_manual- Novo- Adri Lions Recorrigido

MANUAL DE PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICASubprojeto PIBID/Química/FAEC- UECE CRATEÚS – CE 2013 UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CEARÁ FACULDADE DE EDUCAÇÃO DE CRATEÚS CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA ESCOLA DE ENSINO FUNDAMENTAL E MÉDIO LIONS CLUB Integrantes do Subprojeto PIBID/Química/FAEC Coordenador de Área: Prof. Ms. Saulo Robério Rodrigues Maia Professora Supervisora:Profª. Esp. Suelen Aurélio Morais Bolsistas de Iniciação a Docência Adriana Maria Lima Virgílio Ana Aline Coêlho Alcanfor Daiany Soares Teixeira Debora Bezerra de Sousa Eliane Alves da Silva Rodrigues Lorena Martins Inácio Raniela Rodrigues Araújo CRATEÚS – CE 2013 AGRADECIMENTOS Ao grupo gestor da Escola de Ensino Fundamental e Médio Lions Club, tendo, em sua direção, Adriane Macedo e, como coordenadoras, Austerlina Gomes e Arlene Gomes, pelo acolhimento e apoio irrestrito ao projeto, proporcionando o desenvolvimento do manual de práticas nas dependências da escola e outras atividades realizadas pelo subprojeto PIBIDQUÍMICA-FAEC. A CAPES (Coordenação de Aperfeiçoamento de Pessoal de Nível Superior) pelas bolsas concedidas aos integrantes do projeto e o aporte financeiro para a confecção deste manual. SUMÁRIO 1. QUÍMICA GERAL............................................................................................................. 8 1.1. EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO (PRINCIPAIS VIDRARIAS) ..................... 8 1.2. TEMPERATURA DE FUSÃO DE UMA SUBSTÂNCIA .......................................... 13 1.3. DENSIDADE................................................................................................................. 14 1.4. TORRE DE LÍQUIDOS ................................................................................................ 15 1.5. DEGELO COLORIDO .................................................................................................. 16 1.6. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SUBSTÂNCIAS ...................................... 17 1.7. MISTURAS (HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS), NÚMERO DE FASES E...... 18 1.8. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (FILTRAÇÃO SIMPLES)......................................... 20 1.9. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (DECANTAÇÃO) ..................................................... 21 1.10. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (DESTILAÇÃO SIMPLES), COM MATERIAL DE SUCATA .............................................................................................................................. 22 1.11. SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................................. 23 1.12. ENCHENDO UM BALÃO ATRAVÉS DA REAÇÃO DE VINAGRE COM BICARBONATO DE SÓDIO .............................................................................................. 25 1.13. DECOMPOSIÇÃO DE ÁGUA OXIGENADA (USANDO BATATINHA) ............. 26 1.14. ELETRÓLISE DA ÁGUA .......................................................................................... 27 1.15. ACENDENDO UMA LÂMPADA ............................................................................. 28 1.16. TESTE DA CHAMA ................................................................................................... 29 1.17. SOLUBILIDADE ........................................................................................................ 31 1.18. POLARIDADE ............................................................................................................ 33 1.19. A ÁGUA MÁGICA QUE MUDA DE COR ............................................................... 34 1.20. LÍQUIDO TRANSPARENTE QUE ARRANCA O SANGUE DAS MÃOS ............ 35 1.21. ACIDEZ DO LEITE .................................................................................................... 36 1.22. DECOMPOSIÇÃO DA ÁGUA OXIGENADA.......................................................... 37 1.23. BOLAS DE SABÃO ................................................................................................... 38 1.24. ESTUFANDO O BALÃO ........................................................................................... 39 2. FÍSICO-QUÍMICA ........................................................................................................... 41 2.1. CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES E DÍLUIÇÃO ............................................... 41 2.2. SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................................... 43 2.3.EBULIOSCOPIA NA PRÁTICA ................................................................................... 45 2.4. CRIOSCOPIA NA PRÁTICA ....................................................................................... 46 2.5. TONOSCOPIA NA PRÁTICA ..................................................................................... 47 2.6. OSMOSE ....................................................................................................................... 48 2.7. REAÇÃO QUÍMICA COM ALTERAÇÃO DE NOX ................................................. 50 2.8. OXIRREDUÇÃO .......................................................................................................... 51 2.10. TESTANDO A VELOCIDADE DAS REAÇÕES ..................................................... 54 2.11. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DA REAÇÃO QUÍMICA ........... 55 2.12. CORROSÃO ................................................................................................................ 56 2.13.CONSTRUÇÃO DE UMA BATERIA ........................................................................ 58 2.14. CORROSÃO DO FERRO, ALUMÍNIO E COBRE. .................................................. 60 2.15. POTENCIAL DAS PILHAS ....................................................................................... 61 2.16. EQUILÍBRIO QUÍMICO ............................................................................................ 62 2.17. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE ..................................................................................... 65 2.18. CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS ................. 67 2.19. TERMOQUÍMICA: ENTALPIA OU CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO .................. 68 3. QUÍMICA ORGÂNICA ................................................................................................... 70 3.1. QUÍMICA ORGÂNICA ................................................................................................ 70 3.2. FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA ...................................................................... 72 3.3. POLARIDADE E SOLUBILIDADE ............................................................................ 73 3.4. ESPONJA DE AÇO CONTÉM FERRO? ..................................................................... 74 3.5. REATIVIDADE DE METAIS COM ÁCIDO CLORÍDRICO .................................... 76 3.6. PREPARANDO UM POLÍMERO ................................................................................ 78 3.7. TESTANDO A TENSÃO SUPERFICIAL DA ÁGUA ................................................ 79 3.8. SABÃO CASEIRO ........................................................................................................ 80 3.9. ALBUMINA E CASEÍNA ............................................................................................ 81 3.10. DESNATURAÇÃO DA ALBUMINA COM SOLVENTE ORGÂNICO .................. 82 3.11. SIMULAÇÃO DO EFEITO ESTUFA (I) ................................................................... 83 3.12. SIMULANDO O EFEITO ESTUFA (II) .................................................................... 84 3.13. O EFEITO ESTUFA .................................................................................................... 85 3.14. SOPRANDO NA ÁGUA DE CAL ............................................................................. 86 3.15. IDENTIFICAÇÃO DE ÁLCOOIS E FENÓIS ........................................................... 88 3.16. PESQUISA DE INSATURAÇÃO: ADIÇÃO DE IODO ........................................... 91 3.17. REAÇÕES QUÍMICAS ORGÂNICAS: SATURAÇÃO, INSATURAÇÃO E AROMATICIDADE ............................................................................................................. 92 3.18. IDENTIFICAÇÃO DE ALDEÍDOS E CETONAS .................................................... 95 3.19. CONTROLE DE QUALIDADE DE MEDICAMENTO (ASPIRINA) ...................... 98 3.20.PAPILOSCOPIA .......................................................................................................... 99 3.21. PRODUÇÃO DE POLÍMERO (II) ........................................................................... 101 BIBLIOGRAFIA ................................................................................................................ 103 8 1. QUÍMICA GERAL 1.1. EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO (PRINCIPAIS VIDRARIAS) Almofariz com Pistilo: Usado na trituração e pulverização de sólidos. Fundo Chato Balão de Fundo Chato: Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Balão de Fundo Redondo: Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado a ROTAEVAPORADOR. Condensador: Utilizado na destilação, tem como finalidade condensar vapores gerados pelo aquecimento de líquidos. Balão Volumétrico: Possui volume definido e é utilizado para o preparo de soluções em laboratório. 9 Béquer: É de uso geral em laboratório. Serve para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas, efetuar reações de precipitação e aquecer líquidos. Cadinho: Usado para calcinação (aquecimento a seco muito intenso) de substâncias. Proveta ou Cilindro Graduado: Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida. Kitassato: Utilizado em conjunto com o FUNIL DE BUCHNER em FILTRAÇÕES a vácuo. Funil de Buchner: Utilizado em filtrações a vácuo. Pode ser usado com a função de FILTRO em conjunto com o KITASSATO. Obs.: A filtração a vácuo acelera o processo de filtração. 10 Erlenmeyer: Utilizado em titulações, aquecimento de líquidos e para dissolver substâncias e proceder reações entre soluções. Funil de Separação: Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na extração líquido/líquido. Obs.: Imiscível – que não se mistura. Bureta: Aparelho utilizado em análises volumétricas. Funil: Usado na filtração e para retenção de partículas sólidas. Não deve ser aquecido. Pipeta Graduada: Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes variáveis. Não pode ser aquecida. 11 Pipeta Volumétrica: Usada para medir e transferir volume de líquidos. Não pode ser aquecida, pois possui grande precisão de medida. Vidro de Relógio: Peça de Vidro de forma côncava é usada em análises e evaporações. Não pode ser aquecida diretamente. Tubo de Ensaio: Empregado para fazer reações em pequena escala, principalmente em testes de reação em geral. Pode ser aquecido com movimentos circulares e com cuidado diretamente sob a chama do BICO DE BÜNSEN. Estante para Tubo de Ensaio: É usada para suporte de os TUBOS DE ENSAIO. Bico de Bünsen: É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Mas contemporaneamente tem sido substituído pelas MANTAS E CHAPAS DE AQUECIMENTO. 12 Tela de Amianto: Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo BICO DE BUNSEN. Tripé: Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a TELA DE AMIANTO. Conjunto Bico de Bünsen, Tripé e Tela de Amianto: Utilizado para aquecimento de amostras em geral. Pinça Metálica: Usada para manipular objetos aquecidos. Pinça de Madeira: Usada para prender o TUBO DE ENSAIO durante o aquecimento. Pisseta ou Frasco Lavador: Usada para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes. 13 Suporte Universal: Utilizado em operações como: Filtração, Suporte para Condensador, Bureta, Sistemas de Destilação etc. Serve também para sustentar peças em geral. 1.2. TEMPERATURA DE FUSÃO DE UMA SUBSTÂNCIA 1.2.1. OBJETIVO - 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 fusão. 1.2.2. REAGENTES - Naftaleno 1.2.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Suporte universal; - Tela de amianto; - Bico de bunsen; - Termômetro; - Argola de metal; - Garra de metal; - Béquer de 150 mL; - Tubo de ensaio. 1.2.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A. Curva de aquecimento. 14 a) Fixe o suporte com a tela de amianto acima do bico de bunsen (8 a 12 cm). Com a garra fixe o tubo que contém o naftaleno e o termômetro dentro de um béquer, coloque água suficiente para que todo o naftaleno fique submerso. Obs.: “Não tente mexer o termômetro, pois poderá quebrá-lo, está preso ao naftaleno”. b) Inicie o aquecimento lentamente, quando a temperatura atingir 60°C comece anotar o seu valor a cada 0,5 minutos na folha de dados, até 90°C. A partir do momento que o termômetro ficar solto, use-o para agitar levemente a massa em fusão. Quando a temperatura chegar a aproximadamente 90°C, apague a chama do bico de bunsen e inicie logo o item B. B. Curva de resfriamento. a) Sem retirar o tubo com naftaleno de dentro do béquer anote a temperatura de resfriamento do naftaleno a cada 0,5 minutos até atingir 60°C. Com o termômetro agite com cuidado a massa fundida de naftaleno, agite com CUIDADO, para não quebrar o termômetro. Quando a temperatura chegar a 60°C pare de anotá-la. 1.2.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Como as impurezas geralmente afetam o ponto de fusão de uma amostra? 2. Em que intervalos de temperatura ocorrem à fusão e a solidificação? 3. Por que o aquecimento deve ser lento durante a obtenção da curva de aquecimento? 4. Durante o resfriamento por que é importante a agitação? 1.3. DENSIDADE 1.3.1. OBJETIVO - Compreender o significado de densidade, visualizando a reação que envolve compostos com densidades diferentes. 1.3.2 REAGENTES - Água; - Açúcar; - Bolinhas de naftalina; 15 - Opções: corante, ovo cru e pedaço de batata. 1.3.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Frasco alto, estreito e transparente; - Copo; - Colher. 1.3.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Dissolva totalmente quatro colheres de sopa cheias de açúcar em meio copo de água; b) Coloque essa mistura no frasco estreito; c) Complete o volume do frasco com água pura. Atenção: coloque de forma bem lenta a água sem açúcar, escoando-a pelas paredes do recipiente, para que ela não se misture muito com a água com açúcar; d) Coloque a bolinha de naftalina no frasco, procure não tocar com as mãos na bolinha; e) Você pode apontar para o local onde ela deve parar, afirmando que você tem total controle sobre a bolinha. 1.3.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Por que a bolinha de naftalina não afunda na água com açúcar, como na água pura? 2. O que acontece com a bolinha de naftalina, quando adicionamos água pura à solução? 