Polígrafo Química Geral Teórica UFRGS

UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DOSUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI-01-003 Orientações ORIENTAÇÕES DE COMO DEVEMOS PROCEDER DENTRO DE UM LABORATÓRIO 01 - Mantenha seu lugar de trabalho em perfeito estado de limpeza e evite todo obstáculo inútil em redor da aparelhagem em funcionamento. 02 - Não coloque lanches, etc. sobre as mesas do laboratório; elas podem estar com produtos corrosivos, venenosos e inflamáveis derramados. 03 Nunca use tubos de vidro com as bordas cortantes, mesmo nos casos de urgência. 04 - Não faça força sobre o vidro. 05 - Lubrifique os tubos de vidro para introduzí-los nas rolhas. No caso de rolhas de borracha, use glicerina como lubrificante. 06 - Proteja suas mãos com luvas de couro ou PVC ao colocar um tubo em uma rolha. 07 - Os frascos de amostras contaminadas com soluções ácida, cáustica ou outros materiais corrosivos devem ser lavados com água após serem usados. 08 - Nunca exceda as pressões e temperaturas que tenham sido designadas como limites máximos de segurança para um determinado aparelho. 09 - Vidros quebrados devem ser jogados em recipientes próprios e nunca despejados junto com outros detritos. 10 - Para parar qualquer máquina em movimento, use somente os breques, não use as mãos. 11 - Ao sifonar ou pipetar líquidos corrosivos, nunca faça a sucção com a boca. 12 - Materiais tóxicos, voláteis, tais como: anilina, bromo, diversos ácidos minerais concentrados, etc., devem ser manipulados debaixo de uma capela que tenha boa tiragem ou, na falta desta, ao ar livre, fora do laboratório, com as devidas precauções. 13 - Soluções empregando materiais voláteis e evaporações devem ser manipuladas na capela. 14 - Amostras e produtos químicos em recipientes sem rótulos não devem ser usados. 15 - Mantenha todas as amostras arrolhadas ou tampadas, quando não em uso. 16 - Utensílios de vidro que estiverem trincados ou tiverem bordas lascadas não devem ser usados. 17 - Amostras quentes devem ser cobertas e permitidas que esfriem. Orient. 02 18 - Roupas contaminadas devem ser trocadas quando a contaminação é de origem inflamável ou nociva à saúde. 19 - Use o bico de Bunsen somente em lugares isentos de inflamáveis ou explosivos. 20 - Nunca despeje inflamáveis em recipientes que estejam sobre o bico de Bunsen, fogareiros ou aquecedores elétricos. 21 - Coloque os recipientes contendo produtos em seus lugares apropriados, isso evitará erros nas análises e evitará, também, possíveis acidentes. 22 - Jogue o lixo nos recipientes apropriados (adequados). 23 - Não espalhe desordenadamente seu material de trabalho, tenha-o sempre arrumado e limpo. 24 - Cuidado com reações violentas ou que desprendam rapidamente muito calor, (preparações de algumas soluções ácidas ou alcalinas, neutralização). 25 - No caso de diluições, derrame sempre o ácido na água e não a água no ácido. 26 - Toda a reação deve ser feita antes com pequenas quantidades e com muito cuidado. 27 - Evite tocar em produtos que não conhece. 28 - Não procure, com fins recreativos, misturar reativos e produtos sem saber o que vai acontecer. 29 - Evite respirar fumaça, vapores, etc. de produtos que não conhece, mesmo que eles não pareçam perigosos. 30 - Rotule os recipientes antes de enchê-los. 31 - Não encha nunca um recipiente com um produto que não corresponda ao rótulo indicado. 32 - Não beba água, café, leite, chá ou refrigerantes em recipientes que não sejam apropriados (béquer, etc.). 33 - Não jogue nas pias líquidos corrosivos ou inflamáveis que não tenham sido previamente diluídos. 34 - Não tire os ralos protetores dos orifícios de evacuação das pias. 35 - Se, por acaso, quebrar um tubo ou frasco de vidro, não apanhe os estilhaços com as mãos. Use uma escova ou vassoura e não um pano. 36 - Redobre sua atenção quando estiver fazendo análise de produtos para poder interpretar corretamente os resultados. UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI-01-003 Técnicas I TÍTUL0: CHAMA E PESAGEM PARTE A - Bico de Bunsen e Estudo da Chama O calor para experiências de laboratório provém do clássico Bico de Bunsen. Fundamentalmente, sua construção é mostrada na Figura 1. O gás chega ao bico por meio de um tubo. O ar e o gás misturam-se no tubo. Acende-se a mistura ar-gás por meio de uma chama que se aproxima do topo do tubo de ignição. O método apropriado para acender o tubo é fechar a entrada de ar, girando o anel, abrir o gás, através da válvula, e acender. A chama será larga e amarela. Gradualmente, abre-se a entrada de ar até que a chama tome coloração azul. Na mistura ideal ar-gás distinguem-se dois cones: um cone interior com chama azul e outro mais externo, violeta. O ponto mais quente da chama é, justamente, o topo do cone azul. Se, durante o funcionamento do bico, ouvir-se um ruído típico, deve-se regular a entrada de ar e de gás. Eventualmente, quando a mistura de ar e de gás não estiver bem regulada, a queima se dá dentro do tubo. Se isto acontecer, apague imediatamente o bico, não deixando o gás escapar, a fim de evitar explosões. Para o estudo da chama, observe a Figura 2. O método apropriado para desligar o bico é: 1o) Fechar a torneira da mesa do laboratório; 2o) Fechar a entrada de gás do Bico de Bunsen. PROCESSO: Determine a massa de um objeto que o professor lhe fornecer nas três balanças: analítica e semi-analítica de 2 e 3 casas decimais. tendo o cuidado para não deixar cair reagente sobre a balança. As balanças analíticas são extremamente sensíveis e deve-se ter o máximo cuidado em seu manuseio e manutenção. verifique se o prato da balança está limpo e se ela está zerada. É sempre aconselhável que as balanças sejam ligadas 30 minutos antes do uso. I.Técnica de Pesar A construção das balanças analíticas assinalou um notável progresso nas últimas décadas. Antes de iniciar o processo de pesagem. As balanças eletrônicas devem estar localizadas em bancadas apropriadas. para evitar oscilações.2 PARTE B . O aperfeiçoamento na construção das balanças analíticas foi marcado pelo esforço em aumentar a sensibilidade dos aparelhos e. para ambientação e autocalibração. Em nosso laboratório. Em hipótese alguma coloque reagente diretamente sobre o prato da balança. planas e construídas em concreto.Exp. simplificar e abreviar a operação de pesagem. .Tec. Compare os resultados. dispomos de balanças eletrônicas de um prato em grau analítico (4 casas decimais) e em grau semi-analítico (2 e 3 casas decimais). ao mesmo tempo. Tare a balança com o recipiente no qual vai ser colocado o material a ser pesado. Conserve-a limpa. Adicione o material e faça a leitura diretamente no mostrador. Balança Objeto 1 Valor Pesado Semi-Analítica (2 casas decimais) Semi-Analítica (3 casas decimais) Analítica (4 casas decimais) Arredondamento para 2 casas decimais ____________ ____________ ____________ Balança Objeto 2 Valor Pesado Semi-Analítica (2 casas decimais) Semi-Analítica (3 casas decimais) Analítica (4 casas decimais) Arredondamento para 3 casas decimais Arredondamento para 3 casas decimais Arredondamento para 2 casas decimais ____________ ____________ ____________ . Observe as regiões da chama.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . PARTE B .Técnica de Pesar PROCESSO: Determine a massa de dois objetos que o professor lhe fornecer nas três balanças: analítica e semi-analítica de 2 e 3 casas decimais. Compare os resultados.Bico de Bunsen e Estudo da Chama PROCESSO: Treine acender e apagar corretamente o Bico de Bunsen.QUI-01-003 Técnicas I TÍTUL0: CHAMA E PESAGEM PARTE A . em seguida. Coloca-se o Extran no aparelho com as gotículas. secando as paredes externas. Retira-se a mesma e observa-se se houve escoamento completo ou se permaneceram gotículas que indicam a presença de pontos gordurosos.Dilatação e contração provocados pelas variações de temperatura. deve-se encher o aparelho volumétrico ou qualquer outro recipiente com água da torneira. A medida de líquidos com qualquer aparelho está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas: . faz-se uso do Extran.: Pipeta volumétrica. Esta mistura tem um efeito corrosivo sobre a pele. Se ainda persistir as gotículas. Ex. Lava-se com detergente e escova (quando possível). Aparelhos calibrados para dar escoamento a um certo volume de líquido. Após. o aparelho é lavado várias vezes com água da torneira e. . Caso contrário. uma proveta e uma pipeta. . MEDIDAS DE VOLUME. além de causar a inexatidão do trabalho. Por isso.: Balão volumétrico. DECANTAÇÃO E FILTRAÇÃO PARTE A . bureta. procede-se o enxágüe com água destilada.Limpeza de Material Por ocasião do uso de um aparelho volumétrico ou de qualquer outro utensílio de vidro de um laboratório. os mesmos devem encontrar-se em perfeito estado de limpeza. 2.Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos. deixando-se em contato por 3 a 5 minutos. A seguir. em primeiro lugar. PARTE B . duas ou três vezes com água destilada.Equipamento para Medida de Volume Para se efetuar medida de volume de líquido.Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida. A matéria gordurosa impede o perfeito escoamento nos aparelhos volumétricos. Ex.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .QUI-01-003 TÍTUL0: Técnicas II LIMPEZA DE VIDRARIA. são empregados vários tipos de aparelhos que podem ser classificados de duas maneiras: 1. Aparelhos calibrados para conter um certo volume de líquidos. enxaguando bem com água da torneira. portanto deve-se manusear com cuidado. TAREFA: Limpar um Bequer. recolhe-se a mistura para o frasco de origem. . aguarda-se 15 segundos. Depois. deve ser lubrificada. colocando-se. 2o) BURETAS São formadas por cilindros de vidro graduados. Após a limpeza. Em seguida. deixa-se escoar lentamente o líquido para zerar e. II. retira-se e seca-se a torneira com papel de filtro. Evita-se. procede-se o escoamento desejado. Este ficará com uma coloração escura. Após o escoamento. pois o Extran ataca a vaselina. que por sua vez é mais precisa que a proveta. o erro de paralaxe. esta é removida encostando-se a mesma contra a parede do recipiente. com o dedo. assim. só então. Repõe-se a torneira no seu lugar. a pipeta é ambientada lavando-se com pequenas quantidades da solução a medir para remoção de possíveis gotas de água destilada que provocariam uma pequena diluição na solução. Seca-se a parte externa da pipeta com um papel filtro. Esta deve ser feita quando a curvatura inferior do menisco coincidir com a altura dos olhos. Caso a bureta já esteja limpa (sem gotículas após o escoamento de água). salvo em pipetas especiais. Se alguma gota ainda ficar na posição inferior da pipeta. Nunca deve-se soprar a pequena porção de líquido que fica retido na extremidade da pipeta. Uso de pipetas em geral: Depois de perfeitamente limpa. é introduzida na solução. previamente limpo e seco. a mínima quantidade de vaselina nas extremidades da torneira. tendo o cuidado de evitar a formação de bolhas. que é mais facilmente localizada quando se coloca um retângulo preto a 1mm abaixo do menisco. As de transferência apresentam um bulbo na parte central e apenas um traço de referência e servem para escoar um determinado volume de um recipiente para outro.Quando a torneira for de Teflon. As buretas são aparelhos que se encontram fixados verticalmente nos chamados suportes para buretas. 1o) PIPETAS Temos dois tipos de pipetas: pipetas de transferência (ou volumétricas) e pipetas graduadas. relaxando levemente a pressão do dedo.2 Estes erros afetam a precisão do aparelho. não deve ser lubrificada com vaselina. por isso a bureta é mais precisa que a pipeta graduada. Antes do uso. girando-se até sentí-la perfeitamente adaptada. a torneira da bureta. A leitura do volume contido no aparelho é feita comparando-se o nível do líquido com as linhas calibradas existentes nas paredes do aparelho. pois o desmonte constante desta pode ocasionar vazamentos posteriores. O béquer e o erlenmeyer não apresentam precisão. ela deve ser limpa com Extran. faz-se a sucção (nunca com a boca) até acima da marca do zero e a extremidade superior é fechada com o dedo indicador. facilitando a leitura. Por isso. quando for de vidro.Tec. . Com pipetas graduadas pode-se medir vários volumes. O nível do líquido é usualmente considerado a parte inferior do menisco (superfície curva do líquido). não é necessária a lubrificação da torneira.Exp. tendo torneiras que servem como dispositivos de controle de vazão. O gargalo deve ser estreito para que uma pequena variação de volume provoque uma sensível diferença na posição do menisco. esperase o tempo suficiente para que o líquido escoe pelas paredes. O béquer é lavado várias vezes com pequenas porções de água destilada para que ocorra uma transferência quantitativa. secando. é lavada três vezes com 5ml de solução. fazendo-se o solvente escoar pelas paredes do balão. com o auxílio de uma pipeta. Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de concentração conhecida. agita-se vigorosamente até que a solução se misture perfeitamente. então. verificando se não há vazamento e/ou bolhas de ar na porção da bureta abaixo da torneira. Depois de lavada. repete-se o procedimento para reagentes sólidos. Só então a solução é diluída. de forma que o fluxo descendente lave as paredes internas da bureta. depois de limpa. cuidando-se para não exceder a marca do gargalo. . A solução assim obtida é passada para o balão. Em caso de diluições de soluções concentradas.3 A bureta. até que o líquido chegue à extremidade inferior do gargalo. procede-se uma diluição inicial num béquer com pouco volume de água. enche-se a bureta com solução até um pouco acima da marca do zero.Exp. de tal maneira que o menisco fique tangente ao traço de referência. usando-se água da torneira. Se o gargalo estiver molhado. Em seguida. O reagente é devidamente pesado e passado para um béquer. Faz-se o ajustamento final.Tec. Espera-se esfriar e. acima citado. II. TAREFA: Treinar medidas de volumes em provetas. que é adicionada por intermédio de um pequeno funil. se este processo for exotérmico. gargalo comprido e calibrados para conter determinados volumes líquidos. se necessário. onde é dissolvido. 3o) BALÕES VOLUMÉTRICOS Os balões volumétricos são balões de fundo chato. pipetas e balões volumétricos. buretas. a parte superior da marca com papel filtro. Exp. Freqüentemente se utiliza a filtração. cuidadosamente. verte-se a maior parte do líquido para outro béquer. adquirindo aproximadamente um quarto do tamanho original. A filtração consiste na separação de um sistema bifásico (sólido-líquido). .Tec. Uma das maneiras de preparar o papel de filtro é a seguinte: o papel de filtro de forma circular é dobrado pela metade e depois esta metade é dobrada novamente. sejam misturas heterogêneas sólido-líquido ou misturas heterogêneas líquido-líquido.4 PARTE C . Separe o sólido do líquido.Decantação Sólido-Líquido Um dos métodos mais simples de separação de misturas heterogêneas em laboratórios é a decantação. por decantação.II.Filtração Um dos problemas comuns em laboratórios é separar um líquido de um sólido. com o auxílio de um bastão. que é nosso objeto de estudo no momento.1. deixando em repouso por mais ou menos 60 minutos (a mesma amostra será utilizada pelos processos de filtração). O filtro mais econômico é o de papel. TAREFA: Junte 20 mL de solução de BaCl2 com 20 mL de solução de Na2CO3 num béquer de 100 mL. deixa-se o sólido sedimentar no fundo do béquer e então. como na Figura 2. conforme a Figura 1. fazendo passar a fase líquida (filtrado) através de um meio que retém a fase sólida (precipitado). PARTE D . No caso da decantação sólido-líquido. A segunda dobra deve ser feita de maneira que fique um intervalo de 5mm entre as duas pontas. A decantação serve para a separação de misturas heterogêneas. 1) Equacione a reação e registre suas observações no verso da folha anterior. Exp. de forma circular. a chamada filtração a pressão reduzida. Para isso. ao lado. conforme a Figura 2. A fim de não perder material. chamado funil de Büchner. ao lado. rasga-se um pequeno triângulo irregular. o que causaria vazamentos. O processo de separação pode ser acelerado através de uma filtração por sucção.Tec. Como na filtração a pressão reduzida a sucção é forte. Cuide para que a superfície do líquido dentro do funil não alcançe o topo do papel. é necessário um funil especial. o líquido ficará retido na coluna do funil e o seu peso ajuda a puxar o líquido através do papel. Em seguida. . conforme a Figura 3. nunca podendo “subir pelas paredes” do mesmo. é cortado de maneira que fique a meia distância entre a última linha de furos e a parede do funil. neste caso. o papel deve ser ajustado no funil de modo que o ar não penetre entre o papel e o funil. Quando o funil estiver bem selado.II. abre-se o papel de tal maneira que adquira a forma de um cone e coloca-se no funil de modo que o corte no papel fique aderido ao vidro. não é dobrado.5 De uma das pontas do papel. deve-se usar a técnica da Figura 4. para facilitar a adesão do papel ao funil. O papel. Para uma rápida filtração.2. O papel. coloca-se um pouco de água destilada sobre o papel para ajustá-lo às paredes do funil. desfaz-se a conecção entre o kitassato e a trompa (ponto 1 da Fig. a fase líquida pode ser descartada na pia. A torneira deverá permanecer aberta enquanto durar a filtração.II. . a água entrará para dentro do kitassato. Para desligar o conjunto.