apostila de prática QUIMICA GERAL

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<p>CURSO DE FARMÁCIA</p><p>Av. Universitária Km 3,5 Cx. Postal 122 e 901 – CEP: 75070-290 – Anápolis – Go</p><p>QUÍMICA GERAL E INORGANICA</p><p>Roteiros de Aulas práticas</p><p>Prof. Msc. José Elias F Sousa (Zelão)</p><p>Acadêmico(a): ________________________________________________</p><p>Anápolis 2024</p><p>2</p><p>Sumário</p><p>PRÁTICA 01 – INTRODUÇÃO - BIOSSEGURANÇA .............................................................................................. 3</p><p>PRÁTICA 02 - EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA. ....................................................... 9</p><p>PRÁTICA 03 - Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico ......................................................................... 15</p><p>PRÁTICA 04 - TESTE DE CHAMA ...................................................................................................................... 21</p><p>PRÁTICA 05 – CONDUTIVIDADE ELETRICA DE SOLUÇÕES. ............................................................................ 24</p><p>PRÁTICA 06 – REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÃO AQUOSA ........................................................................... 27</p><p>PRÁTICA 07 – ÁCIDOS E BASES ...................................................................................................................... 29</p><p>PRÁTICA 08 – REAÇÕES ENTRE ÍONS EM SOLUÇÃO AQUOSA ....................................................................... 32</p><p>PRÁTICA 09 – ÓXIDO - REDUÇÃO .................................................................................................................... 35</p><p>PRÁTICA 10 – OBTENÇÃO DE NaCℓ ................................................................................................................. 38</p><p>PRÁTICA 11 – OBTENÇÃO DE CuSO4.5H2O ...................................................................................................... 41</p><p>PRÁTICA 12 – PREPARO DE SOLUÇÕES ......................................................................................................... 45</p><p>PRÁTICA 14 - SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DO [Ni(NH3)6]Cl2 ........................................................................ 51</p><p>3</p><p>PRÁTICA 01 – INTRODUÇÃO - BIOSSEGURANÇA</p><p>A presente apostila é roteiro do curso, destinado a orientar os acadêmicos nas aulas práticas da</p><p>disciplina Química Geral e Inorgânica do Curso de Farmácia.</p><p>INFORMAÇÕES GERAIS</p><p>Laboratório Químico</p><p>Por mais de se tenha descoberto as peculiaridades da química, o explicável da teoria é a realização da</p><p>prática química. A parte experimental é o elo que liga o conhecimento à curiosidade e isto a torna importante.</p><p>A experimentação orienta o aluno no uso de métodos, práticas e instrumentos de laboratório, e permite a</p><p>aplicação dos conceitos teóricos vistos em sala de aula.</p><p>O aluno terá amplas condições de realizar experimentos em um laboratório químico, pois o mesmo</p><p>possui todas as condições ideais para a realização dos mesmos, tais como: instalações de água, luz e gás de</p><p>fácil acesso em todas as bancadas. Possui Capela que é um local especial para manipulação de substâncias</p><p>gasosas tóxicas, que dispõe de sistema próprio de exaustão. Também é um local onde estão os equipamentos</p><p>e os reagentes para a realização dos experimentos. Este é um local vulnerável a acidentes, desde que não se</p><p>trabalhe com as devidas precauções.</p><p>Temos a seguir algumas prevenções necessárias que devem ser observados no Laboratório Químico,</p><p>para que não ocorra nenhum tipo de acidente na realização das aulas práticas.</p><p>Os passos na realização de experimentos em um Laboratório Químico</p><p>Perguntas necessárias para realização de um experimento:</p><p>1. O que vou fazer?</p><p>2. Com que objetivo?</p><p>3. Quais os princípios básicos envolvidos nesta atividade?</p><p>Todos os experimentos feitos em laboratório químico necessitam de objetivos específicos. Portanto</p><p>precisa-se de preparação prévia.</p><p>4</p><p>Componentes de Laboratório Químico</p><p>1. Caderno de laboratório.</p><p>E usado para anotar todas as observações de fenômenos ocorridos durantes os experimentos, como:</p><p>massa, volume, tempo decorrido, condições iniciais e finais do sistema, reações químicas, liberação de</p><p>gases, mudança de cor, etc. Tudo deve ser anotado, não se pode confiar na memória.</p><p>1.1. Modelo do caderno</p><p>Sabendo-se que qualquer texto deve conter as seguintes partes básicas: introdução, desenvolvimento,</p><p>conclusão e bibliografia. Para um relatório de disciplina experimental tem-se a seguinte sequencia que deverá</p><p>ser seguida pelo aluno de química experimental.</p><p>1.1.1. Pré-relatório</p><p>Ver todos os conceitos envolvidos no experimento, ler com atenção o roteiro da prática.</p><p> Título: Frase sucinta que indique o principal objetivo do experimento.</p><p> Introdução: Descrição da teoria necessária para o entendimento do experimento e da</p><p>discussão dos resultados.</p><p> Objetivo: O objetivo do experimento deve aparecer no último parágrafo da introdução,</p><p>podendo ficar separado desta para maior destaque.</p><p> Parte experimental: descreve reagentes, vidraria, aparelhagem e o procedimento</p><p>experimental, ressaltando os principais materiais e equipamentos utilizados.</p><p>1.1.2. Pós – Laboratório.</p><p>Resultado e Discussão: aqui deverá constar todos os fatos ocorridos no experimento bem como tipos de</p><p>reações, substâncias utilizadas, alterações nos compostos, etc. Também deverá constar tabelas, gráficos,</p><p>de maneira a explicar simplificadamente todo experimento. Essa parte pode ser complementada com a</p><p>literatura existente ou pesquisas de maneira geral e comparada com entendimento do aluno.</p><p>Conclusão: Essa parte será pessoal, em que o aluno analisará todo o procedimento e discussão do</p><p>experimento, traçando um fechamento final com a implementação de resultados significativos.</p><p>Bibliografia Livros ou artigos consultados que forem uteis para escrever o relatório. Conforme ABNT:</p><p>BACCAN, N et. Al. Química analítica Quantitativa elementar. 3 ed. Revista, ampliada e reestruturada.</p><p>São Paulo: Edgard Blucher. 2001. 304 p.</p><p>“ATENÇÃO: OS RELATÓRIOS ANTERIORES DEVEM SER ENTREGUES EM TODAS AS</p><p>AULAS PRÁTICAS. O ATRASO PODERÁ IMPLICAR NA DIMINUIÇÃO DA NOTA DE</p><p>RELATÓRIO.”</p><p>5</p><p>NORMAS GERAIS DE SEGURANÇA</p><p>1. Não fumar e não atender celular em laboratório.</p><p>2. Usar jaleco (avental) abotoado, sapatos fechados e cabelos presos.</p><p>3. Não use roupas curtas nem calçados abertos (minissaias, bermudas, sandálias, sapatilhas, ).</p><p>4. Use óculos de segurança quando estiver trabalhando ou acompanhando um trabalho experimental, a</p><p>não ser, quando dispensado pelo professor.</p><p>5. Saiba como operar o chuveiro de emergência, os lava-olhos e onde ficam os extintores de incêndio.</p><p>6. Não usar lentes de contato.</p><p>7. Não provar nem cheirar produtos químicos.</p><p>8. Não levar as mãos à boca ou aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos.</p><p>9. Não usar reagentes sem rótulos.</p><p>10. Ao manipular produtos químicos evitar a contaminação dos mesmos utilizando material limpo e seco</p><p>para retirá-lo dos recipientes.</p><p>11. Antes de iniciar experimentos que envolvam produtos químicos verificar a toxicidade e</p><p>inflamabilidade dos mesmos, pois líquidos voláteis tóxicos ou corrosivos devem ser manipulados em</p><p>capela.</p><p>12. Não trabalhar com vidro trincado ou quebrado.</p><p>13. Evitar brincadeiras que possam comprometer a segurança dos colegas.</p><p>14. Ao terminar seu trabalho verificar se a água e o gás estão fechados e a bancada limpa. Lavar bem as</p><p>mãos e os braços após as aulas.</p><p>15. Jamais trabalhar sozinho em um laboratório.</p><p>16. Jamais comer ou beber em laboratório.</p><p>17. Não use nenhum equipamento em que não tenha sido treinado ou autorizado a utilizar.</p><p>18. Certifique se da tensão de trabalho da aparelhagem antes de conectá-la à rede elétrica. Quando não</p><p>estiverem em uso, os aparelhos devem permanecer desconectados.</p><p>19. Qualquer acidente ocorrido no laboratório deve ser imediatamente comunicado ao responsável pelo</p><p>setor (no caso da sala de aula, o professor).</p><p>20. Procurar sempre discutir com o</p><p>ligada aos ânions sulfato por meio de ligações</p><p>hidrogênio. A geometria do CuSO4.5H2O cristalino é triclínica (Figura 3.1-B).</p><p>Entretanto, logo após sua síntese, o composto formado exibe uma estrutura um</p><p>pouco mais desorganizada, apresentando-se em sua forma ordenada depois de</p><p>algumas semanas.</p><p>Ao se aquecer o CuSO4.5H2O cristalino, as águas existentes na estrutura vão</p><p>sendo liberadas, a depender da temperatura e da taxa do aquecimento, da</p><p>concentração de vapor de água no ambiente e do tamanho da partícula que está sendo</p><p>aquecida. Por isso, não há uma temperatura exata para esse processo de desidratação.</p><p>De forma geral, quatro diferentes formas do sulfato de cobre já foram isoladas, cada</p><p>uma com diferentes números de moléculas de água. Em temperatura ambiente, a</p><p>forma pentahidratada é aquela mais estável, com os oxigênios dos grupos sulfato</p><p>ligados fracamente ao íon cobre. As outras três configurações mais estáveis</p><p>aparecem em consequência da desidratação do composto:</p><p>42</p><p>No progresso da desidratação do sulfato de cobre cristalino, os átomos de</p><p>oxigênio advindos do ânion sulfato substituem as moléculas de água de forma a</p><p>manter a coordenação octaédrica distorcida da molécula. Então, em sua forma</p><p>anidra, o cobre está coordenado a seis átomos de oxigênio do sulfato: 4 oxigênios</p><p>mais fortemente ligados, com distância de ligação de 1,9 a 2,0 Å, e outros dois</p><p>oxigênios mais fracamente ligados, com distância de 2,4 Å. Portanto,</p><p>estruturalmente, essa desidratação resulta em uma contração do cristal, na perda de</p><p>água, em uma mudança no ambiente das ligações hidrogênio para as moléculas de</p><p>água restantes e em uma deformação do grupo sulfato. A 560 °C aproximadamente,</p><p>o sulfato de cobre anidro se decompõe para formar o óxido de cobre(II) (CuO).</p><p>No que diz respeito a suas principais aplicações, pode-se citar a utilização do</p><p>sulfato de cobre pentahidratado como fungicida na agricultura, como algicida na</p><p>manutenção de piscinas, como aditivo micronutriente em fertilizantes químicos, em</p><p>rações animais e na eletrodeposição de cobre metálico para confecção de placas de</p><p>circuitos integrados.