3. O que ocorre com o passar do tempo, quando a solução de açúcar se misturar com a água, tornando-se mais diluída? 1.4. TORRE DE LÍQUIDOS 1.4.1. OBJETIVO - Construir uma torre com vários líquidos diferentes, sem deixa-los se misturarem. 1.4.2. REAGENTES 16 - Glucose de milho (imitação de mel), obs:Vende em mercantil; - Água com corante verde; - Óleo de cozinha - Álcool etílico com corante vermelho - Querosene com corante amarelo 1.4.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Opções: proveta, béquer, erlenmeyer etc. 1.4.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) No recipiente preferível, coloque a glucose de milho, depois a água com corante, o óleo de cozinha, álcool etílico e o querosene. b) Misture nessa ordem. 1.4.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual o resultado da experiência? 2. Porque os Líquidos não se misturam? 3. Por que devem ser misturados nessa ordem? 1.5. DEGELO COLORIDO 1.5.1. OBJETIVO - Entender porque o gelo boia na água. 1.5.2. REAGENTES - Água, - Óleo, - Corante (vermelho e verde). 17 1.5.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 copinhos; - Proveta. 1.5.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Colocar dois copinhos de água com corante para congelar; b) Depois coloca esses gelos coloridos em uma proveta com óleo. 1.5.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. 2. Por que o gelo boia na água? Como é possível visualizar os detalhes de uma pedra de gelo se transformando em líquido? 1.6. DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE SUBSTÂNCIAS 1.6.1. OBJETIVO - Realizar medidas experimentais que permitam calcular a densidade de uma placa de chumbo, água, óleo e álcool. 1.6.2. REAGENTES - Chumbo; - Água; - Óleo; - Álcool. 1.6.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Copos de plásticos para café (50 mL); - Proveta; 18 - Balança; - Béquer. 1.6.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Coloque em um béquer água e chumbo. Em outro béquer coloque água e óleo e, em um terceiro béquer coloque óleo e álcool. Faça suas observações. b) Com uma balança determinamos a massa da água, óleo, álcool e chumbo. c) Para medir o volume de chumbo coloque 80 mL de água em uma proveta de 100 mL de graduação. A seguir coloque o chumbo. Observe a variação do volume. 1.6.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Ao realizar o procedimento (a) o que você pode observar em termos de densidade? 2. Anote as massas das substâncias e objetos pesadas. 3. Calcule o volume de chumbo através do procedimento (c). 4. Diante das massas e do volume das substâncias e objetos calcule a densidade de cada um. 5. Faça suas observações finais. 1.7. MISTURAS (HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS), NÚMERO DE FASES E COMPONENTES. 1.7.1. OBJETIVO - Identificar o tipo de mistura, seus componentes e número de fases. 1.7.2. REAGENTES - Água; - Açúcar; - Areia; - Sal; - Óleo; - Gelo; 19 - Ferro; - Enxofre; - Álcool; - Feijão; - Pedra; - Granito; - Chumbo; - Cortiça. 1.7.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Béquer; 1.7.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Formação de grupos; b) Vários tipos de misturas, por exemplo: água e areia; gelo e água; álcool de farmácia; feijão e pedra; granito; gelo, água e açúcar; chumbo, água, gelo e açúcar; gelo, cortiça, água e sal; cortiça, chumbo, água e sal; granito, gelo, água, sal e açúcar. c) Cada grupo realizará uma mistura e anotará seus resultados. 1.7.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Quais os tipos de misturas identificadas? 2. Quantas fases e quais seus componentes? 20 1.8. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (FILTRAÇÃO SIMPLES) 1.8.1. OBJETIVO: Separar a parte sólida da parte líquida de uma mistura heterogênea. 1.8.2. REAGENTES - Água; - Areia. 1.8.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Funil; - Papel de filtro; - Béquer; - Bastão de vidro. 1.8.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Despeja-se a mistura (Água + Areia) sobre o papel de filtro previamente dobrado e encaixado no funil de vidro colocado sobre o béquer. 1.8.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. O que é uma mistura heterogênea? 2. Esse tipo de processo é eficaz? 21 1.9. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (DECANTAÇÃO) 1.9.1. OBJETIVO - Separar os componentes de uma mistura heterogênea líquido-sólido usando a decantação por ação da gravidade e por sifonação separar uma mistura heterogênea líquido-líquido usando o funildedecantação. 1.9.2. REAGENTES - Água; - Areia; - Óleo. 1.9.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Mangueira pequena; - Suporte com garra; - Funil de decantação; - Béquer. 1.9.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A decantação é o processo de separação que ocorre entre fases de densidades diferentes. a) Em uma mistura de água e areia, por ação da força da gravidade, a areia se deposita no fundo do recipiente, separando-se da água. A água pode ser removida inclinando-se cuidadosamente o recipiente que contém a mistura. b) Pode-se também retirar a água do recipiente por meio de um sifão. Esta etapa pose ser chamada de sifonação. Adicione a mistura (água + areia) em um béquer, espere que a areia se deposite no fundo do recipiente. Encha uma mangueira pequena de água e segure as duas extremidades com o cuidado para a água não escapar. Segure uma das extremidades dentro do béquer que contem a mistura e a outra dentro de um recipiente vazio, em seguida, solte as duas extremidades da mangueira ao mesmo tempo e espere toda a água ser transferida para o recipiente vazio, com o cuidado de não se misturar com areia. 22 c) Para separar líquidos imiscíveis, de densidades diferentes, como na mistura de água com óleo, pode-se usar o chamado funil de decantação ou funil de bromo. Adicione a mistura (Água + Óleo), ao funil de decantação. Tampe o funil e agite-o, coloque o funil no suporte e deixe-o em repouso até a separação nítida das duas fases. Abra a torneira e deixe escoar o líquido mais denso em um béquer, feche a torneira e em seguida, passe o líquido menos denso para outro béquer pela boca do funil. 1.9.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual a importância da densidade na separação de líquidos imiscíveis? 2. No item (c), ao observar o funil de decantação, qual das substâncias encontra-se na parte inferior e superior? 1.10. SEPARAÇÃO DE MISTURAS (DESTILAÇÃO SIMPLES), COM MATERIAL DE SUCATA 1.10.1. OBJETIVO - Separar componentes de misturas homogêneas de sólidos dissolvidos em líquidos ou de líquidos em líquidos. 1.10.2. REAGENTES - Cola durepox; - Cola de cano; - Arame; - Caldo de cana. 1.10.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Base de madeira; - Garrafa pet; - Mangueira; - Lâmpada; 23 - Lamparina; - Rolha furada. 1.10.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Montar o destilador. Adicionar um pouco de caldo de cana no recipiente (lâmpada), acender a lamparina e esperar a vaporização. Obs.: Quando o vapor começar a ser produzido, irá percorrer pela mangueira que passa por dentro da garrafa (cheia de água fria) e logo, irá se condensar e obteremos a cachaça pingando no recipiente da saída da mangueira. 1.10.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. O que é uma mistura homogênea? 1.11. SEPARAÇÃO DE MISTURAS 1.11.1. OBJETIVO - Conhecer vários métodos de separação de misturas. 1.11.2. REAGENTES - Água; - Sal; - Serragem; - Areia; - Feijão; - Pedra; - Enxofre; - Limalha de ferro; - Óleo. 24 1.11.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Béqueres; - Papel de filtro; - Funil de separação; - Funil. 1.11.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Decantação Misture água e areia, espere toda a areia decantar e depois transfira a água para outro recipiente. b) Peneiração Usada para separar sólidos constituintes de partículas de dimensões diferentes. Peneire a areia. c) Filtração Misture água e serragem e depois coloque para filtrar. d) Catação Usando a mão ou uma pinça, separe os componentes sólidos(pedras do feijão). e) Funil de Separação Misture água e óleo, coloque a mistura no funil de separação. f) Centrifugação Utilizada pelas indústrias de lacticínios para separar o leite da nata. O leite é colocado nas centrífugas e levado a uma intensa rotação que faz com que haja a separação mais facilmente do leite da nata. g) Imantação Misture limalha de ferro com enxofre. Passe um ímã na mistura, um dos sólidos é atraído pelo o ímã. Esse processo é utilizado em larga escala para separar alguns minérios de ferro de suas impurezas. h) Evaporação É usada quando um dos componentes da mistura, por aquecimento, se evapora, e o outro permanece sólido. Exemplo: sal e água (a água evapora por aquecimento). i)Dissolução Fracionária 25 É utilizada quando um dos componentes sólidos da mistura é dissolvido em um líquido. Por exemplo, a mistura sal + areia. Colocando-se a mistura em um recipiente com água, o sal irá se dissolver e a areia se depositar no fundo do recipiente, podendo agora ser separados pelos seguintes processos: a filtração separa a areia (fase sólida) da água salgada (fase líquida) e com a evaporação da água obteremos o sal. 1.11.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Ao utilizar qualquer um dos métodos de separação citados a cima, descreva seus resultados obtidos: (eficaz ou não, suficiente ou não). 1.12. ENCHENDO UM BALÃO ATRAVÉS DA REAÇÃO DE VINAGRE COM BICARBONATO DE SÓDIO 1.12.1. OBJETIVO - Demonstrar a reação de bicarbonato de sódio com vinagre produzindo o gás carbónico. 1.12.2. REAGENTES - Vinagre (5 mL); - Bicarbonato de sódio (1 colher de sopa). 1.12.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Erlenmeyer; - Balão de festa. 1.12.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Colocar o bicarbonato de sódio ao erlenmeyer e em seguida, adicionar o vinagre. b) Encaixar a boca do balão na boca do erlenmeyer e esperar a reação acontecer. c) Após o desprendimento do gás, pode-se notar que o balão enche rapidamente. 26 1.12.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Por que o balão infla tão rápido? 2. Qual a reação para essa experiência? 1.13. DECOMPOSIÇÃO DE ÁGUA OXIGENADA (USANDO BATATINHA) 1.13.1. OBJETIVO - Demonstrar a decomposição em uma reação química, utilizando materiais comuns. 1.13.2. REAGENTES - Água oxigenada; - Batatinha. 1.13.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Tubo de ensaio; - Caixa de fósforos. 1.13.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Adicionar água oxigenada no tubo de ensaio (aproximadamente um terço) e em seguida jogar uma fatia de batatinha recém-cortada. b) Observando o aparecimento de uma efervescência acenda um palito de fósforo e em seguida apague a chama, deixando-o em brasa e coloque-o dentro do tubo. 1.13.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Por que ocorre uma efervescência? 2. O que acontece com o palito de fósforo, depois de inserido no tubo? 27 1.14. ELETRÓLISE DA ÁGUA 1.14.1. OBJETIVO - Promover a quebra de moléculas de água em seus átomos: Hidrogênio (H) e Oxigênio (O). 1.14.2. REAGENTES - Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L 1.14.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Conjunto de eletrólise; - 2 Grampos; - 1 Bateria; - Tubo de ensaio. 1.14.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Ao receber o sistema para realizar a eletrólise, retire a rolha, encha o sistema com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe bem as instruções abaixo para que a experiência dê certo. b) Preparo das Soluções (dissolver 4,0 gramas de hidróxido de sódio em água e completar para um litro); c) Não deixe a solução cobrir as seringas totalmente. Coloque a solução até o nível indicado no desenho; d) Ao colocar o eletrólito (hidróxido de sódio), é importante observar que as mangueiras estejam desobstruídas (sem os grampos); e) Após encher o recipiente até o nível indicado pela figura, coloque os grampos nas mangueiras; f) Em momento algum do experimento você irá utilizar a rolha. Ela somente deverá tampar o orifício no centro da tampa após o final da experiência, após recolher a solução; g) Ligue os fios à bateria e observe o que acontece. 28 1.14.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema? Mantenha os eletrodos ligados à bateria, até que uma das ampolas fique totalmente cheia de gás. 2. Como os volumes de gases variam na ampola? Observe na bateria os polos positivo e negativo marcados. Acompanhe o caminho de cada fio que parte desses polos e chega à ampola. 3. 4. Qual eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior volume de gás? No eletrodo positivo temos o gás _____________ e no eletrodo negativo temos o gás ____________________________. Retire o grampo da mangueira contendo o gás hidrogênio, e recolha-o em um tubo de ensaio. Repita este procedimento com o gás oxigênio. A seguir aproxime um fósforo aceso da boca do tubo. 5. Explique o que ocorreu. 6. A eletricidade gerada na pilha provém de uma reação química? 1.15. ACENDENDO UMA LÂMPADA 1.15.1. OBJETIVO - Mostrar que uma reação química pode gerar corrente eléctrica. 1.15.2. REAGENTES - Solução de sulfato de cobre; - Solução de sulfato de zinco. 1.15.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Lâmina de cobre; - Lâmina de zinco; - Tiras de papel de filtro; - Vidro de relógio; - Pinça; - Lâmpada de pequeno potencial; 29 - Fio de cobre (montado). 1.15.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Fazer um sanduíche nesta ordem: Uma lâmina de cobre, papel de filtro umedecido com solução de sulfato de zinco, solução umedecida com solução de sulfato de cobre, placa de zinco. b) Ligar os terminais da lâmpada nas placas das extremidades. 1.15.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. O que aconteceu nessa reação, para que gerasse corrente elétrica? 2. Onde ocorrem as semi-reações de oxidação e redução? 3. O que faz a corrente elétrica se transportar? 1.16. TESTE DA CHAMA 1.16.1. OBJETIVO - Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions; - Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o Modelo Atômico de Bohr; - Verificar a distribuição eletrônica dos elementos; - Reconhecer os limites do Modelo de Bohr; - Tomar contato com as regiões do espectro eletromagnético. 1.16.2. REAGENTES - Solução de cloreto de cálcio; - Cloreto de lítio; - Cloreto de bário; - Cloreto de sódio; - Cloreto de potássio; - Solução de HCl concentrado. 30 1.16.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 5 Béqueres de 10 mL; - 5 Fios de níquel – cromo; - Pipeta de 5,00 mL; - 1 Vidro de relógio; - Espátula; - Balança analítica; - 5 Balões Volumétricos de 10 mL. 1.16.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Prepare as soluções nas concentrações estabelecidas; b) Acenda a chama do bico de Bunsen e calibre a entrada de ar para obter uma chama azulada quase transparente; c) Limpe os fios metálicos que serão utilizados no experimento, mergulhando-os em solução de HCl concentrado, previamente colocada no vidro de relógio, em seguida, aquecendo-os em rubro na chama do bico de Bunsen. Esse processo deve ser repetido até que a chama do bico de Bunsen não altere sua coloração: d) Mergulhe o fio limpo na solução da amostra em estudo e observe a coloração da chama. e) Anote o resultado em uma tabela. 