úmido).Aspecto da fase sólida obtida (+ ou . A Figura 5 exemplifica a montagem do sistema. 3) Compare os três processos anteriores de separação sólido-líquido: Decantação. 2) Observe o que aconteceu e equacione. depois da separação. fecha-se a torneira. para o frasco de resíduos sólidos.Velocidade de separação.Tec. Filtração Simples e Filtração à Pressão Reduzida quanto aos aspectos: . . Repita o processo para filtração à pressão reduzida. . após. A saída lateral do kitassato é ligada à trompa d'água por meio de uma mangueira de borracha. Adapte o funil de Büchner num kitassato. TAREFA: Junte num béquer de 100 mL.Exp. Caso contrário. Separe o sólido por filtração simples. OBS.6 Coloque o papel de filtro úmido sobre o funil. junto com o papel de filtro. OBS: Recolha os resíduos (precipitado). 20 mL de solução de cloreto de bário com 20 mL de solução de carbonato de sódio. 4) Explique por que.Aspecto da fase líquida obtida (límpida ou turva).: A trompa d'água possui uma seta que deve ser dirigida para baixo para evitar o retorno d'água para dentro do kitassato. 5) e. 1) Equacione a reação e registre suas observações. PARTE B . pipetas e balões volumétricos. Separe o sólido do líquido. buretas. DECANTAÇÃO E FILTRAÇÃO PARTE A . por decantação. MEDIDAS DE VOLUME. usando-se água da torneira. uma proveta e uma pipeta.Limpeza de Material TAREFA: limpe um béquer. PARTE C .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .Equipamento para Medida de Volume TAREFA: treine medidas de volumes em provetas.QUI-01-003 TÍTUL0: Técnicas II LIMPEZA DE VIDRARIA. deixando em repouso por mais ou menos 60 minutos.Decantação Sólido-Líquido TAREFA: junte 20 mL de solução de BaCl2 com 20 mL de solução de Na2CO3 num béquer de 100 mL. . Aspecto da fase líquida obtida (límpida ou turva). depois da separação.Exp. Separe o sólido por filtração simples.Filtração TAREFA: junte num béquer de 100 mL. PROCESSO SÓLIDO LÍQUIDO TEMPO EFICIÊNCIA Decantação Filtração simples Filtração à P reduzida 4) Explique por que. Filtração Simples e Filtração à Pressão Reduzida quanto aos aspectos: . OBS: Recolha os resíduos (precipitado). . 3) Compare os três processos anteriores de separação sólido-líquido: Decantação.úmido).Velocidade de separação.Aspecto da fase sólida obtida (+ ou . . junto com o papel de filtro. 20 mL de solução de cloreto de bário com 20 mL de solução de carbonato de sódio.2 PARTE D .Tec. para o frasco de resíduos sólidos. 2) Observe o que aconteceu e equacione. a fase líquida pode ser descartada na pia. Repita o processo para filtração à pressão reduzida. II. . QUI-01-003 Técnicas III I . em uma certa temperatura em quantidade tal que. As soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados físicos da matéria: gases. DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES II . o Zn se dissolve em HCl porque ocorre a seguinte reação de oxi-redução: Zn(s) + 2 HCl(aq)  H2(g) + ZnCl2(aq). Nosso estudo se restringirá a soluções binárias líquidas. soluto sólido ou líquido dissolvido em solvente líquido. .INTRODUÇÃO Solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias. Mas o que ocorre entre as partículas de soluto e solvente. Por exemplo. Se o solvente for água. mas sem precipitar. em uma certa temperatura. em quantidade inferior à da saturação. isto é. ocorrem interações do tipo ligações de hidrogênio entre as moléculas dessas substâncias. porém são sempre constituídas de uma única fase. é uma situação instável. c) Super-Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente. Uma solução pode ser: a) Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente. em uma certa temperatura. quando estes são misturados a fim de formar uma solução? Três processos são possíveis: 1o) Dissolução Química: envolve uma reação química entre soluto e solvente. a solvatação recebe o nome de hidratação. nesta temperatura específica. Em soluções líquidas. Por exemplo. Define-se Coeficiente de Solubilidade de um soluto num dado solvente e a uma dada temperatura. líquidos e sólidos. como a sua concentração na solução saturada. quando misturamos álcool e água. o efeito da pressão é desprezível.TÍTUL0: PREPARAÇÃO. esse excesso não mais se dissolve. 2o) Solvatação: são interações entre as partículas de soluto e de solvente do tipo dipolo permanente-dipolo permanente ou íon-dipolo permanente. b) Não-Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente. se adicionarmos mais soluto.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . numa quantidade acima à da saturação. De modo geral. em ambas as substâncias.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Ácido clorídrico * Hidróxido de Sódio p.02 Bequers de 250 mL . fundamentalmente.Exp.01 Espátula de Porcelana . Por exemplo. isto é. Se um dos componentes for polar.a. bem como substâncias apolares são mais solúveis em substâncias apolares.Tec. As expressões de concentração mais comumente usadas são: concentração molar (mol/L). A concentração de uma substância é a maneira de expressar as quantidades relativas de cada componente da solução.a.02 Balões Volumétricos de 100 mL . Fração Pondero-Volumétrica (g/L ou g/mL) e Fração Molar.NaOH p.01 Pipeta Graduada de 10 mL . poderá haver uma dispersão muito pequena devido à interações do tipo dipolo permanente-dipolo instantâneo.MATERIAL MATERIAL . III. .a.01 Pipeta Volumétrica de 20 mL . III .2 3o) Dispersão: quando as interações que ocorrem entre as partículas de solvente e de soluto são. IV .01 Balão Volumétrico de 250 mL . do tipo London (dipolos instantâneos). .01 Pipeta Volumétrica de 25 mL . a parafina se dissolve no benzeno porque. substâncias polares são mais solúveis em substâncias polares.02 Bequers de 100 mL .01 Frasco Lavador REAGENTES . podemos generalizar afirmando que "SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE".HCl concentrado p. ocorrem forças intermoleculares tão fracas que as moléculas de benzeno formam um meio no qual as moléculas de parafina podem se dispersar. Após esfriar.184 g/mL) que é necessário para preparar 100 mL de uma solução de HCl 1 mol/L.PROCEDIMENTO E QUESTIONÁRIO A) Preparação de uma solução de HCl 1 mol/L Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado (36. 2) Apresente os cálculos efetuados para o preparo dessa segunda solução. transfira para um balão volumétrico. seguindo o procedimento descrito na experiência II (3o item da PARTE B).3 V .1 mol/L de ácido clorídrico. para um béquer de 50 mL já contendo aproximamente 20 mL de água destilada.1 mol/L.5 % em massa e densidade 1. gota a gota. IMPORTANTE: Toda solução ácida ou básica deve ser preparada adicionando-se ácido ou base à água (e nunca o contrário) para evitar explosão. 1) Apresente todos os cálculos efetuados para o preparo desta solução. prepare. seria o mais adequado? Justifique sua resposta. 3) Caso o objetivo fosse preparar 100 mL de solução de HCl 0. por diluição.1 mol/L: – a partir do ácido concentrado ou – a partir da solução de HCl 1 mol/L preparada no item A Que volume seria necessário em cada caso? 4) Qual dos dois procedimentos acima. para preparar HCl 0. B) Preparação de uma solução de HCl 0. Pipete o volume calculado e transfira-o.1 mol/L A partir da solução preparada anteriormente.Exp. III.Tec. devido ao alto calor de dissolução desses reagentes. . pelas paredes e com agitação. 250 mL de solução 0. III. 6) Apresente o cálculo da massa de reagente necessário para preparar essa solução. B e D.Tec.1 mol/L. calcule a massa necessária. D) Preparação de uma solução de NaOH 0. Pese a massa calculada em um vidro de relógio utilizando balança semi-analítica. qual o volume necessário da solução preparada em “B”? 5) Apresente todos os cálculos efetuados para o preparo desta solução.5 mol/L a partir do reagente sólido trihidratado. transfira para um balão volumétrico de 250 mL. Calcule a massa necessária. Utilizando 25 mL da solução preparada em “A”. calcule o volume necessário. 10) Explique qual o processo de solubilização que ocorre entre soluto e solvente nas soluções preparadas em A. HCl 0. 8) Qual procedimento deveria ser adotado? Comente os erros experimentais inerentes a cada procedimento. as soluções de: HCl 1 mol/L. – a partir da solução preparada no item D. 9) Suponha que seja necesário preparar uma solução de CH3COONa 0.01 mol/L desta mesma base: – a partir do NaOH sólido.a.27 mol/L e NaOH 0. HCl 0. Apresente o cálculo da massa de reagente necessária para preparar essa solução.1 mol/L Prepare 250 mL de uma solução 0. Transfira a massa pesada para um Bequer de 50 mL já contendo aproximadamente 20 mL de água destilada.4 C) Preparação de uma solução de HCl 0. 7) Caso se desejasse preparar 100 mL de uma solução 0. 11) Qual a razão de recolher separadamente. Dissolva completamente com auxílio de um bastão de vidro e.27 mol/L de HCl a partir das soluções preparadas nos itens A e B. após esfriar. a partir do reagente sólido p. seguindo o procedimento descrito na experiência II (3o ítem da PARTE B). no final da aula.1 mol/L de NaOH.1 mol/L? .27 mol/L Prepare 100 mL de uma solução 0.Exp.. UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .1 mol/L 2) Apresente os cálculos efetuados para o preparo dessa segunda solução. 3) Caso o objetivo fosse preparar 100 mL de solução de HCl 0. para preparar HCl 0. seria o mais adequado? Justifique sua resposta.QUI-01-003 Técnicas III I.1 mol/L. DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES II . . B) Preparação de uma solução de HCl 0.1 mol/L: – a partir do ácido concentrado ou – a partir da solução de HCl 1 mol/L preparada no item A Que volume seria necessário em cada caso? 4) Qual dos dois procedimentos acima.PROCEDIMENTO E QUESTIONÁRIO PARTE A: Preparação de Soluções A) Preparação de uma solução de HCl 1 mol/L 1) Apresente todos os cálculos efetuados para o preparo desta solução.TÍTUL0: PREPARAÇÃO. .2 C) Preparação de uma solução de HCl 0.Exp.Tec. III.01 mol/L desta mesma base: .1 mol/L 6) Apresente o cálculo da massa de reagente necessário para preparar essa solução.a partir da solução preparada no item D: calcule o volume necessário 8) Qual procedimento deveria ser adotado? Comente os erros experimentais inerentes a cada procedimento. D) Preparação de uma solução de NaOH 0. 7) Caso se desejasse preparar 100 mL de uma solução 0.a partir do NaOH sólido: calcule a massa necessária .27 mol/L 5) Apresente todos os cálculos efetuados para o preparo desta solução. Exp. HCl 0. Apresente o cálculo da massa de reagente necessária para preparar essa solução.1 mol/L.5 mol/L a partir do reagente sólido trihidratado. no final da aula.27 mol/L e NaOH 0.Tec. as soluções de: HCl 1 mol/L. HCl 0.1 mol/L? . 10) Explique qual o processo de solubilização que ocorre entre soluto e solvente nas soluções preparadas em A.3 9) Suponha que seja necesário preparar uma solução de CH3COONa 0. 11) Qual a razão de recolher separadamente. III. B e D. até completa neutralização. . A Padronização é um processo que permite a determinação da concentração exata de uma solução. A presença de um indicador escolhido adequadamente revela o final da titulação. são requeridas certas exigências: 1o) Ela deve ser de fácil obtenção. ou seja.Ou com uma Solução Padrão. Quando “n” cátions H+ reagem com “n” ânions OH– resultam “n” moléculas de H2O e uma quantidade equivalente de sal. direta ou indiretamente.INTRODUÇÃO Uma solução é denominada PADRÃO quando sua concentração é exatamente conhecida. dissecação e conservação. 2o) As impurezas que por ventura existam no reagente devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida. pode ser determinada fazendo-a reagir com uma solução de base com concentração conhecida. cuja concentração se conhece apenas com uma certa aproximação.TÍTUL0: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES II .Ou com uma determinada massa de um Padrão Primário apropriado. . se obtém uma solução padrão se esta for preparada diretamente a partir de um padrão primário. não demasiadamente fraco. [H+ ] e [OH– ] a concentração (em mol/L) destes íons. ou se for padronizada ao reagir com um padrão primário. A preparação de uma solução padrão requer. 4o) O reagente deve ser bastante solúvel. uma solução cuja concentração é perfeitamente conhecida. 3o) O reagente não deve ser higroscópico ou eflorescente. que é próximo ao ponto de neutralização entre os íons H+ e OH–. 5o) Os elementos que entram na composição da substância devem ser tais que uma alteração da abundância isotópica natural não afete materialmente a massa molar. uma quantidade desconhecida de ácido. Portanto. o uso de um reagente quimicamente puro e com composição perfeitamente definida. através da reação de certo volume desta solução: .UNI UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . Portanto. A equação matemática que expressa a relação estequiométrica do número de mols através do volume e concentração de H+ ou OH– é: Vácido x [H+ ] = Vbase x [OH– ] sendo Vácido e Vbase volumes do ácido e da base. purificação. Para que uma substância possa servir como padrão primário. O princípio fundamental da alcalimetria é o seguinte: um mol de íons – OH de qualquer base neutraliza um mol de íons H+ de qualquer ácido.QUI-01-003 Técnicas IV I . Os reagentes com tais características são chamados de PADRÕES PRIMÁRIOS. 02 Béqueres de 100 mL .1 mol/L .Suporte universal de ferro .Biftalato de potássio p.a.2 III .Exp.01 Pipeta volumétrica de 20 mL . adicionando a base gota a gota sempre agitando o erlenmeyer. sempre zerando a bureta antes de uma nova titulação. . . Colocar uma folha de papel branco embaixo do erlenmeyer e realizar a titulação.PROCEDIMENTO E QUESTIONÁRIO A) Padronização do NaOH com Padrão Primário Padronizar a solução de NaOH ~ 0.Agarrador duplo para buretas.Tec.02 Béqueres de 250 mL .03 Erlenmeyers de 250 mL .01 Bureta de 50 mL . Colocar parte da solução restante de NaOH na bureta.Solução de HCl ~ 0.IV.MATERIAL MATERIAL REAGENTES . até o aparecimento de uma coloração rosa permanente que seja fracamente perceptível.1 mol/L preparada na aula anterior. Adicionar aproximadamente 25 mL de água destilada e colocar três gotas de fenolfateína. zerando-a. Repetir a operação 3 vezes. . interromper a titulação e arrastar a gota com água destilada. Procedimento a seguir: Lavar a bureta 3 vezes com ~ 5 mL da solução de NaOH a ser padronizada. V . Sempre que uma gota da solução proveniente da bureta cair nas paredes do erlenmeyer. Registrar o volume gasto de solução de NaOH.03 pedaços de folha de alumínio quadrada de cerca de 4 cm. . para que esta reaja com a solução contida no erlenmeyer.01 Frasco lavador . por meio de uma titulação com biftalato de potássio (padrão primário): HC8H4O4– + OH– → C8H4O42– + H2 O 1) Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para titular uma alíquota de 20 mL de solução de NaOH.1 mol/L .a.Indicador Fenolftaleína IV – PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Biftalato de Potássio p. utilizando o frasco lavador.Solução de NaOH ~ 0. Pesar a massa calculada em uma folha de alumínio quadrada de cerca de 4 cm e transferir quantitativamente para um erlenmeyer de 250 mL. de HCl e NaOH? 9) Qual o procedimento adequado para o conteúdo dos erlenmeyers: a) Da parte A? b) Da parte B? . Repetir a operação 3 vezes. 20 mL da solução HCl e 3 gotas do indicador fenolftaleína. interromper a titulação e arrastar a gota com água destilada. Sempre que uma gota da solução proveniente da bureta cair nas paredes do erlenmeyer. em mol/L. B) Padronização do HCl com a Solução Padrão de NaOH Colocar em um erlenmeyer de 250 mL. não são consideradas soluções padrão? 5) Calcular a concentração exata. 4) Por que as soluções de HCl. 6) O que ocorre quando a Solução Padronizada de NaOH entra em contato com a solução contida no erlenmeyer? Equacione. sempre agitando o erlenmeyer. adicionar. até o aparecimento de uma coloração rosa permanente que seja fracamente perceptível. Com o auxílio de uma bureta. preparadas na prática anterior. Anotar o volume de base gasto (lido na bureta). para que esta reaja com a solução contida no erlenmeyer. da solução de NaOH. utilizando o frasco lavador.Exp. no final da titulação? 8) Qual a razão de recolher separadamente as soluções padronizadas. a solução de NaOH padronizada anteriormente. gota a gota. 7) Qual o significado da mudança de coloração da solução contida no erlenmeyer. da solução de HCl.3 2) Por que a solução de NaOH preparada na prática anterior não pode ser considerada uma solução padrão? 3) Calcular a concentração exata.IV. em mol/L.Tec. zerando sempre a bureta antes de uma nova titulação. da solução de NaOH.QUI-01-003 Técnicas IV I .UNI UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . 3) Por que a solução de NaOH preparada na prática anterior não pode ser considerada uma solução padrão? . DADOS: Alíquota de Massa m1 m2 m3 Massa pesada Volume de NaOH gasto 2) Calcular a concentração exata.TÍTUL0: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES II . em mol/L.QUESTIONÁRIO A)Padronização do NaOH com Padrão Primário 1) Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para titular uma alíquota de 20 mL de solução de NaOH. de HCl e NaOH? 9) Qual o procedimento adequado para o conteúdo dos erlenmeyers: a) Da parte A? b) Da parte B? .2 B) Padronização do HCl com a Solução Padrão de NaOH V1 = Vmédio = Volume de NaOH gasto V2 = V3 = 4) Por que as soluções de HCl.Exp. preparadas na prática anterior.IV. 6) O que ocorre quando a Solução Padronizada de NaOH entra em contato com a solução contida no erlenmeyer? Equacione.Tec. em mol/L. no final da titulação? 8) Qual a razão de recolher separadamente as soluções padronizadas. da solução de HCl. não são consideradas soluções padrão? 5) Calcular a concentração exata. 7) Qual o significado da mudança de coloração da solução contida no erlenmeyer. Por exemplo.4 7.0001g. Neste caso.: cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). se um mesmo objeto de 11. refere-se aos dígitos que representam um resultado experimental.00700 700.1213g (6 algarismos significativos) algarismo duvidoso  Como saber quantos algarismos significativos tem um determinado número? Podemos observar a tabela abaixo: NÚMERO 7 7. pois são usados só para indicar a casa decimal. .0007 0. Quando se fala em algarismos significativos de um número. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida.07 7 X 1014 7. Esse valor pode ser obtido diretamente (ex.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .1213g é pesado com uma balança cuja incerteza é de 0.0 0.1g (3 algarismos significativos) algarismo duvidoso  2o Caso  massa do corpo = 11. SIGNIFICATIVOS 1 2 2 1 3 5 1 3 Pode-se observar que os zeros à esquerda de outros dígitos não são considerados algarismos significativos. de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso.1g e com outra balança analítica cuja incerteza é de 0.40 X 1021 No DE ALG. é mais aconselhável a notação exponencial. temos: 1o Caso  massa do corpo = 11. a partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: determinação da massa de uma substância por pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente.QUI-01-003 Algarismos Significativos ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. A manipulação destes dados experimentais.1921  2. significativo for par  mantém-se igual. algumas regras devem ser seguidas quando são realizados os cálculos: 1o) Adição e Subtração Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas.06 + 106. vários números que representam os valores das grandezas determinadas experimentalmente são envolvidos.: Pode-se fazer o arredondamento antes da soma ou depois da soma: 1.135  9.1 + 4. a soma ou diferença deverá conter tantas casas decimais quantas existirem no componente com menor delas.627 + 23.91 = 135.192 .02 Cálculo com Algarismos Significativos Quando o resultado de uma análise é calculado.1748 Se o último alg.Sig.2845  3.1 + 106. Por isso.1 + 4. Ex.14 2. IGUAL A 5 MENOR QUE 5 Se o último alg.7 A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do último algarismo significativo: CASO REGRA EXEMPLO MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 7. gera o problema de se determinar o número de algarismos significativos a ser expresso no resultado do cálculo.697  135. que geralmente possuem diferentes números de algarismos significativos.6 + 23. significativo for ímpar  aumenta 1 unidade Mantém-se igual Par = 3.17476  7.7 1.9 = 135.284 Ímpar = 9.A. 09 x 10-6 3 alg. Para expressar o resultado com a mesma incerteza. Incerteza Absoluta e Relativa  Incerteza absoluta: Nas operações de adição ou subtração. veja abaixo sobre cálculo da incerteza relativa.004 1 alg. signif. calcula-se 0.1% de 0.734 x 103 4 alg. 3 alg. Esta é uma regra prática nem sempre válida.  7. Calcular a concentração de HCl em mol/L.1%. a incerteza de 0.0990 mol/L. Ex. 4.A.1% ((0.41 x 108 = (9.0990 possui apenas 3 algarismos significativos.957 x 1010) 4 alg.653 x 103 = (3. 6. signif.0990  0.Sig. o valor da concentração seria 0.0 x 1010 2 alg. x 9.00387) 0.101060848 24.50 x0. o total de algarismos significativos no resultado é igual ao da grandeza com o menor número de algarismos significativos. signif. pois o número 0.101. 4. Admitindo-se uma incerteza de 0. (0. a incerteza relativa é de 0. signif. signif. signif. HCl  25.: 9 1 alg.0990)x100=0.  Incerteza Relativa: Em uma multiplicação ou divisão. signif.50 mL de solução de NaOH 0.1011mol / L De acordo com a regra apresentada.1 x 106 2 alg.0001.03 2o) Multiplicação e Divisão O resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos estiverem expressos no componente com menor número de algarismos significativos.98  0. x 0. Exemplos: Na titulação de 24.00043 = 2 alg. signif.101060848 .98 mL de uma solução de HCl foram gastos: a) 25. pois devemos considerar a incerteza relativa.0990 é na quarta casa decimal.0001/0. o número de dígitos no resultado após o ponto decimal é igual ao da quantidade com o menor número de dígitos após o ponto decimal. Porém. signif.0877 x 10-6) 9. com 4 algarismos significativos (0.0989 mol / L Fazendo-se cálculo semelhante ao anterior e considerando-se a mesma incerteza. maior a reprodutibilidade do resultado e maior a precisão da medida.1)/100=0. Exatidão e Precisão de uma Medida A precisão de um resultado está relacionada com as diferenças de medidas de uma determinada quantidade.98  0. Em um dos exemplos anteriores o valor encontrado foi 0. Quando o valor verdadeiro não é conhecido. ele é muitas vezes substituído pelo valor mais provável. A precisão de uma medida é calculada utilizando-se ferramentas estatísticas. ???? ???????? = ????? ?????? − ????? ???? O erro relativo é adimensional.1005 mol/L. HCl  24.0001) e expressa-se o resultado com a mesma incerteza.95 mL de solução de NaOH 0. Quanto menor esta diferença.098881104 24.0990 mol/L. A exatidão se relaciona com o quanto um valor medido se aproxima do valor verdadeiro. b) 24. O valor verdadeiro pode ser tabelado ou obtido por um órgão de reconhecida competência (valor certificado).((0. PODE NÃO SER EXATO. Se o valor verdadeiro para a concentração daquela solução fosse 0. sendo comumente expresso em partes por cem (%). Essas diferenças sempre ocorrem. que frequentemente é determinado pelo professor ou por um técnico competente.0990  0.1011 mol/L.1011 mol/L). maior será a exatidão da medida.0989 mol/L. temse que o resultado deve ser expresso com 3 algarismos significativos. 0. por mais sofisticada que seja a técnica e por mais cuidadoso que seja o operador. obtidas por um determinado método e por um determinado operador. Quanto mais próximo o valor medido estiver do valor verdadeiro. ter-se-ia: . A exatidão de uma medida pode ser expressa pelo erro absoluto e pelo erro relativo. Calcular a concentração de HCl em mol/L. UM VALOR PRECISO. que serão vistas em etapas posteriores do curso de vocês.95 x0. utilizando técnicas analíticas. ou seja. ou seja.101060848×0. 1011 – 0.1005) x100 = 0.0006 / 0.6% .1005 = 0.0006 mol/L erro relativo = (0.erro absoluto=0. líquido e tampa). calcula-se o número de mols contidos na amostra. Pesa-se novamente o conjunto (balão. O presente processo apresenta uma série de pequenos erros. uma quantidade de líquido e aquece-se o sistema até sua completa volatilização. a massa de um mol. a massa de vapor que enchia o frasco numa temperatura elevada e pressão atmosférica será correspondente à massa do líquido que condensou. e a partir deste dado. basta conhecer aproximadamente este valor para calcular com exatidão a massa exata da substância.TÍTULO: MASSA MOLAR DE UM VAPOR II . o valor exato. deixa-se esfriar o balão para que condense o vapor que permaneceu. Assim: (Cx Hy Clz )p = M Como "p" deve ser um número inteiro.QUI-01-003 Experiência 1 I . entre os quais o de usar o volume do balão na temperatura ambiente como se fosse o mesmo da experiência. sendo dada a sua composição centesimal.OBJETIVO Determinar a massa molar de um vapor com uma precisão mínima de 80 %. .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . III . Coloca-se em um recipiente limpo. A partir da equação de estado dos gases ideais. previamente pesado. Depois da volatilização completa do líquido. basta conhecer M com aproximação para calcular. pois a pressão interna permanece constante. o excesso de vapor será expelido do balão. Porém. a seguir.INTRODUÇÃO A massa molar de um vapor pode ser determinada a partir do seguinte processo experimental. como em química geral a determinação da composição centesimal e da fórmula mínima precede a da massa molar de uma substância desconhecida. Tela de amianto . cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Clorofórmio VI .Folha de papel alumínio .Líquido volátil de composição centesimal conhecida V . pressionando-a lateralmente contra a parede do balão. .Suporte universal e agarrador . Coloque no balão volumétrico cerca de 3 mL do líquido desconhecido e.Termômetro REAGENTES .Bico de bunsen . Com um alfinete.PROCESSO Com uma folha de alumínio quadrada de cerca de 4 cm de lado. sobre a boca do balão.Exp. faça um furo tão pequeno quanto possível no centro da folha. a tampa de alumínio.Bequer de 600 mL . com a tampa de alumínio.Balão Volumétrico de 100 mL . Determine na balança analítica a massa do balão limpo e seco. confeccione uma tampa para o balão.MATERIAL MATERIAL .PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos.Tripé . Encha o Bequer com água da torneira e monte a aparelhagem conforme o desenho.1.2 IV . 1. Encha o balão até a marca e. anote a temperatura e remova imediatamente o balão da água com o agarrador. observe o líquido no balão. Seque se for preciso. leve o nível de água até a borda superior. No instante em que todo o líquido evaporar.3 Enquanto a água aquece. Depois de frio. colocando-o sobre a tela de amianto para esfriar.RESULTADOS Massa molar experimental Massa molar exata da substância Erro absoluto Erro relativo . Pese o balão com tampa e com o resíduo de líquido que existe. examine a tampa para ter certeza de que não há gotas de líquido na parede da mesma. Anote o volume total do frasco. Leia a pressão barométrica e anote.DADOS Massa do frasco com tampa Massa do frasco com tampa e resíduo Temperatura da água Pressão barométrica Volume total do frasco Composição centesimal da substância VIII . VII . Anote a massa.Exp. com pipeta graduada. Exp.4 IX .QUESTIONÁRIO 1) Por que não é necessário o balão ser pesado com o líquido antes do aquecimento? 2) Por que é necessário o orifício na tampa do balão? 3) Por que é conveniente aquecer o balão em um banho-maria? 4) Cite duas causas de erro. 1. 5) Por que não existe recolhimento de resíduos nesta experiência? . TÍTULO: MASSA MOLAR DE UM VAPOR II .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .QUI-01-003 Experiência 1 I .DADOS Massa do frasco com tampa Massa do frasco com tampa e resíduo Temperatura da água Pressão barométrica Volume total do frasco Composição centesimal da substância III .QUESTIONÁRIO 1) Por que não é necessário o balão ser pesado com o líquido antes do aquecimento? .RESULTADOS Massa molar experimental Massa molar exata da substância Erro absoluto Erro relativo IV . 1.2 2) Por que é necessário o orifício na tampa do balão? 3) Por que é conveniente aquecer o balão em um banho-maria? 4) Cite duas causas de erro. 5) Por que não existe recolhimento de resíduos nesta experiência? .Exp. Mistura: Clorato de Potássio e Cloreto de Potássio .QUI-01-003 Experiência 2 I . será investigada a estequiometria do clorato de potássio e a fórmula obtida será usada na parte B. o que permite calcular a composição centesimal. a massa perdida é devida ao oxigênio desprendido do clorato de potássio.INTRODUÇÃO Na parte A da presente experiência.Espátula de porcelana . A massa de MnO2 permanece constante durante a reação. Quando aquecido fortemente em presença de MnO2 se decompõe. Cl e O. Estequiometria é a parte da química que estabelece relações ponderais em fórmulas e em reações químicas. Quando uma mistura de cloreto e clorato de potássio é aquecida. IV .Agarrador de ferro .Tela de amianto . III .Suporte de ferro . Potássio e cloro permanecem sob a forma de cloreto de potássio (KCl).Bico de bunsen .TÍTULO: COMPOSIÇÃO CENTESIMAL DE UMA MISTURA DE CLORETO/CLORATO DE POTÁSSIO II .Dióxido de Manganês .Clorato de Potássio .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . para analisar uma mistura de cloreto e clorato de potássio. Clorato de potássio é um composto que contém os elementos K.OBJETIVO Determinar a composição de uma mistura de cloreto de potássio e clorato de potássio.2 Tubos de ensaio de 3 cm de diâmetro . com precisão mínima de 80 %.MATERIAL MATERIAL REAGENTES . desprendendo oxigênio. Acrescente cerca de 1 grama (uma colher rasa) de clorato de potássio seco e pese novamente. usando uma pontinha de espátula. Agite para misturar. Coloque nele uma pitada de MnO2. Após a fusão. Aqueça lentamente até que cesse de crepitar.a. Pese na balança analítica. Aumente a chama e deixe aquecer por mais 10 minutos. Coloque nele uma pitada de MnO2 e pese.DADOS PARTE A Massa do Tubo + Catalisador Massa do Tubo + Catalisador + Clorato Massa do Tubo + Catalisador + Resíduo PARTE B Massa do Tubo + Catalisador Massa do Tubo + Catalisador + Mistura Massa do Tubo + Catalisador + Resíduo . Coloque dentro cerca de 1 grama da mistura clorato/cloreto de potássio já preparada (evite colocar a parte empedrada da mistura) e pese novamente. Agite suavemente para misturar. * Cloreto de potássio p. VII . Deixe o tubo esfriar e pese-o. pese. deixando-o em ângulo de 45o. Prenda o tubo com o agarrador no suporte de ferro. VI .a. deixe-o em aquecimento durante 15 minutos ainda.2. Aqueça suavemente na chama de gás até a fusão do sólido. PARTE B Tome outro tubo limpo e seco.Exp.PROCESSO PARTE A Retire da estufa um tubo de ensaio limpo e seco. para garantir o total desprendimento do oxigênio.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Clorato de potássio p.2 V . Após resfriar. RESULTADOS PARTE A Fórmula mais simples do Clorato de Potássio PARTE B Porcentagem de Clorato de Potássio na mistura (%) Porcentagem de Cloreto de Potássio na mistura (%) IX .Exp. Pergunta-se: A) Na fórmula encontrada para o clorato de potássio (parte A). 2.QUESTIONÁRIO 1) Um erro comum nesta experiência é não haver decomposição total do clorato de potássio. Suponha que este erro só ocorreu na parte A. 2) Equacione a decomposição do clorato de potássio. B) Qual o reflexo deste resultado na parte B? Justifique sua resposta através de um exemplo. incluindo todos os fatores que atuam na mesma.3 VIII . a proporção de oxigênio aumenta ou diminui? Explique sua resposta. 3) Que erro ocorreria na parte A se a amostra de clorato de potássio contivesse impurezas que não sofressem decomposição com o aquecimento? 4) Sabendo que o KCl é um sal solúvel e o MnO2 é insolúvel. como você imagina que se poderia recuperar o catalisador da mistura sólida obtida para reutilizá-lo? . QUI-01-003 Experiência I .TÍTULO: COMPOSIÇÃO CENTESIMAL DE UMA MISTURA DE CLORETO/CLORATO DE POTÁSSIO II .DADOS PARTE A Massa do Tubo + Catalisador Massa do Tubo + Catalisador + Clorato Massa do Tubo + Catalisador + Resíduo PARTE B Massa do Tubo + Catalisador Massa do Tubo + Catalisador + Mistura Massa do Tubo + Catalisador + Resíduo III .RESULTADOS PARTE A Fórmula mais simples do Clorato de Potássio PARTE B Porcentagem de Clorato de Potássio na mistura (%) Porcentagem de Cloreto de Potássio na mistura (%) 2 .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . Pergunta-se: A) Na fórmula encontrada para o clorato de potássio (parte A). Suponha que este erro só ocorreu na parte A. 2. 3) Que erro ocorreria na parte A se a amostra de clorato de potássio contivesse impurezas que não sofressem decomposição com o aquecimento? 4) Sabendo que o KCl é um sal solúvel e o MnO2 é insolúvel. como você imagina que se poderia recuperar o catalisador da mistura sólida obtida para reutilizá-lo? . B) Qual o reflexo deste resultado na parte B? Justifique sua resposta através de um exemplo.Exp. incluindo todos os fatores que atuam na mesma. a proporção de oxigênio aumenta ou diminui? Explique sua resposta. 2) Equacione a decomposição do clorato de potássio.QUESTIONÁRIO 1) Um erro comum nesta experiência é não haver decomposição total do clorato de potássio.2 IV . A partir daí. é possível determinar o número de mols de AAS em uma determinada alíquota através do número de íons OH– de base utilizados na neutralização do ácido.OBJETIVO Determinar a percentagem de Ácido Acetilsalicílico em um comprimido de aspirina por meio de titulação com solução padronizada de NaOH.