</p><p>Trata-se de um composto industrialmente obtido a partir da reação entre o</p><p>cobre metálico e o ácido sulfúrico na presença de oxigênio e vapor de água, a 150</p><p>°C, conforme a equação abaixo:</p><p>Entretanto, neste experimento, o sulfato de cobre pentahidratado será</p><p>sintetizado sob condições mais brandas de temperatura, utilizando cobre metálico,</p><p>ácido sulfúrico e água oxigenada em meio aquoso, conforme a equação:</p><p>Ao reagir com uma solução de hidróxido de sódio, um precipitado verde-</p><p>azulado de hidróxido de cobre será formado, o qual se tornará preto quando aquecido</p><p>devido à formação de CuO:</p><p>O cobre também é facilmente deslocado a partir de sua solução aquosa por um</p><p>metal mais reativo. Por exemplo, ao se colocar uma placa de zinco em uma solução</p><p>de sulfato de cobre, aparecerá sobre a superfície uma película do cobre metálico e</p><p>poderá se detectar a presença do íon zinco na solução. A reação química que ocorre</p><p>é expressa por:</p><p>43</p><p>LEITURA RECOMENDADA</p><p>Textos de química inorgânica (química do cobre); cálculo de rendimento (Atkins, P. Princípios de</p><p>Química, 3ª Ed., Porto Alegre: Bookman, 2006. (p. 106 e cap. 5.8).</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>1. Pese 1,0 g de cobre em pó (ou limalha de cobre) em um béquer de 250 mL (anote exatamente a massa</p><p>pesada).</p><p>2. Adicione 15 mL de ácido sulfúrico diluído (10%) e 10 mL de água oxigenada (10%). Agite a mistura.</p><p>3. Aqueça a mistura em banho-maria (80-90 °C) até dissolução completa do cobre.</p><p>Obs.: Se o cobre não estiver completamente dissolvido após 15 minutos, adicione mais 2 mL de da Solução</p><p>de água oxigenada e continue aquecendo. Se após 25 minutos, desde o início da reação, ainda sobrar cobre</p><p>metálico, separe a solução por decantação.</p><p>4. Deixe evaporar a solução sobre o banho-maria até um volume de 15 a 20 mL.</p><p>5. Retire a solução do banho-maria e deixe-a esfriar até temperatura ambiente.</p><p>6. Há diferentes maneiras de cristalização para se obter o produto cristalino. O professor irá dividir os grupos</p><p>que farão cada um dos métodos descritos abaixo:</p><p>Método 1: Adicione 20 mL de etanol PA gelado à solução fria sob agitação (em placa de agitação com</p><p>barra magnética). Após 10 minutos de agitação com etanol, colete o precipitado (sólido) por filtração a</p><p>vácuo em um funil de Büchner até que os cristais estejam secos.</p><p> Para isso, conecte o kitassato provido de um funil de Büchner à mangueira de água. Corte um círculo de</p><p>papel de filtro cujo diâmetro deve ser de 1 a 2 mm menor que o diâmetro interno do funil de Büchner.</p><p>Coloque o papel no funil de modo a cobrir seus orifícios, mas sem chegar até as paredes do mesmo. Ligue</p><p>a trompa de água, umedeça o papel de filtro com água e efetue a filtração. Lave o produto sólido com 5 mL</p><p>de etanol. Apenas colete o sólido quando ele estiver bem seco e guarde-os em local designado pelo técnico.</p><p>Antes de fechar a torneira da trompa de água, libere a pressão interna formada desconectando o funil do</p><p>kitassato cuidadosamente.</p><p>Obs.: A solução que ficou no kitassato deve ser colocada em um recipiente designado pelo técnico.</p><p>Método 2: Adicione 10 mL de etanol PA gelado e coloque o béquer em banho de gelo. Cristais azuis</p><p>milimétricos irão se formar no fundo do béquer após alguns minutos. Após 30 minutos, colete o precipitado</p><p>44</p><p>por filtração a vácuo em um funil de Büchner até que os cristais estejam secos. Faça o mesmo procedimento</p><p>de filtração e lavagem com etanol descrito no Método 1.</p><p>Obs.: A solução que ficou no kitassato deve ser colocada em um recipiente designado pelo técnico.</p><p>Método 3: Guarde a solução em um recipiente aberto até a próxima sessão de laboratório. Cristais</p><p>triclínicos grandes e azuis de sulfato de cobre pentahidratado serão formados a partir da evaporação</p><p>lenta da água.</p><p>Obs.: Apenas um grupo fará esse método e acompanhará o processo de filtração/lavagem do sólido,</p><p>bem como os testes 8 e 9, com outros colegas.</p><p>7. Pese o sulfato de cobre sintetizado a fim de calcular o rendimento obtido.</p><p>8. Coloque uma pequena porção do sulfato de cobre sólido preparado em um tubo de ensaio. Em seguida,</p><p>meça 10 mL de etanol PA em uma proveta e transfira o volume para o tubo contendo o sólido. Reserve o</p><p>tubo. Aguarde alguns minutos e verifique a mudança de coloração devido à desidratação do CuSO4.</p><p>9. Utilize um pequeno cristal do produto sintetizado para observar algumas reações do íon Cu2+ em meio</p><p>aquoso:</p><p>a) Coloque um pequeno cristal do CuSO4.5H2O sintetizado em um tubo de ensaio e acrescente 2-3 mL de</p><p>água destilada, solubilizando o sólido. Na capela, adicione, gota a gota e sob agitação, amônia concentrada</p><p>até que uma solução de coloração azul escura seja obtida indicando a formação do complexo catiônico</p><p>[Cu(NH3)4]2+</p><p>.</p><p>b) Coloque um pequeno cristal do CuSO4.5H2O sintetizado em um tubo de ensaio e acrescente 2-3 mL</p><p>de água destilada, solubilizando o sólido. Adicione, gota a gota e sob agitação, uma solução de hidróxido</p><p>de sódio 10% até que um precipitado azul gelatinoso de hidróxido de cobre seja observado. Aqueça a</p><p>mistura no tubo de ensaio em banho-maria até que o precipitado fique preto, indicado a formação de óxido</p><p>de cobre.</p><p>Referencias bibliográficas:</p><p>BESSLER, K. E.; Neder, A. V. F.; Química em Tubos de Ensaios. São Paulo. Editora Edgard Blucher</p><p>Ltda., 2004.</p><p>ERVIM LENZI & LUIZA OTILIA BORTOTTI FAVERO & ALOISIO SUEO TANAKA & ET AL.</p><p>Química Geral Experimental. Rio de Janeiro. Freitas Bastos Editora, 2004.</p><p>SOUZA, M. H. S.; SPINELLI, W.; Guia Prático para cursos de Laboratório. Do material á elaboração dos</p><p>relatórios. São Paulo. Editora Scipione, 1998.</p><p>TRINDADE, D.; F. et al. Química Básica Experimental. São Paulo. Ícone Editora, 2003.</p><p>45</p><p>PRÁTICA 12 – PREPARO DE SOLUÇÕES</p><p>OBJETIVOS: Efetuar cálculos</p><p>para determinar o volume ou a massa necessária para preparar soluções</p><p>aquosas ácidas e básicas. Preparar soluções aquosas a partir de um sólido PA (Pró-Análise) e de um reagente</p><p>líquido; efetuar diluição e mistura de soluções.</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Uma solução é uma mistura ou dispersão homogênea de duas ou mais substâncias (soluto e</p><p>solvente) cuja proporção pode variar dentro de certos limites. Quando dispersões apresentam diâmetro das</p><p>partículas dispersas inferior a 10 Angstrons (10 Å) temos uma solução. Quando este diâmetro situa-se entre</p><p>10 e 1000 Å, temos dispersões coloidais. As soluções podem ser de vários tipos: líquido em líquido (l/l),</p><p>sólidos em líquidos (s/l), sendo estas duas bastante comuns, mas há ainda gás em líquido (g/l), gás em gás</p><p>(g/g) e soluções de sólidos em sólidos (s/s).</p><p>No preparo de uma solução, o soluto é a substância minoritária (disperso) e o solvente é o</p><p>majoritário (dispersante) que está em maior proporção na mistura e dissolve o soluto. Geralmente, nos</p><p>laboratório de química, o solvente mais utilizado é a água destilada.</p><p>As soluções podem ser classificadas de acordo com as quantidades de soluto dissolvido, podendo</p><p>ser insaturadas, saturadas ou supersaturadas. Para defini-las, é importante lembrar que a solubilidade de um</p><p>soluto é a quantidade máxima deste que pode dispersar-se numa determinada quantidade de solvente a uma</p><p>dada temperatura.</p><p> Solução insaturada ou não saturada é quando a quantidade de soluto adicionada é inferior a sua solubilidade</p><p>numa dada temperatura.</p><p> Solução saturada é quando a quantidade de soluto dissolvido é igual a sua solubilidade numa dada</p><p>temperatura.</p><p> Solução supersaturada é quando a quantidade de soluto dissolvido é maior que a sua solubilidade numa</p><p>dada temperatura.</p><p>Para preparar uma solução concentrada ou diluída é muito importante definir a concentração da</p><p>solução desejada. A concentração é a relação entre a quantidade (massa, volume, quantidade de matéria)</p><p>de soluto e da quantidade de solvente. São exemplos de algumas unidades de concentrações mais usuais</p><p>em química:</p><p> Concentração em grama por litro (g/L)</p><p> Concentração em mol por litro (mol/L)</p><p> Composição percentual (% m/m, % m/V, % V/V)</p><p>Neste experimento, essas unidades de concentrações serão aplicadas para determinar a massa ou</p><p>volume de ácido e base que serão utilizadas para preparar e diluir soluções aquosas.</p><p>Existem duas formas de pipetas: volumétrica (A) e graduada (B), de capacidades variadas, desde</p><p>0,1 mL até 100 mL. Para evitar erros de medidas na hora de dispensar o líquido, deve-se verificar, na parte</p><p>superior da pipeta, se ela contém uma ou duas faixas. Pipeta com uma faixa, Figura 1 (A), significa que a</p><p>medição é exata, de apenas uma quantidade específica do líquido, e, portanto, não deve ser escorrida</p><p>completamente (uma gota restará na ponta da pipeta). Já a pipeta que apresenta duas faixas na parte superior,</p><p>exemplo Figura 1 (B), foi calibrada de tal maneira que sua capacidade total é atingida quando a última gota</p><p>presente em seu interior for escorrida completamente para fora.</p><p>46</p><p>Figura 1. Tipos de pipetas: em (A), uma pipeta volumétrica de uma faixa (medição exata), e, em (B), uma pipeta graduada</p><p>de duas faixas (esgotamento total).</p><p>Figura 2. Utilização do pipetador de três vias.</p><p>LEITURA RECOMENDADA</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p> Ácido Clorídrico 20% (d=1,09 g/mL)</p><p> Sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) sólido</p><p> 1 Pisseta com água destilada</p><p> Espátulas</p><p> 3 Béqueres de 100 mL</p><p> 1 Bastão de vidro</p><p> 1 Pipetador de três vias (pêra)</p><p> Pipeta de Pasteur</p><p> Pipeta graduada de 25 mL</p><p> Pipeta volumétrica de 5 mL.</p><p> 1 Balão volumétrico de 10 mL e 100 mL</p><p>47</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>Parte 1: Preparo de 100 mL de uma solução de CuSO4.5H2O 0,2 mol/L</p><p>Para preparar a solução de sulfato de cobre, consultar, no rótulo ou na tabela periódica, qual a</p><p>massa molar (em g/mol) do sal. De posse dessas informações:</p><p>1. Calcule a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 100 mL de solução 0,2 mol/L. Observe que</p><p>esse sal é hidratado e, portanto, considere essa informação no cálculo.</p><p>2. Pese a quantidade calculada de CuSO4.5H2O em um béquer de 100 mL.</p><p>3. Acrescente um pequeno volume de água destilada ao béquer e transfira o sal dissolvido para um balão</p><p>volumétrico de 100 mL. Repita esse procedimento até que não haja mais sulfato de cobre no béquer. Mas,</p><p>ATENÇÃO: cuidado para que a quantidade de água utilizada na dissolução do sal não ultrapasse o</p><p>volume final desejado (100 mL). Por isso, é importante que as dissoluções sejam feitas com um mínimo</p><p>de água.</p><p>4. Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco). Veja as</p><p>Figuras 1 e 2 da página 10 da apostila.