1.16.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Resultados experimentais Solução NaCl KCl LiCl CaCl2 Cor da Chama Observada Cor da Chama Esperada Metal 31 BaCl2 Quais os postulados de Bohr? 2. Em que se fundamenta o teste da Chama? 3. Usando o sódio como exemplo, qual o E dos elétrons que estão sofrendo essa transição eletrônica? 4. Estes testes são conclusivos para identificar um elemento? Pode ser aplicado a todos os metais? 5. Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não está ocorrendo transição eletrônica? Justifique. 6. Grande parte da iluminação de Teresina é feita com lâmpadas a vapor de sódio. Por que elas apresentam coloração amarela? 7. Qual a diferença entre "espectro eletromagnético" e "espectro atômico"? 8. Explique o efeito colorido dos fogos de artifícios. 1.17. SOLUBILIDADE 1.17.1. OBJETIVO - Estudar um dos fatores que influenciam na solubilidade de algumas misturas, como por exemplo, a mistura de substâncias polares e apolares. 1.17.2. REAGENTES - Sal de cozinha; - Querosene; - Acetona; - Tintura de iodo. 1.17.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 Béqueres de 100 mL; - Proveta de 25 mL; 32 - Proveta de 50 mL; - Colher de medida (chá); - Pipeta graduada de 2 mL; - Pipeta; - Bastãode vidro. 1.17.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Parte A a) Coloque 15 mL de água em um béquer; b) Adicione 1,25 mL de tintura de iodo; c) Agite. Anote suas observações; d) A seguir, adicione 50 mL de querosene e agite bem durante 5 minutos; e) Anote as suas observações. Parte B a) Coloque 15 mL de água em um béquer; b) Adicione 25 mL de acetona, observando a mistura; c) Agite. Anote suas observações; d) A seguir, adicione duas colheres (chá) de sal e agite bem durante 2 minutos; e) Anote suas observações. 1.17.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. A A+B A = água + iodo B = querosene 33 2. A A+B C = água + acetona D = sal de cozinha 3. O que se nota de comum e diferente, nas partes A e B? 1.18. POLARIDADE 1.18.1. OBJETIVO - Verificar a polaridade de alguns sistemas baseados na regra de solubilidade: semelhante dissolve semelhante. 1.18.2. REAGENTES - Água; - Vinagre; - Vinho; - Álcool comum; - Sal de cozinha; - Óleo de cozinha; - Gasolina. 1.18.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 8 Copos transparentes; - 1 Vasilha transparente grande. 34 1.18.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Em cada copo, coloque uma das misturas (água + vinagre, água + vinho, água + álcool comum, água + óleo de cozinha, água + gasolina, gasolina + óleo de cozinha, gasolina + sal de cozinha). 1.18.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual o resultado de cada mistura? 2. São todas iguais? Justifique. 3. Qual a conclusão obtida? 1.19. A ÁGUA MÁGICA QUE MUDA DE COR 1.19.1. OBJETIVO - Fazer um líquido roxo se transformar em verde, azul, amarelo ou rosa, usando apenas ingredientes comprados em um supermercado. 1.19.2. REAGENTES - Soda cáustica; - Bicarbonato de sódio; - Vinagre; - Repolho roxo. 1.19.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 3 Béquer; - Bastão de vidro. 1.19.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Faz um chá, repolho e água, corta a folha do repolho e coloca água quente; 35 b) Mistura o chá de repolho roxo com cada um dos reagentes; c) Anote suas observações. 1.19.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual a cor obtida em cada béquer? 2. Por que a água que era verde ficou amarela? 3. Explique a mudança de cor de cada reagente. 1.20. LÍQUIDO TRANSPARENTE QUE ARRANCA O SANGUE DAS MÃOS 1.20.1. OBJETIVO - Identificar ácidos e bases. 1.20.2. REAGENTES - Açafrão (tempero amarelo que vende em mercantil); - Amoníaco. 1.20.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Papel; - Jornal. 1.20.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Misture pó de açafrão e água quente; b) Depois coloque dentro de um jornal e um peso em cima; c) Pintar um papel com açafrão e depois colocar na mão amoníaco e, colocar a mão sobre o papel. 1.20.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Como se explica a mudança de cor? 36 OBS.: Os ácidos estão muito presentes no nosso cotidiano. Eles são utilizados em refrigerantes, alimentos, remédios, cosmético e na indústria. Para identificar ácidos e bases nos alimentos basta levar em consideração que os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas (laranja, abacaxi, limão) e a base tem gosto semelhante ao do sabão. 1.21. ACIDEZ DO LEITE 1.21.1. OBJETIVO - Esses testes propiciarão aos alunos comprovar a qualidade dos leites ingeridos por eles. 1.21.2. REAGENTES - Amostras diferentes de leite; - 50 mL de solução de NaOH 1/9 mol/L (0,111 mol/L), chamada de soda Dornic; - 2 gotas de solução de fenolftaleína 2%. 1.21.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Pipeta volumétrica (ou se não houver, uma seringa grande sem a agulha); - Erlenmeyer de 50 mL (ou um copo); - Bureta de 10 mL (que também pode ser substituída por uma seringa). 1.21.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Transfira 10 mL de leite para dentro de um erlenmeyer. Adicione 20 mL de água e em seguida duas gotas de solução de fenolftaleína. b) Coloque na bureta a solução de soda Dornic e goteje (termo técnico: titule) sobre o leite até que ele adquira uma coloração rósea persistente. c) Após a titulação, anote a quantidade de soda gasta. OBS. Cada 0,1mL de soda Dornic gasto equivale a um grau Dornic (1°D), que representa uma unidade de medida de acidez. Sabe-se que o grau de acidez aceitável para um bom leite é entre 16°D e 20°D. 37 1.21.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Quais os resultados obtidos? Sugere-se a montagem de uma tabela, para entender melhor os dados. 1.22. DECOMPOSIÇÃO DA ÁGUA OXIGENADA 1.22.1. OBJETIVO - Compreender uma reação de decomposição. 1.22.2. REAGENTES - 50mL de água oxigenada (30 volumes); - 10 mL de detergente; - Anilina colorida (obtida em casas de materiais para festas infantis); - 2 gramas de iodeto de potássio; 1.22.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Proveta de 500 mL (ou um copo que comporte igual volume). 1.22.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Colocam-se 20 mL de água oxigenada (30 volumes) dentro da proveta, depois 10 mL de detergente e algumas gotas de anilina. b) Por fim, colocam-se 2g de iodeto de potássio, que são usados como catalisador nessa reação. c) Será notada nessa reação a formação de espuma colorida devido à decomposição da água oxigenada em H2O e gás oxigênio (O2). 1.22.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Houve a formação de novas substâncias? Quais? 38 2. Explique através da prática o conceito de reação de decomposição. (Como aconteceu?). 1.23. BOLAS DE SABÃO 1.23.1. OBJETIVO - Compreender como os gases se comportam fisicamente, através das bolas de sabão. 1.23.2. REAGENTES - 100 mL de água; - 100 mL de detergente; - 300 mL de vinagre; - 60g de bicarbonato de sódio. 1.23.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 copos de 300 mL; - Arame; - Jarra grande e transparente com capacidade para 1,5 L. 1.23.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Misture água e detergente numa proporção de 1:1 dentro de um copo de 300 mL; b) Depois, com o arame, faça uma argola que será utilizada para fazer as bolas de sabão; c) Dentro da jarra coloque as 60 g de bicarbonato de sódio e em seguida acrescente os 300 mL de vinagre, com auxílio de um copo. d) Após a reação, deve-se fazer uma bola de sabão direcionando-a para que caia no interior da jarra (não deverá ser feita bola de sabão diretamente dentro da jarra, pois isso faz com que o dióxido de carbono escape). 39 1.23.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual produto resultante da reação de bicarbonato de sódio e vinagre? 2. O que acontece quando a bola de sabão cai no interior da jarra? Por que isso ocorre? 1.24. ESTUFANDO O BALÃO 1.24.1. OBJETIVO - Demonstrar os efeitos físicos dos gases; - Correlacionar com exemplos do nosso cotidiano; - Encher uma bexiga sem soprar. 1.24.2. REAGENTES - 100 mL de água quente; - 3 colheres de fermento biológico (usado para fazer pães, encontrado em supermercados e padarias); - 3 colheres de chá de açúcar. 1.24.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Uma garrafa de plástico (tipo pet) com capacidade para 500 mL; - Bexiga de festa. 1.24.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) De posse dos materiais, coloque o fermento e o açúcar dentro da garrafa pet, em seguida adicione 100 mL de água quente. b) Depois de realizadas essas etapas, tampe a boca da garrafa com a bexiga. 40 1.24.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. 2. O que acontece com a bexiga? E Porque acontece? Explique como os pães são produzidos. 1.25. METAIS ALCALINOS 1.25.1. OBJETIVO Observar propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos, identificá-los e observar as propriedades de alguns de seus sais. 1.25.2.REAGENTES - Sódio (Na) e potássio (K) metálicos - Solução de Fenolftaleína - Solução de Bromo timol - Carbonato de potássio (K2CO3) , nitrato de sódio (NaNO3), sulfeto de sódio (Na2S), cloreto de potássio (KCl), cloreto de sódio (NaCl), cloreto de lítio (LiCl) 1.25.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 cápsulas de porcelana - 1 vidro de relógio - Tubos de ensaios - Pipetas de 5 mL - Alça metálica - Pinça metálica - Espátula - Papel de filtro 41 1.25.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1) Com o auxílio de uma pinça metálica, retirar um pequeno pedaço de Na – sódio metálico colocá-lo sobre um papel de filtro, cortá-lo com uma espátula e observar suas características. 2) Usar um dos pedaços de sódio (do tamanho de um grão de arroz) e colocá-lo numa cápsula de porcelana com água. Cobrir com um vidro de relógio e observar a energia da reação. 3) Repetir o mesmo procedimento usado com um pedaço de potássio . Adicionar duas gotas de Fenolftaleína as cápsulas de porcelana e observar as reações. 4) Colocar em 4 tubos de ensaio alguns pequenos cristais dos seguintes sais: NaNO3, Na2SO3, KCl e K2CO3 respectivamente. Adicionar 3 mL de água destilada em cada tubo. Adicionar 5 gotas de azul de bromo timol e observar. 1.25.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. sódio? 2. Como se explica a reatividade do sódio em água? Esquematize esta reação, Com base em suas observações, quais as características observadas para o metal especificando reagentes e produtos formados. 3. Esquematize as reações ocorridas no procedimento 4. 2. FÍSICO-QUÍMICA 2.1. CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES E DÍLUIÇÃO 2.1.1. OBJETIVO Preparar soluções diluídas de ácidos, bases fortes e sais. 2.1.2. REAGENTES UTILIZADOS - Solução 0,2 M de NaOH - Água destilada - Ácido - Solução 0,2 M de CuSO4.5H2O 42 2.1.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Vidro de relógio - Bastão de vidro - Béquer 50 mL - Béquer 100 mL - Balão volumétrico 250 mL - Frasco coletor - Funil de vidro - Pisseta - Balança Semi-analítica 2.1.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1) Etapa: PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE BASE FORTE. Calculou-se a massa necessária para se obter 0,25 L de uma solução 0,2 M de NaOH. Com o auxílio de um vidro de relógio pesou-se corretamente a massa e transportou-se, utilizando para esta operação usou-se um bastão de vidro, para um Béquer, tomou o cuidado de não deixar nenhum resíduo de NaOH no vidro de relógio. Para tanto se jogou água destilada sobre o mesmo fazendo com que ela cai-se dentro do Béquer. Acrescentou-se água destilada até a marca de 100 mL do Béquer e agite até a dissolução completa do NaOH. Transportou-se o conteúdo do Béquer para um Balão Volumétrico teve o cuidado de não perder nenhum parte desta solução ao fazer esta operação. A seguir completou-se com água destilada, até a aferição do Balão e agitou-se para homogeneizar a solução preparada. Esta foi armazenada em um frasco coletor ideal para cada tipo de solução preparada. Foi procedido da seguinte maneira: colocou-se um pouco da solução preparada no frasco coletor e agitou-se para enxaguar totalmente. Esta quantidade de solução foi ser desprezada. Em seguida foi transportada a solução para o frasco coletor, devidamente etiquetado. 2) Etapa: PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE ÁCIDO FORTE. Determinou-se, partindo-se da densidade e do titulo, a molaridade do HCl. Com este dado e a equação fundamental de diluição de soluções, calculou-se o volume de ácido necessário para se preparar uma solução 0,2 mol/L de HCl. Com o auxilio de uma Pipeta, transportou-se para um béquer, com 40 mL de água destilada no seu interior, o volume de HCl concentrado calculado anteriormente. Agitou-se a solução até homogeneização total e fez 43 sua transferência para um Balão Volumétrico. Completou-se o volume e tornou-se agitar. Em seguida transportou-se essa solução para o frasco coletor (previamente preparado), devidamente etiquetado. 3) Etapa: PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE UM SAL. Calculou-se a massa necessária para se obter 0,25 L de uma solução 0,2 M de CuSO4.5H2O. Com o auxílio de um vidro de relógio pesou-se corretamente a massa e transportou-se, utilizou-se para esta operação um Bastão de vidro, para um Béquer, tomou-se cuidado de não deixar nenhum resíduo no vidro de relógio. Para tanto, jogou-se água destilada sobre o mesmo fazendo com que ela cair-se dentro do Béquer. Acrescentou-se água destilada até a marca de 100 mL do Béquer e agitou-se até a dissolução completasse do sal. Transportou-se o conteúdo do Béquer para um Balão Volumétrico teve o cuidado de não perder nenhuma parte desta solução ao fazer esta operação. A seguir completou-se com água destilada, até a aferição do Balão eagitou-se para homogeneizar a solução preparada. Esta foi armazenada em um frasco coletor ideal para cada tipo de solução preparada. Foi procedido da seguinte maneira: colocou-se um pouco da solução preparada no frasco e agitou-se para enxaguar totalmente. Esta quantidade de solução foi ser desprezada. Em seguida transportouse a solução para o frasco coletor, devidamente etiquetado. 2.1.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. 2. O que é a concentração de uma solução? Que erros podem ser cometidos, durante o preparo de uma solução, que façam a sua concentração real ser diferente da concentração suposta? 2.2. SEPARAÇÃO DE MISTURAS 2.2.1. OBJETIVOS Identificar uma mistura homogênea e heterogênea e os métodos de separação das mesmas. 2.2.2.REAGENTES UTILIZADOS - Mistura de enxofre e sulfato de cobre - Vinho tinto 44 - Leite - Sulfeto de carbono (CS2) - Ácido acético diluído (C2H4O2) 2.2.