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . logo Vácido x [H+ ] = n ácido e Vbase x [OH– ] = n base.TÍTULO: PERCENTAGEM DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO (AAS) NA ASPIRINA II .003 Experiência 3 I . Na análise da fração solúvel da aspirina. Calculando a massa total de AAS e comparando com a massa do comprimido de aspirina utilizada na experiência. parte dos componentes da aspirina permanecem insolúveis. determina-se o número de íons H+ do ácido. obtendo-se uma precisão de 90 %. A presença de um indicador escolhido adequadamente revela o ponto final da titulação. que é próximo ao ponto de neutralização entre os íons H+ e OH–.QUI . III . é possível calcular a percentagem de AAS. [H+ ] e [OH– ] a concentração (em mol/L) destes íons. . volumes do ácido e da base.INTRODUÇÃO O princípio fundamental da alcalimetria é o seguinte: um mol de íons OH– de qualquer base neutraliza um mol de íons H+ de qualquer ácido. Quando um comprimido de aspirina é dissolvido em uma mistura de água e etanol. resultam “n” moléculas de H2O e uma quantidade estequiométrica de sal. uma quantidade desconhecida de ácido. o número de mols do ácido e a massa do ácido presente na alíquota.01 . não demasiadamente fraco. até completa neutralização. Quando “n” cátions H+ reagem com “n” ânions OH–. Portanto. A equação matemática que expressa a relação estequiométrica do número de mols através do volume e concentração de H+ ou OH– é: Vácido x [H+ ] = Vbase x [OH– ] sendo Vácido e Vbase. mas este fato não interfere na quantificação do ácido. O Ácido Acetilsalicílico – C9H8O4 (AAS) é um ácido monoprótico que constitui o componente principal da aspirina. pode ser determinada fazendo-a reagir com uma solução de base com concentração conhecida. Repita o procedimento mais duas vezes com outras duas porções de aproximadamente 0.PROCESSO Triture no gral de porcelana um comprimido de aspirina comercial previamente pesado em balança analítica. agitando continuamente e fazendo leituras frequentes na bureta.Água destilada . sempre que caírem gotas de solução básica nas paredes do mesmo. Coloque uma folha de papel branco embaixo do erlenmeyer e realize a titulação mantendo a solução em constante agitação. não contém AAS.Exp. adicione a base gota a gota. Pese em folha de alumínio uma porção de aproximadamente 0. Compare o seu resultado com a percentagem calculada a partir da informação que consta na embalagem: cada comprimido tem 500 mg de Ácido Acetilsalicílico. Dissolva em 10 mL de etanol e acrescente mais 10 mL de água destilada. . Observação: ao final da operação.05 mol/L até o aparecimento de uma coloração rosa permanente que seja fracamente perceptível. Registre o volume gasto de solução padrão.3 Erlenmeyers de 125 mL .Etanol V .05 mol/L (padronizada) . Acrescente 3 gotas de fenolftaleína e titule com uma solução padronizada de NaOH ~ 0.Solução de NaOH ~ 0.Gral de porcelana e pistilo .1 mL . Coloque a solução padrão na bureta. zerando-a. Calcule a percentagem de AAS no comprimido de aspirina.1 Bureta de 25 mL.Frasco lavador . graduada de 0. em seguida. calcule a massa de AAS na amostra total pesada.MATERIAL MATERIAL REAGENTES . lave completamente a bureta para remover todo e qualquer vestígio de NaOH. responsável pela turbidez.03 pedaços de folha de alumínio -1 comprimido de aspirina . A porção não solúvel do comprimido. Quando aparecer coloração rosa que persista por mais tempo.1800 g do comprimido e transfira para um erlenmeyer de 125 mL.Indicador: Fenolftaleína .Espátula de porcelana ou plástico .1800 g.Suporte de ferro com agarrador duplo para bureta . Siga o seguinte procedimento: Lave a bureta 3 vezes com ~ 5 mL da solução de NaOH padronizado.2 IV .3. Calcule a massa de AAS na porção pesada do comprimido e. Lave as paredes internas do erlenmeyer com água destilada. Exp.3 VI .RESULTADOS Alíquota de Massa Número de mols de AAS na amostra pesada Massa de AAS na amostra pesada % de AAS na amostra pesada % Média de AAS nas amostras pesadas % de AAS por informação do fabricante Erro Absoluto Erro Relativo m1 m2 m3 .C9H8O4 Concentração da solução padronizada de NaOH Alíquota de Massa m1 m2 m3 Massa pesada Volume de NaOH gasto VII .DADOS Massa do comprimido previamente pesado Massa Molar do AAS . 3. na lavagem das paredes internas do erlenmeyer? 2) Por que o erlenmeyer deve ser agitado durante todo o processo? 3) A solução de NaOH 0. 4) Explique por que: a) O conteúdo dos erlenmeyers desta experiência pode ser descartado na pia? b) A solução que sobra. 3.QUESTIONÁRIO 1) Por que o número de mols de ácido não se altera com a adição de água. deve ser recolhida separadamente dos resíduos gerais de ácidos e bases? . Comente como e quando foi preparada esta solução.Exp.05 mol/L utilizada nesta experiência foi preparada por diluição e padronização de uma solução previamente preparada pelos alunos. na bureta e no béquer reservatório.4 VIII . RESULTADOS Alíquota de Massa Número de mols de AAS na amostra pesada Massa de AAS na amostra pesada % de AAS na amostra pesada % Média de AAS nas amostras pesadas % de AAS por informação do fabricante Erro Absoluto Erro Relativo m1 m2 m3 .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .TÍTULO: PERCENTAGEM DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO (AAS) NA ASPIRINA II .DADOS Massa do comprimido previamente pesado Massa Molar do AAS .QUI .003 Experiência 3 I .01 .C9H8O4 Concentração da solução padronizada de NaOH Alíquota de Massa m1 m2 m3 Massa pesada Volume de NaOH gasto III . QUESTIONÁRIO 1) Por que o número de mols de ácido não se altera com a adição de água. 4) Explique por que: a) O conteúdo dos erlenmeyers desta experiência pode ser descartado na pia? b) A solução que sobra.05 mol/L utilizada nesta experiência foi preparada por diluição e padronização de uma solução previamente preparada pelos alunos. deve ser recolhida separadamente dos resíduos gerais de ácidos e bases? . na lavagem das paredes internas do erlenmeyer? 2) Por que o erlenmeyer deve ser agitado durante todo o processo? 3) A solução de NaOH 0. na bureta e no Bequer reservatório (béquer que contém a sobra de solução utilizada para completar o volume da bureta). 3.2 IV .Exp. Comente como e quando foi preparada esta solução. INTRODUÇÃO Um dos procedimentos para medir o calor trocado com o ambiente por um processo químico é através de uma técnica chamada “Calorimetria”. A Capacidade Calorífica de um objeto informa tanto a quantidade de calor que este absorve para elevar sua temperatura em 1 ºC quanto a quantidade de calor que este deve perder para que ocorra um decréscimo de sua temperatura em 1 ºC. e que mede o calor trocado em condições de pressão constante.QUI-01-003 Experiência 4 I . o calor trocado está associado à Variação de Entalpia do processo: qprocesso = qp = H.OBJETIVO Calibrar um Calorímetro e utilizá-lo posteriormente para determinar o calor de dissolução do KNO3 e NaOH.TÍTULO: CALIBRAÇÃO E UTILIZAÇÃO DE UM CALORÍMETRO II . Portanto neste caso.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . A Capacidade Calorífica de um objeto depende do material do qual este é feito e da sua massa e é expressa nas unidades: J/ºC ou cal/ºC (ou J/K ou cal/K). Antes de falar desta técnica. é conveniente definir “Capacidade Calorífica” ou “Constante Calorimétrica”: Capacidade Calorífica ou Constante Calorimétrica (C) de um determinado objeto é a quantidade de calor associada com a variação da temperatura do objeto em 1 ºC (ou 1 K). Então: C = q / T Se: Se: e q = C . T T < 0 (Tfinal < Tincial) → Objeto perde calor e q < 0 T > 0 (Tfinal > Tincial) → Objeto ganha calor e q > 0 Um Calorímetro de Solução é um calorímetro simples. III . . muitas vezes improvisado. expresso em joules ou calorias.Exp. qcalorímetro representa o calor absorvido (ou perdido) pelo conjunto: Bequer + tampa + termômetro. pode-se considerar que csolução ≈ cágua e que a densidade da solução ≈ densidade da água (1 g/mL) sem erro apreciável. . 4.(qsolução + qcalorímetro) qsolução = msolução. T) Onde: qprocesso = quantidade de calor absorvido ou perdido pelo processo. caso contrário o Calorímetro precisa ser previamente calibrado para que sua Capacidade Calorífica (C) seja determinada. Então. T Logo: qprocesso = . csolução = calor específico da solução. No caso desta experiência. Para aplicar a relação acima é preciso que “C” seja conhecido. Observa-se que não está sendo considerado o calor liberado (ou absorvido) pelo processo e absorvido (ou perdido) pelo meio ambiente. C = Capacidade Calorífica do calorímetro Se a solução é diluída. que pode ser envolto por uma manta térmica (isolante).2 O calor do processo é medido em função da variação da temperatura que ocorre durante o processo dentro do calorímetro. T = variação de temperatura.T qcalorímetro = C. Assim.csolução. com uma tampa perfurada através da qual é introduzido um termômetro.ºC ou cal/g .(msolução.csolução. pode-se dizer que o calor absorvido (ou liberado) pelo processo é igual ao calor perdido (ou absorvido) pelo calorímetro e a solução.oC. são usadas as relações: qprocesso = . Para um processo que ocorre em solução aquosa. msolução = massa da solução em gramas. em J/g .T + C. o calorímetro é um Bequer. 01 Béquer de 100 mL . T2 Onde: T1 = elevação de temperatura da água fria e do calorímetro T2 = abaixamento de temperatura da água quente Uma vez determinado “C”. * Hidróxido de Sódio p.01 Bastão de vidro .01 Termômetro digital . T1 = . envolvido com a manta isolante . cágua .a. Então a energia absorvida sob forma de calor pela água fria e pelo calorímetro deve ser igual à energia perdida sob forma de calor pela água quente: qágua fria + qcalorímetro = .01 Vidro de relógio . no caso desta experiência.01 Termômetro de mercúrio .qágua quente ou mágua fria .01 Béquer de 400 mL com tampa. para determinar “C” mistura-se no calorímetro contendo uma certa quantidade de água fria uma outra quantidade de água quente.MATERIAL MATERIAL REAGENTES . . este calorímetro pode. 4.3 Neste caso.01 Proveta de 100 mL . então. ser usado para determinar H de outro processo que. será o Calor de Dissolução do KNO3 e do NaOH. IV .a.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados de manuseio do seguinte reagente: * Nitrato de Potássio p.NaOH sólido V .mágua quente .01 Espátula de porcelana .Exp.KNO3 sólido . T1 + C . cágua . em um béquer de 100 mL e aquecer até 68 ºC. Controlar a temperatura com o termômetro digital e anotar a temperatura máxima de equilíbrio. Colocar 75 mL de água. tampar. . Anotar. Pesar em papel alumínio uma porção de aproximadamente 5. Esta é a temperatura inicial da água quente. em vidro de relógio. medidos em proveta. PARTE B: Utilização do Calorímetro Colocar no calorímetro.00 g de NaOH. Dissolver nos 100 mL de água. Anotar. Verificar no rótulo do frasco o grau de pureza do KNO3. Calcular a Capacidade Calorífica média do calorímetro.Exp.PROCESSO Esta experiência é dividida em duas etapas: PARTE A: Calibração do Calorímetro Registrar o número do calorímetro a ser utilizado na experiência. Remover a chama. Verter a água quente no calorímetro.4 VI .00 g de KNO3 e transferir quantitativamente ao calorímetro. 4. OBS: Neste caso deverá ser anotado o valor máximo da temperatura final Calcular o Calor de Dissolução Molar do KNO3 e do NaOH. e agitar cuidando para não molhar a tampa. Anotar. Aguardar a estabilização da temperatura agitando e medindo a temperatura com o termômetro digital (sem removê-lo da tampa). agitando suavemente e controlando a temperatura com termômetro de mercúrio. agitando cuidadosamente para não molhar a tampa de isopor. 100 mL de água destilada e medir a temperatura de equilíbrio com o ambiente usando o termômetro digital. no calorímetro isolado com a manta térmica. tampar e medir a temperatura da água com o termômetro digital que deve ser inserido no orifício da tampa. Observar a variação de temperatura e anotar o valor mínimo atingido. previamente calibrado. Esta é a temperatura inicial da água fria e do calorímetro. Resfriar o calorímetro e repetir a operação de calibração mais duas vezes. Anotar. Colocar 75 mL de água. medidos em proveta. Repetir todo o procedimento anterior pesando 4. 5 VII .18 1.DADOS PARTE A: Calorímetro Nº: ___________ Massa da água fria (g) Temperatura inicial da água fria + Calorímetro (ºC) Massa da água quente (g) Temperatura inicial da água quente (ºC) Temperatura final da mistura (ºC) Calor específico da água (J/g.18 1.89 NaOH .50 Massa de água (g) Massa do sólido dissolvido (g) Massa da solução (g) Temperatura inicial da água (ºC) Temperatura final da solução (ºC) Variação de temperatura (ºC) Grau de pureza do reagente (%) VIII .ºC) Densidade da água (g/mL) 4. 4.18 1.RESULTADOS PARTE A: Capacidade Calorífica do Calorímetro (J/ºC) Média (J/ºC) PARTE B:  Hdissolução molar tabelado (kJ/mol)  Hdissolução molar calculado (kJ/mol) Erro Absoluto Erro Relativo .0 PARTE B: KNO3 NaOH KNO3 + 34.0 4.0 4.Exp.44. 4. classifique o processo de dissolução do KNO3 e do NaOH em exotérmico ou endotérmico.6 IX .QUESTIONÁRIO 1) Por que há necessidade de agitar durante o processo de dissolução enquanto se controla a temperatura? 2) Por que é recomendável que.Exp. como seria afetado o resultado final?. 4) Considerando as energias envolvidas no processo de dissolução. seja adicionada água quente no calorímetro contendo água fria e não ao contrário? 3) Considerando a variação de temperatura em cada caso. . Justifique. Explique. justifique a sua conclusão anterior. 7) Por que as soluções da Parte B devem ser recolhidas para um frasco de resíduos. no processo de calibração. 5) Se o grau de pureza do reagente não fosse considerado. 6) Cite pelo menos duas causas de erro. ºC) Densidade da água (g/mL) 4.RESULTADOS PARTE A: Capacidade Calorífica do Calorímetro (J/ºC) Média (J/ºC) PARTE B:  Hdissolução molar tabelado (kJ/mol)  Hdissolução molar calculado (kJ/mol) Erro Absoluto Erro Relativo .18 1.44.0 PARTE B: KNO3 NaOH KNO3 + 34.18 1.QUI-01-003 Experiência 4 I .89 NaOH .0 4.DADOS PARTE A: Calorímetro Nº: ___________ Massa da água fria (g) Temperatura inicial da água fria + Calorímetro (ºC) Massa da água quente (g) Temperatura inicial da água quente (ºC) Temperatura final da mistura (ºC) Calor específico da água (J/g.TÍTULO: CALIBRAÇÃO E UTILIZAÇÃO DE UM CALORÍMETRO II .50 Massa de água (g) Massa do sólido dissolvido (g) Massa da solução (g) Temperatura inicial da água (ºC) Temperatura final da solução (ºC) Variação de temperatura (ºC) Grau de pureza do reagente (%) III .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .0 4.18 1. 5) Se o grau de pureza do reagente não fosse considerado. 7) Por que as soluções da Parte B devem ser recolhidas para um frasco de resíduos. . Explique. classifique o processo de dissolução do KNO3 e do NaOH em exotérmico ou endotérmico. 6) Cite pelo menos duas causas de erro. 4. como seria afetado o reasultado final?.Exp. seja adicionada água quente no calorímetro contendo água fria e não ao contrário? 3) Considerando a variação de temperatura em cada caso.2 IV . Justifique. 4) Considerando as energias envolvidas no processo de dissolução. justifique a sua conclusão anterior.QUESTIONÁRIO 1) Por que há necessidade de agitar durante o processo de dissolução enquanto se controla a temperatura? 2) Por que é recomendável que. no processo de calibração. também na forma de calor. as ligações que existem entre os átomos e as moléculas dos reagentes são rompidas e novas ligações ocorrem. surgindo outras combinações atômicas que originam os produtos. importante grandeza relacionada com o 1o Princípio. para que outras ligações sejam formadas.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . Quando ocorre uma reação química.OBJETIVO Verificar a Lei de Hess através de processos exotérmicos. O principal objetivo da termoquímica é a determinação da variação de ENTALPIA (ΔH) de reação. se a quantidade de calor absorvida pelo sistema for menor que a liberada. o resultado líquido da variação de energia será "absorção de calor" e este processo é dito ENDOTÉRMICO (se dá com absorção de calor). quando aplicada aos processos e às reações químicas. incluindo também a diferença de energia potencial que corresponde à diversidade dos estados de agregação dos produtos existentes.TÍTULO: LEI DE HESS II . . medido à pressão constante é igual à variação de entalpia do processo (H). um calor latente que corresponde à diferença entre a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos produtos e a energia potencial das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos reagentes. Esta quantidade líquida de calor liberada ou absorvida durante o processo químico é o "calor de reação". é necessário que o sistema absorva energia na forma de calor e. o sistema libera energia.INTRODUÇÃO A Termoquímica é a parte da Termodinâmica que se ocupa com as consequências do 1o Princípio da Conservação de Energia. o resultado líquido de variação de energia durante o processo será "liberação de calor" e este processo é dito EXOTÉRMICO (se dá com liberação de calor). O calor de reação. De outra forma. III . Para que as ligações sejam rompidas. Assim.QUI-01-003 Experiência 5 I . se a quantidade de calor absorvida pelo sistema durante o processo químico for maior que a liberada. Nesta experiência.csolução. qcalorímetro representa o calor absorvido (ou perdido) pelo conjunto: Bequer + tampa + termômetro.(msolução.T qcalorímetro = C. pode-se dizer que o calor absorvido (ou liberado) pelo processo é igual ao calor perdido (ou absorvido) pelo calorímetro e a solução.