</p><p>5. Tampe e agite o balão volumétrico para a completa homogeneização.</p><p>Parte 2: Preparo de 10 mL de solução de CuSO4.5H2O 0,1 mol/L a partir de uma solução</p><p>estoque.</p><p>Nessa etapa, será feita uma solução 0,1 mol/L de CuSO4.5H2O a partir de uma diluição da solução</p><p>estoque 0,2 mol/L anteriormente preparada. Para isso:</p><p>1. Calcule o volume necessário de solução estoque 0,2 mol/L necessário para se fazer a diluição em um</p><p>balão volumétrico de 10 mL.</p><p>Lembre-se que a quantidade de matéria (n), dada em mol, do soluto é a mesma, antes e depois da diluição,</p><p>já que não houve variação da massa do sulfato de cobre. Portanto:</p><p>ninicial = nfinal</p><p>Condições</p><p>Inicial</p><p>(solução estoque)</p><p>Final</p><p>(solução diluída)</p><p>Concentração em</p><p>quantidade de matéria</p><p>(mol/L)</p><p>Mi Mf</p><p>Volume da solução (L) Vi Vf</p><p>Mol de soluto ni = Mi.Vi nf = Mf.Vf</p><p>M1 . V1 = M2 . V2</p><p>2. Com auxílio de pipetador de três vias e de uma pipeta volumétrica (verifique o volume desejado!),</p><p>transfira o volume calculado para o balão de 10 mL.</p><p>3. Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco).</p><p>4. Tampe e agite o balão volumétrico com cuidado para a completa homogeneização da solução.</p><p>Parte 3: Preparo de 100 mL de solução de HCℓ 1,0 mol/L</p><p>48</p><p>Para preparar uma solução de ácido clorídrico (HCℓ), inicialmente é importante consultar o rótulo do frasco</p><p>que contém a solução concentrada para se obter a densidade (m/V) e a percentagem (m/m) do ácido no</p><p>reagente concentrado. A partir desses dados:</p><p>1. Calcule a massa de HCℓ necessária para preparar 100 mL de solução 1,0 mol/L e, depois, utilizando a</p><p>densidade da substância, determine o volume da solução concentrada que contém essa massa. Consulte</p><p>as informações no rótulo e tente fazer os cálculos envolvidos para o preparo da solução. Procure o</p><p>professor para mostrar os cálculos ou para ver como são feitos, caso não tenha conseguido.</p><p>2. Com auxílio do pipetador de três vias e de uma pipeta, transfira o volume calculado de HCℓ para o balão</p><p>volumétrico de 100 mL, já contendo uma pequena quantidade de água destilada (cerca de 20 mL).</p><p>ATENÇÃO: Jamais adicione água a uma solução concentrada de ácido; sempre adicione o ácido</p><p>concentrado à água. A adição de água ao ácido libera uma grande quantidade de calor que pode fazer com</p><p>que o ácido respingue para fora do frasco.</p><p>3. Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão.</p><p>4. Tampe e agite o balão volumétrico para a completa homogeneização da solução.</p><p>DISPOSIÇÃO DE RESÍDUOS: Guarde a solução preparada em um frasco indicado pelo técnico, pois esta</p><p>será utilizada em outro Experimento.</p><p>Referencias bibliográficas:</p><p>1- POWLOWSKY, A.M.; Lemos de Sá, E.; Messerschmidt, I.; Souza, J.S.; Oliveira, M.A.; Sierakowski,</p><p>M.R.; Suga, R. Experimentos de Química Geral. Curitiba: Ed. da UFPR, 1994.</p><p>2- MENHAM, J.; DENNEY, R.C.; BARNES, J.D.; THOMAS, M.J.K. Vogel Análise Química</p><p>Quantitativa. Rio de Janeiro: LTC, 2008.</p><p>3- ATKINS, P. Princípios de Química, 3ª Ed., Porto Alegre: Bookman, 2006. (Cap. Fundamentos-G, p.</p><p>70).</p><p>Preparo de solução com soluto sólido e solvente líquido:</p><p>1- Apresente os</p><p>cálculos utilizados para a preparação de 100 mL da solução 0,2 mol/L de CuSO4.5H2O:</p><p>_____________________________________________________________________________________</p><p>_____________________________________________________________________________________</p><p>____________________________________________________________________________</p><p>2- Descreva, incluindo as vidrarias utilizadas no processo, como você procederia para preparar 250 mL de</p><p>uma solução 0,02 mol/L de NaCl (considere 100% de pureza):</p><p>_____________________________________________________________________________________</p><p>_______________________</p><p>Preparo de solução com soluto líquido e solvente líquido:</p><p>3- Descreva como é preparado 100 mL da solução de HCl 1,0 mol/L. Inclua os cálculos para se chegar à</p><p>concentração desejada.</p><p>49</p><p>PRÁTICA 13 - METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS</p><p>OBJETIVOS</p><p>1) Comparar o comportamento dos metais alcalinos e alcalino terrosos quanto a reatividade em ar,</p><p>água e sulfato de cobre.</p><p>2) Observar algumas propriedades químicas e físicas dos compostos de metais alcalinos e alcalino</p><p>terrosos.</p><p>Material necessário:</p><p> Amostras metálicas de Na e Mg</p><p> Solução de Sulfato de Cobre 1,0 mol/L</p><p> Fenolftaleína</p><p> 3 béqueres de 50 ml</p><p>Procedimento experimental:</p><p>Sódio metálico (Na)</p><p>1) Observação da oxidação espontânea dos metais:</p><p>Corte pequenos pedaços de Na e deixe-os por alguns minutos expostos ao ar. Verifique</p><p>que a coloração dos metais torna-se rapidamente esbranquiçada, devido à rápida formação de</p><p>uma cama da de óxido em suas superfícies.</p><p>4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s)</p><p>2) Formação de hidróxidos:</p><p>Encha o um béquer com água e adicione uma pequena amostra do metal no tubo. Observe</p><p>a reação que ocorre imediatamente. Os metais alcalinos são extremamente reativos e reagem</p><p>vigorosamente com água, originando os respectivos hidróxidos. As reações são extremamente</p><p>exotérmicas. Essa reatividade aumenta do Li para o K e pode-se perceber isso pelos seguintes</p><p>fatos: O lítio reage mais lentamente que os demais; o sódio funde-se com o calor liberado na</p><p>reação e fica "dançando" sobre a superfície da água; o potássio reage tão violentamente que se</p><p>inflama instantaneamente com o calor, causando uma pequena chama de coloração violeta. A</p><p>equação geral que representa as reações observadas é:</p><p>2 M + H2O 2 MOH (onde M é o metal alcalino)</p><p>A formação dos hidróxidos pode ser comprovada pingando-se algumas gotas de</p><p>fenolftaleína sobre as soluções e observando-se a coloração rósea que elas adquirem.</p><p>Pipetou-se 3mL de sulfato de cobre (CuSO4) 1,0 mol/L em um tubo de ensaio em seguida,</p><p>acrescentou-se o terceiro e último pedaço de sódio metálico na solução. Observou-se o ocorrido.</p><p>Na(s) + CuSO4(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(s)</p><p>Magnésio metálico (Mg)</p><p>4) Formação de óxidos:</p><p>Aquecer, com o auxílio da pinça metálica, um pedaço de magnésio metálico em fita sobre</p><p>um vidro de relógio (não olhe diretamente para a luz que se desprende, pois a luz emitida na</p><p>combustão do magnésio é rica em radiação quimicamente ativa). A equação que representa a</p><p>reação é:</p><p>2 Mg + O2 2 MgO</p><p>5) Formação de hidróxido de magnésio:</p><p>50</p><p>Adicione o resíduo da combustão em um tubo de ensaio com água. Agite e goteje</p><p>fenolftaleína. A solução tornar-se-á rósea, pois em reação com água, o óxido de magnésio (MgO)</p><p>forma o hidróxido:</p><p>MgO + H2O Mg(OH)2</p><p>A formação dos hidróxidos pode ser comprovada pingando-se algumas gotas de</p><p>fenolftaleína sobre as soluções e observando-se a coloração rósea que elas adquirem.</p><p>QUESTÕES:</p><p>01 - Escreva as equações balanceadas para as reações do sódio e magnésio com o ar, água e sulfato</p><p>de cobre. Comente a respeito das reações.</p><p>02 - Com base nos resultados experimentais, compare os metais alcalinos e metais alcalinos</p><p>terrosos, no que se refere a: reatividade com o ar, reatividade com água, solubilidade, capacidade</p><p>redutora e higroscopicidade dos seus hidróxidos</p><p>REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS</p><p>1. BACAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher,</p><p>1979.</p><p>2. LEE, J.D – QuímicaInorgânica não tão concisa; tradução da 5a edição inglesa, Editora Blucher,</p><p>São Paulo, 1999</p><p>3. RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1.</p><p>51</p><p>PRÁTICA 14 - SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO DO [Ni(NH3)6]Cl2</p><p>Introdução</p><p>O metal níquel é dúctil e resistente a corrosão. Ocorre na natureza em combinação com</p><p>arsênio, antimônio e enxofre. Apresenta condutividade elétrica e térmica elevadas. Em solução</p><p>aquosa o estado de oxidação +2 é o mais importante, sendo pouco comuns as reações de</p><p>oxidação de +2 para +3.</p><p>O íon Ni(II) em solução aquosa acha-se coordenado a moléculas de água em uma</p><p>geometria octaédrica, formando o íon complexo [Ni(H2O)6] 2+ , de cor verde.</p><p>Em muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de</p><p>substituição das moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, etilenodiamina,</p><p>etc., ou ânions: Cl-, OH-, etc.).</p><p>A reação de formação do complexo cloreto de hexaaminoníquel(II), por exemplo, resulta</p><p>da troca de moléculas de água por moléculas de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6] 2+ ,</p><p>[Ni(H2O)6] 2+(aq) + 6 NH3(aq) → [Ni(NH3)6] 2+(aq) + 6H2O(l)</p><p>O cloreto de hexaaminoníquel(II), [Ni(NH3)6]Cl2, é um sólido (cristais de cor azulvioleta)</p><p>com estrutura cristalina cúbica, solúvel em água e em solução aquosa de amônia, mas insolúvel</p><p>em amônia concentrada, álcool etílico e éter.</p><p>Este complexo decompõe-se pelo aquecimento liberando NH3(g), transformando-se em</p><p>um sólido de cor verde. O mesmo acontece com sua solução aquosa, que muda de azul-ioleta</p><p>para verde com o aquecimento.</p><p>A obtenção de [Ni(NH3)6]Cl2 pode ser feita pela reação entre a amônia concentrada e</p><p>solução de cloreto de níquel(II). A equação da reação de obtenção pode ser</p><p>escrita como:</p><p>NiCl2 .6H2O(s) + 6 NH3(aq) → [Ni(NH3)6]Cl2 (s) + 6 H2O(l)</p><p>Parte Experimental</p><p>Materiais</p><p> béquer de 50 e de 100 mL;</p><p> proveta de 10, de 50 e de 100 mL;</p><p> bastão de vidro;</p><p> tubos de ensaio (6) e suporte;</p><p> conta-gotas;</p><p> conjunto para filtração à vácuo (funil</p><p>de Büchner; quitasato; papel de</p><p>filtro; trompa d'água);</p><p> cápsula de porcelana grande (para</p><p>banho de gelo);</p><p> balança;</p><p> espátula;</p><p> vidro de relógio;</p><p> garrafa lavadeira (3);</p><p> centrífuga;</p><p> gelo;</p><p> frascos para guardar o produto obtido.</p><p>Reagentes e indicadores</p><p> NiCl2.6H2O p.a.;</p><p> NH3 conc. (d=0,91 g/mL; 25-28 % em</p><p>massa ou 15 mol/L);</p><p> NH4Cl p.a.;</p><p> álcool etílico;</p><p> éter etílico;</p><p> solução alcoólica de dimetilglioxima 1 %</p><p>m/v;</p><p> solução 0,10 mol/L de AgNO3 ;</p><p> solução 3 mol/L de HNO3 ;</p><p>52</p><p> solução 1,0 mol/L de NaOH;  papel tornassol vermelho e azul.</p><p>Procedimento</p><p>Obtenção</p><p>• Preparar a solução amoniacal de NH4Cl da seguinte forma:</p><p>• medir 2,5 mL de NH4OH conc. e colocar em um béquer;</p><p>• dissolver NH4Cl pouco a pouco até saturar a solução;</p><p>• transferir para uma proveta e completar o volume para 5 mL com NH4OHconc..