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Béquer - Bico de bunsen - Tubos de ensaio - Bastão de vidro - Funil de vidro - Papel de filtro - Vidro de relógio - Termômetro - Centrífuga - Suporte universal - Argola pequena - Estante para tubos 2.2.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Experimento A: Separação da mistura de enxofre e sulfato de cobre a) Colocar em um tubo de ensaio pequena porção da mistura de enxofre e sulfato de cobre. Observar. b) Adicionar 5 mL de água e agitar durante 2 minutos. c) Filtrar a mistura contida no tubo de ensaio, lavando a substância retida no papel de filtro duas vezes com 1 mL de água. d) Abrir o papel de filtro e deixar a secar a substância por ele retida. e) Concentrar a solução filtrada, por aquecimento cuidadoso, até precipitar-se a substância dissolvida. Deixar esfriar. Identificar a substância sólida. Experimento B: Separação do Leite a) Colocar 10 mL de leite no copo de béquer. Juntar 40 mL de água. Agitar com o bastão de vidro. 45 b) Gotejar a solução de ácido acético diluído, agitando com o bastão de vidro. Observar a floculação da caseína. c) Colocar a solução em um tubo de ensaio e centrifugá-lo por 3 minutos. Observar Experimento C: Destilação do vinho. a) Observar a montagem do aparelho conforme a figura abaixo: b) Colocar no balão de destilação através do funil, 100 mL de vinho tinto. Juntar uma pérola de vidro, para evitar a super ebulição. c) Fechar o balão com a rolha que contém o termômetro e iniciar o aquecimento. d) Observar a destilação. Recolher no erlenmeyer 20 mL do destilado. Apagar o fogo. e) Observar o líquido destilado. Identificar, pelo odor, o álcool nele contido. 2.2.5.PÓS-LABORATÓRIO Experimento A: Separação da mistura de enxofre e sulfato de cobre 1. A mistura de enxofre e sulfato de cobre é homogênea ou heterogênea? Justifique. 2. A água dissolve o enxofre ou o sulfato de cobre? 3. Qual a substância retida pelo papel de filtro? Experimento B: Separação do Leite 1. O leite é uma mistura ou uma substância? Experimento C: Destilação do vinho. 1. O vinho é homogêneo ou heterogêneo? Justifique. 2.3.EBULIOSCOPIA NA PRÁTICA 2.3.1.OBJETIVO Verificar que a adição de um soluto não volátil a um solvente puro aumenta a sua temperatura de ebulição. 2.3.2.REAGENTES UTILIZADOS - Água destilada - Gelo - Sal de cozinha (Cloreto de sódio) 46 2.3.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - Béqueres de 250 mL - Termômetro (-10º a 100º C) - Bastão de vidro - Fonte de calor - Espátula 2.3.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Coloque 100 mL de água destilada em um béquer. b) Aqueça o sistema até atingir 100º C. c) Adicione com uma espátula 2 a 3 medidas de sal e agite. d) Verifique o aumento na temperatura de ebulição. e) Registre a maior temperatura acima de 100º C. 2.3.5.PÓS-LABORATÓRIO 1. O que são propriedades coligativas? 2. Como você pode provar, pela sua prática, que a elevação do ponto de ebulição de uma solução depende somente da concentração da solução e não do soluto? 2.4. CRIOSCOPIA NA PRÁTICA 2.4.1.OBJETIVO Observar o efeito crioscópico numa solução de água e sal.. 2.4.2.REAGENTES UTILIZADOS - Sal grosso - Gelo 47 2.4.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - 3 tubos de ensaio - 1 béquer de 250 mL 2.4.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Identifique três tubos de ensaio. No primeiro coloque 3 mL de água, no segundo coloque 3 mL de solução saturada de sal e no terceiro coloque 1,5 mL da solução saturada e acrescente 1,5 mL de água pura.Prepare um banho de gelo no béquer, com pedaços de gelo e sal na proporção aproximada de 4:1. b) Introduza os 3 tubos de ensaio neste banho, de forma que o conteúdo dos tubos fique submerso. c) Deixe em repouso por cerca de 5 minutos e observe. Retorne ao banho e observe a cada 5 minutos.Repita a observação até que possa ser observada a ordem de congelamento da água nos três tubos. 2.4.5.PÓS-LABORATÓRIO 1. Relate as observações e Explique os resultados. 2. Por que nas regiões polares existe água líquida se a temperatura é negativa? 3. Por que em países de clima frio a água não congela nos radiadores dos carros? 2.5. TONOSCOPIA NA PRÁTICA 2.5.1.OBJETIVO Entender como ocorre o abaixamento da pressão de vapor de uma substância. 2.5.2.REAGENTES UTILIZADOS - Líquido puro (água) - Líquido com soluto não volátil (água com açúcar); 48 2.5.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 recipientes transparentes (béqueres ou copos); - Redoma de vidro (queijeira ou vasilha para guardar bolo). 2.5.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Coloque em um recipiente a água pura e no outro a água misturada ao soluto não volátil; b) Cubra os dois recipientes com a redoma de vidro; c) Aguarde e faça a observação seguinte: O volume do líquido puro vai diminuir, enquanto a solução com soluto vai aumentar. Por que isso ocorre? As soluções tendem a um equilíbrio que é atingido quando as pressões de vapor do líquido puro se igualam à pressão de vapor da solução. A pressão máxima de vapor da água = 31,82 mmHg a uma temperatura média de 30 °C (temperatura no interior do recipiente). A solução com soluto não-volátil possui pressão máxima de vapor menor que da água pura, esses valores explicam o experimento descrito acima. 2.5.5.PÓS-LABORATÓRIO 1. Relate as observações e Explique os resultados 2.6. OSMOSE 2.6.1.OBJETIVO Observar o processo de osmose através da membrana de um ovo. 2.6.2.REAGENTES UTILIZADOS - 2 ovos de tamanhos iguais - 250 mL de vinagre - 250 g de açúcar 49 2.6.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 béqueres de 300 mL (ou copos de vidro incolor) - 1 colher de sopa 2.6.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Lave um ovo somente com água e coloque-o num béquer contendo cerca de 250 mL de vinagre. Durante 5 a 10 minutos, observe o que acontece. Ocorre alguma reação química? Anote todas as suas observações. Deixe o sistema em repouso por pelo menos um dia. Ao lado, deixe o outro ovo para comparação. Após um dia ou mais, observe se houve alterações no sistema. Quais? Compare o tamanho do ovo mergulhado no vinagre com o do outro ovo. Com cuidado, para não romper a membrana do ovo, retire o vinagre do béquer segurando o ovo. Observe se o ovo ainda tem casca. A seguir, lave-o apenas com água, recoloque-o no béquer e adicione cerca de 250 mL da solução fria supersaturada de açúcar. Observe se ocorre alguma reação. O ovo flutua ou fica no fundo do béquer? Deixe o sistema em repouso por pelo menos mais um dia. Após esse período, retire cuidadosamente o ovo da solução de açúcar, lave-o e compare seu tamanho com o do outro ovo. Preparo da Solução Solução supersaturada de açúcar - adicione 250 g de açúcar a cerca de 250 mL de água quente e continue aquecendo e mexendo até que a dissolução seja completa. A solução ficará amarelada e viscosa. 2.6.5.PÓS-LABORATÓRIO 1. Com relação ao aspecto físico, qual a diferença de um milho verde cozido em água com sal de outro cozido somente em água? Justifique. 2. Como você pode usar o fenômeno da osmose para a conservação de alimentos? 3. Você acha que peixe de água doce sobrevive em água do mar e vice-versa? Justifique. 4. Do ponto de vista biológico, por que a membrana do ovo tem que ser permeável? 5. Você observou que o ovo sem casca ficou submerso na solução de vinagre e flutuou na solução saturada de açúcar. Explique por que. 50 2.7. REAÇÃO QUÍMICA COM ALTERAÇÃO DE NOX 2.7.1.OBJETIVO Entender como se da a alteração do nox numa reação química. 2.7.2.REAGENTES UTILIZADOS - Palha de aço - Água sanitária 2.7.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - Prato fundo - Pinça 2.7.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Coloque um pedaço de palha de aço aberta no prato e cubra com água sanitária. Deixe o sistema em repouso durante 10 minutos e, depois, com o auxílio da pinça, remova cuidadosamente a palha de aço. Você poderá observar que, no fundo do prato, apareceu uma nova substância de cor avermelhada, cuja fórmula é Fe2O3. A reação que originou esse composto ocorreu entre o ferro e o hipoclorito de sódio (NaClO), presente na água sanitária, e pode ser representada pela seguinte equação não balanceada, que mostra uma reação de oxi-redução: Fe + NaClO → Fe2O3 + NaCl 2.7.5.PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual o valor donox do ferro nos compostos mencionados? 2. Qual o valor do nox do cloro nos compostos mencionados? 3. Quais os elementos cujos valores do nox não variam? 4. Sabendo que a variação do nox de cada átomo de ferro corresponde à perda de 3 elétrons, determine a quantidade de elétrons recebidos por átomo de cloro na reação. 5. Indique os agentes, oxidante e redutor. 51 2.8. OXIRREDUÇÃO 2.8.1. OBJETIVO - Compreender o que é oxidação e redução; - Verificar as facilidades relativas com que as diferentes espécies químicas (átomos, íons, moléculas) sofrem oxidação ou redução. 2.8.2.REAGENTES UTILIZADOS - MgCl2 0,1 mol/L - Pb(NO3)2 0,05 mol/L - CuSO4 ou Cu(NO3)2 0,1 mol/L - ZnSO4 0,1 mol/L - FeSO4 0,1 mol/L - Chumbo - Cobre - Ferro - Magnésio - Zinco 2.8.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - Béquer de 100 mL - Lixa ou esponja de aço - Tubos de ensaio 2.8.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Prepare cinco tubos de ensaio colocando em cada um cerca de 5 mL de solução de Mg2+(aq). Para isto pode ser usada uma solução de MgCl2(aq) 0,1 mol/L. Coloque, respectivamente, em cada tubo um pedaço dos metais Mg, Zn, Fe, Pb e Cu. Deixe os tubos em repouso por alguns 52 minutos. Em cada caso, observe se houve reação. Escreva as equações das reações que ocorreram. b) Lave os metais e repita a experiência usando em lugar da solução de Mg2+(aq) uma solução de Zn2+(aq) (por exemplo, ZnC12(aq) 0,1 mol/L), Em cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. c) Lave novamente os metais e repita a experiência usando em lugar da solução de Zn2+(aq) uma solução de Fe2+(aq) (por exemplo, FeCl2 0,1 mol/L). Em cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. d) Repita a experiência, colocando cada metal em um tubo de ensaio que contém uma solução de Pb2+(aq) (por exemplo, Pb(NO3)2(aq) 0,1 mol/L). Em cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. e) Repita a experiência, colocando cada metal em um tubo de ensaio que contém uma solução de Cu2+(aq) (por exemplo, Cu(NO3)2 (aq) 0,1 mol/L). Em cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. f) Reveja suas anotações em relação às perguntas referentes aos metais tratados nos procedimentos 1,2, 3, 4, e 5. 2.8.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Que metal se oxida mais facilmente? 2. Que íon metálico se reduz mais facilmente? 3. Que metal não é oxidado por nenhum dos íons? 4. Que íon não é reduzido por nenhum dos metais? 5. Que espécie química (metal ou íon metálico) é o melhor agente oxidante e qual é o melhor agente redutor? 2.9. BAFÔMETRO 2.9.1. OBJETIVO Abordar conceitos de oxidação e redução. 53 2.9.2. REAGENTES UTILIZADOS - Cola de secagem rápida (durepoxi) - Solução de dicromato de potássio (50 mL a 0,1 mol/L) - Solução de ácido Sulfúrico (20% v/v) - Álcool comum. 2.9.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Um pequeno vidro transparente (pode ser de remédio) - Um vidro grande vazio com tampa (de maionese de 250 ou 500 mL) - Tubo de látex 2.9.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Construção do equipamento: Você irá precisar de dois tubos de látex, um deles vai até o fundo do vidro grande e o outro ultrapassa apenas um pouco da tampa (esse deverá formar uma conexão com o vidro de remédio). Esta tampa deverá estar encaixada e com furos que permitam somente a entrada dos tubos de látex. Preparo da solução: acrescente à solução de dicromato de potássio igual volume de solução de ácido Sulfúrico. Procedimentos: 1. Coloque álcool no vidro maior até ¼ de sua capacidade; 2. Coloque a solução ácida de dicromato de potássio no vidrinho de remédio até à metade de sua capacidade; 3. Sopre para dentro do vidro grande e observe o borbulhamento dentro do vidro menor (que contém dicromato de potássio). 2.9.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. 2. Explique o que ocorreu por meio de uma equação química. Aproximadamente 10% do descarte de álcool do corpo humano para purificar o sangue é realizado nos pulmões pelo ar alveolar e pelo sistema urinário e os 90% restantes são 54 eliminados pela metabolização de etanol, principalmente no fígado. Explicar como ocorre o processo de eliminação de álcool nos pulmões permitindo a utilização do bafômetro como instrumento de detecção da embriaguez? 2.10. TESTANDO A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 2.10.1.OBJETIVO Observar a velocidade das reações químicas 2.10.2.REAGENTES UTILIZADOS - Um frasco de água oxigenada H2O2 a 10 volumes (encontrado em farmácias) - Pedaços de batata crua - Pedaços de fígado cru 2.10.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL A água oxigenada que pode ser comprada em farmácias deve ser colocada em dois copos, em quantidades iguais. Em um dos copos, coloque um ou mais pedaços de batata crua ou de fígado cru. No outro copo não acrescente nada. Observe atentamente a velocidade da liberação de bolhas que ocorre nos dois copos. 2.10.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual o tipo de reação que ocorre com a substância H2O2. 2. Equacione esta reação. 3. Qual o gás constituinte das bolhas? Como você pode provar? 55 2.11. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DA REAÇÃO QUÍMICA 2.11.1.OBJETIVO Estudar algumas condições que alteram a velocidade de uma reação química: temperatura e superfície de reação. 2.11.2.REAGENTES UTILIZADOS - antiácido efervescente em pastilhas - gelo 2.11.3.VIDRARIAS E MATERIAIS -3 béqueres - cronômetro 2.11.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Adicione 50 mL de água em cada béquer. Resfrie um dos béqueres mergulhando-o durante alguns minutos em um banho de gelo. Corte a pastilha de antiácido em 4 partes aproximadamente iguais. Em seguida, triture uma das partes do antiácido e proceda da seguinte maneira: No béquer número 1, adicione uma das partes do antiácido, cronometrando o tempo de reação; -No béquer número 2, adicione os fragmentos de antiácido triturado, cronometrando o tempo de reação; -No béquer número 3 - aquele que foi anteriormente mergulhado no banho de gelo - adicione outra parte do antiácido, também cronometrando o tempo de reação. 2.11.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Quais fatores influenciaram na velocidade das reações? 56 2. Anote os resultados e diga em qual dos béqueres a reação se processa de forma mais rápida. Diga o motivo que levou a reação a ocorrer mais rapidamente. 2.12. CORROSÃO 2.12.1.OBJETIVO Observar se o ferro dentro da água sempre enferrujará 2.12.2.REAGENTES UTILIZADOS - Oito pregos de ferro - Dois pedaços de fio de cobre (bem finos) - Dois pedaços de magnésio (ou zinco) - Cloreto de sódio - NaCl - (sal de cozinha) - Suco de limão 2.12.