ºC ou cal/g . Para um processo que ocorre em solução aquosa. C = Capacidade Calorífica do calorímetro Se a solução é diluída. T) Onde: qprocesso = quantidade de calor absorvido ou perdido pelo processo.2 Assim.T + C.5. previamente determinado. pode-se considerar que csolução ≈ cágua e que a densidade da solução ≈ densidade da água (1 g/mL) sem erro apreciável. Assim. No caso desta experiência. T = variação de temperatura. Para aplicar a relação acima é preciso utilizar o valor de “C”.H = qp Exp. msolução = massa da solução em gramas. em J/g . O calor de reação é medido em função da variação da temperatura que ocorre durante a reação dentro de um calorímetro. o calorímetro é o mesmo que foi calibrado anteriormente. são usadas as relações: qprocesso = – (qsolução + qcalorímetro) qsolução = msolução. você vai verificar a validade da Lei de Hess através de três processos exotérmicos: 1) NaOH(s)  NaOH(aq) 2) NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 3) NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) . T Logo: qprocesso = . expresso em joules ou calorias. Então. Observa-se que não está sendo considerado o calor liberado (ou absorvido) pelo processo e absorvido (ou perdido) pelo meio ambiente. csolução = calor específico da solução. a variação de entalpia (H) durante um processo químico é a diferença de entalpia entre produtos e reagentes por unidade de reação num sistema a pressão constante e é avaliada pela quantidade de calor liberada ou absorvida por este sistema.csolução.oC. Assim.01 Espátula de porcelana .Exp. não depende dos estados intermediários pelo qual passa o sistema durante uma transformação química. como tal. Portanto: H2 = H1 + H3 IV .MATERIAL MATERIAL REAGENTES .01 Vidro de relógio .NaOH sólido V .a. para qualquer modificação química é o mesmo. envolvido com a manta isolante . .3 A Lei de Hess nos diz que a entalpia é uma função de estado do sistema e. pois é a soma dos dois anteriores.01 Proveta de 100 mL . experimentalmente. você vai.01 Termômetro digital .01 Béquer de 400 mL com tampa.Solução de NaOH 1 mol/L .Solução de HCl 1 mol/L . Somando os valores do primeiro e terceiro processos. avaliar o calor molar de reação para o primeiro. a pressão constante. mas só depende dos estados inicial e final.5. qualquer que seja o caminho pelo qual a modificação ocorra". segundo e terceiro processos. ou seja: "O calor absorvido ou liberado. você verificará que coincide com o resultado experimental do segundo processo.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados de manuseio dos seguintes reagentes: * Hidróxido de Sódio p. 4 VI . Agite cuidadosamente e anote a temperatura máxima. Resfrie o calorímetro. Meça com termômetro digital a temperatura de equilíbrio com o ambiente.Exp. Dissolva nos 100 mL de água. Na proveta de 100 mL. Anote-a. Resfrie o calorímetro.00 g de NaOH em lentilhas e dissolva nos 100 mL de HCl. coloque 75 mL de HCl 1. Anote-a. C) Reação do HCl(aq) com NaOH(aq) Coloque no calorímetro 75 mL de NaOH 1. Anote-a. agitando cuidadosamente e anote a temperatura máxima. Pese aproximadamente 4. Adicione-o ao calorímetro com NaOH. Agite cuidadosamente e anote a temperatura máxima. B) Reação de HCl(aq) com NaOH(s) Coloque no calorímetro 100 mL de HCl 1.0 mol/L.0 mol/L.PROCESSO Esta experiência utiliza o calorímetro que foi calibrado na sessão de laboratório realizada na semana anterior e é dividida em três etapas: A) Dissolução do NaOH sólido na água Coloque no calorímetro 100 mL de água destilada e meça com termômetro digital a temperatura de equilíbrio com o ambiente. Pese aproximadamente 4.00 g de NaOH em lentilhas.5.0 mol/L e meça a temperatura com termômetro digital. Meça com termômetro digital a temperatura de equilíbrio com o ambiente. . RESULTADOS H1 exp.(H1 + H3)experimental.Exp. Erro absoluto 1 Erro percentual (%) 1 Erro absoluto 2 Erro percentual (%) 2 Erro absoluto 3 Erro percentual (%) 3 OBS: os erros devem ser calculados comparando: 1 .18 4.H2 experimental. H2 exp.68 kJ/mol -----------------– 102. H1 exp + H3 exp. com H2 teórico 2 .(H1 + H3)experimental com H2 experimental Valores Teóricos – 44.18 kJ/mol ------------------------------------------------------------------------------------------------- .oC) 1o Processo 2o Processo 3o Processo 4.5.5 VII .18 4. com H2 teórico 3 .18 VIII . H3 exp.DADOS No do Calorímetro: _________ Capacidade Calorífica Média do Calorímetro: ___________________ T inicial de equilíbrio (oC) T máxima (oC) Variação de temperatura (g) Massa da solução (g) c da solução (J/g.50 kJ/mol – 57. 5. 4) Explique por que: a) As soluções resultantes da Parte B e da Parte C podem ser descartadas na pia.QUESTIONÁRIO 1) Demonstre a Lei de Hess através do equacionamento das equações químicas.6 IX . 2) Não se esperaria que a dissolução de um sólido absorvesse calor? Como se explica o efeito exotérmico na dissolução do NaOH sólido? 3) Cite duas causas de erro. .Exp. b) O mesmo procedimento não pode ser feito com a solução resultante da Parte A. 18 kJ/mol ------------------------------------------------------------------------------------------------- .(H1 + H3)experimental. com H2 teórico 3 . Erro absoluto 1 Erro percentual (%) 1 Erro absoluto 2 Erro percentual (%) 2 Erro absoluto 3 Erro percentual (%) 3 OBS: os erros devem ser calculados comparando: 1 .oC) 1o Processo 2o Processo 3o Processo 4.18 4.QUI-01-003 Experiência 5 I .18 III .H2 experimental.50 kJ/mol – 57.TÍTULO: LEI DE HESS II .DADOS No do Calorímetro: _________ Capacidade Calorífica Média do Calorímetro: ___________________ T de equilíbrio (oC) T máxima (oC) Massa da solução (g) c da solução (J/g. com H2 teórico 2 . H3 exp. H2 exp. H1 exp + H3 exp.18 4.RESULTADOS H1 exp.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .68 kJ/mol -----------------– 102.(H1 + H3)experimental com H2 experimental Valores Teóricos – 44. . 4) Explique por que: a) as soluções resultantes da Parte B e da Parte C podem ser descartadas na pia. 5.Exp. 2) Não se esperaria que a dissolução de um sólido absorvesse calor? Como se explica o efeito exotérmico na dissolução do NaOH sólido? 3) Cite duas causas de erro. b) o mesmo procedimento não pode ser feito com a solução resultante da Parte A.QUESTIONÁRIO 1) Demonstre a Lei de Hess através do equacionamento das equações químicas.2 IV . a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.” Neste experimento. Cl–(aq) e H2O são incolores. Quando o equilíbrio químico é atingido. enquanto o e o CoCl42–(aq) apresentam cores contrastantes. Um sistema em equilíbrio responderá a uma perturbação externa de acordo com o Princípio de Le Chatelier. rosa e azul. mudança de temperatura. III .QUI-01-003 Experiência 6 I . alteração da pressão por variação de volume. um sistema químico. remoção de produtos ou reagentes). respectivamente.TÍTULO: PRINCÍPIO DE LE CHATELIER II . Este sistema é representado por: REAGENTES PRODUTOS As flechas em duplo sentido indicam que a reação é reversível. Co2+(aq) . vamos estudar o seguinte equilíbrio homogêneo: Co2+(aq) rosado + 4 Cl–(aq) CoCl42–(aq) azul Das quatro espécies envolvidas. Uma vez que a intensidade das cores. o equilíbrio se deslocará no sentido de contrabalançar e minimizar esta ação. é dito em equilíbrio. pode-se observar o deslocamento deste equilíbrio para uma nova posição quando este for submetido a uma ação externa.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . que diz: “Se um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação externa (adição de reagentes ou produtos.OBJETIVO Verificar a influência da Temperatura e da Concentração no deslocamento de um equilíbrio químico (Princípio de Le Chatelier). em solução são proporcionais à concentração molar de Co2+(aq) e CoCl42–(aq).INTRODUÇÃO A uma dada temperatura. que não apresenta variação na concentração dos reagentes e produtos. Inicial (mol/L) Co2+ HCl Obs.MATERIAL MATERIAL REAGENTES . mantendo a terceira porção como padrão de comparação.5 2.5 7.0 3. Compare as cores das soluções aquecida e resfriada com a do padrão e interprete os resultados em termos de deslocamento de equilíbrio.0 3.5 mol/L em 6 tubos de ensaio.6.5 7. Nestes.5 COR Conc. * Nitrato de prata p.2 Bequers de 250 mL .0 0 7.0 1.5 1.5 7.a.PROCESSO Coloque 2.a.5 2.5 2.5 mol/L . adicione volumes de HCl 12 mol/L e água destilada conforme indicado na tabela abaixo: Volume Volume HCl TUBO Co(NO3)2 0.5 2. Aqueça a primeira porção em um Bequer com água da torneira e coloque a segunda porção em um Bequer contendo gelo. * Cloreto de sódio p.: a concentração inicial é a concentração logo após a diluição. Selecione o tubo que apresenta a cor intermediária e divida em três porções iguais.Co(NO3)2 (s) V .HCl 12 mol/L .0 Volume H2 O Volume Total (mL) (mL) 5.5 mol/L 12 mol/L (mL) (mL) 1 2 3 4 5 6 2.AgNO3 0.2 IV . VI .6 tubos de ensaio .Co(NO3)2 0.a.5 mL de nitrato de cobalto 0.5 7.5 7.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados de manuseio dos seguintes reagentes: * Nitrato de cobalto p. PARTE A Misture bem e registre as cores na tabela acima.NaCl (s) .5 4.0 3.0 2.2 mol/L .0 5.5 0 2. .5 2.Exp. 3 Registre no quadro a seguir as cores adquiridas pelas soluções em cada tubo após aquecimento e resfriamento. Adicione alguns cristais de Co(NO3)2 na primeira porção. Repita este procedimento adicionando cristais de NaCl na segunda porção e gotas da solução de AgNO3 na terceira porção.6. Após a dissolução completa. . compare com a solução padrão e complete o quadro a seguir: TUBO COR Padrão Co2+ 1 Cl– 2 AgNO3 3 PARTE C Dobre o volume do tubo 06 do início da experiência com água destilada e observe a mudança na coloração. justificando em termos de deslocamento de equilíbrio.Exp. mantendo a quarta porção como padrão de comparação. agitando até dissolver. TUBO COR FINAL PADRÃO AQUECIDO RESFRIADO Complete o quadro abaixo com as alterações que acontecem com as concentrações de cada componente durante o aquecimento e o resfriamento. AQUECIMENTO RESFRIAMENTO 2+ Co ClCoCl42- PARTE B Misture as três porções e redivida a solução (agora na temperatura ambiente novamente) em quatro novas porções. durante o resfriamento: 3) O que os resultados anteriores demonstram quanto ao sentido endotérmico e exotérmico da reação? PARTE B: 4) Diga em que sentido se deslocou o equilíbrio em cada um dos tubos da Parte B.durante o aquecimento: . PARTE C: 7) Explique as alterações ocorridas devido ao procedimento na Parte C.QUESTIONÁRIO PARTE A: 1) Escreva a expressão matemática para Keq da parte A. 2) Com base nos resultados obtidos após o aquecimento e resfriamento (Parte A). 9) Por que os resíduos dos tubos de ensaio não devem ser descartados na pia? .Exp. segundo a reação: Ag+(aq) + Cl– (aq)  AgCl(s) justifique a alteração de equilíbrio que ocorre no tubo 3.4 VI .6. Isto significa que o tubo que tem a cor intermediária tem 1/50 do cobalto presente na forma de CoCl42– e 49/50 presentes na forma de Co2+. antes da perturbação) 6) Sabendo que Cl– e Ag+ reagem. demonstre o que acontece com Keq: . 8) Foi determinado experimentalmente que a cor azul do CoCl42– é cerca de 50 vezes mais intensa do que a cor rosa do Co2+. Justifique sua resposta. calcule o valor da constante de equilíbrio para a formação do íon complexo CoCl42–. Usando a pressuposição acima e os dados de preparação da solução do tubo de cor intermediária. ou seja. 5) Explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior. UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . PARTE A: Influência da Temparatura TUBO PADRÃO AQUECIDO RESFRIADO COR FINAL Complete o quadro abaixo com as alterações que acontecem com as concentrações de cada componente durante o aquecimento e o resfriamento.TÍTULO: PRINCÍPIO DE LE CHATELIER II – RESULTADOS TUBO CONCENTRAÇÃO INICIAL COR [Co2+] (mol/L) [HCl] (mol/L) 1 2 3 4 5 6 Obs. AQUECIMENTO [Co2+] [Cl–] [CoCl42–] RESFRIAMENTO .QUI-01-003 Experiência 6 I .: a concentração inicial é a concentração logo após a diluição. durante o resfriamento: 3) O que os resultados anteriores demonstram quanto ao sentido endotérmico e exotérmico da reação? .2 PARTE B: Influência da Concentração Padrão TUBO [Co2+] [Cl–] [AgNO3] 1 2 3 COR PARTE C: Influência da Diluição ANTES APÓS COR VI – QUESTIONÁRIO PARTE A: 1) Escreva a expressão matemática para Keq da parte A.6. 2) Com base nos resultados obtidos após o aquecimento e resfriamento (Parte A).Exp. demonstre o que acontece com Keq: .durante o aquecimento: . Exp. antes da perturbação): TUBO 1 TUBO 2 [Co2+] [Cl–] [CoCl42–] 6) Sabendo que Cl– e Ag+ reagem. TUBO 3 . segundo a reação: Ag+(aq) + Cl–(aq)  AgCl(s) justifique a alteração de equilíbrio que ocorre no tubo 3. Tubo 1: Tubo 2: Tubo 3: 5) Explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior.3 PARTE B: 4) Diga em que sentido se deslocou o equilíbrio em cada um dos tubos da Parte B. Justifique sua resposta. ou seja.6. Usando a pressuposição acima e os dados de preparação da solução do tubo de cor intermediária. Isto significa que o tubo que tem a cor intermediária tem 1/50 do cobalto presente na forma de CoCl42– e 49/50 presentes na forma de Co2+.6.Exp.4 PARTE C: 7) Explique as alterações ocorridas devido ao procedimento na Parte C. 8) Foi determinado experimentalmente que a cor azul do CoCl42– é cerca de 50 vezes mais intensa do que a cor rosa do Co2+. calcule o valor da constante de equilíbrio para a formação do íon complexo CoCl42–. 9) Por que os resíduos dos tubos de ensaio não devem ser descartados na pia? . à temperatura ambiente.TÍTULO: DETERMINAÇÃO KPS DO ACETATO DE PRATA II . não aparece na expressão de equilíbrio porque sua concentração não varia com o tempo. teremos assim dados suficientes para calcular o produto de solubilidade do sal. é obtida experimentalmente por determinação do produto das concentrações dos íons no equilíbrio. a velocidade com que os íons deixam o cristal sólido é igual à velocidade com que eles voltam ao cristal. . a velocidade de solubilização é igual à velocidade de precipitação e se estabelece o seguinte equilíbrio: CH3COOAg (s) Ag+(aq) + CH3COO–(aq) As concentrações das espécies iônicas. em equilíbrio com a fase sólida. chamada de Constante do Produto de Solubilidade. como o Acetato de Prata.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERA EXPERIMENTAL . A constante de equilíbrio. KPS. [CH3COO–]eq A fase sólida. III . ou seja. a constante do produto de solubilidade depende também desta variável. Como a concentração dos íons acetato é igual à concentração dos íons prata.QUI-01-003 Experiência 7 I . íons prata [Ag+(aq)] e íons acetato [CH3COO–(aq)]. Neste experimento. determina-se a concentração de equilíbrio dos íons prata numa solução saturada de acetato de prata.OBJETIVO Determinação experimental da Constante do Produto de Solubilidade do Acetato de Prata. Como a solubilidade de qualquer sal varia com a temperatura. Acetato de Prata. cada concentração iônica elevada a uma potência igual ao seu coeficiente estequiométrico na equação do equilíbrio de solubilidade: KPS = [Ag+ ]eq . no equilíbrio determinam a solubilidade do acetato de prata.INTRODUÇÃO Numa solução saturada de um sal ligeiramente solúvel. Fio de Cobre de 30cm de comprimento V .Triângulo de porcelana . Após uma semana em repouso. raspe o fio com o auxílio de uma espátula de plástico.01 Bastão de Vidro .01 Béquer de 250 mL . retirando a prata metálica (Ago) que se depositou na sua superfície para dentro de . se necessário mergulhe em uma solução 1.0 Molar de HCl para facilitar a remoção do oxido de cobre.01 Cadinho de porcelana .01 Pedaço de esponja de aço . A filtração deverá ser realizada sem molhar o papel filtro. Agite bem com bastão (caso a dissolução seja difícil.01 Vidro de relógio .PROCESSO Pese aproximadamente 0. 7.01 Funil de vidro .CH3COOAg .01 Béquer de 100 mL . aqueça suavemente).0001g e mergulhe a espiral na solução saturada de acetato de prata. e enrole o mesmo em um tubo de ensaio de 30 mm de diâmetro de modo a formar uma espiral. utilizando funil e Bequer secos.01 Espátula de plástico . como mostra a Figura 1.Suporte Universal de ferro . VI . Filtre a solução para um béquer seco de 100 mL a fim de retirar o excesso de CH3COOAg.01 Proveta de 100 mL .MATERIAL MATERIAL REAGENTES . para que a solução se torne saturada.a. Pese o fio com uma precisão de 0.Exp.64g de CH3COOAg e transfira para um béquer de 250 mL. medidos em proveta.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados de manuseio dos seguintes reagentes: * Acetato de prata p. Limpe um fio de cobre de aproximadamente 30 cm de comprimento com esponja de aço.Argola de ferro .2 IV . Dissolva o reagente em 80 mL de água destilada. pese novamente o cadinho e guarde a prata metálica em recipiente adequado.Cálculo de Erro: KPS tabelado do Acetato de Prata ERRO: Erro pela Perda de Massa de Cobre Erro pelo Depósito de Prata 1.3 um cadinho pré-pesado.Exp. Então. Aqueça o cadinho direto na chama (cadinho apoiado no triângulo de porcelana e na argola de ferro conectada ao suporte universal) até remover toda a umidade da prata metálica.94 x 10–3 Absoluto Percentual . 