráter ácido de cada solução.Verifique o caráter básico de cada solução. adicionando 2 gotas de solução de alaranjado de metila. 5.L-1 c) solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3) d) solução de cal (óxido de cálcio .CaO) • Solução de alaranjado de • Solução de sabão em pó metila • Leite de magnésia • Solução de HCl 0.Anote todas as observações. Pingue. a solução de HCl 0. .L-1 à solução preparada e observe. Sangue do diabo . Trabalhando com uma solução considerada como ácida . 4.1 mol.Acrescente lentamente e sob agitação. com o auxilio de uma pipeta Pasteur.Deixe o sistema em repouso e depois de um certo tempo explique o ocorrido.Acrescente aproximadamente 20 mL de água e agite o sistema. algumas gotas da solução preparada em um pedaço de pano. a solução de NaOH 0.Acrescente lentamente e sob agitação.Selecione uma solução considerada básica na etapa 4. .L-1 até que a solução mude de coloração. 21 .2.1 mol.Em um frasco de Erlenmeyer adicione 20 mL de água da TORNEIRA e em seguida adicione 4 gotas de azul de bromotimol.Selecione uma solução considerada ácida na etapa 4.Adicione 8 gotas de NH4OH 1. assopre fazendo a solução borbulhar. . .4.2.1 com o indicador alaranjado de metila. Reação com óxido .Anote todas as observações. .Observe a cor adquirida.Anote todas as observações. .Com o auxílio de um canudo de refresco. 4.3. Reação de neutralização 4.2.2. .1. .1 com o indicador fenolftaleína. 4. Trabalhando com uma solução considerada como básica .4. .Adicione 2 gotas de fenolftaleína em um béquer de 50 mL. .0 mol.L-1 até que a solução mude de coloração. . com auxilio de um bico de Bunsen.Expressar (usando reações químicas) porque indicadores mudam de cor na presença de ácidos e bases. .1 e 4. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .2. e observe a nova mudança. . 22 .Expressar as reações ocorridas nos itens 4.2.2. .Expressar a estrutura química de cada indicador usado neste experimento.Observe a mudança de cor. 5. .Explique o resultado.Aqueça a solução. . OBJETIVO Compreender a natureza e a importância das soluções e preparar soluções com diferentes concentrações. 3.L-1.5H2O necessária para preparar 50mL de uma solução 0. é aquele que está em maior quantidade. 23 . PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4. 2. é aquele que está em menor quantidade.05 mol. Preparo de 50 mL de uma solução 0.Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL e anote exatamente a massa observada na balança. MATERIAIS E REAGENTES • balões volumétricos • pipetas • béqueres • NaOH sólido • CuSO4. EXPERIMENTO 6 PREPARO DE SOLUÇÕES 1. tais formas são chamadas de unidades de concentração. Solvente é o dispersante. INTRODUÇÃO Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um solvente.05 mol.Calcule a quantidade de massa de CuSO4.L-1 de sulfato de cobre II .1. A concentração de uma solução pode ser expressa de diversas formas. Soluto dissolvido é a fase dispersa.5H2O sólido 4. 2.Dissolva o CuSO4.01 mol. Preparo de 100 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0..Lave várias vezes o béquer e transfira para o balão volumétrico até próximo ao volume de 50 mL. de maneira rápida pois o NaOH é muito higroscópico.Complete. IMPORTANTE: reserve essa solução em um frasco rotulado para futura utilização (próximo experimento).Pese a massa calculada em um béquer de 50 mL. com auxilio de uma pipeta Pasteur.10 mol.L-1. com água destilada. .Complete. com água destilada. o volume para 50 mL até a marca de aferição do balão.L-1 .L-1. 4. Diluição de uma solução 0.3. com água destilada. .5H2O com água destilada e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 50 mL.Complete.Feche o balão e agite para homogeneizar a solução.Feche o balão e agite para homogeneizar a solução. .Com auxílio de uma pipeta transfira o volume calculado para um balão volumétrico de 50 mL. . . . o volume para 100 mL até a marca de aferição do balão.01 mol.L-1 necessária para preparar 50 mL de uma solução 0.1 mol L-1 .Feche o balão e agite para homogeneizar a solução.05 mol.Calcule a quantidade de massa de NaOH necessária para preparar 100 mL uma solução 0.05 mol. .L-1 de sulfato de cobre II. . . com auxilio de uma pipeta Pasteur. com auxilio de uma pipeta Pasteur.Calcule o volume da solução de CuSO4 0. 