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - Sete tubos de ensaio (ou outros recipientes estreitos de vidro transparente) - Dois béqueres (ou copos de vidro transparentes) - Uma seringa de plástico - Um conta-gotas 2.12.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Em um béquer, misture 20mL de água e uma colher de chá de sal. Agite a mistura até a completa dissolução do sal. Vamos chamar essa solução de A. No outro béquer, misture 10mL de suco de limão e 10mL de água. Chamaremos essa solução de B. Prepare os tubos de ensaio conforme a tabela a seguir: 57 Essas soluções representam diferentes ambientes em que o Ferro (Fe) pode ser encontrado: úmido, salino devido à presença de água do mar, ácido por causa da chuva ou em presença de outros metais. O que você observou nos tubos logo que os preparou? Anote suas observações. Deixe os tubos em repouso por dois dias aproximadamente. 2.12.5.PÓS-LABORATÓRIO 1. Como estava o aspecto do prego em cada um dos tubos ao final da experiência? 2. Há diferenças no aspecto do ferro nos diversos meios analisados? Quais? 3. Houve reação em todos os tubos? Em quais? Você poderia explicar esse fato? 4. Que tipo de reação química o ferro sofreu? 5. O fio de cobre sofreu alguma modificação? Qual? 58 6. E o pedaço de magnésio? 7. Será que conseguiremos criar uma situação em que o ferro não sofra corrosão? Por que isso poderá ocorrer? 8. Você consegue imaginar uma aplicação prática para esse fenômeno? 9. Os cascos de navios costumam ter placas de zinco presas na superfície em contato com a água do mar. 10. Existe alguma relação entre a experiência e esse fato? 2.13.CONSTRUÇÃO DE UMA BATERIA 2.13.1.OBJETIVO Entender como se da à construção de uma bateria e como ela funciona 2.13.2. REAGENTES UTILIZADOS - Solução de sulfato de cobre 1 mol/L - Solução de sulfato de zinco 1 mol/L - Água destilada - 3 placas de cobre - 3 placas de zinco - 3 pedaços de fio de cobre 2.13.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 1 lâmpada de 2,5 V - 2 vidros de relógio (ou pratos) - Filtro de papel (para coar café) ou pano - Palha de aço (Bombril) 2.13.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Prepare 3 eletrodos de cobre e 3 eletrodos de zinco, na forma de placas (veja a figura). Limpe os eletrodos de cobre e de zinco com uma palhinha de aço. Recorte 6 placas do papel de filtro (ou pano), pouco maiores que as placas de cobre e de zinco. Coloque um pouco da solução de 59 sulfato de cobre em um dos vidros de relógio (ou prato) e um pouco da solução de sulfato de zinco no outro. Embeba 3 das placas de papel de filtro em uma das soluções e as 3 placas restantes na outra solução. Monte a bateria, intercalando os eletrodos e as placas de papel de filtro (ou pano) embebido, na seguinte sequência: Feche o circuito conforme indicado na figura e observe o acendimento da lâmpada. Nota: Caso disponha de um voltímetro, meça a diferença de potencial das pilhas e da bateria. OBSERVAÇÃO Esta bateria foi construída com apenas três pilhas. Para conseguir voltagens maiores pode-se acrescentar mais pilhas, seguindo sempre a sequência de montagem do procedimento, ocorrendo um aumento de cerca de 1,1 V para cada pilha acrescentada. 2.13.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Como é possível construir uma bateria com três pilhas, cuja ddp seja maior que a obtida neste experimento? 2. Se a solução de sulfato de cobre for substituída por uma de sulfato de sódio, a bateria irá funcionar? E se a solução de sulfato de zinco for substituída por sulfato de sódio? Por quê? 3. Se uma das soluções for substituída por água, a bateria irá funcionar? 60 2.14. CORROSÃO DO FERRO, ALUMÍNIO E COBRE 2.14.1.OBJETIVO Aplicar os princípios básicos da eletroquímica. Entendendo-se que esta parte da química trata do estudo da relação entre a energia elétrica e as transformações químicas. 2.14.2. REAGENTES UTILIZADOS - Hidróxido de sódio (NaOH) - Carbonato de sódio (Na2CO3) - Cloreto de sódio (NaCl) - Ácido clorídrico (HCl) - Cloreto de potássio (KCl) - Ácido sulfúrico (H2SO4) - Ácido acético (CH3COOH) - 12 pregos - Fio de cobre e alumínio 2.14.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 12 tubos de ensaio - 12 copos de béquer - 6 balões de 1litro - 6 bastões de vidro - 6 vidros de relógio - 4 espátulas - 4 pipetas (2 de 10mL e 2 de 20mL) - Papel toalha - Papel pH 2.14.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 61 a) Preparar 10mL de soluções 0,1mol/L das substâncias indicadas pelo instrutor e 1L de soluções 0,1mol/L dos ácidos. b) Após limpeza com água e sabão e polimento dos pregos não tocar as superfícies da peça com as mãos, devendo-se utilizar pinça. c) Colocar um prego limpo em cada um dos tubos de ensaio e adicionar as soluções 0,1mol/L até encher parcialmente os tubos. d) Determinar a concentração de íons hidrogênio em cada solução medindo o pHdas mesmas, o que é suficiente para saber se as mesmas são básicas, ácidas ou neutras. e) Deixar os pregos nas soluções de um dia para outro. f) Observar e descrever as mudanças acontecidas. Faça uma tabela comparativa com seus próprios resultados e os resultados dos seus colegas. Adicional: g) Adicione à sua solução uma ou duas gotas de ferricianeto de potássio 0,1mol/L (K3Fe(CN)6) e observe os resultados. h) Adicione uma gota de ferricianeto de potássio 0,1mol/L (K3Fe(CN)6) a aproximadamente 1mL de solução FeSO4. Compare este resultado com aquele obtido quando o ferricianeto de potássio foi adicionado à solução que contém o prego. 2.14.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Quais são suas conclusões em relação ao item(e)? 2.15. POTENCIAL DAS PILHAS 2.15.1.OBJETIVO Entender o funcionamento de uma célula galvânica ou célula eletroquímica. 2.15.2.REAGENTES UTILIZADOS - Eletrodos de níquel, cobre e zinco - Sulfato de cobre (CuSO4) - Sulfato de níquel (NiSO4) - Sulfato de zinco (ZnSO4) 62 - Cloreto de sódio (NaCl) ou cloreto de potássio (KCl) - Ácido cítrico (C6H8O7) 2.15.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - 1 copo de béquer - Fios condutores - Tubo em U (pedaço de mangueira para a ponte salina) - Multímetro - Pinça - Algodão 2.15.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Preparar a superfície da peça a ser niquelada através de lavagem com sabão eágua corrente e polimento com palha de aço fina ou decapar com uma solução concentrada de ácido nítrico (1:1). b) Após o polimento não tocar as superfícies da peça com as mãos, devendo-se utilizar pinça. c) Imergir a peça na solução de niquelação conectando no pólo negativo da fonte. d) Utilizar um eletrodo de níquel como pólo positivo, imergindo-o na solução. e) Ligar a fonte de corrente e ajustar para aproximadamente 100 a 200mA por decímetro quadrado de superfície a ser niquelada (mA/dm2). f) Deixar por um tempo estimado em 10 a 15 minutos. g) Desligar a fonte e retirar a peça niquelada, lavando-a em água corrente. 2.15.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Descreva o que foi observadoe explique o ocorrido. 2.16. EQUILÍBRIO QUÍMICO 2.16.1.OBJETIVO - Caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos - Reconhecer os fatores que influenciam no equilíbrio químico: Princípio de Le Châtelier 63 - Determinar a expressão da constante de equilíbrio 2.16.2. REAGENTES UTILIZADOS - Água destilada; - K2Cr2O4 0,1 mol/L - K2Cr2O7 0,1 mol/L - HCl 1 mol/L - NaOH 1 mol /L - BaCl21mol/L 2.16.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Pêra de segurança - 3 Conta-gotas - 8 Tubos de ensaio - Suporte para tubos de ensaio - 2 Pipetas graduadas de 2 mL 2.16.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1) Caracterização do estado de equilíbrio do sistema: Cr2O72-(aq)+H2O(l) ↔ CrO42-(aq) + 2H+(aq) Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento, através da diferença de cor do íon cromato, amarelo, e do íon dicromato, alaranjado. Deve-se observar que, mesmo predominando visualmente a cor amarela (deslocamento no sentido do íon cromato) pode existir pequena quantidade do íon dicromato, e vice-versa. No suporte, coloque 4 tubos contendo 2 mL de K2Cr2O7 0,1 mol/L (íon dicromato, alaranjado), 4 tubos contendo 2 mL de K2CrO4 0,1 mol/L (íon cromato, amarelo). Faça as reações dos itens a até e, anote os resultados (variações macroscópicas - cor) na tabela a seguir. a) Em um tubo contendo íon dicromato, adicione 0,5 mL (aproximadamente 10 gotas) de solução 1mol/L de NaOH. Compare a cor da solução com a dos outros tubos. Anote a variação observada na tabela e adicione, ao mesmo tubo, 1mL de solução de HCl 1 mol/L. Agite e compare novamente com os outros tubos. Não se esqueça de levar em consideração a 64 diluição. Escreva as equações e anote na tabela esta nova variação. Faça o mesmo para cada item. b) Repita o mesmo procedimento com um tubo contendo cromato, usando primeiramente 0,5 mL de HCl 1 mol/L e depois 1 mL de NaOH 1 mol/L. c) Em um tubo contendo CrO42- 1 mol/L: adicione 4 gotas de solução da BaCl2 0,1 mol/L. Agite e observe se há formação de precipitado. d) Em um tubo contendo Cr2O72- 0,1 mol/L repita a operação. Obs: A solubilidade do BaCrO4 é 8,5 ×10-11 mol/L e o BaCr2O7 é solúvel e) Em um tubo contendo CrO42- 1 mol/L: adicione 1 mL de solução de NaOH 1 mol/L. Agite, observe e adicione 2 gotas de solução de BaCl2 0,1 mol/L Em um tubo contendo Cr2O72- 0,1 mol/L: repita o mesmo procedimento. Compare os dois tubos entre si e com os tubos do item c. Justifique as diferenças ou as semelhanças. f) Em um tubo contendo Cr2O72- 0,1 mol/L: adicione 1 mL de solução de HCl 1 mol/L. Agite, observe e adicione 4 gotas de solução de BaCl2 0,1 M. g) Em um tubo contendo CrO42- 1mol/L: repita o mesmo procedimento. Faça as comparações entre os tubos similares dos outros itens. Quadro comparativo Itens A Reagentes 1º) OH2º) H+ b 1º) H+ 2º) OHC 2+ D 1º) OH2º) Ba2+ e 1º) H+ 2º) Ba2+ Ba Soluções Dicromato Cr2O72Cromato CrO42- 2.16.5 PÓS-LABORATÓRIO 1. Coloque em ordem crescente, a quantidade de precipitado formado nas experiências c1, d 1 e e 2. Justifique. 2. Escreva a expressão de equilíbrio das equações I. 3. Seja um sistema do tipo: 65 A(alcoólico) + B(alcoólico) 2C(alcoólico) + H2O(l)H>O Como o sistema reagiria, com: a) Abaixamento da temperatura b) Aumento da pressão c) Adição de um agente complexante específico para A. 4. Dê a cor de uma solução de dicromato se aumentarmos o pH para aproximadamente 10. 5. De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios: H2(g) CO2(g) + Br2(g) + 2 SO3(g) 2 HBr(g) + 16.800 cal CS2(g) + 4 O2(g) – 265.000 cal 2.17. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 2.17.1.OBJETIVO - Preparar soluções. - Verificar a concentração de uma solução preparada. - Ponderar sobre as possíveis causas de erros em preparação de soluções. - Determinar a concentração de ácido acético em uma amostra de vinagre. 2.17.2.REAGENTES UTILIZADOS - HCl 1mol/L - NaOH 1mol/L - Biftalato de potássio - Fenolftaleína. - Água destilada - Vinagre 2.17.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - Balança semi-analítica - Indicador universal para verificar o pH. - Erlenmeyer de 250 mL 66 - Bureta de 50 mL 2.17.4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Obs: Elabore os cálculos necessários para a preparação de todas as soluções desse experimento. 1. Preparação de soluções de ácido e base forte Prepare 50 mL de uma solução 1 mol/L de HCl a partir dos reagentes comerciais e reserve. Prepare 50 mL de uma solução 1 mol/L de NaOH a partir dos reagentes comerciais e reserve. Utilizando as soluções preparadas, misture os volumes necessários de cada uma das soluções parapreparar 20 mL de uma solução neutra. Utilize indicador universal para verificar o pH da soluçãofinal. Observe e pondere sobre o resultado. 2. Preparação de uma solução a partir de uma solução estoque mais concentrada Prepare 250 mL de uma solução 0,1 mol/L de NaOH a partir da solução 1 mol/L preparada naParte 1 e reserve. Prepare 100 mL de uma solução 0,1 mol/L de HCl a partir da solução 1 mol/L preparada na Parte 1e reserve. 3. Padronização de uma solução de NaOH Utilize o biftalato de potássio (padrão primário) para padronizar a solução de NaOH 0,1 Mpreparada na Parte 2. Que massa de biftalato de potássio (KC8H5O4) deve-se empregar para a padronização de umasolução de NaOH ~0,1 mol/L? Justifique. Carregue uma bureta de 50 mL com a solução de NaOH 0,1 mol/Lpreparada na Parte Pese _____ g de biftalato de potássio e transfira para um erlenmeyer.Dissolva o sólido em 50 mL de água (esse volume de água tem que ser exato?) e adicione 2 a 3 gotasde solução de fenolftaleína. Titule com adição lenta da solução de hidróxido de sódio até o ponto de viragem do indicador. Anote o volume gasto. Faça a determinação em duplicata. Calcule a concentração da solução de NaOH. 4. Determinação da concentração de uma solução de HCl Utilize a solução de NaOH padronizada no item 3 para determinar a concentração de uma soluçãode HCl ~0,1 mol/L preparada na Parte 2. Faça a determinação em duplicata. Calcule a concentração da solução de HCl. 5. Determinação da concentração de ácido acético em vinagre 67 O vinagre é uma solução diluída de ácido acético (4 a 5% em massa). Nesse experimento,verificaremos se o produto atende às especificações de qualidade. Pese um erlenmeyer de 250 mL (seco externamente) em uma balança semi-analítica, cujalegibilidade seja de 0,001 g. Meça, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 5,00 mL de vinagre etransfira-o para o erlenmeyer. Pese o conjunto na mesma balança utilizada anteriormente. Anote amassa. Adicione cerca de 35 mL de água destilada e 2 a 3 gotas de solução de fenolftaleína. Titule com a solução de NaOH (concentração exata determinada na Parte 3). Faça a determinação em duplicata. Calcule o conteúdo de ácido acético no vinagre, reportando oresultado em gramas de ácido acético por 100 g de vinagre. 2.17.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. O que é um padrão primário? Por que é necessário padronizar a solução? Qual o princípio desta determinação? 2. Traga as equações e os cálculos necessários. 3. Represente todas as operações na forma de um fluxograma do experimento 2.18. CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DAS SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS 2.18.1.OBJETIVO Mostrar através do experimento, quais substâncias que conduzem a eletricidade e por que esta condução de corrente elétrica ocorre. 2.18.2. REAGENTES UTILIZADOS - Água destilada - Açúcar - Cloreto de sódio NaCl - NaOH hidróxido de sódio 68 2.18.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Béquer de 50 mL - Bastão de vidro - Espátula - Fios de cobre 2.18.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Com o sistema para testar a condutividade elétrica na sua bancada, comece o experimento. Introduza os dois pedaços de fios de cobre em um béquer contendo uma solução de cloreto de sódio. Verifique a condução de corrente elétrica. Repita o procedimento com a solução de NaOH e a de açúcar. 2.18.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual a diferença entre o cloreto de sódio dissolvido na água e o açúcar? 