7.RESULTADOS 1) Kps do Acetato de Prata a partir da Perda de Massa do Fio de Cobre: Mols de Cuo(s) que passou p/ a solução na forma de Cu2+ Mol/L de Cuo(s) que passou p/ a solução na forma de Cu2+ Mol/L de Ag+ depositados na espiral na forma de Ago Mol/L de Ag+ e CH3COO– KPS = ______________________ 2) KPS do Acetato de Prata a partir do Depósito de Prata Metálica: Mols de Ago(s) depositados Mol/L de Ag+ que existiam na solução Mol/L de CH3COO– que existiam na solução KPS = ______________________ . Após a limpeza do fio de cobre. retirando todo o vestígio de prata metálica (sem usar esponja de aço).DADOS Massa Inicial do Fio de Cobre Massa Final do Fio de Cobre Diferença de Massa = Cobre que foi para a solução Massa Inicial do Cadinho Massa Final do Cadinho com Depósito Seco Diferença de Massa = Massa do Depósito de Prata VIII . seque-o com o auxílio de um papel filtro e ar comprimido e pese-o novamente. VII . Calcule o KPS do Acetato de Prata a partir da diferença de massa da espiral de cobre e a partir do depósito de prata obtido. em condições controladas. 3) Calcule a solubilidade do acetato de prata sólido em: a) água pura: b) uma solução 0.4 IX . 5) Cite duas ou mais causas de erro nesta experiência. 7. fosse utilizado um excesso de acetato de prata (ex.: 2g) para preparar a solução saturada? Explique sua resposta.10 mol/L de acetato de sódio: 4) Justifique a diferença encontrada entre (a) e (b) da pergunta anterior. por que é importante armazenar o resíduo sólido formado nesta experiência? b) Qual é a composição da fase líquida resultante e por que a mesma não deve ser descartada na pia? .Exp.QUESTIONÁRIO 1) O que ocorreu quando o fio de cobre foi colocado na solução de acetato de prata? Equacione as semirreações e a reação total. 6) Explique: a) Sabendo-se que. pode-se obter nitrato de prata (reagente caro) a partir do ácido nítrico e prata metálica. no procedimento inicial. 2) O que aconteceria com o valor de KPS se. DADOS Massa Inicial do Fio de Cobre Massa Final do Fio de Cobre Diferença de Massa = Cobre que foi para a solução Massa Inicial do Cadinho Massa Final do Cadinho com Depósito Seco Diferença de Massa = Massa do Depósito de Prata III .RESULTADOS 1) Kps do Acetato de Prata a partir da Perda de Massa do Fio de Cobre: Mols de Cuo(s) que passou p/ a solução na forma de Cu2+ Mol/L de Cuo(s) que passou p/a solução na forma de Cu2+ Mol/L de Ag+ depositados na espiral na forma de Ago Mol/L de Ag+ e CH3COO– KPS = ______________________ 2) KPS do Acetato de Prata a partir do Depósito de Prata Metálica: Mols de Ago(s) depositados Mol/L de Ag+ que existiam na solução Mol/L de CH3COO– que existiam na solução KPS = ______________________ 3) Cálculo de Erro: KPS tabelado do Acetato de Prata ERRO: Erro pela Perda de Massa de Cobre Erro pelo Depósito de Prata 1.TÍTULO: DETERMINAÇÃO KPS DO ACETATO DE PRATA II .94 x 10–3 Absoluto Percentual .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERA EXPERIMENTAL .QUI-01-003 Experiência 7 I . 2) O que aconteceria com o valor de KPS se. .10 mol/L de acetato de sódio: 4) Justifique a diferença encontrada entre (a) e (b) da pergunta anterior.Exp. no procedimento inicial. 3) Calcule a solubilidade do acetato de prata sólido em: a) água pura: b) uma solução 0.QUESTIONÁRIO 1) O que ocorreu quando o fio de cobre foi colocado na solução de acetato de prata? Equacione as semirreações e a reação total. fosse utilizado um excesso de acetato de prata (ex. 7.2 IV .: 2g) para preparar a solução saturada? Explique sua resposta. 5) Cite duas ou mais causas de erro nesta experiência. Exp. 7.3 6) Explique: a) Sabendo-se que, em condições controladas, pode-se obter nitrato de prata (reagente caro) a partir do ácido nítrico e prata metálica, por que é importante armazenar o resíduo sólido formado nesta experiência? b) Qual é a composição da fase líquida resultante e por que a mesma não deve ser descartada na pia? UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI - 01 - 003 Experiência 8 I - TÍTULO: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO IODATO CÚPRICO II - OBJETIVO Determinar o Produto de Solubilidade do Iodato Cúprico por Fotocolorimetria III - INTRODUÇÃO Quando uma solução saturada de um eletrólito está em presença da fase sólida do mesmo eletrólito, é estabelecido um equilíbrio entre a fase sólida e os íons em solução, representado pela equação: MX(s) M+(aq) + X–(aq) Ao expressar a constante termodinâmica deste equilíbrio heterogêneo (Keq), basta levar em conta as atividades das espécies iônicas em solução, uma vez que a atividade da fase sólida é unitária. Keq = aM+ . aXComo para eletrólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena, é possível, sem cometer muito erro, substituir as atividades pelas concentrações correspondentes, em mol/L e incluir a concentração da fase sólida, que é invariável, no valor da constante de equilíbrio. KPS = [M+(aq) ] . [X– (aq)] onde [M+(aq)] . [X– (aq)] representam, respectivamente, as concentrações em mol/L dos íons M+ e X–. KPS é chamada Constante do Produto de Solubilidade ou, simplesmente, Produto de Solubilidade. No cálculo do Produto de Solubilidade entram apenas aquelas concentrações que podem variar. Tratando-se de um eletrólito mais complexo, como por exemplo M2X3, calcula-se o Produto de Solubilidade levando em conta as regras usuais da expressão de equilíbrio. M2X3 (s) 2 M3+(aq) + 3 X2–(aq) KPS = [M3+(aq)]2.[X2–(aq)]3 Exp. 8.2 Nesta experiência vai ser estudado o sal pouco solúvel Iodato Cúprico, para o qual o equilíbrio que se estabelece é o seguinte: Cu(IO3)2 (s) Cu2+(aq) + 2 IO3–(aq) (1) A condição de equilíbrio é dada por: KPS = [Cu2+(aq)] . [IO3–(aq)]2 (2) Isto significa que uma solução de Iodato Cúprico em equilíbrio unicamente com o sal sólido, numa dada temperatura, tem como produto da concentração dos seus íons um valor constante. A finalidade da presente experiência é determinar o valor do Produto de Solubilidade do Iodato Cúprico o qual não varia quando a temperatura permanece constante ainda que sejam os íons Cu2+ e IO3– provenientes de outros eletrólitos. Para calcular o valor de KPS torna-se necessário conhecer as concentrações dos íons Cu e IO3– em equilíbrio na solução saturada. 2+ A concentração do íon cúprico em solução pode ser determinada colorimetricamente, comparando a intensidade da coloração da solução com a de outra cuja concentração de íon cúprico é conhecida. Como nesta experiência a concentração de íons cúprico é bastante baixa, para produzir uma coloração facilmente visível procura-se torná-la mais intensa adicionando uma pequena quantidade de amônia à solução. Nessas condições forma-se o íon complexo Cu(NH3)42+, intensamente corado. A determinação do íon Iodato na solução saturada será feita indiretamente, pela adição de quantidades conhecidas de duas soluções padronizadas contendo os íons Cu2+ e IO3–, respectivamente. Precipitará o sal Cu(IO3)2. A partir das concentrações inicial e final, é possível calcular quanto Cu2+ foi precipitado e, a partir deste valor, deduz-se a quantidade de íons IO3– precipitado, levando em conta a relação estequiométrica (1 Cu2+ para 2 IO3–). Como o teor inicial de Iodato é conhecido, determina-se por diferença a concentração de IO3– restante na solução saturada. cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Solução concentrada de amônia * Sulfato cúprico * Iodato de potássio VI .3 funis de vidro . vedar com filme plástico e aguardar uma semana para garantir precipitação completa. e 0.Solução aquosa de NH3 conc.Solução de CuSO4. respectivamente.3 bastões de vidro .6 tubos de ensaio . com bastão de vidro.0.PROCESSO Numerar 3 tubos de ensaio de 1 a 3 e colocar 5 mL da solução de CuSO4.3 IV . Transferir exatamente 4.2 pipetas de 5 mL .0 mL de solução de KIO3 0. (15 mol/L) V . 2 e 3 para dentro de tubos de ensaio limpos. Após uma semana.Solução de KIO3 0.fotocolorímetro .0 mL de água destilada ao tubo 1. .5 e 5.5H2O 0. Aos filtrados adicionar 5 gotas de NH3 concentrado. Atritar. cada tubo de ensaio. 4.1 proveta de 25 mL . 8.5 mL ao tubo 2. na capela.estante de tubos de ensaio .10 mol/L em cada um.MATERIAL MATERIAL REAGENTES . Cuidar para não agitar os tubos e ressuspender o precipitado que está depositado no fundo. Levar os tubos de ensaio ao mesmo volume de 10 mL adicionando. 1.Exp. Despreze o precipitado. filtrar as soluções dos tubos 1.1 pipeta de 1 mL .22 mol/L .22 mol/L para os tubos 1. 2 e 3.5H2O 0. Se permanecer um precipitado adicionar mais gotas para tornar o sistema límpido. com pipeta.10 mol/L .PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos. secos e previamente numerados de 1 a 3. 7) Trocar a cubeta da amostra para fazer a leitura da concentração das outras soluções problema. 4) Posicionar a cubeta preta no feixe de luz e ajustar 0% de transmitância. Acrescentar 26 mL de água destilada. selecionar o modo “Concentração” e ajustar o valor da concentração do padrão de acordo com instruções do aparelho. cubeta com a solução padrão e cubeta com a solução problema (as cubetas devem ser previamente lavadas com água e ambientadas com a solução que nela deva ser colocada). Agitar a solução com bastão de vidro. com pipeta. medidos em proveta. o qual corresponde à faixa de radiação visível de máxima absorção dos íons Cu(NH3)42+.4 A determinação dos íons Cu2+ nos tubos 1. o que dispensa a construção de uma curva de calibração. e 1 mL de NH3 concentrado. cubeta com água destilada. 2 e 3 é feita por comparação com um padrão utilizando um Espectrofotômetro ajustado para o comprimento de onda de 570 nm. Esta determinação segue os seguintes passos: 1) Preparar o padrão adicionando. O Espectrofotômetro mede a intensidade da quantidade de radiação absorvida (ou transmitida) em relação a uma solução padrão (solução na qual a concentração dos íons Cu(NH3)42+ é conhecida). O Espectrofotômetro pode ser ajustado para fazer leituras diretamente em concentrações. 5) Posicionar a cubeta com a solução padrão no feixe de luz. . Após. é proporcional à concentração de íons cúpricos.10 mol/L a um béquer de 50 mL. 3 mL de CuSO4. 6) Posicionar a cubeta com a solução problema no feixe de luz e fazer a leitura do valor da concentração.5H2O 0. por sua vez. 2) Colocar as cubetas no carrinho na seguinte ordem: cubeta preta.Exp. posicionar a cubeta com água destilada no feixe de luz e ajustar 100% de transmitância. de acordo com instruções do aparelho. A quantidade de radiação absorvida (ou transmitida) está relacionada com a intensidade da cor azul da solução a qual. é possível determinar a concentração da mesma. 3) Selecionar o comprimento de onda 570 nm e o modo “Transmitância”. Sabendo-se a absorvância (ou transmitância) da solução padrão e a absorvância (ou transmitância) da solução problema. 8. Calcular a concentração da solução padrão. Descontando a concentração de ânions IO3– que precipitou da concentração total.RESULTADOS Produto de solubilidade do Cu(IO3)2 KPS médio KPS tabelado 1. é possível calcular quanto de íons Cu2+ precipitaram e. calcular o KPS do sal. é possível determinar a concentração destes ânions na solução saturada e. VII . 8.DADOS Tubo Concentração dos íons Cu2+ determinada por Colorimetria 1 2 3 VIII . com isso.5 Determinada a concentração de íons Cu2+ que permaneceram em solução. com isso.Exp.47x10–7 .CÁLCULOS Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 2+ Concentração total dos íons Cu Concentração dos íons Cu2+ na solução Concentração dos íons Cu2+ precipitada Concentração total dos íons IO3– Concentração dos íons IO3– precipitada Concentração dos íons IO3– na solução IX . por colorimetria. quanto de ânions IO3– que também precipitaram (pela relação estequiométrica: 1 mol de Cu2+ precipita com 2 mols de IO3–). 4)Cite causas de erro deste experimento que explique a diferença encontrada entre o KPS experimental e o KPS tabelado. .Exp.6 X . 5) Sabendo que muitos hidróxidos metálicos são pouco solúveis.QUESTIONÁRIO 1) Por que é feita a adição de NH3 nos filtrados dos tubos 1. 2 e 3? 2) Por que há necessidade de filtrar o sistema antes da adição do NH3 nos tubos 1. 8. entre os quais o hidróxido de cobre (II). indique uma maneira de remover os cátions cúpricos da solução residual. 2 e 3? 3) Calcule a Solubilidade do Iodato Cúprico. expressa em mol por litro de água pura. QUI .DADOS Tubo Concentração dos íons Cu2+ determinada por Colorimetria 1 2 3 III – CÁLCULOS Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 2+ Concentração total dos íons Cu Concentração dos íons Cu2+ na solução Concentração dos íons Cu2+ precipitada Concentração total dos íons IO3– Concentração dos íons IO3– precipitada Concentração dos íons IO3– na solução IV – RESULTADOS Tubo 1 Produto de solubilidade do Cu(IO3)2 KPS médio KPS tabelado 1.47x10–7 Tubo 2 Tubo 3 .003 Experiência 8 I .01 .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .TÍTULO: PRODUTO DE SOLUBILIDADE DO IODATO CÚPRICO II . expressa em mol por litro de água pura. 8. 2 e 3? 2) Por que há necessidade de filtrar o sistema antes da adição do NH3 nos tubos 1. 2 e 3? 3) Calcule a Solubilidade do Iodato Cúprico. 4)Cite causas de erro deste experimento que explique a diferença encontrada entre o KPS experimental e o KPS tabelado. indique uma maneira de remover os cátions cúpricos da solução residual. entre os quais o hidróxido de cobre (II).2 V – QUESTIONÁRIO 1) Por que é feita a adição de NH3 nos filtrados dos tubos 1. 5) Sabendo que muitos hidróxidos metálicos são pouco solúveis. .Exp. [OH  ] [A  ] Kh (Ka) = [BOH] . . a água pode reagir com íons de ácidos fracos e de bases fracas. de modo que a hidrólise ocorre em pequena extensão. A intensidade da hidrólise para um dado íon pode ser calculada pela Constante de Hidrólise (Kh) que nada mais é do que uma constante de um equilíbrio Ácido / Básico. a água comporta-se como um ácido fraco ou base fraca.TÍTULO: COMPORTAMENTO ÁCIDO / BÁSICO DE SAIS II . São verdadeiros processos competitivos no sentido do conceito de Brönsted-Lowry.01-003 Experiência 9 I . [H  ] [B  ] Nas expressões acima. A extensão com que estes equilíbrios estão deslocados para a direita depende dos valores relativos das constantes de ionização da água e do ácido ou da base fraca formados pelas reações de hidrólise.OBJETIVO Determinar a constante dos Equilíbrios Ácido / Básico (Equilíbrios de Hidrólise) de alguns sais. produz-se. uma constante Ka ou Kb Kh (Kb) = [HA] . Em geral. ou seja. por ionização da mesma. O valor da Constante de Hidrólise de um sal pode ser facilmente determinado pela medida do pH de uma solução contendo os espécimes químicos correspondentes.QUI . Os equilíbrios acima representados. III . o caráter de ácido fraco e base fraca. quando lidos da esquerda para a direita são chamados de reações de hidrólise (reação com água) e constituem o inverso das reações de neutralização.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . Ao mesmo tempo. íons H3O+ e OH– em pequena proporção. não figura a concentração da água.INTRODUÇÃO Como a água tem. simultaneamente. estabelecendo os seguintes equilíbrios iônicos: A– + H 2 O HA + OH– (1) B+ + H2O BOH + H+ (2) onde HA representa o ácido fraco e BOH a base fraca. pois esta é incorporada no valor do Kh. calculando a massa de sólido necessária. Determinar o pH da solução. Transferir a solução para um béquer de 50 mL seco e determinar o pH da mesma. No caso dos sais ainda não dissolvidos.Na2CO3 0. o valor da Constante de Hidrólise de vários íons será conhecido a partir da determinação do pH das soluções sob estudo. medindo o seu pH.NaCl (s) .Água destilada previamente fervida . Pelo conhecimento do pH obtido e da concentração da solução original.06 Béqueres de 50 mL .2 g de Sulfato de Cobre pentahidratado.CuSO4 5 H2O (s) . 9.1 mol/L V . siga o procedimento relatado acima. da seguinte maneira: pesar 1. IV – MATERIAL MATERIAL REAGENTES . Calcular a concentração da solução em mol/L e transferir a mesma para um béquer de 50 mL seco. Levar o volume até a marca. Após dissolução com aproximadamente 10 mL de água destilada fervida.PROCESSO Coloque em um béquer de 50 mL limpo e seco aproximadamente 50 mL de água destilada fervida. e homogeneizar a solução.CH3COONa (s) . utilizando-se um medidor de pH. B) Preparar 50 mL de Acetato de Sódio 1 mol/L. C) Preparar uma solução contendo íon cúprico.0 g do sólido.Medidor de pH .Na2S 1 mol/L . .KAl(SO4)2 0. Agitar.01 Espátula de Porcelana . com água destilada fervida.03 Balões Volumétricos de 50 mL . Calcular a concentração da solução em mol/L e transferir a mesma para um béquer seco de 50 mL a fim de determinar o seu pH. é possível calcular a Constante de Hidrólise do sal.Exp. Para determinar o pH das demais soluções salinas da experiência. dissolvendo-o em água destilada fervida e transferindo-o para um balão volumétrico de 50 mL. pesando 3. siga o procedimento descrito a seguir: A) Preparar uma solução de NaCl. transferir a solução para um balão volumétrico de 50 mL e levar até a marca.2 Na presente experiência.01 mol/L . QUESTIONÁRIO 1) Por que se deve ferver a água destilada para usar no preparo das soluções? 2) Equacionar os processos de hidrólise verificados na experiência.0.Na2S .0.3 Usando o medidor de pH. 9.Na2CO3 .1 mol/L E) Alúmen de Potássio .KAl(SO4)2 . 4) Relacionar os Kh obtidos com as constantes do acido ou da base conjugadas dos sais que sofreram hidrólise.01 mol/L F) Carbonato de Sódio .01 mol/L Na2CO3 0. Kh NaCl CH3COONa CuSO4. 5) Quais das soluções estudadas você não descartaria na pia? Por que? .DADOS H2O NaCl CH3COONa CuSO4. SAL ÍONS QUE REAGEM C/ ÁGUA REAÇÕES DE EQUILÍBRIO CONC.RESULTADOS Completar a tabela para as reações (supor apenas o primeiro equilíbrio de hidrólise).Exp.5H2O concentração pH concentração pH Na2S 1 mol/L KAl(SO4)2 0.1 mol/L VI .1 mol/L VII . 