4. . 24 . para o preparo de 50 mL de uma solução 0.Dissolva o NaOH com água destilada e vá transferindo a solução para o balão volumétrico de 100 mL. o volume para 50 mL até a marca de aferição do balão. a complexação. às vezes chamada de análise volumétrica. adicionado na forma de uma solução padronizada. presente em menor quantidade. gases. e determina-se o volume de solução necessário para completar a reação. ppm. O solvente é o dispersante. A solução que se obtém é uma solução padrão primária. O soluto é a fase dispersa. A água é conhecida como o solvente universal. presente em maior quantidade. proteínas. EXPERIMENTO 7 TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 1. Na análise titulométrica. As reações titulométricas comuns são as de neutralização (reações ácido-base). A água serve como transporte dessas substâncias para o resto do corpo. 25 . INTRODUÇÃO Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um solvente. Ao contrário do que se pensa usualmente. Os padrões primários são muito utilizados para padronização de soluções através de titulação. A essa quantificação dá-se o nome de concentração da solução. etc. Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação de uma solução padrão mediante a pesagem direta da quantidade da substância. As formas mais usuais para expressar a concentração são: ppb. trata- se a substância a ser determinada com um reagente adequado. também existem soluções sólidas (aço) e gasosas (ar atmosférico). capaz de dissolver uma infinidade de substâncias. a precipitação e as reações de oxidação-redução. concentração molar e concentração massa/volume. O plasma sanguíneo por exemplo. embora as soluções líquidas são mais comuns no laboratório de química. glóbulos brancos e plaquetas. onde estão dissolvidas outras substâncias como as vitaminas e a glicose. pois ela é um dos melhores solventes na natureza. Diversas são as formas de expressar a quantidade de soluto e de solvente presente em uma solução. é constituído de glóbulos vermelhos. açúcares. Este plasma contém água. seguida pela diluição até um volume definido de solução. como sais. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • balança analítica • biftalato de potássio sólido (secar • bureta de 25 mL em estufa a 120ºC / 30 min) • frascos de Erlenmeyer • fenolftaleína • solução de NaOH 0. 3.Dissolva em. O ácido acético (CH3OOH) é um ácido fraco. Ele é amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial 99. A legislação brasileira estabelece em 4% o teor mínimo de ácido acético para vinagre. Na indústria alimentícia é consumido com vinagre. tendo um Ka de 1. .Pese aproximadamente 0.2000 g de biftalato de potássio e transfira para um frasco de Erlenmeyer de 250 mL. 2. 25 mL de água destilada e adicione 2 gotas do indicador fenolftaleína. Padronização da solução de NaOH . aproximadamente.L-1 • vinagre comercial (preparado experimento anterior) 4. 26 .8 x 10-5.8% (m/m) (densidade de 1.5 a 8% m/v).051 g/cm3) ou em soluções de diferentes concentrações.1. .Adicione a solução de NaOH (utilize a solução preparada no experimento anterior) na bureta e titule a solução do biftalato de potássio. que é uma solução diluída do ácido acético glacial (3. OBJETIVO Determinar a concentração de uma solução através de uma titulação.1 mol. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4. 4. . . .Determinar a concentração do ácido acético na solução de vinagre comercial.Complete o volume com. 15 mL de água destilada e adicione 2 gotas do indicador fenolftaleína. aproximadamente. Quantificação de ácido acético em vinagre comercial. 