2. Qual o tipo de ligação química formada pelas amostras que você recebeu para medir a condutividade elétrica. 2.19. TERMOQUÍMICA: ENTALPIA OU CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 2.19.1. OBJETIVO Determinar a entalpia de uma reação química que envolve uma neutralização de um ácido com uma base. 2.19.2. REAGENTES - Solução de ácido clorídrico 1,0mol/L - Solução de hidróxido de sódio 1,0mol/L 69 2.19.3 VIDRARIAS E MATERIAIS - Béquer - Papel de jornal - Termômetro - Erlenmeyer - Bastão de vidro 2.19.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Preparando o reator 1)Utilizando uma balança de precisão, determine a massa de um béquer limpo. Massa do béquer: 2) Isole o béquer que será usado como reator com papel de jornal. Determinando a temperatura inicial do sistema reacional 3) Insira cuidadosamente o termômetro no erlenmeyer que contém 10 mL de HCl 1,0mol/L. Após minutos anote a temperatura 4) Insira cuidadosamente o termômetro no erlenmeyer que contém 10 mL de NaOH 1,0mol/L. Após dois minutos anote a temperatura mostrada no termômetro. Temperatura do HCl: _________________ 5) A média aritmética das temperaturas do ácido e da base será a temperatura inicial do sistema. Temperatura média:________________ Realizando a reação 6) Adicione o HCl 1,0mol/L e NaOH no calorímetro mantendo o sistema em levíssima agitação com um bastão de vidro. Fique atento a marcação da temperatura do termômetro. Após cinco minutos registre a maior temperatura observada. Maior temperatura observada: _________________ Observações: 1. 2. O ácido e a base utilizados devem ambos estar diluídos. É indicado que professor demostre aos alunos qual artifício matemático utilizado para o desenvolvimento da atividade conforme iletrado a seguir: Qr = (ms.Cs + mv.Cv).∆t Onde: 70 Ms: massa da solução; Mv: massa do recipiente; Cs: calor específico da solução Cv: calor específico do recipiente ∆T: Variação de temperatura Dados adicionais: Calor específico do vidro: 0,753j/g.°C. Calor específico da água: 4,184j/g.°C Densidade da solução: ~1,0g/cm3 2.19.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Partir desse experimento descreva o que é a entalpia das reações. 3. QUÍMICA ORGÂNICA 3.1. QUÍMICA ORGÂNICA 3.1.1. OBJETIVO Caracterizar compostos orgânicos diferenciando-os dos inorgânicos. 3.1.2. REAGENTES UTILIZADOS - Fenol - Naftalina - Parafina (cera de vela) - Cloreto de Sódio - Óxido de Cálcio - Nitrato Cúprico – Benzeno - Ácido Sulfúrico. 71 3.1.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Bastão de vidro - 4 Béqueres (50 mL) - 6 Tubos de ensaio - Espátulas - Cápsula de porcelana - Papel de filtro - Pinça de madeira par tubo de ensaio - Bico de Bunsen – Açúcar. 3.1.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Coloque uma substância em cada tudo de ensaio. b) Segurando o tubo de ensaio com uma pinça, aqueça cada uma das substâncias na chama do Bico de Bunsen durante uns 2 ou 3 minutos. Observe. c) Anote na Tabela 1 as substâncias que se fundem: SUBSTÂNCIA Fenol Cloreto de Sódio Óxido de Cálcio OBSERVAÇÕES SUBSTÂNCIA Naftalina Parafina Nitrato OBSERVAÇÕES d) O fenol e a naftalina são compostos orgânicos. O cloreto de sódio e o óxido de cálcio são inorgânicos. De posse destas informações anote suas observações. e) Coloque em uma cápsula de porcelana uma pequena porção de naftalina (alguns grãozinhos apenas). Coloque fogo e observe. Repita o processo com o cloreto de sódio e óxido de cálcio. Faça uma descrição de suas observações. f) Mergulhe o bastão de vidro em um pouco de Benzeno. Coloque o bastão molhado em Benzeno sobre a chama do bico de Bunsen. Verifique que tipo de composto é o Benzeno. Anote suas observações e explique-as. 72 g) Prepare 4 Béqueres de 50 mL, cada um com uma substância: açúcar, cloreto de sódio, óxido de cálcio e papel. h) Adicione sobre cada um destes materiais algumas gotas de ácido sulfúrico concentrado (Cuidado!). Anote o que você observa. 3.1.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. A parafina e o nitrato cúprico são que tipos de compostos? 2. O que ocorreu com a naftalina em presença do fogo? E com o cloreto de sódio e o óxido de cálcio? Descreva e explique. 3. O que ocorreu com cada substância que foi posta em contato com o ácido sulfúrico concentrado? Explique a sua resposta. 3.2. FUNÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA 3.2.1. OBJETIVO Prever o comportamento das funções químicas e constatar as propriedades funcionais dos aldeídos e cetonas; Usando soluções de aldeído e cetona diferenciar cada função. 3.2.2. REAGENTES UTILIZADOS - Água - Solução de cetona - Solução de aldeído - Regente de Fehling A e B. 3.2.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 Tubos de ensaio - Pipeta graduada - Béquer de 100 mL - Tripé 73 - Lamparina - Pinça de madeira. 3.2.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Coloque 10 gotas da substância aldeído / cetona no tubo de ensaio. b) Adicione 10 gotas de cada um dos reagentes de Fehling A e B. c) Aqueça durante 10 a 15 minutos o tubo de ensaio através de um banho de água quente em um béquer com 30 mL de água. Observe. d) Repita a operação com a outra substância aldeído / cetona. 3.2.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Escreva a fórmula geral de um aldeído e a fórmula geral de uma cetona. 2. O metanal ou aldeído fórmico, ou formaldeído tem a seguinte fórmula: CH2O. Pesquise a utilidadedeste aldeído. 3. A acetona também chamada propanona ou dimetil-cetona, ou cetona comum, tem a seguinte fórmula: C3H6O. Pesquise a utilização dessa cetona. 4. Como agem e,qual a utilizaçãodos reagentes de Fehling A e B? 5. O que é formol? 3.3. POLARIDADE E SOLUBILIDADE 3.3.1. OBJETIVOS Diferenciar as polaridades e solubilidade das substâncias; Usando misturas de soluções e verificar quais são solúveis e sua polaridade. 3.3.2. REAGENTES UTILIZADOS - Água - Gasolina - Querosene - Etanol 74 3.3.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 3 Béqueres de 50 mL - Bastão de vidro 3.3.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) No primeiro béquer misture 20 mL de água com 20 mL de etanol. Observe. b) No segundo béquer misture 20 mL de gasolina com 20 mL de querosene. Observe. c) No terceiro béquer misture 20 mL de gasolina com 20 mL de água. Observe. 3.3.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Descreva o que aconteceu em cada béquer. 2. Que tipo de mistura apresenta cada béquer, homogênea ou heterogênea? 3. Por que a gasolina não se dissolveu em água? 3.4. ESPONJA DE AÇO CONTÉM FERRO? 3.4.1. OBJETIVO Discutir a constituição da matéria e a formação de substâncias a partir de reações de oxidação, introduzindo aspectos relativos ao cotidiano. 3.4.2. REAGENTES - Água oxigenada 10 volumes (podem ser usadas outras concentrações) 3.4.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 garrafas PET - 1 esponja de aço - 1 garrafa de refrigerante de limão 75 3.4.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Lave bem duas garrafas PET e adicione em cada uma delas pedaços de esponjas de aço. b) Preencha a primeira com água suficiente para cobrir a esponja, feche a tampa da garrafa e agite por alguns instantes. Observe o que ocorre e anote os resultados. c) Em seguida, repita o procedimento anterior adicionando à segunda garrafa PET o refrigerante de limão, até cobrir totalmente a esponja de aço. Feche a garrafa e agite bem por alguns minutos. Deixe repousar e observe a coloração que se forma. Você pode decantar a solução para frasco transparente. Deverão ser anotadas as mudanças que ocorrem na mistura (cor da água e do refrigerante após a agitação, o que ocorreu com a esponja de aço após a agitação...). d) Abra a garrafa e despeje uma pequena quantidade de água oxigenada. Novamente tampe a garrafa e agite por alguns minutos. Você pode decantar a solução para um frasco transparente para melhor observação. Verifique o que ocorre após deixar repousar. Observe a mudança da coloração da solução. Observação: Os estudantes devem pesquisar sobre a composição química do aço e as cores dos íons de ferro em soluções ácidas. Depois, devem responder se, de acordo com as observações, podese concluir que a esponja contém ferro, ou não. 3.4.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Equacione a reação responsável pela formação de bolhas no procedimento. 2. Qual o motivo do aparecimento da coloração verde? 3. Por que ocorre alteração do pH no meio? 4. Qual a função da água oxigenada adicionado à solução? 76 3.5. REATIVIDADE DE METAIS COM ÁCIDO CLORÍDRICO 3.5.1. OBJETIVOS Observar o que ocorre quando alguns metais são colocados em contato com uma solução de ácido clorídrico concentrada. A ocorrência ou não da liberação de bolhas de hidrogênio e a velocidade com que essas bolhas se formam dão uma ideia da reatividade do metal com o ácido; Verificar o fenômeno das reações de oxi-redução. 3.5.2. REAGENTES UTILIZADOS - HCl 6 mol/L 3.5.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Béquer ou copo - Amostras de magnésio - Amostras de zinco - Amostras de ferro - Amostras de alumínio - Amostras de cobre 3.5.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Quando os metais utilizados neste experimento forem colocados em contato com o ácido clorídrico, diferenças marcantes poderão ser observadas nas suas reatividades. a) O magnésio reagirá imediatamente e bastante vigorosamente, liberando hidrogênio e "desaparecendo" (os íons magnésio ficam dissolvidos, gerando uma solução de cloreto de magnésio). b) O zinco reagirá um pouco menos vigorosamente que o magnésio. O alumínio, que está entre o magnésio e o zinco na série eletroquímica, também reagirá vigorosamente, mas somente após certo tempo (o alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar; a demora na reação 77 do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o). c) O ferro reagirá bem mais lentamente com o ácido clorídrico. Assim, somente depois de um certo tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornarão visíveis, juntamente com uma coloração amarela decorrente da formação do íon ferro (III). d) No caso do estanho, qualquer reação será visível na forma de pequenas bolhas de hidrogênio na superfície do metal, mas somente depois de 10 minutos a 15 minutos. e) Já o cobre não reagirá, embora uma leve coloração amarela possa ser observada no béquer em decorrência da formação do íon complexo CuCl42-(aq) resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o cobre. O comportamento do cobre pode ser previsto com base na fila eletroquímica apresentada na página anterior, pois ela indica que o hidrogênio tem maior tendência a se oxidar que o cobre. 3.5.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Existe algum ácido com o qual o cobre reagirá? 2. Qual é a equação química balanceada que representa a reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico? E entre níquel metálico e ácido clorídrico? 3. O que ocorreu que indica que houve reação química? 4. Esta reação liberou ou absorveu calor? 5. Classifique a reação química (síntese, decomposição,deslocamento ou dupla-troca). 6. Coloque o Nox de cada elemento da reação. 7. Ligue os elementos iguais antes e depois da reação dizendo quem sofre oxidação e quem sofre redução. 8. Diga quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor. 9. Escreva a semi-reação de oxidação da reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico. 10. Escreva a semi-reação de redução da reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico. 78 3.6. PREPARANDO UM POLÍMERO 3.6.1. OBJETIVOS Preparar um polímero 3.6.2. REAGENTES UTILZADOS - Formol (solução aquosa a 40% de metanol) - Ácido muriático (HCl) - Solução aquosa de uréia na concentração 80 g/L 3.6.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 copos - Conta-gotas - Garrafa plástica (2 L) 3.6.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Coloque 80 g de uréia sólida na garrafa (corte a parte superior da garrafa para ficar mais prático) e complete com água até aproximadamente 1L. Em seguida, coloque em um copo volumes de formol e da solução de uréia. Goteje, sobre a solução resultante, o ácido muriático. Você irá notar certa turvação; continue a adição do ácido até perceber a formação de uma massa esbranquiçada, que é o polímero. 3.6.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Cite alguns polímeros que existem na natureza. 2. Cite e discorra um pouco acerca do primeiro polímero sintético. 3. Pesquise e fale um pouco a respeito dos seguintes polímeros: Polipropileno; Poliestireno; Policloreto de Vinila (PVC); Politetrafluoretileno (PTFE) teflon; Poliacetato de Vinila (PVA). 4. Fale um pouco acerca do poliéster, poliamidas, silicones. 5. O que são termoplásticos e termofixos? 79 6. Fale sobre alguns polímeros biodegradáveis. 3.7. TESTANDO A TENSÃO SUPERFICIAL DA ÁGUA 3.7.1. OBJETIVOS Observar e compreender como ocorre a tensão superficial da água e no que a mesma pode interferir. 3.7.2. REAGENTES - Detergente - Água 3.7.3. MATERIAIS UTILIZADOS - Colher - Uma agulha ou alfinete - Uma xícara - Um conta-gotas - Uma pinça 3.7.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Pegue a agulha pelo meio com a pinça. b) Coloque a agulha com cuidado na xícara com água, deixando-a boiando. c) Pingue uma gota de detergente na água com o conta-gotas. Observe o que acontece e anote os resultados. 3.7.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Explique o fenômeno da tensão superficial da água. 2. Como é a estrutura química básica de um detergente? 3. Por que a água, por si só, não e capaz de remover gorduras das louças? 80 4. Como os detergentes agem para limpar as louças? 3.8. SABÃO CASEIRO 3.8.1. OBJETIVO Encontrar uma maneira de reciclar o óleo residual de frituras 3.8.2. REAGENTES UTILIZADOS - 1 kg de soda cáustica (NaOH) - 2 litros de água - 4 litros de óleo de frituras (excepto de peixe) - 1 litro de álcool - Elemento decorativo como erva aromáticas (exemplo: camomila), especiarias (cravo, canela), flores secas, conchas, etc. - 5 mL óleo essencial 3.8.3. MATERIAIS E VIDRARIAS - 1 balde de plástico - 1 caixote de madeira forrado com um pano limpo ou formas de silicone, acetato ou recipiente plástico. - 1 colher de pau 3.8.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Colocar no balde, 1 kg de soda cáustica e 2 L de água quente (adicionando lentamente). b) Misturar com uma colher de pau até a soda cáustica se diluir totalmente. c) Juntar 4 litros de óleo usado. Continuar mexendo sempre com a colher de pau, durante cerca de 20 minutos. d) Acrescentar 1L de álcool, óleo essencial (caso pretenda que o seu sabão fique perfumado) ou perfume. e) Acrescentar se desejares, elementos decorativos a gosto. 