3) Qual (ou quais) a substância que não sofre hidrólise? Justificar. determinar o pH das demais soluções: D) Sulfeto de Sódio .5H2O Na2S KAl(SO4)2 Na2CO3 VIII . UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .5H2O concentração pH concentração pH Na2S 1 mol/L KAl(SO4)2 0.TÍTULO: COMPORTAMENTO ÁCIDO / BÁSICO DE SAIS II .QUI . SAL NaCl CH3COONa CuSO4.RESULTADOS Completar a tabela para as reações (supor apenas o primeiro equilíbrio de hidrólise).01-003 Experiência 9 I .5H2O Na2S KAl(SO4)2 Na2CO3 ÍONS QUE REAGEM C/ ÁGUA REAÇÕES DE EQUILÍBRIO CONC. Kh .DADOS H2O NaCl CH3COONa CuSO4.1 mol/L III .01 mol/L Na2CO3 0. Use o verso desta página. 3) Qual (ou quais) a substância que não sofre hidrólise? Justificar. 4) Relacione os Kh obtidos com constantes de Ácidos e Bases para todos os Sais que sofreram hidrólise. 5) Quais das soluções estudadas você não descartaria na pia? Justifique.Exp.QUESTIONÁRIO 1) Por que se deve ferver a água destilada para usar no preparo das soluções? 2) Equacionar os processos de hidrólise verificados na experiência.2 IV . 9. Usar o verso da página anterior. . Ka = [ A  ] . assim como a verificação da capacidade tamponante de soluções: CH3COOH/CH3COONa e NH3/NH4Cl. O pH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidrogênio em uma solução.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .QUI .003 Experiência 10 I . pOH = colog [OH–] Nesta experiência. [H  ] [HA ] Kb = [M  ] . [OH  ] [MOH] . III . O pOH é definido como sendo o cologarítimo da concentração dos íons hidroxila em uma solução.OBJETIVO Determinação do pH de soluções de Ácido fraco e Base fraca e suas Constantes de Ionização (Ka e Kb). soluções de um ácido fraco e uma base fraca terão seu pH determinado através de um medidor de pH o que permite determinar as concentrações de todas as espécies envolvidas nos equilíbrios de ionização e com isso determinar as constantes de ionização Ka e Kb.TÍTULO: CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS E EFEITO TAMPÃO II . baixas concentrações de íons hidroxila são mais adequadamente expressas através do pOH. pH = colog [H+] Analogamente.01 .INTRODUÇÃO Baixas concentrações de íons hidrogênio são mais adequadamente expressas através do pH. 1 mol/L .01 Frasco Lavador . Água destilada.NH4Cl 0. Uma Solução Tampão é tão mais efetiva quanto mais próximas forem as concentrações do Par Conjugado e quanto mais elevados forem os valores absolutos dessas concentrações.5 mol/L .CH3COONa 0. .06 Bequers de 50 mL . + .0 mL de CH3COOH 0.05 mol/L.Prepare-a.5 mL . recentemente fervida para eliminar o CO2 dissolvido.NH3 0.02 Provetas de 50 mL .2 mol/L .Medidor de pH .HCl 0. 10. .2 mol/L . Seu pH é dado por: pH = pKa – log [ácido fraco] [base conjugada ] pH = 14 – pKb + log [base fraca] [ácido conjugado ] IV .2 mol/L .Calcule a concentração resultante de CH3COOH. 2) Calcule quantos mL de solução NH3 0. Tais soluções têm a propriedade de variar muito pouco o seu pH quando a elas são adicionadas pequenas quantidades de Ácidos ou Bases fortes.Transfira para um béquer de 50 mL limpo e seco e determine o pH da solução.Exp.02 Pipetas de 2. deverá ser utilizada para preparar cada uma das soluções seguintes.PROCESSO PARTE A: Determinação do pH e das Constantes de Dissociação do Ácido Acético e da Amônia.2 mol/L .NH3 0.2 Uma Solução Tampão é formada por uma mistura de Ácido Fraco e sua Base Conjugada em concentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de Base Fraca e seu Ácido Conjugado em concentrações aproximadamente iguais.MATERIAL E REAGENTES MATERIAL REAGENTES . A partir do valor do pH das soluções problema.5 mol/L para um balão volumétrico de 50 mL e complete com água fervida até a marca.5 mol/L .02 Balões Volumétricos de 25 mL .Transfira para um béquer de 50 mL limpo e seco e determine o pH da solução. Agite.5 mol/L são necessários para se obter 50 mL de solução NH3 0.04 Bequers de 100 mL . . descobre-se a concentração de H (ou OH–) e pode-se determinar a constante de ionização para o Ácido Fraco e para a Base Fraca. .NaOH 0.CH3COOH 0.1 mol/L V .CH3COOH 0. 1) Pipete 5. 2 mol/L com 50 mL de Acetato de Sódio 0.2 mol/L com 50 mL de água destilada fervida em um béquer de 100 mL e determine o seu pH usando medidor de pH. Anote na tabela de resultados. 4) Prepare100 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio misturando 50 mL de Ácido Acético 0. Compare o resultado com aqueles que serão obtidos com os tampões. Na primeira porção adicione 5 mL de HCl 0.3 PARTE B: Verificação do Efeito Tampão 3) Adicione 5. Na segunda porção. de forma análoga. misturando 50 mL de solução de Amônia 0. Agite com bastão de vidro e determine o pH. 5) Prepare 100 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio misturando 25 mL de Ácido Acético 0. adicione NaOH 0.1 mol/L a 50 mL de água destilada fervida contida em um béquer de 50 mL. Repita o procedimento adicionando HCl 0. Agite com bastão de vidro e determine o pH. Registre o resultado.1 mol/L. Repita o procedimento usado com a solução tampão anterior. Divida esta solução em duas porções de 50 mL. Repita o procedimento usado com as soluções anteriores.2 mol/L em um béquer de 100 mL e determine o seu pH usando medidor de pH.1 mol/L de 5 em 5 mL até que ocorra variação brusca de pH. colocando-as em dois béqueres de 100 mL (ou 50 mL. 6) Prepare 100 mL de uma solução tampão Amônia/Cloreto de Amônio.2 mol/L com 50 mL de Cloreto de Amônio 0. 10. agite com bastão de vidro e determine o pH.Exp.0 mL de NaOH 0.1 mol/L de 5 em 5 mL até que ocorra variação brusca de pH. . no início).2 mol/L e 25 mL de Acetato de Sódio 0.0 mL de HCl 0. Repita o procedimento adicionando 5.2 mol/L em um béquer de 100 mL e determine o seu pH usando medidor de pH.1 mo/L a 50 mL de água destilada fervida contida em um béquer de 50 mL. Registre o resultado. Registre o resultado. 4 VI .DADOS PARTE A: Solução CH3COOH NH3 conc. (mol/L) pH [CH3COONa] (mol/L) pH [CH3COONa] (mol/L) pH [NH4Cl] (mol/L) pH PARTE B: Primeiro Tampão: [CH3COOH] (mol/L) Segundo Tampão: [CH3COOH] (mol/L) Terceiro Tampão: [NH3] (mol/L) . 10.Exp. 75 x 10–5 1. 10. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 .Exp. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 VNaOH ad.5 VII .76 x 10–5 CH3COOH NH3 PARTE B: 1) H2O destilada + HCl ou NaOH pH da água com HCl pH da água com NaOH 2) 10 Tampão: Ácido Acético / Acetato de Sódio VHCl ad.RESULTADOS PARTE A: Solução Ka (Kb) experimental Ka (Kb) tabelado 1. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 VNaOH ad. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 3) 20 Tampão: Ácido Acético / Acetato de Sódio VHCl ad. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 VNaOH ad. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 4) 30 Tampão Amônia / Cloreto de Amônio VHCl ad. . nesta experiência. Volume de HCl Volume de NaOH 10 Tampão 20 Tampão 30 Tampão H2O destilada 5) Por que a segunda solução tampão resistiu menos à adição de HCl ou NaOH do que a primeira. PARTE B: 3) Calcule o pH das soluções tampão preparadas e compare com os valores medidos experimentalmente. 4) Compare os resultados das tarefas da Parte B. 10. no que se refere ao volume necessário de HCl (ou NaOH) para provocar uma variação brusca de pH nos tampões e na água. apesar de ambas serem constituídas pelo mesmo par ácido/base conjugada? 6) Por que todos os resíduos desta experiência podem ser descartados em um único frasco de resíduos? Qual deve ser o destino final deste resíduo? .Exp. foi utilizada água destilada fervida para a preparação das soluções? 2) Equacione os processos de ionização ocorridos na experiência.6 VIII – QUESTIONÁRIO PARTE A: 1) Por que. (mol/L) pH [CH3COONa] (mol/L) pH [CH3COONa] (mol/L) pH [NH4Cl] (mol/L) pH PARTE B: Primeiro Tampão: [CH3COOH] (mol/L) Segundo Tampão: [CH3COOH] (mol/L) Terceiro Tampão: [NH3] (mol/L) .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .003 Experiência 10 I .01 .QUI .DADOS PARTE A: Solução CH3COOH NH3 conc.TÍTULO: CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES FRACOS E EFEITO TAMPÃO II . (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 VNaOH ad.76 x 10–5 CH3COOH NH3 PARTE B: 1) H2O destilada + HCl ou NaOH pH da água com HCl pH da água com NaOH 2) 10 Tampão: Ácido Acético / Acetato de Sódio VHCl ad. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 VNaOH ad.75 x 10–5 1. (mL) 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 .2 III . (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 4) 30 Tampão Amônia / Cloreto de Amônio VHCl ad.Exp. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 VNaOH ad. (mL) pH 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 3) 20 Tampão: Ácido Acético / Acetato de Sódio VHCl ad. 10.RESULTADOS PARTE A: Solução Ka (Kb) experimental Ka (Kb) tabelado 1. PARTE B: 3) Calcule o pH das soluções tampão preparadas e compare com os valores medidos experimentalmente. nesta experiência. foi utilizada água destilada fervida para a preparação das soluções? 2) Equacione os processos de ionização ocorridos na experiência. Use o verso desta folha. 10. Use o verso da página anterior. Volume de HCl 10 Tampão 20 Tampão 30 Tampão H2O destilada Conclusão: Volume de NaOH . 4) Compare os resultados das tarefas da Parte B.3 IV – QUESTIONÁRIO PARTE A: 1) Por que.pH Exp. no que se refere ao volume necessário de HCl (ou NaOH) para provocar uma variação brusca de pH nos tampões e na água. Exp. apesar de ambas serem constituídas pelo mesmo par ácido/base conjugada? 6) Por que todos os resíduos desta experiência podem ser descartados em um único frasco de resíduos? Qual deve ser o destino final deste resíduo? . 10.4 5) Por que a segunda solução tampão resistiu menos à adição de HCl ou NaOH do que a primeira. A velocidade de uma reação química homogênea pode ser expressa pela concentração dos reagentes.OBJETIVO Verificar a influência da concentração dos reagentes. como a natureza dos reagentes. A velocidade de uma reação química expressa o tempo que um determinado reagente é consumido. do meio reacional e da presença de catalisador na velocidade da reação. A constante k é a constante específica de velocidade da reação. a concentração dos reagentes. Seja a reação genérica: aA + bB  cC + dD Velocidade de reação =  1 d[C] 1 d[D] 1 d[ A] 1 d[B] =  = = d dt c dt a dt b dt Define-se "velocidade instantânea de reação" como a derivada da concentração em relação ao tempo. o "m" é a ordem em relação ao reagente B e a soma “m + n” é chamada de ordem global da reação.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . III . bem como o tempo de formação de um determinado produto. que pode ser expressa como o produto da concentração dos reagentes. cada qual elevado a uma potência que representa a ordem de reação.TÍTULO: ORDEM DE REAÇÃO II . da temperatura. A expressão matemática que mostra como a velocidade da reação depende da concentração é chamada equação diferencial de velocidade. Vários fatores podem influenciar na velocidade de uma reação química. . dividida pelo coeficiente estequiométrico. [B]m a dt O expoente "n" é a ordem da reação em relação ao reagente A.  1 d[ A] = k [A]n .QUI-01-003 Experiência 11 I . a temperatura do meio reacional e a presença de catalisadores.INTRODUÇÃO A parte da química que estuda a velocidade das reações químicas e o mecanismo pelo qual estas ocorrem é chamada de Cinética Química. 26 Tubos de ensaio . O estudo da influência do catalisador na velocidade de uma reação química é feito segundo a reação: 2 Fe(SCN)3(aq) + 2 Na2S2O3(aq)  2 Fe(SCN)2(aq) + 2 NaSCN(aq) + Na2S4O6(aq) (2) O sulfocianeto férrico tem uma coloração vermelho tijolo que desaparece quando em contato com o tiossulfato de sódio.01 Pipeta de 1 mL .1 mol/L .01 Termômetro .01 Bico de Bunsen .H2SO4 0.Solução de Fe(SCN)3 .01 Tripé .Solução de CuSO4 V – PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Tiossulfato de Sódio * Ácido Sulfúrico * Sulfocianeto Férrico . neste caso.01 Copo de 400 mL .01 Pipeta de 10 mL .01 Cronômetro . IV .2 Nesta experiência será verificada a influência da variação dos reagentes e da temperatura na seguinte reação: Na2S2O3(aq) + H2SO4(aq)  Na2SO4(aq) + SO2(g) + H2O(  ) + S(s) (1) A velocidade de formação dos produtos.Exp.2 mol/L .Na2S2O3 0.01 Tela de amianto . 11. é determinada pelo aparecimento de uma turvação a qual é devida à produção de enxofre coloidal.MATERIAL E REAGENTES MATERIAL REAGENTES . mL [H2SO4].1 mol/L. c) Verter um tubo com Na2S2O3 no tubo no 1 com ácido sulfúrico e. imediatamente.3 VI . cronometrar o tempo da mistura das soluções até o aparecimento de uma turvação (formação de enxofre coloidal). OBSERVAÇÃO: fazer uma marca com lápis num papel branco e colocá-lo sob o tubo. a) Pipetar em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo: TUBO 01 02 03 04 H2SO4 0. d) Repetir o mesmo procedimento (item c) para os outros tubos.PROCESSO PARTE A . 11. adicionar (em cada um) 6 mL de Na2S2O3 0. O término da contagem do tempo é definido pelo desaparecimento da marca colocada embaixo do tubo (visto de cima do tubo). medindo o tempo e anotando-os.Exp.Influência da Concentração do Ácido Sulfúrico. s . TUBO 01 02 03 04 VTotal.2 mol/L 2 mL 3 mL 4 mL 6 mL H2O Destilada 4 mL 3 mL 2 ml 0 mL TOTAL 6 mL 6 mL 6 mL 6 mL b) Em outros 4 tubos de ensaio.INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO Seja a reação (1): Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2 + H2O + S A. mol/L TEMPO.1 . Exp. 11.4 A.2 - Influência da Concentração do Tiossulfato de Sódio a) Pipetar em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo: TUBO 01 02 03 04 Na2S2O3 0,1 mol/L 2 mL 3 mL 4 mL 6 mL H2O Destilada 4 mL 3 mL 2 ml 0 mL TOTAL 6 mL 6 mL 6 mL 6 mL b) Em outros 4 tubos de ensaio, adicionar (em cada um) 6 mL de H2SO4 0,2 mol/L. c) Verter um tubo com ácido sulfúrico no tubo no 1 com Na2S2O3 e, imediatamente, cronometrar o tempo da mistura das soluções até o aparecimento de uma turvação (formação de enxofre coloidal). d) Repetir o mesmo procedimento (item c) para todos os outros tubos, medindo os tempos e anotando-os. TUBO 01 02 03 04 VTotal, mL [Na2S2O3], mol/L TEMPO, s PARTE B - INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA a) Rotular três tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3. b) Pipetar 4 mL de Na2S2O3 0,1 mol/L em cada um destes tubos. c) Em outros três tubos de ensaio, pipetar H2SO4 0,2 mol/L (4 mL em cada tubo) d) Colocar os seis tubos num béquer de 250 mL com água (banho-maria) e aquecer o até 30 C, utilizando um termômetro dentro do béquer para medir a temperatura. e) Verter um dos tubos de H2SO4 0,2 mol/L no tubo no 1 de Na2S2O3 0,1 mol/L e, imediatamente, cronometrar o tempo até a turvação completa (desaparecimento da marca colocada embaixo do tubo, visto de cima do tubo). f) Repetir o processo (itens d e e), agora com a temperatura em 40 oC, e depois com a temperatura em 50 oC. g) Anotar a temperatura e o tempo de reação. TUBO 01 02 03 TEMPERATURA TEMPO, s Exp. 11.5 PARTE C - INFLUÊNCIA DO CATALISADOR Seja a reação (2): 2 Fe(SCN)3 + 2 Na2S2O3  2 Fe(SCN)2 + 2 NaSCN + Na2S4O6 a) Em 2 tubos de ensaio, adicionar (em cada tubo) 5 mL de Na2S2O3 0,1 mol/L. b) Em outros 2 tubos, adicionar (em cada tubo) 5 mL de solução de Fe(SCN)3. c) Verter um tubo de Fe(SCN)3 em um tubo de Na2S2O3 e, imediatamente, cronometrar o tempo de mistura das soluções. O término da contagem do tempo é definido pelo desaparecimento da cor alaranjada. d) Anotar o tempo na tabela abaixo. e) Adicionar 2 gotas de CuSO4 no tubo no 2 de Na2S2O3. f) Verter o outro tubo de Fe(SCN)3 no tubo no 2 de Na2S2O3 e CuSO4, cronometrando o tempo de mistura das soluções. TUBO 01 02 TEMPO, s VII - QUESTIONÁRIO 1) Qual a influência da concentração do tiossulfato de sódio na velocidade da reação do item A.1? Qual a ordem da reação em relação ao tiossulfato de sódio (n), neste mesmo item? Justifique sua resposta. 2) Qual a influência da concentração do ácido sulfúrico na velocidade da reação do item A.2? Qual a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico (m), neste mesmo item? Justifique sua resposta. 3) Escreva a lei de velocidade da reação obtida experimentalmente. Exp. 11.6 4) Analise atentamente os coeficientes estequiométricos da reação (1) e compare com a lei de velocidade obtida experimentalmente. É possível supor que esta reação química seja um processo elementar (ocorra em uma única etapa) ou ocorra em mais de uma etapa? 5) Os valores de “m” e “n” foram determinados experimentalmente, pois este é o procedimento correto de determinar a ordem de uma reação química. Ao comparar os valores de “m” e “n” com os coeficientes estequiométricos da reação (1), que hipótese pode ser proposta para explicar a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico? 6) De acordo com os resultados obtidos, qual foi a influência da temperatura na velocidade da reação na PARTE B? 7) Qual a influência do catalisador na velocidade da reação (2) observada na PARTE C? De que maneira um catalisador pode influenciar a velocidade de uma reação química? 