27 .Determinar a concentração da solução de NaOH através da utilização do biftalato de potássio na titulação para padronização. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO . 5.Adicione a solução de NaOH (utilize a solução preparada no experimento anterior) na bureta e titule a solução do vinagre. .Adicione 2 mL de vinagre comercial em um frasco de Erlenmeyer.2. aA + bB ↔ cC + dD v1 = v2 → k1[A]a . EXPERIMENTO 8 EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. [D]d / [A]a . [D]d k = k1/k2 = [C]c . Se a reação ocorrer apenas em pequena extensão. o valor numérico de k será pequeno. já que a maior parte das reações químicas ocorre liberando calor (exotérmicas) ou absorvendo calor (endotérmicas). Em uma reação em equilíbrio químico. onde há. na posição de equilíbrio predominarão os reagentes e. Em geral. [B]b = k2[C]c . que a reação é irreversível. na maioria das vezes. estão expressas em mol/litro. a concentração dos reagentes é tão baixa que mal se consegue detectar a presença dos mesmos. Diz-se. aí. C e D. todas as reações químicas ocorrem em ambos os sentidos. geralmente mostrando preferência por um dos sentidos. portanto. [B]b Onde k é chamada de constante de equilíbrio da reação. as reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade). INTRODUÇÃO Não existem reações irreversíveis. predominância de reagentes ou de produtos. conforme as energias envolvidas. as concentrações de todas as espécies envolvidas são constantes (todavia. isto é. o equilíbrio químico é função da temperatura. B. deve-se lembrar que o equilíbrio é dinâmico. evoluindo para um estado final de equilíbrio. no equilíbrio. o equilíbrio também depende da pressão. O que ocorre muitas vezes é que a mencionada preferência por um dos sentidos é tão pronunciada que. O significado desta constante de equilíbrio é importante. para algumas reações. e os colchetes indicam que as concentrações das substâncias A. O valor numérico de k será elevado se o equilíbrio favorecer a formação de produtos. 28 . MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • tubos de ensaio • solução de K2CrO4 0.L-1 • pipetas • solução de K2Cr2O7 0.L-1 • solução de NaOH 1.L-1 • balão volumétrico de 50 mL • solução de HCl 1.L-1.1 mol. provocará uma reação do sistema de maneira a restabelecer o equilíbrio. Isso ocorre com a minimização da alteração provocada por meio de deslocamento do equilíbrio no sentido dos reagentes (as concentrações dos reagentes aumentam enquanto as dos produtos diminuem) ou dos produtos (as concentrações dos produtos aumentam e as dos reagentes diminuem). 3. 29 .L-1 e 2 mL de solução de NH4SCN 0. ou na temperatura ou na pressão (no caso de haver reagentes gasosos).Em um balão de 50 mL adicione 2 mL de solução de FeCl3 0. O princípio de Le Chatelier estabelece que qualquer alteração em uma (ou mais) das concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.1 mol. adicione em cada um 5 mL da solução resultante. .0 mol. Equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio .1 mol. numerados de 1 a 4. .1.1 mol.L-1 • solução de NH4SCN 0. 2.Reserve o tubo 4 pois ele será utilizado como controle.1 mol. OBJETIVO Observar visualmente como o equilíbrio é afetado com perturbações externas. .1 mol.Em quatro tubos de ensaio.Observe a coloração e em seguida complete o volume com água destilada.L-1 • solução de FeCl3 0.L-1 • NH4Cl sólido 4.0 mol. agite e compare com a cor da solução do tubo 2.Nos tubos 1 e 2 adicione 2 mL de solução de K2CrO4 0.1 mol.L-1. . agite e compare com a cor da solução do tubo 4. .0 mol. agite e compare com a cor da solução do tubo 4.Expressar todas as reações químicas e explicar os fenômenos observados em cada reação.1 mol. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .No tubo 1 adicione 1 mL de solução de HCl 1. 