81 f) Misturar tudo até se obter uma pasta consistente. g) Despejar esta mistura num caixote de madeira forrado com um pano limpo ou nas formas pretendidas. h) Acomodar a pasta no caixote. Deixe secar totalmente (pelo menos 24 horas). i) Cortar os pedaços de sabão no tamanho desejado. Embrulhe o sabão em papel-filme. Recomendações: Não utilizes óleo de fritura de peixe ou frutos do mar. Coar o óleo para separar as impurezas. Mantém uma distância segura quando efetuares a mistura da água com a soda cáustica e utiliza protetores para olhos e máscara para nariz e boca, pois o vapor resultante dessa mistura é muito forte. Deves recorrer à ajuda de um adulto responsável para a realização desta técnica. 3.8.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Mostre e explique a reação que ocorre entre o óleo e o hidróxido de sódio. Que nome se dá a esta reação? 2. Quais as principais consequências quando o óleo residual de frituras é descartado no meio ambiente? 3. Discorra, de forma sucinta, acerca da história do sabão. 3.9. ALBUMINA E CASEÍNA 3.9.1. OBJETIVO Detectar a presença de proteínas no ovo e no leite. 3.9.2. REAGENTES UTILIZADOS - Ácido acético diluído (CH3COOH) - vinagre 82 3.9.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 potinhos - pote grande - colher de sobremesa - conta-gotas - leite - clara de ovo 3.9.4. PROCEDIMENTO a) Colocar no potinho uma colher de clara de ovo fornecida pelo professor. Adicionar 30 gotas de vinagre. Anotar suas observações e explicar o que ocorreu. b) No outro potinho, colocar leite até a primeira marca e adicionar 30 gotas de vinagre. O que ocorreu com o leite? Anotar suas observações. Considerando os conhecimentos adquiridos durante o experimento responder novamente a questão prévia. 3.9.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. O que são proteínas? Quais as suas principais funções? 2. Discorra acerca das estruturas primárias, secundárias, terciárias e quaternárias das proteínas. 3. Escreva sobre a albumina e a caseína. 4. O que acontece com a albumina presente no ovo quando este é submetido a elevadas temperaturas? 3.10. DESNATURAÇÃO DA ALBUMINA COM SOLVENTE ORGÂNICO 3.10.1. OBJETIVO Verificar a desnaturação de uma proteína por solvente orgânico. 83 3.10.2.REAGENTES UTILIZADOS - Álcool etílico (CH3CH2OH) 3.10.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Recipiente plástico vermelho - ovo 3.10.4. PROCEDIMENTO a) Colocar álcool etílico no recipiente plástico até metade de seu volume. b) Adicionar um ovo sem a casca e esperar por aproximadamente 20 minutos. Anotar suas observações e explicar o que ocorreu. 3.10.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Explique o que ocorreu no referido experimento. 2. Qual a constituição das proteínas? 3. Como se caracteriza a desnaturação de uma proteína? 4. O que ocorre à estrutura da proteína quando é adicionado o solvente orgânico? 3.11. SIMULAÇÃO DO EFEITO ESTUFA (I) 3.11.1. OBJETIVOS Simular o efeito estufa 3.11.2. MATERIAIS UTILIZADOS - Dois termômetros - Um aquário de acrílico com um pequeno furo - Um pedaço de mangueira de mesmo diâmetro do furo do aquário - Uma “folha” de emborrachado 84 - Uma fonte de “gás” (aerossol) - Alicate de pressão 3.11.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a)Colocar o aquário virado para baixo sobre a folha de emborrachado que estará na mesa. Dentro do aquário, deverão estar um termômetro e a fonte de luz incandescente. O outro termômetro deverá estar fora do aquário. Liga-se a fonte de luz incandescente e deixa-se acesa durante algum tempo, cerca de 5 minutos. Os alunos precisarão observar as temperaturas marcadas pelos dois termômetros e anotar. Além disso, os alunos podem esquematizar todo o experimento em seu caderno, descrevendo a função de cada material utilizado. b)Repetir a montagem, todavia, antes de ligar a lâmpada incandescente, você precisa injetar aerossol no aquário através da mangueira, fechando, em seguida, o orifício da mangueira com o auxílio do alicate de pressão. A lâmpada será ligada durante 5 minutos. Os alunos novamente irão fazer as anotações de maneira similar ao primeiro procedimento, dessa vez, levando em conta a presença do aerossol. 3.11.4. PÓS-LABORATÓRIO 1. Quais as temperaturas marcadas nos dois termômetros quando da ausência do aerossol? 2. Quais as temperaturas marcadas nos dois termômetros quando da presença do aerossol? 3. Esquematize o experimento em seu caderno e descreva a função de cada material utilizado. 4. Quais os principais gases responsáveis pelo efeito estufa? 3.12. SIMULANDO O EFEITO ESTUFA (II) 3.12.1. OBJETIVOS Simular o efeito estufa 3.12.3. MATERIAIS UTILIZADOS - Caixa de Sapato - Papel 85 - Copo - Água - Plástico PVC - Luz 3.12.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Forre uma caixa de sapatos, sem a tampa, com papel preto. b) Coloque um copo com água pela metade, dentro da caixa. Cubra a caixa de sapatos com folha de plástico fina de PVC transparente (usada para embrulhar alimentos). c) Coloque a caixa de sapatos sob a luz solar por cerca de 30 minutos. d) Coloque outro copo igual ao primeiro, também com água pela metade, fora da caixa, também sob a luz solar. Passados os 30 minutos, retire o papel filme e com seu próprio dedo compare a temperatura da água nos dois copos. (Se você tiver um termômetro use-o para comparar as temperaturas) 3.12.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. 2. Como você relaciona este experimento com o Efeito Estufa? Qual foi a temperatura medida na água presente no copo que se encontrava fora e dentro da caixa? 3. Em relação ao buraco na camada de ozônio, quais as reações que acontecem para que tal processo aconteça? Esquematiza as reações explicando o que ocorre em cada uma delas. 3.13. O EFEITO ESTUFA 3.13.1. OBJETIVO Proporcionar aos estudantes um melhor entendimento sobre assuntos relacionados ao efeito estufa, identificando possíveis divergências da visão dos mesmos sobre o tema abordado e a partir da abordagem do experimento, proporcionar-lhes uma reavaliação de suas ideias sobre o assunto. 86 3.13.2. MATERIAIS UTILIZADOS: - 2 copos com água - Tesoura - Caixa de sapatos vazia - Papel alumínio - Filme plástico 3.13.3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: a) Forrar o interior da caixa com o papel alumínio; b) Colocar um dos copos com água dentro da caixa e fechar com o filme plástico; c) Colocar a caixa sob o sol ou embaixo de uma lâmpada acessa juntamente com o outro copo de água; d) Após 10 minutos verificar as temperaturas com a ponta do dedo e relatar em um papel tudo o que perceber na experiência para posterior discussão. 3.13.4. PÓS-LABORATÓRIO 1. Em qual copo a água ficou mais quente? Por quê? 2. Em que sentido o copo com água dentro da caixa se comportou como a atmosfera terrestre? 3. Há perigo deixar uma criança pequena ou um animal de estimação fechado dentro de um carro em um dia quente, por exemplo. Por quê? 3.14. SOPRANDO NA ÁGUA DE CAL 3.14.1. OBJETIVOS Demonstração de equilíbrio heterogêneo através da reação de dióxido de carbono com a água de cal. 87 3.14.2. REAGENTES UTILIZADOS - Cal virgem (CaO) - Solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/V 3.14.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 1 béquer de 500 mL (ou copo grande) - 1 bastão - 1 funil de plástico - 1 papel de filtro qualitativo (ou filtro de papel para coar café) - 1 conta-gotas - 1 tubo de ensaio grande ou um copo transparente - 1 canudo de plástico (do tipo usado para tomar refrigerante) Observação: a solução de fenolftaleína poderá ser preparada a partir de um comprimido de Lactopurga(laxante encontrado em farmácias).Indicadores de acidez e basicidade são substâncias que apresentam coloraçãodiferente quando o meio está ácido ou básico, por exemplo, a fenolftaleína apresenta cor rosa em meio básico e é incolor em meio ácido. 3.14.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Preparar uma solução saturada de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, a partir da cal virgem, e deixar em repouso (esta base é pouco solúvel). Essa solução é normalmente denominada de “água de cal”. b) Colocar 15 mL da solução sobrenadante em um tubo de ensaio, adicionar duas gotas da solução de fenolftaleína e observar a cor rosa indicativa de meio básico. A seguir, usando um canudo plástico, soprar na solução contida no tubo de ensaio, borbulhando até que ocorra a formação de um precipitado branco. Se o borbulhamento continuar por mais de cinco minutos, deverá ocorrer uma diminuição na quantidade de precipitado e uma mudança na coloração de indicador de rosa para incolor. c) Anotar as observações ocorridas em relação à solução de água de cal no tubo de ensaio. 88 3.14.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Calcular o pH das soluções saturada e diluídas da água de cal. 2. Sabendo que sal sódico do ácido etilenodiaminoacético (Na2H2EDTA) causa a complexação dos íons Ca2+, qual seria o efeito produzido no experimento se fosse adicionada à água de cal uma solução de Na2H2EDTA? 3. Qual a relação existente entre esse experimento e a formação de incrustações nas tubulações das caldeiras? 3.15. IDENTIFICAÇÃO DE ÁLCOOIS E FENÓIS 3.15.1. OBJETIVOS Compreender as reações químicas características de alcoóis e fenóis; Usar estas características para identificação de compostos orgânicos. 3.15.2. REAGENTES UTILIZADOS - Acetona - 1 – butanol - 2 – butanol - Álcool terc-butílico - Fenol aquoso - Ácido sulfúrico - Reagente de Lucas - Solução de ácido crômico - Solução de cloreto férrico - Solução de I2 -KI - Hidróxido de sódio - Ácido clorídrico - Cloreto de zinco - Cloreto férrico. 89 3.15.3.VIDRARIAS E MATERIAIS - Rolhas para tubo de ensaio - Papel pH - Chapa aquecedora 3.15.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Propriedades Físicas de Álcoois e Fenóis  Os alcoóis a serem testados serão: 1 – butanol (álcool primário); 2 – butanol (álcool secundário); Álcool terc-butílico (álcool terciário) e o fenol. Será também testado um composto desconhecido, que será um desses compostos (rotulados de A, B, C eD). Através desses testes que serão feitos, será possível estabelecer comparações. Em tubos de ensaio separados rotule: 1 – butanol, 2 – butanol, álcool terc-butílico e o desconhecido. Em outro tubo coloque 2mL da solução fenólica aquosa. Todas as soluções são homogêneas?  Teste o pH de todas as soluções aquosas. Para fazer o teste, encoste o bastão de vidro na solução, molhe o papel de pH e compare com as cores da tabela.Anote seus resultados. b) Propriedades Químicas de Álcoois e Fenóis  Teste de Lucas: coloque em tubos de ensaio separados, limpos, secos e rotulados, 10 gotas de 1 – butanol, 2 – butanol, álcool terc-butílico, fenol e a amostra desconhecida. Adicione 40 gotas de Reagente de Lucas, feche os tubos e agite vigorosamente por alguns segundos. Retire as tampas dos tubos, e deixe-os em repouso por 5 minutos. Observe qualquer turvação após 15 minutos, aqueça os tubos durante 15 minutos em banho-maria (60°C). Anote suas observações. Reagente: 77 g de ZnCl2 dissolvidos em 50mL e HCl concentrado. Manter o frasco bem fechado.  Teste com ácido crômico:Coloque em tubos de ensaio separados, limpos, secos e rotulados, 5 gotas de cada amostra a ser testada. Em cada tubo, adicione 10 gotas de acetona e 2 gotas de ácido crômico. Coloque os tubos em banho-maria (60°C) durante 5 minutos. Observe a cor de cada solução (lembre-se que há perda da coloração avermelhada para a formação de uma solução verde-azulada). Anote suas observações. 90  Teste com iodofórmio: Coloque em tubos de ensaio separados, limpos, secos e rotulados, 10 gotas de amostra a ser testada. Adicione a cada tubo de ensaio, gotejando e com agitação, 25 gotas de NaOH 6 mol/L. A mistura é aquecida em banho-maria, enquanto a solução de I2-KI é adicionada gota a gota, com agitação até que a solução se torne marrom (aproximadamente 35 gotas). Adicione NaOH 6 mol/L, até que a solução perca a cor. Mantenha o tubo de ensaio em banho-maria por mais 5 minutos. Retire os tubos do banho, deixe esfriar e observe a formação de um precipitado amarelo claro. Anote suas observações. Reagente: 2g de I2 e 2,4g de KI em 100mL de etanol.  Teste com cloreto férrico: Coloque em tubos de ensaio separados, limpos, secos e rotulados, 20 gotas da amostra a ser testada. Adicione 5 gotas da solução de cloreto férrico em cada amostra. Observe qualquer mudança de cor em cada solução. (Lembre-se que a coloração violeta indica a presença de fenol). Anote suas observações. Reagente: FeCl3.6H2O a 3%em H2O adicionada de uma gota de HCl concentrado. 3.15.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. a) b) c) 2. Cite exemplos dos seguintes grupos funcionais: Álcool primário Álcool secundário Álcool terciário O cardanol, presente no líquido da casca da castanha de caju, proveniente das indústrias, é um exemplo de um composto que contém o fenol como grupo funcional. Indique a parte fenólica da molécula. 3. O que os alcoóis apresentam que fazem com que esses compostos sejam mais solúveis em água do que os hidrocarbonetos? 91 3.16. PESQUISA DE INSATURAÇÃO: ADIÇÃO DE IODO 3.16.1. OBJETIVO Pesquisar a presença de insaturações nas moléculas dos óleos e gorduras. 3.16.2. REAGENTES UTILIZADOS - Óleo de soja - Margarina fundida - Solução de amido 1% - Solução de lugol (como fonte de iodo) 3.16.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - 2 Tubos de ensaio -Conta-gotas ou pipeta Pasteur 3.16.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Preparo da solução de amido 1% Como o amido é de difícil dissolução, proceder ao preparo dessa solução da seguinte maneira: misturar 1 g de amido com 10 mL de água. Despejar a pasta em um recipiente que contenha 100 mL de água fervente. Parar a ebulição e deixar esfriar e sedimentar. Separar a parte sobrenadante (sem grumos) por decantação. A solução ganha maior estabilidade se for adicionada de 1g de ácido salicílico (1%). b)Preparo da solução de lugol Prepare o reagente de lugol da seguinte maneira: pese 5 g de iodo e 10 g de iodeto de potássio (KI) em um béquer de 50 mL, dissolva em um pouco de água destilada. Transfira o conteúdo do béquer pra um balão volumétrico de 100 mL. Complete o volume para 100 mL com água destilada. Diluir 1:10 no momento da utilização. c) Reação de adição de iodo 92 1. Numerar dois tubos de ensaio e proceder de acordo com o que segue: Tubo(1) - 5 mL de óleo de soja Tubo (2) - 5 mL de margarina fundida 2. Adicionar 10 gotas de lugol a cada tubo; 3. Aquecer os tubos em banho-maria até o desaparecimento da coloração provocada pelo lugol; 4. Após resfriamento a temperatura ambiente, adicionar 3 gotas de solução de amido a cada tubo. Observe os resultados. 5. Se desejar adicione mais algumas gotas de lugol, como contraprova; 6. Anote suas observações. 3.16.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual é a importância do Índice de Iodo (I.I)? 2. Cite um teste para identificar a presença de alcenos e alcinos. 3. Pesquise o que estabelece a regra de Markovnikov na adição a uma ligação dupla assimétrica. 3.17. REAÇÕES QUÍMICAS ORGÂNICAS: SATURAÇÃO, INSATURAÇÃO E AROMATICIDADE 3.17.1. OBJETIVOS Através de reações químicas apropriadas, diferenciar quimicamente os hidrocarbonetos saturados dos não saturados; Entre os compostos não saturados, distinguir quimicamente compostos insaturados – dotados de dupla ou de tripla ligação ativa – de compostos aromáticos, apenas representados segundo Lewis e Kekulé como portadores de duplas ligações virtuais. Distinguir metil ligado a grupo alifático de metil ligado a grupo aromático. 