</p><p>• deixar esta solução em repouso até o momento do uso, tampada com um</p><p>vidro de relógio.</p><p>• Pesar 2,5 g de NiCl2.6H2O, colocar em um béquer pequeno e adicionar água destilada gota a</p><p>gota com agitação, em quantidade mínima, até dissolver todo o</p><p>sal.</p><p>• Adicionar gradualmente 12,5 mL de solução concentrada de amônia. Neste ponto, a cor da</p><p>solução deve mudar para azul.</p><p>• Esfriar a solução em água corrente e adicionar 5 mL de solução amoniacal de NH4Cl preparada</p><p>no início da aula. Deixar em repouso por 15 minutos em banho de gelo.</p><p>• Filtrar os cristais obtidos utilizando filtração à vácuo e lavá-los usando uma porção de 5mL de</p><p>NH4OH conc., seguida de pequenas porções de álcool e finalmente de éter, usando as garrafas</p><p>lavadeiras nesta operação. Explicar porque se pode lavar com estes solventes e porque os</p><p>solventes devem ser usados nesta ordem.</p><p>• Secar os cristais</p><p>o máximo possível no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando.</p><p>• Depois de secos, pesar os cristais obtidos. Anotar o resultado.</p><p>• Calcular o rendimento prático da obtenção.</p><p>Caracterização do [Ni(NH3)6]Cl2</p><p>Preparar uma solução (ou suspensão) aquosa do complexo para caracterizar os componentes</p><p>do produto obtido e fazer, em tubos de ensaio, as reações indicadas a seguir.</p><p>Caracterização do Ni2+(aq)</p><p>• Aquecer cuidadosamente 10 gotas da solução estoque do composto, esfriar e verificar se o</p><p>meio está básico, com papel tornassol vermelho. Adicionar 3 gotas de solução alcoólica de</p><p>dimetilglioxima. Observar e anotar o resultado.</p><p>• Adicionar gotas de solução 3 mol/L de HNO3 à solução anterior até observar o desaparecimento</p><p>do precipitado rosa. Adicionar solução de NH4OH conc. E observar.</p><p>Caracterização do Cl-(aq)</p><p>• Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de</p><p>solução de AgNO3 0,10 mol/L. Observar e anotar o resultado. Centrifugar, desprezar o</p><p>sobrenadante e adicionar ao resíduo 10 gotas de NH3 conc.. Observar e anotar o resultado.</p><p>• Acidular a solução do item anterior com HNO3 3 mol/L, verificando a acidez com papel tornassol</p><p>azul. Observar e anotar o resultado.</p><p>Caracterização de NH3</p><p>Pode ser feita pelos seguintes processos:</p><p>53</p><p>• Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e aquecer</p><p>cuidadosamente em banho-maria. Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel</p><p>tornassol vermelho umedecida com água destilada. Observar e anotar o resultado.</p><p>• Colocar um pouco do sólido em um tubo de ensaio e aquecer diretamente na chama do bico</p><p>de gás. Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecida</p><p>com água destilada. Observar e anotar o resultado.</p><p>Observação: guardar o composto obtido em frascos preparados especialmente para isto.</p><p>professor ou supervisor o local correto de descarte os</p><p>produtos tóxicos, inflamáveis, mau cheirosos, lacrimogêneos, pouco biodegradáveis ou que reagem</p><p>com a água.</p><p>21. Utilizar os aparelhos só depois de ter lido e compreendido as respectivas instruções de uso e</p><p>segurança.</p><p>22. Antes de efetuar qualquer atividade experimental, ler com atenção o protocolo experimental e</p><p>procurar compreender a sua finalidade.</p><p>23. Manter as bancadas limpas e arrumadas, o chão limpo e seco, e as passagens desobstruídas.</p><p>24. Efetuar o trabalho laboratorial sempre de pé.</p><p>NORMAS ESPECÍFICAS DE SEGURANÇA</p><p>1. Não pipetar produto algum com a boca. Usar peras, pipetadores ou o sistema a vácuo.</p><p>2. Não testar substâncias químicas pelo odor ou sabor.</p><p>3. Não usar produto algum que não esteja devidamente rotulado.</p><p>4. Ao introduzir tubos de vidro ou termômetro em rolhas, lubrificar o vidro com vaselina e proteger a</p><p>mão com luvas grossas ou toalhas.</p><p>5. Quando aquecer substâncias em tubo de ensaio nunca deixar a boca do mesmo voltado para si ou para</p><p>os colegas.</p><p>6. No preparo de soluções aquosas de ácidos e bases fortes adicionar o ácido ou a base sobre a água,</p><p>6</p><p>lentamente, com agitação e resfriamento externo, devido à liberação de calor.</p><p>7. Sempre dilua o ácido em água, nunca o inverso.</p><p>8. Nunca usar chama direta para aquecer líquidos inflamáveis e, quando utilizá-la, verificar se não há</p><p>líquidos inflamáveis por perto.</p><p>9. Não jogue reagentes ou produtos de reação na pia sem consultar o professor responsável, na dúvida</p><p>descartar no recipiente adequado.</p><p>10. Vidros quebrados deverão ser descartados em lixeiras apropriadas;</p><p>11. Mantenha a bancada livre de objetos não pertinentes ao trabalho a ser executado;</p><p>12. Mantenha distancia segura entre o rosto e os frascos reagentes, especialmente os novos, antes de abri-</p><p>los.</p><p>13. Use luvas de borracha quando for manipular substâncias corrosivas ou tóxicas;</p><p>14. Casos de alergia a produtos químicos e de gestação (gravidez) devem ser comunicados ao professor</p><p>responsável;</p><p>15. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama ou fonte de faíscas elétricas.</p><p>16. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis, especialmente os que contêm oxigênio em sua</p><p>estrutura, exposto ao sol.</p><p>17. Evite expor a pele ao contato com reagentes químicos.</p><p>18. Use sempre a capela em experimentos nos quais há produção de gases ou vapores;</p><p>7</p><p>RISCOS QUÍMICOS</p><p>Os agentes químicos podem ser introduzidos no organismo humano por três vias: inalação, absorção</p><p>cutânea e ingestão. Dentre elas, a inalação constitui a principal via de intoxicação devido à facilidade de</p><p>disseminação da substância dos pulmões para o sangue e daí para as diversas partes do corpo.</p><p>O dano causado por uma substância específica depende: do tempo de exposição, da concentração, das</p><p>características físico-químicas do composto e da suscetibilidade pessoal</p><p>Utilização de substâncias corrosivas</p><p>Entre os principais agentes corrosivos encontrados nos laboratórios químicos destacamos os ácidos, as</p><p>bases e os halogênios. Muitos deles provocam sérias queimaduras e devem ser manipulados cuidadosamente,</p><p>evitando-se seu contato com a pele e mucosas.</p><p>No caso de acidentes com esses produtos, deve-se conhecer a natureza química das substâncias para</p><p>se executar corretamente os primeiros socorros.</p><p>Como proceder no caso de acidentes com:</p><p>a) Ácidos: (H2SO4, HCl, HNO3, etc...) Deve-se lavar, imediatamente, com muita água, depois neutralizar com</p><p>solução alcalina diluída (geralmente solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%) e novamente com água.</p><p>b) Bases: (NaOH, KOH, NH4OH, etc...) Deve-se lavar, imediatamente, com bastante água, neutralizar com</p><p>solução ácida diluída (geralmente solução aquosa de ácido acético a 1%) e novamente com água.</p><p>c) Sódio: (Na) Deve-se remover qualquer resíduo de sódio e depois proceder como para as bases.</p><p>d) Bromo: (Br2) O bromo é um líquido castanho-avermelhado muito volátil, sendo os seus vapores bastante</p><p>tóxicos. No caso de acidentes, deve-se lavar imediatamente com muita água, secar e aplicar glicerina.</p><p>Obs.: Nos casos de queimaduras leves, após os procedimentos descritos, se necessário, aplicar pomada</p><p>para queimadura. Em casos graves, procurar auxílio médico.</p><p>Utilização de substâncias inflamáveis</p><p>Uma das principais causas de incêndios nos laboratórios relaciona-se com a manipulação incorreta de</p><p>líquidos inflamáveis.</p><p>Os líquidos inflamáveis mais comuns em laboratórios de química são: acetato de etila, acetona,</p><p>benzeno, ciclo-hexano, dissulfeto de carbono, etanol, éter de petróleo, éter etílico, hexano, metanol.</p><p>Estes reagentes devem ser manipulados longe das chamas. Além disso, deve-se evitar que seus vapores</p><p>sejam liberados para o ambiente do laboratório.</p><p>No caso de incêndios pode ser extinto colocando-se um pano molhado sobre a chama. Nos casos mais</p><p>graves, usar areia seca ou extintores de incêndio.</p><p>ACIDENTES E PRIMEIROS SOCORROS</p><p>Sendo o laboratório um local de risco controlado, o conhecimento e cumprimento das normas de</p><p>segurança podem não ser suficientes para evitar a ocorrência de acidentes. Existem tratamentos de primeiros</p><p>socorros a aplicar em cada tipo de acidente, sendo, no entanto, essencial a máxima presença de espírito e</p><p>rapidez de atuação, pelo que as pessoas vitimadas ou quem esteja presente devem imediatamente comunicar a</p><p>ocorrência ao professor responsável.</p><p>ACIDENTES QUE PÕEM EM RISCO A INTEGRIDADE FÍSICA DE INDIVÍDUOS.</p><p>Em caso de acidente deve-se, sempre que possível, não movimentar o sinistrado até à presença dos</p><p>serviços de emergência médica. Em alguns casos, é necessário socorrer imediatamente o sinistrado enquanto</p><p>se espera pelos serviços de emergência. A Tabela 1 mostra alguns dos acidentes que podem ocorrer e que, até</p><p>determinado grau, podem ser assistidos imediatamente.</p><p>Tipo de Acidente Procedimento</p><p>8</p><p>Golpes ligeiros</p><p>Fazer sangrar o golpe por alguns segundos.</p><p>Remover estilhaços (caso seja necessário) e lavar com água corrente.</p><p>Desinfetar e proteger com um penso.</p><p>Salpicos e queimaduras</p><p>químicas superficiais</p><p>Lavar abundantemente a área afetada com água corrente e sabão, o que</p><p>facilita a remoção de produtos químicos, usando o chuveiro de emergência</p><p>(caso exista).</p><p>Remover o vestuário contaminado.</p><p>As queimaduras com ácidos ou com bromo devem ser posteriormente</p><p>lavadas com uma solução de carbonato de sódio a 5%. As queimaduras</p><p>com bases devem ser lavadas com ácido acético a 5% existente nos</p><p>primeiros socorros de laboratório. Cobrir a área afetada com gaze</p><p>esterilizada sem apertar.</p><p>Consultar os serviços médicos ou levar diretamente às urgências médicas.</p><p>Queimaduras térmicas ou</p><p>com fogo</p><p>Usar água ou gelo (apenas se a queimadura for superficial). Para</p><p>queimaduras térmicas aplicar uma pomada própria existente na caixa de</p><p>primeiros socorros e proteger com gaze esterilizada.</p><p>Para queimaduras com fogo é necessário abafar a chama, eventualmente</p><p>fazendo o sinistrado rolar no chão, e usar chuveiro de emergência quando</p><p>possível.</p><p>Consultar os serviços médicos ou levar diretamente às urgências médicas.</p><p>Salpicos de reagentes</p><p>químicos nos olhos</p><p>Lavar com soro fisiológico ou água de esguicho próprio (frasco lavador),</p><p>mantendo as pálpebras afastadas com a ajuda de dois dedos para que o</p><p>jacto de água seja tangencial ao globo ocular. Consultar os serviços</p><p>médicos ou levar diretamente às urgências médicas.</p><p>Inalação de substâncias</p><p>tóxicas</p><p>Afastar o acidentado do local contaminado, aliviando-lhe o vestuário no</p><p>pescoço e no peito. Se ocorrer inconsciência, deitar o sinistrado de face</p><p>virada para baixo, mantendo-o aquecido e eventualmente tentar a</p><p>reanimação boca a boca (exceção para contaminação por venenos).