30 .1 mol..L-1. adicione um pontinha de espátula de NH4Cl sólido. .L-1. .Ao tubo 2.Numere 4 tubos de ensaio de 1 a 4.Nos tubos 3 e 4 adicione 2 mL de solução de K2Cr2O7 0. adicione 2 mL de solução de NH4SCN 0.No tubo 3 adicione 1 mL de solução de NaOH 1.L-1.L-1.2. .L-1.1 mol. . Equilíbrio de cromato de potássio e de dicromato de potássio . agite e compare com a cor da solução do tubo 4.Ao tubo 3. 5. adicione 2 mL de solução de FeCl3 0. agite e compare com a cor da solução do tubo 4.0 mol.Ao tubo 1. 4. L-1 • béquer • solução de HCl 1. de volume fixo. Todavia. O valor de H para o processo global é simplesmente a soma de todas as variações de entalpia que ocorrem ao longo do caminho (lei de Hess). EXPERIMENTO 9 CALOR DE REAÇÃO: TERMOQUÍMICA 1. INTRODUÇÃO Quando ocorrem reações químicas.0 mol. sob estas condições.0 mol. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • balança analítica • provetas • calorímetro (garrafa térmica) • NaOH sólido • bastão de vidro • solução de NaOH 1.5 mol. 3. ou absorvido. Sob estas condições. a maioria das transformações que são de interesse prático para nós. e como tal independem do caminho da reação. 2. OBJETIVO Determinar a quantidade de calor envolvida nas reações propostas. É possível considerar qualquer transformação global como resultado de uma sequência de reações químicas. ocorrem em recipientes abertos e a pressão atmosférica essencialmente constante.L-1 • termômetro • solução de HCl 0. o calor liberado ou absorvido pelo sistema é igual à variação de entalpia (∆H). é precisamente igual à variação na energia interna do sistema (E). há absorção ou liberação de energia.L-1 31 . Se uma reação é conduzida em um recipiente fechado. Estas transformações refletem as diferenças entre as energias potenciais associadas às ligações nos reagentes e produtos. O calor liberado. E e H são funções de estado. o calor absorvido ou liberado. na reação entre quantidades conhecidas de substâncias pode ser determinado experimentalmente em um aparelho chamado calorímetro. Transfira o NaOH pesado para o calorímetro contendo a água e tampe.50 mol. . . até que o NaOH se dissolva e anote a temperatura máxima alcançada pelo sistema. . transfira. agitando cuidadosamente até que a temperatura seja constante e anote a temperatura observada.4. para o calorímetro e tampe. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4. . Determinação do calor da reação: NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H2 = X2 cal .Meça a temperatura da solução de HCl 0.50 mol. .Transfira o NaOH pesado para o calorímetro contendo o HCl 0.Lave o calorímetro com bastante água e deixe escorrer. transfira. 32 . Determinação do calor da reação: NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) ∆H1 = X1 cal . com o auxilio de um agitador magnético.1.Meça 200 mL de água destilada em uma proveta. para o calorímetro e tampe. OBSERVAÇÃO: Deve-se sempre ter o cuidado de lavar e secar o termômetro antes de transferi-lo de uma solução para outra.L-1 e tampe.Meça a temperatura da água com um termômetro. 4. . porque o NaOH é higroscópico) e anote a massa.2. . agitando cuidadosamente até que a temperatura seja constante e anote a temperatura observada. .Pese cerca de 4g de NaOH (esta pesagem deve ser feita o mais rápido possível.Meça 200 mL de HCl 0.Pese cerca de 4g de NaOH (esta pesagem deve ser feita o mais rápido possível.L-1 em uma proveta. porque o NaOH é higroscópico) e anote a massa.L-1 com um termômetro.Agite.50 mol. integralmente. integralmente. integralmente. . agitando cuidadosamente até que a temperatura seja constante e anote a temperatura observada. OBSERVAÇÃO: Deve-se sempre ter o cuidado de lavar e secar o termômetro antes de transferi-lo de uma solução para outra.Agite.0 mol. e anote a temperatura máxima alcançada pelo sistema.0 mol. .Meça 100 mL de NaOH 1.0 mol.L-1 e tampe.L-1 em uma proveta..L-1 estejam na mesma temperatura. . .Lave o calorímetro com bastante água e deixe escorrer.Transfira a solução de NaOH 1. OBSERVAÇÃO: Deve-se sempre ter o cuidado de lavar e secar o termômetro antes de transferi-lo de uma solução para outra. Determinação do calor da reação : ( Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) → H2O + Na+(aq) + Cl. com o auxilio de um agitador magnético. agitando cuidadosamente até que a temperatura seja constante e anote a temperatura observada.0 mol.