93 3.17. 2. REAGENTES UTILIZADOS - Ciclohexano (C6H12) - Clclohexeno (C6H10) - Benzeno (C6H6) - Tolueno (C7H8) - Solução KMnO4 0,1M - Solução NaOH 6M - Solução de bromo (Br2) 0,1M em tetracloreto de carbono (CCl4) 3.17. 3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Estante para tubos de ensaio - 10 tubos de ensaio 15X100 mm - Rolhas de cortiça adaptáveis aos tubos de ensaio - Etiquetas - 4 pipetas de Pasteur - 3 pipetas de 5mL - 1 pipeta de 1mL - Conjunto de modelos moleculares, esferas e conectores 3.17. 4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO I: Reação de oxidação: KMnO4/NaOH + hidrocarboneto Produtos. a) Preparo de solução alcalina de permanganato de potássio aproximadamente 0,005 mol/L. Em um os tubos de ensaio seco e limpo, junte em sequência 2 mL de solução KMnO4 0,01 M e 2 mL de solução NaOH 6 mol/L e agite. b) Tome quatro tubos de ensaio disponíveis secos e limpos e etiquete cada qual com os nomes dos hidrocarbonetos a ensaiar: ciclo-hexano, ciclo-hexeno, benzeno e tolueno. c) Empregando pipetas de Pasteur reservadas e marcadas para cada amostra de hidrocarboneto, junte a cada tubo de ensaio etiquetado cerca de 10 gotas do hidrocarboneto correspondente. 94 d) Adicione cerca de 1 mL de solução alcalina de KMnO4 0,005 mol/L recém-preparada, a cada um dos tubos de ensaio que contêm os diferentes hidrocarbonetos. e) Sem esquecer que os líquidos postos para reagir são imiscíveis, feche o tubo com uma rolha e agite a mistura suavemente, para proporcionar contato íntimo entre as fases. f) Passado um minuto, tome nota das eventuais mudanças de cor que possam ter ocorrido na camada aquosa. g) Agite os tubos de vez em quando e, passados cinco minutos, observe as transformações ocorridas. EXPERIMENTO II: Reação de adição: Br2/CCl4 + hidrocarboneto Produtos. a) Tome quatro tubos de ensaio secos e limpos e etiquete cada um deles com o nome do hidrocarboneto a ser testado ciclo-hexano, ciclo-hexeno, benzeno e tolueno. Use as pipetas de Pasteur empregadas anteriormente, e que devem estar marcadas para que os hidrocarbonetos não se contaminem uns com os outros. b) Usando as pipetas de Pasteur devidamente marcadas, junte cerca de 10 gotas de hidrocarbonetos aos tubos de ensaio correspondentes. c) A cada tubo de ensaio, junte gota a gota, observando o resultado a cada adição, 20 gotas ou 1 mL de Br2 0,1 mol/L dissolvido em tetracloreto de carbono. Agite, à medida que a solução de Br2 for sendo juntada. d) Anote qualquer variação de cor que ocorra. Continue a adição da solução Br2/CCl4 ao tubo em que se note variação de cor até que persista a cor do bromo. 3.17. 5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Descreva em detalhes os fenômenos observados no experimento I. 2. Quais hidrocarbonetos foram facilmente oxidados pela solução alcalina de KMnO4? 3. Podem ser pontadas semelhanças estruturais entre os hidrocarbonetos que foram oxidados pela solução alcalina de KMnO4? 4. Descreva com detalhes os fenômenos observados no experimento II. 5. Com qual ou quais hidrocarbonetos ocorreu desaparecimento da cor do bromo? 6. Qual ou quais hidrocarbonetos adicionaram o Br2? 95 3.18. IDENTIFICAÇÃO DE ALDEÍDOS E CETONAS 3.18.1.OBJETIVOS Aprender as características químicas de aldeídos e cetonas; Usar essas características para diferenciar amostras de aldeídos e cetonas através de testes simples. 3.18.2. REAGENTES UTILIZADOS - Acetona (C2H6O) - Isovaleraldeído (C5H10O) - Benzaldeído (C7H10O) - Cicloexanona (C6H10O) - Éter etílico (C4H10O) - Etanol – Nitrato de prata (AgNO3) - Ácido crômico (H2CrO4) - Ácido clorídrico concentrado (HCl) - Reagente de Tollens - Solução de amônia 10% - Reagente de Benedict - Hidróxido de sódio (NaOH) - Solução de I2 -KI - Solução de 2,4-dinitrofenilhidrazina (C6H6N4O4) em meio ácido - Carbonato de cálcio (CaCO3) - Citrato de sódio - Sulfato de cobre (CuSO4) . 3.18.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Manta aquecedora - tubos de ensaio. 96 3.18.4. PROCEDIEMNTO EXPERIMENTAL a) Testes de classificação serão feitos com quatro amostras conhecidas e uma desconhecida. Os testes deverão ser feitos ao mesmo tempo em todas as amostras. Rotule os tubos de ensaio de acordo com a tabela 1. TUBO DE ENSAIO 1 1 2 3 4 5 COMPOSTO Isovaleraldeído Benzaldeído (um aldeído aromático) Ciclohexanona (uma cetona alifática) Acetona (uma metil cetona) DESCONHECIDO b) Teste com ácido crômico: coloque 5 gotas de cada substância nos tubos de ensaio rotulados. Dissolva cada composto em 20 gotas de acetona (para servir como solvente); então, acrescente a cada tubo 4 gotas de ácido crômico, gota a gota, agitando o tubo. Feche o tubo e agite bastante. Remova as tampas do tubo, e deixe em repouso durante 10 minutos. Os aldeídos alifáticos devem mostrar mudanças dentro de um minuto. Aldeídos aromáticos levam muito mais tempo. Anote os tempos aproximados de qualquer mudança de cor ou formação de precipitado. Reagente: CrO3 a 25% em H2SO4 diluído em H2O a 1:3. c) Teste com reagente de Tollens: Precaução: o reagente de Tollens deve ser recém preparado e qualquer excesso deve ser descartado após o uso. Preparação: Em tubo de ensaio, coloque 1 mL de uma solução 5% de nitrato de prata. Em seguida, adicione uma gota de uma solução a 10% de hidróxido de sódio e agite. Junte à mistura, cerca de 2m de uma solução de hidróxido de amônio 10%, gota a gota com agitação, até que o precipitado de óxido de prata se dissolva totalmente, obtendo-se uma solução transparente. d) Coloque 5 gotas de cada substância em tubos rotulados, limpos e secos. Dissolva o composto em éter etílico, adicionando esse solvente gota a gota, até se obter uma homogeneização da solução. Então, adicione 2 mL (40 gotas) do Reagente de Tollens. Cubra os tubos e agite vigorosamente. Remova a tampa do tubo e coloque-o em banho-maria (60°C) 97 durante 5 minutos. Retire os tubos do banho-maria, e observe a formação do espelho de prata. Registre seus resultados. e) Teste com Reagente de Benedict: Preparação: dissolva 1 g de carbonato de cálcio, 1,7 g de citrato de sódio e 0,17 g de sulfato de cobre em 100 mL de água. Prepare um banho de água quente (a cerca de 90°C) para essa parte. Coloque 10 gotas de cada substância em tubos rotulados, limpos e secos. Adicione 2 mL (40 gotas) de Reagente de Benedict em cada tubo de ensaio. Cubra o tubo de ensaio e agite vigorosamente. Remova as tampas do tubos, coloque os tubos de ensaio no banho-maria e aqueça durante 10 minutos. Retire os tubos do banho-maria, deixe esfriar e observe se há formação de um precipitado alaranjado ou vermelho-tijolo. f) Teste com iodofórmio: Coloque 10 gotas de cada sustância em tubos de ensaio limpos, secos e rotulados. Adicione em cada tubo, gota a gota e com agitação, 25 gotas, de NaOH 6 mol/L. A mistura é aquecida em banho-maria (60°C), e a solução de I2-KI preparada é adicionada gota a gota, com agitação, até que a solução se torne incolor. Mantendo o tubo de ensaio em banho-maria durante 5 minutos. Retire os tubos do banho-maria, deixe esfriar e observe se há um precipitado amarelo claro. Reagente: 2 g de I2 e 2,4 g de KI em 100 mL de etanol. g) Teste com 2,4-dihidrofenilhidrazina: coloque cinco gotas de cada substância em tubos de ensaio limpos, secos e rotulados. Adicione 20 gotas de solução de 2,4-dihidrofenilhidrazina em cada tubo. Cubra os tubos de ensaio e agite a mistura vigorosamente. Se não formar precipitado, aqueça o tubo durante 5 minutos em banho-maria (60°C); deixe esfriar. Um precipitado amarelo-avermelhado é resultado positivo, anote suas observações. Reagente: 2,4-dihidrofenilhidrazina a 1% em etanol 95% concentrado e 1 mL de HCl concentrado. h) Baseado nas informações que foram anotadas, comparar os resultados das amostras conhecidas e desconhecida, para identificar a amostra desconhecida. 3.18.5. PÓS-LABOATÓTRIO 1. Escreva a estrutura geral para os seguintes grupos funcionais: aldeído, cetona, metil cetona, aldeído aromático. 2. Quais os reagentes característicos para o teste de identificação de metil cetonas? 3. O Reagente de Tollens é usado no teste de qual grupo funcional? 98 4. Um composto com fórmula molecular C5H10O, forma um precipitado amarelo quando reage com 2,4-dihidrofenilhidrazina e é formado também um precipitado amarelo quando passa pelo teste de iodofórmio. Monte uma estrutura para este composto, que seja condizente com estes testes. 3.19. CONTROLE DE QUALIDADE DE MEDICAMENTO (ASPIRINA) 3.19.1. OBJETIVOS Determinar o teor de ácido acetilsalicílico (AAS). Fórmula química do AAS – C9H8O4, massa molar – 180,14 g/mol. 3.19.2. REAGETES UTILIZADOS - Álcool etílico - Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L - Azul de bromotimol 0,5% - Aspirina 3.19.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Almofariz e pistilo - Erlenmeyer 250 mL - Bastão de vidro - Bureta de 50 mL - Béquer 3.19.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Pese a amostra (aspirina) e triture-a com o auxílio de almofariz e pistilo. Transfira a amostra para um erlenmeyer de 250 mL e dilua com cerca de 20 mL de álcool etílico, limpando bem o almofariz com bastão de vidro; b) Encha cuidadosamente a bureta com a solução de hidróxido de 0,1 mol/L 99 c) Coloque o béquer sob a bureta. Abra e feche rapidamente a torneira, para que a solução encha totalmente o bico da torneira. Em seguida abra a torneira para escoar o excesso da solução de hidróxido de sódio e fazer com que a parte inferior do menisco de solução contida na bureta fique na altura do traço 0(zero) da mesma. d) Adicione algumas gotas do indicador de azul de bromotimol à amostra contida no erlenmeyer e titule, gota a gota, até acontecer a mudança de cor de amarela para azul. e) Anote o volume gasto de NaOH 0,1 mol/L na titulação e calcule o teor de ácido acetilsalicílico presente na aspirina. 3.19.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Por que ocorreu a mudança de coloração? 2. Qual foi o volume de NaOH gasto na titulação? 3. Qual foi o teor de ácido acetilsalicílico encontrado na aspirina? Mostre os cálculos explicando como se chegou a tal resultado. 4. Explique como é feita síntese do ácido acetilsalicílico? 3.20.PAPILOSCOPIA 3.20.1. OBJETIVOS Constatar as reações do iodo nas insaturações dos glicerídeos; Coletar impressões digitais (papiloscópicas); Perceber a importância das impressões digitais na identificação pessoal. 3.20.2. REAGENTES UTILIZADOS - Iodo sólido 3.20.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Erlenmeyer de 125 mL - pinças - fita adesiva plástica 100 - papel - tesoura - fonte de calor 3.20.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL (I) a) Recorte várias tiras de papel em formato retângula; b) Pressione uma tira de papel com o dedo polegar direito; c) Pressione outra tira de papel como dedo polegar esquerdo; d) Coloque 4 pelotas de iodo sólido no erlenmeyer; e) Aqueça o erlenmeyer até a evolução dos vapores de iodo; f) Com uma pinça ou prendedor coloque as tiras em contato com os vapores de iodo; g) Não entre em contato com o iodo que está sublimando, pois é um agente oxidante; h) Repita o procedimento com a impressão do outros dedos; Compare os resultados. 3.20.4.1. PROCEDIMENTO EXPERRIMENTAL (II) a) Com as mãos pressione um como ou béquer algumas vezes; b) Colete as impressões fixando fitas adesivas plásticas na parte externa do copo; c) Retire as fitas adesivas; d) Com uma pinça coloque as fitas adesivas em contato com os vapores de iodo. Observe; e) Verifique os resultados. 3.20.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Qual o motivo da utilização de uma pinça para colocar as tiras, impedindo o contato direto com os vapores de iodo? 2. É indicado que professor peça aos alunos que pesquisem as características e cuidados que devem ser tomados na manipulação de alcoóis, cetonas e aldeídos bem como suas características. 3. Sugere-se o pedido de um relatório para ajudar na assimilação do conteúdo desenvolvido no laboratório, bem como explicitar os resultados experimentais. 101 3.21. PRODUÇÃO DE POLÍMERO (II) 3.21.1. OBJETIVOS Produzir um polímero resistente e de baixo custo. 3.21.2. REAGENTES UTILIZADOS - Leite desnatado - Bicarbonato de sódio - Vinagre 3.21.3. VIDRARIAS E MATERIAIS - Proveta de 10 mL - Fonte de aquecimento - Bastão de vidro - Béquer de 150 mL - Papel toalha - Pano limpo. 3.21.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL a) Aqueça um copo de leite desnatado até ficar morno (cerca de 40°C); b) Retire-o do fogo e acrescente cerca de 10 mL de vinagre aos poucos, agitando sempre, até que não apreça mais nenhum material sólido e o líquido esteja claro; c) Observe o que ocorre e faça as anotações; d) Coe a mistura formada em um pano e aperte-o para escoar aparte líquida (soro); e) Lave, com pouca água, o material sólido (esse material sólido é a caseína) e seque-o novamente, utilizando o papel toalha; f) Separe uma parte do material sólido ainda úmido e adicione o bicarbonato de sódio; g) Agite bem com um bastão de vidro; h) Observe o que ocorre e faça as devidas anotações; i) Passe a pasta formada entre duas folhas de papel e deixe secar bem; j) Observe os resultados. 102 3.21.5. PÓS-LABORATÓRIO 1. Relate seus resultados e discorra a cerca da importância dos polímeros na sociedade moderna. 103 BIBLIOGRAFIA ALVES, Líria. Simulador de Bafômetro - Atividade Experimental. Disponível em: <http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/simulador-bafometroatividadeexperimental.htm>. Acesso em: 23 mar. 2013. BRASILINO, Maria Das Graças Azevedo. Aulas Práticas de Química Geral I. Disponível em: <http://www.quimica.ufpb.br/monitoria/Disciplinas/outros_cursos/geral1_todas_as_praticas.p df>. Acesso em: 15 mar. 2013. FOGUE, Aline Feltrin l; CALDERINI, Marielle Seelig; ARISTAQUE, Mictielhe Fernanda . Relatório Nº 3 Preparação de Solução e Diluição. Araras/SP 25 Abril, 2010. GOVERNO DO ESTADO DO CEARÁ - SECRETARIA DA EDUCAÇÃO (Org.). Manual de Práticas Laboratoriais - Química ensino médio. Disponível em: <http://pt.scribd.com/doc/79225306/2-Quimica-apostila-de-qui-2>. Acesso em: 12 dez. 2012. GRUPO EXPOENTE. Testando a velocidade das reações. Disponível em: <http://www.escolainterativa.com.br/canais/18_vestibular/estude/quimi/tem/qui_tem107.asp. Acesso em: 18 dez. 2012. MANO, Valdir. Manual de Práticas Laboratoriais - Química ensino médio. 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CINÉTICA QUÍMICA - Lei da velocidade das reações. Disponível em: <http://www.proenc.iq.unesp.br/index.php/quimica/62-cineticaquimica-velocidade>. Acesso em: 23 mar. 2013. UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO. CENTRO DE DIVULGAÇÃO CIENTÍFICA E CULTURAL (CDCC-USP). Propriedades coligativas. Disponível em: <http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/coliga.html>.Acesso em 20 dez. 2012.