</p><p>Transportar para o hospital.</p><p>Ingestão de reagentes</p><p>(sólidos, líquidos)</p><p>Bochechar com água, sem ingerir, se a contaminação for apenas bucal.</p><p>Caso tenha havido ingestão, beber água ou leite em abundância</p><p>e deslocar</p><p>rapidamente para o hospital.</p><p>Elétrico</p><p>Desligar a corrente/quadro de eletricidade antes de socorrer o acidentado.</p><p>Se não for possível, colocar debaixo dos pés, material isolante e afaste a</p><p>vítima da fonte com um cabo de vassoura ou uma cadeira de madeira. Não</p><p>utilizar materiais metálicos ou húmidos.</p><p>Estado de choque</p><p>O estado de choque pode resultar de um acidente físico ou de um distúrbio</p><p>emocional e os sintomas podem ser prostração, palidez, pele húmida e fria,</p><p>debilidade, tonturas, ansiedade ou problemas de visão. A vítima deve ser</p><p>colocada em posição horizontal com os pés num plano ligeiramente</p><p>superior ao mesmo tempo em que se tenta tranquilizar e diminuir a</p><p>ansiedade. Deve ser deslocada até ao hospital</p><p>9</p><p>PRÁTICA 02 - EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA.</p><p>O uso de Laboratório de Químico para realização de qualquer experimento exige uma grande variedade</p><p>de equipamentos e materiais, que precisam ser usados sem que haja prejuízo ou acidentes pessoais ou materiais.</p><p>De acordo com os objetivos do trabalho, devem ser escolhidos os equipamentos para uma melhor realização</p><p>do experimento. Poderá haver uma associação de materiais e equipamentos .</p><p>MATERIAL DE VIDRO</p><p>10</p><p>O bico de Bunsen é um dispositivo usado em química para efetuar aquecimento de soluções em</p><p>laboratório. O bico de Bunsen foi aperfeiçoado por Robert Wilhelm Bunsen, a partir de um dispositivo</p><p>desenhado por Michael Faraday. Em biologia, especialmente em microbiologia e biologia molecular, é usado</p><p>para manutenção de condições estéreis quando da manipulação de microrganismos, DNA, etc.</p><p>O bico de Bunsen queima em segurança um fluxo contínuo de gás sem haver o risco da chama se</p><p>propagar pelo tubo até o depósito de gás que o alimenta. Normalmente o bico de Bunsen queima gás natural,</p><p>ou alternativamente um GPL, tal como propano ou butano, ou uma mistura de ambos. (O gás natural é</p><p>basicamente metano com uma reduzida quantidade de propano e butano).</p><p>Diz-se que a área estéril do bico de Bunsen seja de 10 cm. Quando a janela do Bico de Bunsen está</p><p>fechada sua chama é igual à de uma vela, pois apenas queima o oxigênio que esta em volta e sua chama fica</p><p>mais fraca.</p><p>11</p><p>O agente dessecante mais utilizado é a sílica, que deve estar na coloração azul (seca). Quando a sílica</p><p>fica na coloração avermelhada, significa que já está saturada de água, impossibilitando que a mesma absorva</p><p>a água do interior do dessecador. Como auxílio ao processo de secagem de substâncias, é comum o</p><p>acoplamento de uma bomba de vácuo para reduzir a pressão no interior do dessecador, quando o mesmo</p><p>apresenta uma válvula para esta finalidade na tampa. Após o vácuo desejado, a válvula é fechada e a bomba</p><p>de vácuo desacoplada.</p><p>Seu uso mais comum se dá nas etapas de padronização de soluções, onde um sal de uma determinada</p><p>substância é aquecido em estufa e posteriormente posto para esfriar sob pressão reduzida no interior do</p><p>dessecador. O resfriamento a pressão reduzida e no interior do dessecador impede a absorção de água pelo sal</p><p>enquanto sua temperatura se iguala ao ambiente, para que seja posteriormente pesado.</p><p>12</p><p>13</p><p>Para utilizar uma destas pipetas é também necessário uma própipeta ou pompete, um pipet-aid ou</p><p>um macro-filler. Estes podem ser colocados na ponta superior da pipeta, produzindo um abaixamento da</p><p>pressão de seu interior e provocando a aspiração do líquido de tal forma a preencher a pipeta no volume</p><p>desejado.</p><p>Um outro tipo de pipetas, usado especialmente em laboratórios de biologia, bioquímica ou quando há a</p><p>necessidade de se transferir volumes muito reduzidos, é a micropipeta (imagem acima). Esta permite medir</p><p>pequenos volumes, da ordem de microlitros, porém, com precisão e exatidão geralmente inferiores às obtidas</p><p>pelas pipetas graduadas e volumétricas de maior volume. Este tipo de pipeta utiliza pontas (no Brasil chamadas</p><p>de ponteiras) descartáveis, feitas de polipropileno. O líquido aspirado por elas não entra ou não deve entrar no</p><p>corpo principal da micropipeta, sob risco de adulterá-la e descalibrá-la.</p><p>Para biologia molecular, são utilizadas pontas com um filtro de polipropileno para não haver uma</p><p>contaminação da micropipeta. A micropipeta pode ser digital e eletrônica. A maioria das micropipetas é</p><p>monocanais mas também existem micropipetas multicanais (8 e 12 canais). A micropipeta mais precisa do</p><p>mundo é uma pipeta que mede zeptolitros e foi inventada pelo Brookhaven National Laboratory.</p><p>14</p><p>15</p><p>PRÁTICA 03 - Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico</p><p>1. Objetivo.</p><p>Nesta aula serão estudados os diferentes recipientes volumétricos, suas características, especificidades de</p><p>utilização e as técnicas de manipulação e limpeza.</p><p>2. Introdução</p><p>Você já teve oportunidade de observar que em um laboratório equipamentos específicos são</p><p>utilizados?</p><p>Sendo a Química uma ciência de caráter também experimental, um dos procedimentos mais utilizados</p><p>em laboratório é a medição. Medir significa determinar, com base em uma escala, a quantidade de alguma</p><p>grandeza. Muitas vezes, a prática química não exige que sejam realizadas medidas precisas - isso acontece</p><p>quando o caráter é qualitativo. Outras vezes, no entanto, é necessário saber com exatidão as quantidades (em</p><p>massa ou volume) das substâncias que estamos utilizando. Para determinarmos a massa, utilizamos balanças</p><p>que podem ser mais ou menos precisas. Para determinarmos volumes, utilizamos vários recipientes que nos</p><p>ajudam a realizar medidas, também com diferentes níveis de precisão.</p><p>O resultado de uma determinada atividade prática depende, muitas vezes, do grau de precisão com que</p><p>foram realizadas as medidas. Por isso, é importante conhecer os recipientes volumétricos, saber manipulá-los</p><p>de forma correta, estar ciente dos erros que podem acontecer, e procurar evitá-los.</p><p>3. Unidades de volume</p><p>1 L = 1 dm3</p><p>1 mL = 1 cm3</p><p>1 L = 1.000 cm3 = 1.000 mL</p><p>4. Recipientes volumétricos</p><p>Proveta recipiente de vidro, ou plástico, muito utilizado para medidas aproximadas, ver Figura</p><p>1. As provetas possuem volume total que podem varia desde 5 mL até 2 L.</p><p>Figura 1. Proveta</p><p>Erlenmeyer frasco de vidro utilizado em titulações, aquecimento de líquidos, dissolução de</p><p>substâncias e realização de reações químicas. Ver Figura 2.</p><p>16</p><p>Figura 2. Erlenmeyer</p><p>Béquer copo apropriado para uso em reações químicas, dissolução de substâncias, precipitações</p><p>e aquecimento de líquidos. Ver Figura 3.</p><p>Figura 3. Bequer</p><p>Pipeta tubo de vidro utilizado para medir quantidades pequenas de líquidos, com maior precisão.</p><p>Existem as pipetas volumétrica, Figura 4, e graduada, Figura 5. A volumétrica tem apenas um traço de aferição</p><p>na parte superior para indicar sua capacidade, e no seu bulbo está indicado o volume e a temperatura na qual</p><p>foi calibrada. Já a graduada possui uma escala que permite obter medidas variadas de volume. As pipetas de</p><p>vidro medem, em geral, volumes que variam entre 1 e 100 mL. Existem também as micropipetas, Figura 6.</p><p>Figura 4. Pipeta volumétrica</p><p>Figura 5. pipeta graduada</p><p>Figura 6. Micropipeta</p><p>Bureta é utilizada para medidas precisas de volume, especificamente em titulações. É um tubo</p><p>cilíndrico, com graduação de 0,1 ou 0,01 (micro bureta) mL, com uma torneira na parte inferior para controlar</p><p>a vazão. Existe o modelo manual, Figura 7, o automático, Figura 8, e o digital, Figura 9.</p><p>Balão volumétrico recipiente de vidro, como colo longo e fundo chato. Apresenta um traço de aferição</p><p>no gargalo que indica sua capacidade volumétrica. É empregado para o preparo de soluções, ou para medir</p><p>volumes precisos. Assim como nas pipetas, o volume e a temperatura de calibração também estão indicados.</p><p>Ver Figura 10.</p><p>17</p><p>Figura 7. Bureta manual</p><p>Figura 8. Bureta automática</p><p>5. Técnicas de leitura</p><p>É necessário realizar a medição</p><p>de volumes e das capacidades dos recipientes volumétricos com</p><p>suficiente precisão. Erros nessas medições provocam resultados de análise incorretos, os quais devem ser</p><p>evitados. Medir volumes de líquidos com qualquer um dos recipientes descritos significa comparar a superfície</p><p>do líquido, denominada de menisco, Figuras 11 e 12, como a escala do recipiente utilizado. Em consequência</p><p>da tensão superficial na interface ar e líquido, essa interface pode ser côncava (maioria dos líquidos), ou</p><p>convexa (mercúrio, por exemplo), Figura 13.</p><p>Duas considerações devem ser feitas:</p><p>1. Se o menisco for de uma superfície côncava, sua parte inferior deverá coincidir com a linha de aferição. Se</p><p>for convexo, será considerada sua parte superior, Figura 14;</p><p>2. Se o líquido for transparente, a parte inferior do menisco deverá coincidir com a linha de aferição. Se não</p><p>for, será considerada sua parte superior.</p><p>Outra técnica importante é a paralaxe, aonde deve ser observada a posição do olho do observador,</p><p>Figura 15. Esse deverá estar sempre no mesmo nível da marca de aferição do recipiente. Caso isso não ocorra,</p><p>haverá o erro de leitura, ou erro de paralaxe. Em todos os casos de trabalho com material volumétrico, é muito</p><p>importante que ele esteja limpo. Qualquer sujeira aderida às paredes dos recipientes altera o resultado final da</p><p>medição.</p><p>Figura 9. Bureta digital</p><p>Figura 10. Balão volumétrico</p><p>Um recipiente é considerado limpo quando nenhuma sujeira é observada, e quando a água destilada</p><p>escoa pelas paredes internas sem reter nenhuma gota. Outro sinal de limpeza é a formação de uma superfície</p><p>côncava (ou convexa) e perfeitamente esférica do menisco. Os erros de medição provocados pela existência</p><p>de sujeira em uma pipeta, por exemplo, podem ser significativos, já que os volumes medidos são pequenos.</p><p>Desse modo, as diferenças entre os valores medidos podem ser relativamente grandes. Para a limpeza de</p><p>recipientes volumétricos são empregadas algumas soluções como sulfocrômica (K2Cr2O7 e H2SO4) e</p><p>alcoólica de KOH. A primeira lavagem dos recipientes volumétricos deve ser feita com sabão comum, ou</p><p>detergente, e com o auxílio de uma escova. Em seguida é feito o enxague.