(aq) ∆H3 = X3 cal .L-1 para o calorímetro contendo a solução de HCl 1.0 mol.Ainda na proveta. para o calorímetro e tampe. até que o NaOH se dissolva. 4.L-1 com um termômetro.0 mol.3. .Meça a temperatura da solução de HCl 1.0 mol. .L-1 e NaOH 1.Agite. 33 . .L-1 com um termômetro.Assegure-se que ambas as soluções de HCl 1.Meça 100 mL de HCl 1. transfira.L-1 em uma proveta. e anote a temperatura máxima alcançada pelo sistema.0 mol. com o auxilio de um agitador magnético. meça a temperatura da solução de NaOH 1. 34 .5.Em cada reação calcular: a) a variação de temperatura. ∆H3. . ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .Expressar os resultados como calores de reação: ∆H1. .Utilizando a lei de Hess: a) comparar ∆H2 com ∆H1 + ∆H3. d) a quantidade total de calor envolvido por mol de NaOH. c) o número de mols de NaOH usados em cada reação. b) a quantidade total de calor absorvido. b) calcular a diferença percentual entre ∆H2 e ∆H1 + ∆H3 supondo que ∆H2 esteja correto. ∆H2.Explicar o que é entalpia. . Além disso. OBJETIVO Observar visualmente algumas propriedades físicas de líquidos. Existe um índice mínimo permitido de octanagem para a gasolina comercializada no Brasil. A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo. Exemplos bem conhecidos desse comportamento diferenciado são os sistemas água/álcool e água/óleo. Dois líquidos podem ser completamente miscíveis. e recentemente foi estabelecido um novo padrão que é de 18 a 24%. A porcentagem de álcool é regulamentada por Lei. na semelhança dos tipos de interação intermolecular em cada substância. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • tubos de ensaio • pentanol • proveta • octanol • béquer • hexano • bastão de vidro • solução aquosa saturada de iodo • etanol • gasolina comum 35 . pois sua função é aumentar a octanagem em virtude do seu baixo poder calorífico. parcialmente miscíveis ou imiscíveis. EXPERIMENTO 10 PROPRIEDADES FÍSICAS DE LÍQUIDOS 1. INTRODUÇÃO Enquanto todos os gases são perfeitamente miscíveis entre si. tem vital papel na sua combustão. na faixa de hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono. 2. esse não é o caso dos líquidos. o fato propicia uma redução na taxa de produção de CO. umas das substâncias adicionadas à gasolina. A miscibilidade entre dois líquidos baseia-se na semelhança da constituição das respectivas moléculas. O álcool etílico. e consequentemente. 3. que varia conforme seu tipo. Calcular a porcentagem de etanol na gasolina e comentar o resultado obtido em relação à legislação. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO .Adicione 2 mL de hexano a 3 tubos de ensaio. .Agite. . PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.Adicione 2 mL de água a 3 tubos de ensaio.Acrescente 1 mL de hexano. . deixe a mistura em repouso e depois observe.Deixe a mistura na proveta em repouso até a total separação das fases. aguarde um minuto e coloque a tampa no tubo. .Coloque 50 mL de gasolina comum em uma proveta de 100 mL e depois adicione 50 mL de água destilada. . . . 36 . . ao segundo tubo acrescente 2mL de pentanol e ao terceiro tubo acrescente 2 mL de octanol.Avaliar a miscibilidade entre os líquidos estudados. . deixe em repouso e depois observe.Explicar as cores observadas no experimento com iodo. 5. 