8) No final do experimento, como você poderia separar o enxofre sólido que se forma do restante da mistura reacional? INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA TUBO 01 02 03 TEMPERATURA. s TEMPO. mol/L TEMPO.QUI-01-003 Experiência 11 I .TÍTULO: ORDEM DE REAÇÃO II – RESULTADOS PARTE A .INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO A. mol/L PARTE B . s .2 . mL [H2SO4]. s A.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . TUBO 01 02 03 04 VTotal.Influência da Concentração do Tiossulfato de Sódio TUBO 01 02 03 04 VTotal.1 . mL [Na2S2O3].Influência da Concentração do Ácido Sulfúrico. ºC TEMPO. s III .QUESTIONÁRIO 1) Qual a influência da concentração do ácido sulfúrico na velocidade da reação do item A.Exp. É possível supor que esta reação química seja um processo elementar (ocorra em uma única etapa) ou ocorra em mais de uma etapa? . 3) Escreva a lei de velocidade da reação obtida experimentalmente.2 PARTE C . neste mesmo item? Justifique sua resposta. neste mesmo item? Justifique sua resposta. 4) Analise atentamente os coeficientes estequiométricos da reação (1) e compare com a lei de velocidade obtida experimentalmente. 2) Qual a influência da concentração do tiossulfato de sódio na velocidade da reação do item A.1? Qual a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico (m).2? Qual a ordem da reação em relação ao tiossulfato de sódio (n).INFLUÊNCIA DO CATALISADOR TUBO 01 02 TEMPO. 11. Ao comparar os valores de “m” e “n” com os coeficientes estequiométricos da reação (1).3 5) Os valores de “m” e “n” foram determinados experimentalmente.Exp. qual foi a influência da temperatura na velocidade da reação na PARTE B? 7) Qual a influência do catalisador na velocidade da reação (2) observada na PARTE C? De que maneira um catalisador pode influenciar a velocidade de uma reação química? 8) No final do experimento. 11. pois este é o procedimento correto de determinar a ordem de uma reação química. que hipótese pode ser proposta para explicar a ordem de reação em relação ao ácido sulfúrico? 6) De acordo com os resultados obtidos. como você poderia separar o enxofre sólido que se forma do restante da mistura reacional? . o número de mols de magnésio que reagiram. é possível determinar.Balança Analítica . ou seja.QUI-01-003 Experiência 12 I .INTRODUÇÃO Massa molar de um elemento é definida como sendo a massa atômica desse elemento expressa em gramas.1 Termômetro (0 . e como tal contém um mol de átomos do elemento em questão.Fio de linha . ou seja. pode-se calcular a massa de um mol de magnésio. Conhecendo a massa inicial de magnésio e o número de mols contidos nesta massa.2 Buretas de gás . IV .1 Pipeta de 10 mL . 6. Levando em conta a estequiometria da reação entre magnésio e HCl.Barômetro . obtendo um rendimento superior a 90 %. Neste experimento.2 Bequers de 100 mL . a partir do número de mols de H2 formados.02 x 1023 átomos.Magnésio em fita .1 Suporte de ferro . será efetuada a reação do magnésio com o íon hidrogênio do ácido clorídrico para formar H2.100 oC) . O gás hidrogênio será coletado e seu volume medido sob pressão e temperatura conhecidas. pode-se calcular a sua Massa Molar. Os dados experimentais permitirão o cálculo do número de mols de H2 formado.HCl 6 mol/L .TÍTULO: MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO II .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .1 Régua .1 Agarrador duplo para bureta .OBJETIVO Determinar a Massa Molar do magnésio através da reação com HCl 6 mol/L. III .MATERIAL MATERIAL REAGENTES . PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os cuidados e manuseio dos seguintes reagentes: * Magnésio * Hidrogênio VI – PROCESSO Monte a aparelhagem de acordo com o desenho. Na parte experimental. Cuidadosamente. A pressão interna é a soma das contribuições das pressões dos constituintes gasosos e da pressão hidrostática (da coluna líquida). para diferenciá-las. meça a diferença de nível entre a superfície da água no Bequer e a superfície da água na bureta.12. Tome duas fitas de magnésio com cerca de 3 cm de comprimento e dobre a primeira em três partes (em forma de N). na bureta de gás. cuidando para que fique no fundo do Bequer. a pressão barométrica e a temperatura. Submerja aproximadamente 10 cm de uma amostra de magnésio em cada bureta. Coloque ¾ partes de água da torneira nos Bequers de 100 mL. usando uma régua. Coloque cerca de 4 mL de HCl 6 mol/L em cada bureta e encha-a com água destilada até perto da borda. dividindo-se as tarefas no grupo.2 V . O cálculo do número de mols do gás envolvido no processo requer o conhecimento da pressão parcial. como se trabalha com um sistema aberto. a pressão interna. que deve ser obtida a partir da pressão total. Pese separadamente. e a segunda em quatro partes (em forma de M). Amarre um fio de linha a cada amostra de acordo com o modelo junto à bancada de materiais auxiliares. As duas experiências podem ser realizadas paralelamente. . Meça. é igual à pressão atmosférica. complete o resto da bureta com água destilada até transbordar. também. o volume de hidrogênio.Exp. Quando a reação se completar. tampe-a com um disco de papel filtro e inverta-a no Bequer com água da torneira. 7 g/cm3). b) a impureza for um metal leve com NOX maior do que o do Mg (Al. por exemplo). obterá um valor maior ou menor para a Massa Molar se (explique cada caso): a) a impureza for inerte.DADOS AMOSTRAS A B Massa de Magnésio (g) Volume de H2 desprendido (mL) Diferença de níveis de água (mm) Pressão barométrica (mbar) Temperatura do sistema (oC) Pressão de vapor da água (mm Hg) VII . 12.RESULTADOS AMOSTRAS A M experimental do Magnésio B (g/mol) Média: Valor Tabelado da M do Magnésio (g/mol) Erro Absoluto Erro Relativo (%) VIII . 4) Por que o resíduo deste experimento. não pode ser descartado na pia? . 2) Por que o magnésio subiria se não estivesse amarrado? (densidade do magnésio = 1.3 VII . 3) Se você utilizar uma amostra de magnésio impura.QUESTIONÁRIO 1) O que acontece quando o ácido entra em contato com o Magnésio? Equacione.Exp. UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI-01-003 Experiência 12 I - TÍTULO: MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO II - DADOS AMOSTRAS A B Massa de Magnésio (g) Volume de H2 desprendido (mL) Diferença de níveis de água (mm) Pressão barométrica (mbar) Temperatura do sistema (oC) Pressão de vapor da água (mm Hg) III - RESULTADOS AMOSTRAS A B M experimental do Magnésio (g/mol) Média: Valor Tabelado da M do Magnésio (g/mol) Erro Absoluto Erro Relativo (%) IV - QUESTIONÁRIO 1) O que acontece quando o ácido entra em contato com o Magnésio? Equacione. Exp.12.2 2) Por que o magnésio subiria se não estivesse amarrado? (densidade do magnésio = 1,7 g/cm3). 3) Se você utilizar uma amostra de magnésio impura, obterá um valor maior ou menor para a Massa Molar se (explique cada caso): a) a impureza for inerte; b) a impureza for um metal leve com NOX maior do que o do Mg (Al, por exemplo). 4) Por que o resíduo deste experimento, embora tenha características ácidas, não pode ser descartado na pia? UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL - QUI-01-003 Experiência 13 I - TÍTULO: FERRO EM LÂMINA DE BARBEAR II - OBJETIVO Determinar a porcentagem de ferro existente em lâminas de barbear. III - INTRODUÇÃO Um dos usos mais frequentes da análise por oxirredução é a determinação de ferro. Isto é facilmente realizado através da dissolução da amostra que contém ferro sob a forma de Fe (II) e então, se nenhum outro agente redutor estiver presente, o Fe (II) pode ser determinado diretamente por titulação com um agente oxidante comum, tal qual o MnO4– (em meio ácido). Uma vez que as lâminas de barbear são compostas basicamente por ferro, seria interessante determinar a porcentagem de ferro nas mesmas. IV - MATERIAL E REAGENTES MATERIAL REAGENTES - 03 erlenmeyers de 125 mL - 01 proveta de 25 mL - 01 bureta de 25 mL - 01 Bequer de 50 mL - 01 balão volumétrico de 50 mL - 01 pipeta volumétrica de 20 mL - 01 funil - 01 vidro de relógio pequeno - 01 suporte para filtração - 01 papel filtro - Lâmina de barbear - H2SO4 3 mol/L - KMnO4  0,01 mol/L (Sol. Padronizada) V - PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados de manuseio dos seguintes reagentes: * KMnO4 RESULTADOS Número de mols de MnO4– Número de mols de Fe2+ Massa de Ferro presente na lâmina % de Ferro na lâmina . Complete o volume do balão e homogeneize.01 mol/L até o aparecimento de uma cor rosa permanente.Exp. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica. transfira 10 mL da solução acima para um erlenmeyer de 125 mL e adicione 30 mL de água destilada. Coloque sobre o béquer um vidro de relógio pequeno e aqueça brandamente dentro de uma capela.PROCESSO Pese a quarta parte de uma lâmina de barbear seca e limpa com uma precisão de 0. Se permanecer um pouco de carvão em suspensão. até dissolver completamente a lâmina.13. Titule a amostra acima com uma solução padronizada de KMnO4 0.2 VI . o funil e o papel filtro com várias porções de água destilada até que a cor esverdeada da solução deixe de existir no papel filtro (cuide para não exceder os 50 mL do balão). Colete o filtrado em um balão volumétrico de 50 mL. Cuidadosamente lave o béquer. filtre através de um papel de filtro comum após o resfriamento. em chapa de aquecimento. Repita esta operação mais duas vezes. VII .DADOS Massa da Amostra (lâmina) (g) Molaridade da solução padrão de KMnO4 Volume das alíquotas contendo Fe2+ (mL) Volume de KMnO4 gasto na alíquota 1 (mL) Volume de KMnO4 gasto na alíquota 2 (mL) Volume de KMnO4 gasto na alíquota 3 (mL) Volume médio de KMnO4 gasto (mL) VIII .0001g e coloque-a em um béquer de 50 mL com aproximadamente 10 mL de ácido sulfúrico 3 mol/L. Cesse o aquecimento caso a reação torne-se vigorosa. 13. que sobra na bureta e no béquer reservatório.Exp.QUESTIONÁRIO 1) Escreva a equação iônica balanceada para a reação entre os íons Fe2+ e o agente oxidante MnO4– (em meio ácido). Qual o inconveniente de usar o ácido nítrico como agente titulante? 4) Qual a razão para recolher a solução. em meio ácido. 2) Por que as titulações usando o agente oxidante KMnO4.3 IX . separada da dos erlenmeyer? Como essa solução pode ser reaproveitada? 5) Por que não são descartados na pia os resíduos dos erlenmeyers e o que sobra no balão? . dispensam o uso do indicador? 3) O ácido nítrico é um agente oxidante muito forte. em meio ácido.QUI-01-003 Experiência 13 I .QUESTIONÁRIO 1) Escreva a equação iônica balanceada para a reação entre os íons Fe2+ e o agente oxidante MnO4– (em meio ácido). dispensam o uso do indicador? . 2) Por que as titulações usando o agente oxidante KMnO4.TÍTULO: FERRO EM LÂMINA DE BARBEAR II .DADOS Massa da Amostra (lâmina) (g) Molaridade da solução padrão de KMnO4 Volume das alíquotas contendo Fe2+ (mL) Volume de KMnO4 gasto na alíquota 1 (mL) Volume de KMnO4 gasto na alíquota 2 (mL) Volume de KMnO4 gasto na alíquota 3 (mL) Volume médio de KMnO4 gasto (mL) III .RESULTADOS Número de mols de MnO4– Número de mols de Fe2+ Massa de Ferro presente na lâmina % de Ferro na lâmina IV .UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . Qual o inconveniente de usar o ácido nítrico como agente titulante? 4) Qual a razão para recolher a solução.13.2 3) O ácido nítrico é um agente oxidante muito forte.Exp. separada da dos erlenmeyer? Como essa solução pode ser reaproveitada? 5) Por que não são descartados na pia os resíduos dos erlenmeyers e o que sobra no balão? . que sobra na bureta e no béquer reservatório. Quando se altera a concentração de uma substância no equilíbrio. O Princípio de Le Chatelier indica o sentido em que se desloca o ponto de equilíbrio se os fatores que o controlam se modificarem. III .OBJETIVO Verificar a influência da concentração no deslocamento do equilíbrio de duas reações reversíveis.Na primeira parte da experiência se faz uso da reação reversível: FeCl3 (aq) + 6 NH4SCN (aq) (NH4)3Fe(SCN)6 (aq) + 3 NH4Cl (aq) O (NH4)3Fe(SCN)6(aq) tem coloração tijolo intensa e suas mudanças de concentração podem ser facilmente observadas pelas variações na intensidade da cor. naquelas em que a reação é quase completa. este se desloca no sentido de compensar esta ação. As concentrações das substâncias em equilíbrio guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio: aA (aq) + bB (aq) cC (aq) + dD (aq) K = [C (aq ) ]c  [D (aq ) ]d [ A (aq ) ]a  [B (aq ) ]b O ponto de equilíbrio é deslocado quando há mudanças nos fatores que influem na velocidade das reações opostas.TÍTULO: DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO II . Em outros casos de reações reversíveis.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL . se obtém o equilíbrio quando o material reagiu quase por completo. 1 . se alcança o equilíbrio antes que a reação se tenha completado.INTRODUÇÃO Uma reação química está em equlíbrio quando duas reações opostas ocorrem com a mesma velocidade. Em alguns casos.QUI-01-003 Experiência 8888 I . . 01 Espátula de porcelana . Se a cor for demasiada intensa.PROTOCOLO DE REAGENTES Pesquise e apresente um breve comentário sobre os aspectos tóxicos e cuidados de manuseio dos seguintes reagentes: * Tiocianato de Amônio p.05 mol/L .05 Pipetas de 5 ou 10 mL .PROCESSO 1a PARTE: Prepare.NH4(SCN) (S) .a.05 mol/L . separadamente. .02 Bastões de vidro .Na2CrO4 0. soluções diluídas de FeCl3. VI . dilua. adicione gotas de FeCl3 (aq). * Cloreto de Amônio p. Ao primeiro. gotas de uma solução de NH4Cl. * Cloreto Férrico Sólido p. Verta 5 mL desta solução em quatro tubos de ensaio.HCl 1 mol/L V .01 Estante para tubos de ensaio . Junte aproximadamente 10 mL das duas primeiras soluções preparadas num béquer de 50 mL.2 2 .a. de NH4SCN e de NH4Cl (uns poucos cristais do sal em 20 mL de água destilada).03 Béqueres de 50 ou 100 mL . gotas de NH4SCN e ao terceiro.BaCl2 0.a. os íons dicromato e cromato formam os sais: BaCr2O7 (aq) (solúvel) e BaCrO4 (S) (insolúvel) IV .MATERIAL MATERIAL REAGENTES .10 Tubos de ensaio .a.05 mol/L .Exp.FeCl3 (S).K2Cr2O7 0.8. Ao segundo.NH4Cl (S) .NaOH 1 mol/L .01 Béquer de 250 mL .Na segunda parte se emprega a reação reversível: Cr2O72–(aq) + H2O(  ) (laranja) 2 CrO42–(aq) + 2 H+(aq) (amarelo) Em presença de íons Ba+2(aq). A solução deve apresentar cor tijolo intensa.a. . * Dicromato de Potássio p. * Cromato de Sódio p. a) Explique as modificações observadas. antes da perturbação) 2a PARTE: 2) Explique as causas das mudanças de cor e o que ocorreu em cada tubo. 5 e 6: coloque 2 mL de solução de cromato de sódio. 3) Explique a importância de não descartar os resíduos desta experiência na pia.8. 3 e 4: coloque 2 mL de solução de dicromato de potássio.Exp. Agite continuamente com bastão de vidro e adicione gota a gota: TUBO 1 (Cromato): 2 mL de HCl TUBO 2 (Dicromato): 2 mL de NaOH TUBO 3 (Dicromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de HCl TUBO 4 (Dicromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de NaOH TUBO 5 (Cromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de HCl TUBO 6 (Cromato): 2 mL de BaCl2 e 2 mL de NaOH Observe. Nos tubos 2. as cores e a presença de turbidez. Nos tubos 1. dizendo por que houve deslocamento de equilíbrio. ou seja. em cada tubo e registre-as na seguinte tabela: TUBO 1 2 3 4 5 6 Cromato Dicromato Dicromato Dicromato Cromato Cromato Cor Inicial Turbidez Com BaCl2 Cor com BaCl2 Cor Final -------- -------- -------- -------- VII . limpos e numerados. Relacione com a equação dada na "Introdução" (item III). assim como a necessidade de recolher separadamente os resíduos das Partes A e B. . b) E explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior.3 2a PARTE: Prepare 6 tubos de ensaio. Use o verso da página anterior.QUESTIONÁRIO 1a PARTE: 1) Compare as cores dos três primeiros tubos de ensaios com a solução que se reservou para referência. QUI-01-003 Experiência 8 I . as cores e a presença de turbidez.UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL INSTITUTO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL .TÍTULO: DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO II – RESULTADOS 1a PARTE: FeCl3 (aq) + 6 NH4SCN (aq) (NH4)3Fe(SCN)6 (aq) + 3 NH4Cl (aq) Observe as cores de cada tubo e registre-as na seguinte tabela: Tubo 1: FeCl3 Tubo 2: NH4SCN Tubo 3: NH4Cl Cor inicial Cor final 2a PARTE: Cr2O72–(aq) + H2O(  ) (laranja) 2 CrO42–(aq) + 2 H+(aq) (amarelo) Observe. em cada tubo e registre-as na seguinte tabela: TUBO Cor Inicial Turbidez com BaCl2 Cor com BaCl2 Cor Final 1 2 3 4 5 Cromato Dicromato Dicromato Dicromato Cromato -------- -------- -------- -------- 6 Cromato . ou seja. a) Explique as modificações observadas. assim como a necessidade de recolher separadamente os resíduos das Partes A e B.2 III . .8.Exp. Use o verso da página anterior. dizendo por que houve deslocamento de equilíbrio. antes da perturbação) Tubo 1: Tubo 2: Tubo 3: 2a PARTE: 2) Explique as causas das mudanças de cor e o que ocorreu em cada tubo. Relacione com a equação dada na "Introdução" (item III).QUESTIONÁRIO 1a PARTE: 1) Compare as cores dos três primeiros tubos de ensaios com a solução que se reservou para referência. 3) Explique a importância de não descartar os resíduos desta experiência na pia. b) E explique o que acontece com a concentração de cada espécie quando um novo equilíbrio é atingido (em relação ao equilíbrio anterior.