</p><p>18</p><p>6. Técnicas de trabalho com recipientes volumétricos</p><p>Proveta para a medição eleve-a até que o menisco esteja na altura dos olhos; Para esvaziar, incline-a</p><p>vagarosamente (pode-se usar um bastão de vidro, evitando respingos). Balão volumétrico ao transferir um</p><p>líquido para um balão use um funil. Essa operação deve ser realizada em etapas: homogeneíze a mistura que</p><p>está sendo preparada, agitando o balão; a última porção de líquido deve ser acrescentada gota a gota. Para a</p><p>medição, o menisco deve estar na altura dos olhos. Coloque o balão na bancada e faça a leitura. Após isso,</p><p>tampe o balão e homogeneíze a solução com movimentos giratórios lentos. Diluição de ácido adicione o ácido</p><p>à água lentamente, para evitar o superaquecimento. Não inverta a ordem, para evitar respingos de ácido. Bureta</p><p>fixa em suporte universal com garra metálica, e com a escala visível. O escoamento do líquido deve ser lento.</p><p>Figura 11. Menisco</p><p>Figura 12. Menisco da proveta</p><p>Figura 13. Menisco côncavo e convexo</p><p>Figura 14. Leitura do menisco Figura 15. Paralaxe</p><p>7. Materiais</p><p>Bastão de vidro</p><p>Proveta de 10 mL</p><p>Proveta de 25 mL</p><p>Proveta de 50 mL</p><p>Proveta de 100 mL</p><p>Erlenmeyer de 250 mL</p><p>Béquer de 50 mL</p><p>Béquer de 100 mL</p><p>Bureta de 50m mL</p><p>Balão volumétrico de 50 mL</p><p>Balão volumétrico de 100 mL</p><p>Pipeta graduada de 5 mL (04 por grupo)</p><p>Pipeta graduada de 10 mL</p><p>Pipeta volumétrica de 5 mL</p><p>Estante com 4 tubos de ensaio</p><p>8. Procedimento experimental</p><p>1. Preencha a proveta de 25 mL e acerte o traço de aferição. Transfira esse volume para uma proveta de</p><p>50 mL com cuidado. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de resultados.</p><p>2. Adicione 20 mL de água destilada na proveta de 25 mL. Transfira para uma proveta de 100 mL.</p><p>Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de resultados.</p><p>19</p><p>3. Preencha a proveta de 100 mL com água destilada e acerte o traço de aferição. Transfira para um</p><p>Erlenmeyer de 250 mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de</p><p>resultados.</p><p>4. Coloque 100 mL de água destilada em uma proveta e acerte o traço de aferição. Transfira para um</p><p>béquer de 250 mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de</p><p>resultados.</p><p>5. Preencha a proveta de 100 mL com água destilada e acerte o traço de aferição. Transfira para um balão</p><p>volumétrico de 100 mL limpo e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela e</p><p>resultados.</p><p>6. Fixe uma bureta de 50 mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Coloque</p><p>um béquer de 100 mL em baixo da bureta. Com auxilio de um béquer de 50 mL, encha a bureta com</p><p>água destilada e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade</p><p>inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente para removê-la. Em seguida, encha a bureta</p><p>com água destilada e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. Segure</p><p>a torneira com a mão esquerda e usando os dedos polegar e médio dessa mão, inicie o escoamento.</p><p>Transfira 20 mL de água da bureta, para um béquer de 50 mL limpo e seco. Compare o volume final.</p><p>Anote a sua observação na tabela de resultados.</p><p>7. Encha a bureta, acerte o menisco no zero e transfira 50 mL para um balão volumétrico de 50 mL limpo</p><p>e seco. Compare o volume final. Anote a sua observação na tabela de resultados.</p><p>Tabela de resultados</p><p>VIDRARIA MEDIDA (mL)</p><p>ALTERAÇÕES</p><p>(sim ou não)</p><p>OBSERVAÇÕES</p><p>1</p><p>2</p><p>3</p><p>4</p><p>5</p><p>6</p><p>7</p><p>Como pipetar:</p><p>Segure uma pipeta graduada de 5 mL ou 10 mL pela extremidade superior. Não se deve nunca pipetar</p><p>com a boca, líquidos TÓXICO, VOLÉTEIS E CORROSIVOS. Deve-se sempre utilizar a pêra acoplada à</p><p>extremidade superior da pipeta, na capela com exaustor ligado. Mergulhe a extremidade inferior da pipeta em</p><p>um béquer de 50 mL contendo água destilada faça a sucção até notar que o líquido subiu um pouco acima do</p><p>traço de aferição. Acerte o menisco. Deixe escoar lentamente a água de 1 em 1 mL. Repita o procedimento até</p><p>não mais encontrar dificuldades.</p><p>Meça uma pipeta graduada de 10 mL e acerte o menisco. Transfira 2,5 mL para um tubo de ensaio.</p><p>Repita o procedimento, transferindo 3,7 mL, 5,8 mL e 7,3 mL para outros tubos de ensaio. Compare os</p><p>volumes.</p><p>20</p><p>Figura 16. Escoamento de líquido</p><p>Questionário</p><p>1. Desenhe e identifique uma pipeta graduada e volumétrica. Dê a sua função e diga baseando-se no</p><p>resultado do procedimento 9, qual é a mais precisa.</p><p>2. Cite os erros mais comuns na leitura de volume.</p><p>3. Defina menisco e tensão superficial.</p><p>4. Cite três equipamentos de medidas precisas de volume.</p><p>5. Cite três equipamentos de medidas aproximadas de volume.</p><p>6. Se for necessário encer uma pipeta com um líquido corrosivo ou tóxico, como se deve proceder?</p><p>7. Se você tivesse que medir 15 mL de água destilada com precisão, qual dos equipamentos a seguir você</p><p>usaria? Justifique.</p><p>Referencias bibliográficas</p><p>SOUZA, M. H. S.; Guia prático para cursos de laboratório. Do material à elaboração dos relatórios. São Paulo.</p><p>Editora Scipione, 1998.</p><p>TRINDADE, D. ; et al. Química Básica experimental. São Paulo. Ícone Editora, 2003.</p><p>21</p><p>PRÁTICA 04 - TESTE DE CHAMA</p><p>INTRODUÇÃO:</p><p>O homem sempre buscou explicações para entender o mundo que o rodeia, e para isso ele busca cada</p><p>vez mais fundo no mundo físico-químico as respostas. Um químico quando observa um objeto ou um</p><p>fenômeno ele procura enxergar bem mais do que esta sendo visto, ele procura descobrir determinar suas</p><p>estruturas internas, relacionando-as às propriedades químicas dos elementos conhecidos. A estrutura eletrônica</p><p>de cada átomo (a organização dos elétrons em torno do núcleo) pode</p><p>dizer muito sobre ele. E para investigar</p><p>a estrutura interna de objetos tão pequenos como os átomos são necessários observá-los indiretamente, por</p><p>meio das características das radiações eletromagnéticas que eles emitem.</p><p>Um feixe eletromagnético é o produto de oscilações perpendiculares de campos elétricos e magnéticos. Todas</p><p>as radiações viajam a mesma velocidade de 3,00x108m/s no vácuo, e essa velocidade é representada pela</p><p>constante “c”, chamada de velocidade da luz. Devido a essas oscilações periódicas as radiações</p><p>eletromagnéticas possuem características ondulatórias: o comprimento de onda ( ) e a frequência (f). Essas</p><p>duas propriedades de onda eletromagnética estão relacionadas, pois a velocidade de onda é sempre a mesma</p><p>(velocidade da luz). Assim sendo, pode-se concluir que a frequência de uma onda eletromagnética é</p><p>inversamente proporcional ao se comprimento de onda e diretamente proporcional à velocidade. Então quanto</p><p>maior for o comprimento de onda menor será a sua frequência ou vice-versa.</p><p>Os olhos humanos detectam as diferentes cores devido às diferentes frequências da luz, eles respondem de</p><p>maneira diferente a cada frequência. Na realidade somente uma porção de frequências de onda são detectada</p><p>pela retina humana e as ondas com essas frequências possuem comprimentos de onda entre 400 e 700</p><p>nanômetros.</p><p>Quando um objeto é aquecido ele emite radiação, que pode ser analisada por sua cor. Esta é uma analise</p><p>qualitativa do objeto, pode-se descobrir a faixa de freqüência da luz que esta sendo emitida pela identificação</p><p>da cor. E pela equação de Max Planck é possível definir a energia de uma radiação descobrindo a sua frequência</p><p>e posteriormente o comprimento de onda. A equação esta representada abaixo:</p><p>Figura1. Equação de Panck</p><p>1. “E” é a energia</p><p>2. “h” é a constante de Max Planck que tem o valor de 6,63×10-34 J.s.</p><p>3. é o comprimento de onda, como já foi mencionado.</p><p>4. “c”é a velocidade da luz (3,00x108 m/s).</p><p>Niels Bohr, um cientista dinamarquês aprimorou o modelo atômico de Rutherford e elaborou a teoria</p><p>atômica mais completa e aceita ate hoje. Ele acabou por explicar a teoria atômica de Rutherford que era um</p><p>desafio para a sociedade cientifica da época, pois não poderia ser explicada pela Física Clássica. Bohr se</p><p>baseando nas teorias de Max Planck de energia quantizada determinou seus postulados:</p><p>1. A energia radiada não é emitida ou absorvida de maneira contínua, somente quando um elétron passa de</p><p>uma órbita estacionária para outra diferente (salto quântico).</p><p>1. Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares e bem definidas (fixas) que são as órbitas</p><p>estacionárias. Mais tarde, seriam as chamadas "camadas eletrônicas" (K, L, M, N, O, P e Q).</p><p>2. O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos estados estacionários se dá pelas leis da mecânica clássica, o que</p><p>não é verificado quando um elétron passa para um diferente estado estacionário. Ao passar de um estado</p><p>22</p><p>estacionário para outro, um elétron absorve uma radiação bem definida, que é o quantum, dado pela relação:</p><p>E = h.v (“v” representa a frequência).</p><p>De forma simplificada, observa-se que quando um elétron recebe energia ele salta para uma orbita mais</p><p>externa. E a quantidade pacote de energia absorvida e bem definida (quantum) que é equivalente á diferença</p><p>energética entre as camadas. E quando um elétron esta no estado excitado ele volta para a sua orbita</p><p>estacionaria ele libera energia na forma de ondas eletromagnéticas (luz) de frequência característica do</p><p>elemento desse átomo. Bohr então propõe que o átomo só pode perder energia em certas quantidades discretas</p><p>e definidas, e isso sugere que os átomos possuem níveis com energia definida. Essas teorias de Bohr hoje são</p><p>comprovadas a partir de cálculos e experimentos. Entre eles esta o teste da chama.</p><p>O teste da chama é um procedimento usado na química para identificar a presença de alguns íons metálicos,</p><p>baseado no espectro de emissão característico de cada elemento. O teste é baseado no fato de que quando certa</p><p>quantidade de energia (no caso da chama, energia em forma de calor) é fornecida a determinado elemento</p><p>químico os elétrons da ultima camada dos seus átomos saltam para um nível de energia mais elevado e quando</p><p>estão no estado excitado eles retornam para o estado fundamental liberando energia na forma de luz com um</p><p>comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única</p><p>para cada elemento. Apenas alguns elementos liberam radiação com comprimento de onda na faixa da luz</p><p>visível, e o olho humano é capaz de identificar as cores emitidas por esses elementos. Dessa forma é possível</p><p>identificar alguns elementos através das cores emitidas por eles quando aquecidos numa chama.