4.Ao primeiro tubo acrescente 2 mL de etanol. .Determine o volume final da fase aquosa. ao segundo tubo acrescente 2mL de pentanol e ao terceiro tubo acrescente 2 mL de octanol.2.4.Adicione 2 mL de solução aquosa saturada de iodo em um tubo de ensaio com tampa. deixe em repouso e depois observe.Ao primeiro tubo acrescente 2 mL de etanol. Miscibilidade de líquidos . . . Determinação de etanol na gasolina .Agite a mistura com o auxilio de um bastão de vidro.Agite. .1.Agite. . principalmente quando combinado com o cloro (clorofenóis). fixa e realça o paladar e fornece energia. São compostos por extratos.metais: ferro. . degradando o refrigerante. A sacarose (dissacarídeo de fórmula C12H22O11 . Ela precisa preencher certos requisitos para ser empregada na manufatura de refrigerante: . inodora e livre de microorganismos.glicose + frutose) é o açúcar comumente usado (açúcar cristal). presentes na formulação.baixa alcalinidade: carbonatos e bicarbonatos interagem com ácidos orgânicos. INTRODUÇÃO Os ingredientes que compõem a formulação do refrigerante têm finalidades específicas e devem se enquadrar nos padrões estabelecidos. São eles: Água: constitui cerca de 88% (m/m) do produto final. Os fenóis transferem seu sabor típico.sulfatos e cloretos: auxiliam na definição do sabor. que garantam à água todas as características desejadas: límpida. óleos essenciais e destilados de frutas e vegetais. dá corpo ao produto. porém o excesso é prejudicial. juntamente com o acidulante. EXPERIMENTO 11 ANÁLISE DE BEBIDAS 1. cobre e manganês aceleram reações de oxidação. 37 . Concentrados: conferem o sabor característico à bebida.cloro e fenóis: o cloro dá um sabor característico de remédio e provoca reações de oxidação e despigmentação. alterando a cor original do refrigerante.padrões microbiológicos: é necessário um plano de higienização e controle criterioso na unidade industrial. . como ascórbico e cítrico. Açúcar: é o segundo ingrediente em quantidade. cerca de 11% (m/m). pois reduzem sua acidez e provocam perda de aroma. pois o gosto ficará demasiado acentuado. . alterando o sabor do refrigerante. Ele confere o sabor adocicado. gustativas e táteis percebidas durante a degustação. Sabor é a experiência mista de sensações olfativas. O ácido tartárico (INS 334) é usado nos refrigerantes de sabor uva por ser um dos seus componentes naturais. Todos os refrigerantes possuem pH ácido (2.O ácido sórbico (INS 202) ocorre no fruto da Tramazeira (Sorbus aucuparia). os refrigerantes nunca devem ser expostos ao sol. Conservante: os refrigerantes estão sujeitos à deterioração causada por leveduras. Sua ação máxima é em pH = 6. Aldeídos. provocando turvações e alterações no sabor e odor. O teor máximo permitido no Brasil é de 500 mg/100 mL de refrigerante (expresso em ácido benzoico). Sua ação máxima é em pH = 3. e sim servir unicamente como antioxidante. Quando o primeiro é utilizado não é com o objetivo de conferir vitamina C ao refrigerante. .O ácido benzóico (INS 211) atua praticamente contra todas as espécies de microorganismos. O teor máximo permitido é 30mg/100mL (expresso em ácido sórbico livre). inibindo a proliferação de micro-organismos.5 de acordo com a bebida). Por isso. o fator mais importante é a capacidade de realçar o sabor em questão.7 a 3. Antioxidante: previne a influência negativa do oxigênio na bebida. Como esse ácido é pouco solúvel em água.O ácido cítrico (INS 330) é obtido a partir do micro-organismo Aspergillus niger. . Acidulante: regula a doçura do açúcar. É barato e bem tolerado pelo organismo. mofos e bactérias (micro-organismos acidófilos ou ácido-tolerantes). ésteres e outros componentes do sabor são susceptíveis a oxidações pelo oxigênio do ar durante a estocagem. realça o paladar e baixa o pH da bebida. É usado como sorbato de potássio e atua mais especificamente sobre bolores e leveduras. . É utilizado principalmente nos refrigerantes do tipo cola. é utilizado na forma de benzoato de sódio. 