</p><p>OBJETIVOS:</p><p>1. Observar a cor da chama associada à presença de elementos químicos metálicos presentes em sais.</p><p>2. Identificar elementos químicos metálicos pelo teste da chama.</p><p>3. Descobrir o elemento químico metálico que está presente em soluções desconhecidas (soluções-problema).</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p>1. Alças de platina (para cada amostra)</p><p>2. Estante com dois tubos de ensaio.</p><p>3. Bico de Bunsen</p><p>4. Fosforo.</p><p>5. Pipetador de borracha.</p><p>6. Pipeta graduada de 5 mL.</p><p>7. Solução de HCl 1 M.</p><p>8. Pisseta com água destilada.</p><p>9. Soluções saturadas de cloretos: lítio, sódio,</p><p>potássio, cálcio, bário, estrôncio e cobre.</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:</p><p>1. Transfira para um copo de bécker 50 mL de HCl 1 M.</p><p>2. Leve a alça metálica à chama e aqueça. Após o aquecimento, se houver coloração, lavar a alça com</p><p>ácido clorídrico e depois com água destilada. Teste a alça novamente e se persistir a coloração, repetir</p><p>as lavagens.</p><p>3. Aqueça a alça, mergulhe no ácido clorídrico 1,0 M. toque levemente na substância problema e leve a</p><p>chama. Observe a coloração da chama e anote na tabela de resultados. Lave a alça com ácido clorídrico</p><p>e depois com água destilada.</p><p>4. Repita os procedimentos acima com outras amostras. Anote as cores na tabela de resultados.</p><p>Resultados:</p><p>AMOSTRAS COR DA CHAMA</p><p>Cloreto de bário</p><p>Cloreto de potássio</p><p>Cloreto de lítio</p><p>Cloreto de cálcio</p><p>Cloreto de estrôncio</p><p>Cloreto de sódio</p><p>Cloreto de cobre II</p><p>23</p><p>Figura 17. Teste da chama do cloreto de</p><p>cálcio</p><p>RESULTADOS E DISCUSSÃO:</p><p>Após ter seguido o procedimento do experimento, descrito na parte intitulada Procedimento Experimental,</p><p>observou-se as cores das chamas e foram registrados os resultados na tabela abaixo:</p><p>Tabela : Resultados do experimento; Cores observadas na chama.</p><p>Amostra Cor da chama Elemento metálico</p><p>Cloreto de sódio Amarelo Sódio (Na)</p><p>Cloreto de potássio Laranja Púrpura Potássio (K)</p><p>Cloreto de bário Verde-Limão Bário (Ba)</p><p>Cloreto de lítio Vermelho CarmimLítio (Li)</p><p>Sulfato de cobre II Verde Cobre (Cu)</p><p>Cloreto de cálcio Vermelho/Laranja Cálcio (Ca)</p><p>Cloreto de estrôncio Vermelho Púrpuro Estrôncio (Sr)</p><p>Solução-problema 1 Verde-Limão Provavelmente o Bário (Ba)</p><p>Solução-problema 2 Vermelho Púrpuro Provavelmente o Estrôncio (Sr)</p><p>Sulfato de Cobre II + Cloreto de Lítio Verde +Vermelho Cobre (Cu) e Lítio (Li)</p><p>Sulfato de Cobre II + Cloreto de Potássio Amarelo + Verde Cobre (Cu) e Potássio (K)</p><p>CONCLUSÃO:</p><p>Com a realização desta pratica os objetivos traçados de inicio foram alcançados com êxito, isto é, foi possível</p><p>observar e identificar o cátion do sal pelo Teste da Chama. A teoria da prática foi comprovada no experimento,</p><p>pois por meio da observação das cores concluiu-se que os elementos liberam a energia em excesso de forma</p><p>característica, foi possível observar os átomos de forma indireta, por meio das propriedades das ondas</p><p>eletromagnéticas. O Teste da Chama é um experimento de química analítica qualitativa, por isso não foi</p><p>possível fornecer dados quantitativos, esses dados podem ser obtidos por técnicas relacionadas à fotometria de</p><p>chama ou espectroscopia de emissão.</p><p>REFERÊNCIAS:</p><p>ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio</p><p>de aço torcida em formato de cilindro. Observe a reação e interprete.</p><p>4. Adicione em um tubo de ensaio 40 gotas de solução de cloreto de bário (BaCl2) 1,0 mol/L. Em</p><p>seguida, adicione 40 gotas de sulfato de cobre (CuSO4) 1,0 M. Observe e interprete.</p><p>5. Coloque, num tubo de ensaio uma fita de Mg. Em seguida, adicione ao tubo d ensaio que contém</p><p>a fita de Mg, 40 gotas de solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L. observe e interprete.</p><p>28</p><p>6. (a) Coloque em um tubo de ensaio, uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 M. Adicione</p><p>uma gota de fenolftaleína. Observe e anote.</p><p>(b) Em outro tubo coloque uma solução de ácido clorídrico. Adicione 1,0 gota de fenolftaleína.</p><p>Observe e anote.</p><p>(c) Despreze o tubo utilizado para o procedimento a.</p><p>(d) Repita o procedimento a, apenas não adicione fenolftaleína.</p><p>(e) Misture lentamente as soluções. Observe e interprete.</p><p>Questionário.</p><p>1. Escreva a equação química molecular para cada uma das reações acima, identifique as fases de</p><p>cada uma das substâncias químicas. Identifique também o tipo de reação envolvida.</p><p>Referências bibliográficas:</p><p>KTZ, J. C.; tradução técnica Flávio Maron Vichi. – Química Geral e reações Químicas. Vol I e II. São</p><p>Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.</p><p>RUSSEL, J. B. Química Geral. Mc Graw-Hill, 2ª ed., 2004.</p><p>MALM, l. e. Manual de Laboratório para química – Uma Ciência Experimental. Fundação Calouste</p><p>Gulbenkian, Lisboa 2ª ed. 2003.</p><p>29</p><p>PRÁTICA 07 – ÁCIDOS E BASES</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Conceito de função química: É o conjunto de substancias que possuem propriedades</p><p>semelhantes para serem de uma mesma função, as substancias devem ter em comum um mesmo grupo</p><p>funcional.</p><p>Grupo funcional é um átomo, um íon ou ainda um agrupamento de átomos ou íons responsáveis pela</p><p>semelhança no comportamento químico de uma serie de substâncias diferentes.</p><p>Eletrolíticos e não- eletrolíticos.</p><p>Antes de Arrhenius formulou-se tais conceitos o que prevalência era o de Dalton, naquela época os</p><p>prótons e os elétrons não era conhecidos e não havia diferença entre eles, pensava-se que toda substancia</p><p>era formada por moléculas. Não se admitia a existência de íon. Para arrehenius os íons apareciam apenas</p><p>quando colocados em água, desse modo, Arrhenius classificava as substâncias em eletrólito e não-</p><p>eletrólitos, conforme suas moléculas. Ele mostrou que um eletrólito quando dissolvido em água conduzia</p><p>corrente elétrica e quando não conduzia era não-eletrólito.</p><p>Conceito de acido e base segundo a teoria de Arrhenius.</p><p>Ácido → são soluções aquosas iônicas que possuem como único cátion o hidrônio, H3O1+, formado pela</p><p>reação de determinados compostos covalentes com a água.</p><p>Base → São compostos de caráter predominante molécula capazes de dissociarem na água liberando íons,</p><p>mesmo que muito pouco, sendo ânion hidróxido, OH1-.</p><p>Tabela com algumas propriedades de ácidos e bases.</p><p>ÁCIDOS BASES</p><p>Sabor Azedo Adistringente ou amargo</p><p>Solubilidade em água Solúveis (a maior parte) Solúveis: os formados por metais 1 e 2</p><p>Estrutura Moleculares Iônicos: os formados por metais 1 e 2</p><p>(moleculares os demais)</p><p>Condutividade elétrica Conduzem corrente somente</p><p>quando em solução aquosa</p><p>Conduzem corrente , os hidróxidos de</p><p>matais do grupo 1 e 2, quando em</p><p>solução aquosa.</p><p>Indicadores são substâncias que possuem a propriedade de mudar de cor em função da concentração</p><p>de íons H3O +. A Tabela a seguir mostra o comportamento dos ácidos e bases em presença de alguns</p><p>indicadores.</p><p>Tabela</p><p>INDICADOR COR EM MEIO ÁCIDO COR EM MEIO BÁSICO</p><p>Fenolftaleína Incolor Vermelho ou rosa intenso</p><p>Metilorange Vermelho Amarelo</p><p>Tornassol Vermelho azul</p><p>As bases podem ser preparadas a partir da reação de metais ativos (1 e 2) com água, produzindo a</p><p>base do respectivo metal liberando o hidrogênio de acordo com a seguinte equação:</p><p>2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2</p><p>Os óxidos básicos em reação com a água produzem bases de acordo com a equação abaixo:</p><p>CaO + H2O → Ca(OH)2</p><p>Os ácidos podem ser preparados a partir da reação de óxidos ácidos ou anidridos com água,</p><p>conforme a equação:</p><p>SO2 + H2O → H2SO3</p><p>30</p><p>Objetivos: Aprender os conceitos envolvidos na separação das substâncias em ácidas ou básicas e</p><p>exemplificar com experiências simples que possam ser facilmente compreendidas como identificar uma</p><p>substância ácida e uma básica.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p> Tubos de ensaios</p><p> Estantes para tubos de ensaio</p><p> Béquer de 250 mL</p><p> Erlenmeyer de 250 mL</p><p> Pinça metálica</p><p> Espátula</p><p> Funil comum</p><p> Papel de filtro qualitativo</p><p> Suporte universal com garra</p><p> Solução de fenolftaleína</p><p> Solução de metilorange</p><p> Solução de hidróxido de sódio 1,0 M</p><p> Solução de hidróxido de amônio NH4OH – 1,0 M</p><p> Solução de ácido clorídrico HCl – 1,0 M</p><p> Solução de ácido fosfórico H3PO4 – 1,0 M</p><p> Solução de ácido sulfúrico H2SO4 – 1,0 M</p><p> Solução de ácido acético CH3COOH – 1,0 M</p><p> Solução de ácido oxálico H2C2O4 – 1,0 M</p><p> Solução de ácido nítrico HNO3 – 1,0 M</p><p> Papel de tornassol azul e vermelho</p><p> Magnésio em fita ou em fio</p><p> Sódio metálico ou potássio metálico</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>1. Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores</p><p>1.1. Numerar seis tubos de ensaio e coloca-los numa estante para tubos de ensaio, de acordo com a</p><p>ordem da tabela abaixo.</p><p>1.2. Adicionar cerca de 4,0 mL de cada uma das soluções ácidas ou básicas, de acordo com a ordem da</p><p>tabela.</p><p>1.3. Mergulhar a ponta de um papel de tornassol azul nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela.</p><p>1.4. Mergulhar a ponta de um papel de tornassol vermelho nos tubos 1 e 2. Anotar na tabela.</p><p>1.5. Colocar 4,0 gotas dos respectivos indicadores nos tubos 3, 4, 5 e 6. Anotar as cores na tabela.</p><p>Tabela</p><p>TUBO SOLUÇÃO INDICADOR COLORAÇÃO</p><p>1 NaOH</p><p>Papel tornassol</p><p>Azul</p><p>Vermelho</p><p>2 HNO3 Papel tornassol</p><p>Azul</p><p>Vermelho</p><p>3 CH3COOH Metilorange</p><p>4 NH4OH Metilorange</p><p>5 H2SO4 Fenolftaleína</p><p>6 NaOH Fenolftaleína</p><p>2. Preparação de ácidos e bases</p><p>2.1. Colocar uma ponta de espátula de óxido de bário ou óxido de cálcio em um tubo de ensaio.</p><p>2.2. Acrescentar 4,0 mL de água destilada. Agitar. Filtrar.</p><p>2.3. Adicionar 4,0 gotas de fenolftaleína ao filtrado. Agitar. Observar.</p><p>Escrever a equação da reação entre o óxido de bário e a água.</p><p>31</p><p>Questionário.</p><p>1. Caracterizar o comportamento dos ácidos e das bases na presença dos indicadores utilizados</p><p>na experiência.</p><p>2. Por que não se deve manipular o sódio metálico ou potássio metálico diretamente com as mãos?</p><p>3. Escrever as equações das reações entre os ácidos da experiência com hidróxido de potássio e</p><p>com o hidróxido de cálcio. Que tipo de reação ocorre entre eles?</p><p>4. Escrever as equações dos cincos ácidos da experiência com magnésio metálico.