38 . Os ácidos ascórbico e isoascórbico (INS 300) são muito usados para essa finalidade. Luz solar e calor aceleram as oxidações. que transforma diretamente a glicose em ácido cítrico.O ácido fosfórico (INS 338) apresenta a maior acidez dentre todos aqueles utilizados em bebidas. . O conservante visa inibir o desenvolvimento desses micro-organismos. Os refrigerantes de limão já o contêm na sua composição normal. Na escolha do acidulante. . L-1 (preparação: dissolver • pipeta Pasteur 4. distintos Adicionar 12 g de NH4NO3 e. mediante testes qualitativos simples. sua temperatura aumenta do trajeto que vai da boca ao estômago. As bebidas de baixa caloria (diet) seguem os padrões de identidade e qualidade das bebidas correspondentes. O aumento da temperatura e o meio ácido estomacal favorecem a eliminação do CO2 . • suco natural de limão diluir a solução para 100 mL). 3. • suco natural de laranja após completa dissolução. Edulcorante: é uma substância que confere sabor doce às bebidas em lugar da sacarose. A Química do Refrigerante. AFONSO. Dióxido de carbono: a carbonatação dá vida ao produto. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS • tubos de ensaio • solução de (NH4)6Mo7O24 0. • solução de NaH2PO4 10 g. realça o paladar e a aparência da bebida. J. com exceção do teor calórico. A.. OBJETIVO Verificar a presença de alguns componentes em refrigerantes e em sucos naturais e industrializados. Como o refrigerante é tomado gelado. 31 (3). e a sensação de frescor resulta da expansão desse gás.L-1 (recém preparada) 39 . C.4 g de (NH4)6Mo7O24 em uma • 3 refrigerantes distintos mistura de 6 mL de NH4OH • 2 sucos industrializados concentrado e 4 mL de água. 2009. Fonte: LIMA. que é um processo endotérmico.L-1 • solução de ácido ascórbico • solução de H2SO4 1:10 10g. Sua ação refrescante está associada à solubilidade dos gases em líquidos. S. que diminui com o aumento da temperatura.25 • béquer mol. Química Nova na Escola. 2. C. 4. Presença de vitamina C em sucos frescos e industrializados . .Adicione ao quarto tubo 10 gotas de água destilada e. sucessivamente.L-1. 4. . PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 4.Adicione ao quinto tubo 10 gotas de água destilada e.2. 2 e 3 (um tipo distinto de refrigerante em cada tudo). b) 3 gotas da solução de (NH4)6Mo7O24 0.L-1.25 mol.L-1.Adicione aos 6 tubos. c) 3 gotas da solução de (NH4)6Mo7O24 0.25 mol.Adicione aos 5 tubos.Coloque 10 gotas de suco nos tubos 1.Coloque 10 gotas de refrigerante nos tubos 1. 3 gotas de solução de NaH2PO4 10 g. ao quinto tubo. . b) 3 gotas da solução de NaH2PO4 10 g. . agitando-os após cada adição: a) 10 gotas da solução de H2SO4 1:10. 3 e 4 (um tipo distinto de suco em cada tudo). . 10 gotas de ácido ascórbico 10 g. os seguintes reagentes.L-1. . observe e compare o surgimento de uma coloração azul nas diversas amostras. os seguintes reagentes.L-1.Numere 6 tubos de ensaio. Esses dois tubos servem como referência padrão. 40 .1. agitando-os após cada adição: a) 5 gotas da solução de H2SO4 1:10. observe e compare o surgimento de uma coloração azul nas diversas amostras. c) 3 gotas da solução de ácido ascórbico 10 g.Numere 5 tubos de ensaio. ao sexto tubo. . 2.L-1.Após 5 minutos. Presença de fosfato em refrigerantes . sucessivamente.Após 5 minutos. . Esses dois tubos servem como referência padrão. Explicar se os resultados obtidos correspondem às suas expectativas e justificar a resposta. .5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO . considerando que a intensidade da cor azul é diretamente proporcional à concentração de vitamina C na amostra. 41 .Colocar as sucos investigadas em ordem crescente de teor de vitamina C. considerando que a intensidade da cor azul é diretamente proporcional à concentração de fosfato na amostra. .Explicar com que objetivo se adiciona fosfato a bebidas refrigerantes. .Colocar os refrigerantes investigados em ordem crescente de teor de fosfato.
Report "Apostila de quimica geral pratica 2017.pdf"