</p><p>Referencias bibliográficas:</p><p>BESSLER, K. E.; Neder, A. V. F., Química em tubos de ensaios. São Paulo. Editora Edgard Blucher</p><p>Ltda., 2004.</p><p>ERVIM LENZI & LUZIA OTILIA BORTOTTI FAVERRO & ALOISIO SUEO TANAKA & ET AL.,</p><p>Química Geral Experimental. Rio de Janeiro. Freitas Bastos Editora, 2004.</p><p>SOUZA, MM. H..; SPINELLI, W.; Guia Prático para cursos de Laboratório. Do material à elaboração</p><p>dos relatórios. São Paulo. Editora Scipione, 1998.</p><p>32</p><p>PRÁTICA 08 – REAÇÕES ENTRE ÍONS EM SOLUÇÃO AQUOSA</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Os compostos sólidos e iônicos e suas soluções aquosas contêm íons positivos e negativos, em</p><p>proporções tais que a carga total é nula. A água que bebemos contém concentrações (quantidades) pequenas</p><p>de muitos íons, e a maioria deles resulta da dissolução de materiais sólidos presentes nos ambientes com os</p><p>quais a água interage. A dissolução do sólido iônico resulta da separação dos íons de cargas opostas do</p><p>material, sendo a água especialmente boa para dissolver os compostos iônicos, pois cada molécula de água</p><p>tem uma extremidade positivamente carregada e outra negativamente carregada. Assim, uma molécula de</p><p>água pode atrair um íon positivo (cátion)</p><p>à sua extremidade negativa e outro negativo (ânion) à sua</p><p>extremidade positiva. Quando um composto iônico se dissolve em água, cada ânion fica cercado por</p><p>moléculas de água com suas extremidades positivas em direção ao íon, e cada cátion fica cercado por</p><p>extremidades negativas de diversas moléculas de água. Soluções boas condutoras de eletricidade são</p><p>consideradas eletrólitos fortes, pois têm uma grande quantidade de íons livres em solução. Outras</p><p>substâncias, que se solubilizam apenas parcialmente e que, portanto, são más condutoras, são eletrólitos</p><p>fracos. Então, nem todos os compostos iônicos dissolvem-se completamente em água.</p><p>Reações de precipitação</p><p>Os eletrólitos das soluções aquosas possibilitam a ocorrência de muitas reações químicas. Isso é</p><p>muito importante, pois esses tipos de reações ocorrem na terra, nas plantas e nos animais. Por exemplo:</p><p>alguns testes sobre a natureza química dos solos são realizados por meio de reações de precipitação. Estas</p><p>são reações em que íons de duas substâncias (ou mais) consideradas eletrólitos fortes reagem entre si,</p><p>formando um composto insolúvel (pouquíssimo solúvel) em água. Uma solução incolor de iodeto de</p><p>potássio (KI), ao interagir com outra, de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2, forma um precipitado amarelo de</p><p>iodeto de chumbo PbI2.</p><p>Objetivos: aprender a preparar soluções a partir de reagentes e misturar as mesmas no intuito de</p><p>descobrir quais delas combinando poderá reagir formando precipitados.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p> Tubos de Ensaio</p><p> Estante para tubos de ensaio</p><p> Béquer de 250 mL</p><p> Pipeta Pasteur</p><p> Solução de nitrato de bário Ba(NO3)2 0,1 M.</p><p> Solução de cloreto de bário BaCl2 0,1 M.</p><p> Solução de cromato de sódio Na2CrO4 0,1 M.</p><p> Solução de cromato de potássio K2CrO4 0,1 M.</p><p> Solução de nitrato de sódio NaNO3 0,2 M.</p><p> Solução de cloreto de potássio KCl 0,2 M.</p><p> Solução de sulfato de sódio Na2SO4 0,1 M.</p><p> Solução de sulfato de alumínio Al2(SO4)3 0,07 M</p><p> Solução de nitrato de estrôncio Sr(NO3)2 0,1 M</p><p> Solução de cloreto de alumínio AlCl3 0,07 M.</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>Primeiramente foi montado na tarefa pré laboratório duas tabelas tituladas: “Dados dos Reagentes</p><p>para o preparo de solução”, “Observações das misturas de soluções”, na primeira tabela continha as</p><p>seguintes informações: Nome do reagente, Fórmula do reagente, Massa molar. Na segunda tabela foram</p><p>numeradas numa coluna vertical as soluções, onde se escreveu as fórmulas do par de íons presentes em</p><p>cada solução. Foram fornecidos dois conjuntos de soluções no conjunto 1 continha: Ba(NO3)2, BaCℓ2,</p><p>33</p><p>Na2CrO4, K2CrO4, NaNO3, KCℓ. No conjunto 2 continha: Na2SO4, Aℓ2(SO4)3, Sr(NO3)2, AℓCℓ3. No qual</p><p>foi realizado todas as combinações possíveis de cada conjunto de duas em duas, entre as 6 soluções.</p><p>Tabela 1. Dados dos reagentes para o preparo de soluções.</p><p>Reagente Fórmula Massa molar</p><p>Nitrato de bário</p><p>Cloreto de bário</p><p>Cromato de sódio</p><p>Cromato de potássio</p><p>Nitrato de sódio</p><p>Cloreto de potássio</p><p>Sulfato de sódio</p><p>Sulfato de alumínio</p><p>Nitrato de estrôncio</p><p>Cloreto de alumínio</p><p>Numere as soluções e, numa coluna vertical, escreva as fórmulas do par d íons presentes em cda solução.</p><p>Escreva os pares de fórmulas de novo numa fileira horizontal, mas em ordem inversa (Tabela abaixo). Os</p><p>íons mencionados no modelo de tabela dado ao lado não são necessariamente os íons que você encontrará</p><p>no seu conjunto de soluções. Se você não souber a carga associada com cada íon, procure essa informação</p><p>em uma lista de ânions e cátions. Com seis soluções diferentes, quantos testes diferentes você poderá fazer</p><p>para estudar todas as combinações possíveis de soluções duas a duas?</p><p>Tabela 2. Observações das misturas de soluções [Conjunto 1 e 2]</p><p>Exercícios.</p><p>Escreva todas as reações químicas</p><p>em que houve a formação do precipitado, dando o nome do precipitado formado.</p><p>Referencias bibliográficas:</p><p>Conj.: 1 KCℓ NaNO3 K2CrO4 Na2CrO4 BaCℓ2 Ba(NO3)2</p><p>Ba(NO3)2</p><p>BaCℓ2</p><p>Na2CrO4</p><p>K2CrO4</p><p>NaNO3</p><p>KCℓ</p><p>Conj.: 2 AℓCℓ3 Ba(NO3)2 BaCℓ2 Sr(NO3)2 Aℓ2(SO4)3 Na2SO4</p><p>Na2SO4</p><p>Aℓ2(SO4)3</p><p>Sr(NO3)2</p><p>BaCℓ2</p><p>Ba(NO3)2</p><p>AℓCℓ3</p><p>34</p><p>BESSLER, K. E.; Neder, A. V. F.; Química em Tubos de Ensaios. São Paulo. Editora Edgard Blucher</p><p>Ltda., 2004.</p><p>ERVIM LENZI & LUIZA OTILIA BORTOTTI FAVERO & ALOISIO SUEO TANAKA & ET AL.</p><p>Química Geral Experimental. Rio de Janeiro. Freitas Bastos Editora, 2004.</p><p>SOUZA, M. H. S.; SPINELLI, W.; Guia Prático para cursos de Laboratório. Do material á elaboração dos</p><p>relatórios. São Paulo. Editora Scipione, 1998.</p><p>TRINDADE, D.; F. et al. Química Básica Experimental. São Paulo. Ícone Editora, 2003.</p><p>Fila de reatividade dos metais:</p><p>35</p><p>PRÁTICA 09 – ÓXIDO - REDUÇÃO</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>Reações de oxi-redução são aquelas que ocorrem variação do Nox (número de oxidação).</p><p>Neste tipo de reações há a transferência de elétrons.</p><p>Na oxidação os elétrons são transferidos de uma espécie para outra espécie química. Neste</p><p>caso denominados de oxidação, quando uma substância química perde elétrons. A perda de</p><p>elétrons por uma substância deve ser acompanhada pelo ganho de elétrons por alguma outra</p><p>espécie. Este processo é chamado de redução.</p><p>Designa-se a substância que promove a redução de outra substância de agente redutor ou</p><p>redutor e a substância responsável pela oxidação de outra é denominada agente oxidante ou</p><p>simplesmente oxidante.</p><p>Uma barra de zinco foi colocada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). A análise</p><p>mostrou que, após algum tempo, a barra de zinco ficou coberta com cobre enquanto que íons Zn</p><p>2+ surgiram na solução.</p><p>Com os íons ocorreu: redução (diminuição do Nox)</p><p>Com o zinco ocorreu: oxidação (aumento do Nox)</p><p>Para conseguir a equação global, vamos somar os dois processos anteriores.</p><p>Cu2+ + 2 e- → Cu</p><p>Zn → Zn2+ + 2e-</p><p>Cu 2+ Zn → Cu + Zn 2+</p><p>Houve transferência de dois elétrons.</p><p>O Zn doou 2 elétrons, enquanto que o Cu 2+ recebeu os 2 elétrons. O agente oxidante é a espécie</p><p>química Cu2+ e o redutor é o Zn. A oxidação ocorre simultaneamente e um processo deve compensar o</p><p>outro.</p><p>Objetivos: Mostrar a ocorrência de uma reação de REDOX e como esta pode ser identificado.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p> Tubos de ensaio</p><p> Estante para os tubos</p><p> Tripé de ferro</p><p> Tela de amianto</p><p> Bico de Bunsen</p><p> Béquer de 50 mL</p><p> Pinça de madeira</p><p> Pipetas de 5 ou 10 mL graduadas</p><p> Tiras de papel filtro</p><p> Magnésio em fita</p><p> Clorofórmio – CHCℓ3</p><p> Dióxido de manganês sólido – MnO2</p><p> Álcool etílico – C2H5OH</p><p> Água oxigenada – H2O2</p><p>Cu 2+ + 2 e-1 → Cu (barra)</p><p>(solução)</p><p>Zn + 2 e-1 → Zn 2+</p><p>(barra) (solução)</p><p>36</p><p> Ácido clorídrico concentrado – HCℓconc.</p><p> Solução de Sulfato de Cobre CuSO4 (0,5</p><p>M).</p><p> Solução de iodeto de potássio KI (0,5 M).</p><p> Solução sulfato ferroso FeSO4 (0,5 M).</p><p> Solução de permanganato de potássio</p><p>KMnO4 (0,1 M).</p><p> Solução de dicromato de potássio</p><p>(K2Cr2O7 (0,1 M).</p><p> Solução de tiocianato de amônio</p><p>NH4SCN (0,05 M).</p><p> Ácido nítrico concentrado HNO3 conc.</p><p> Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 3,0</p><p>M.</p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>1. Colocar 4,0 mL de solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio.</p><p>2. Adicionar uma pequena tira de magnésio à solução.</p><p>3. Observar durante 15 minutos.</p><p>4. Agitar.</p><p>Escrever a semi-reação de oxidação.</p><p>__________________________________________________________________________.</p><p>Escrever a smi-reação de redução.</p><p>__________________________________________________________________________.</p><p>Escrever a equação global.</p><p>__________________________________________________________________________.</p><p>__________________________________________________________________________.</p><p>Que substância sofreu oxidação?_________________________________________</p><p>Que substância sofreu redução? ________________________________________</p><p>5. Colocar 4,0 mL de solução de KMnO4 em um tubo de ensaio.</p><p>6. Adicionar 1,0 mL de solução de H2SO4.</p><p>7. Adicionar 2,0 mL de H2O2. Observar.</p><p>Reação: KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → H2O + K2SO4 + MnSO4 + O2(g)</p><p>8. Colocar 2,0 mL de solução de FeSO4 em um tubo de ensaio.</p><p>9. Adicionar 1,0 mL de solução de H2SO4.</p><p>10. Adicionar 2,0 mL de H2O2. Agitar. Observar. Anote.</p><p>11. Adicionar nesse tubo algumas gotas de solução de NH4SCN. Observar a mudança de coloração.</p><p>De: ______________________ Para: ___________________________.</p><p>Reações: FeSO4 + H2O2 → Fe2(SO4)3 + H2O</p><p>Fe3+ + 6 NH4SCN → [Fe(SCN)6] 3- + 6 NH4 +</p><p>(Complexo solúvel)</p><p>Questionário.</p><p>1. No item 9, por que se adiciona clorofórmio ao final da reação? Por que aparece uma coloração</p><p>violeta?</p><p>2. No item 11, por que ao final da reação adiciona tiocianato de amônio? Por que a solução adquire</p><p>uma coloração vermelha-sangue?</p><p>Referencias bibliográficas:</p><p>37</p><p>BESSLER, K. E.; Neder, A. V. F.; Química em Tubos de Ensaios. São Paulo. Editora Edgard Blucher</p><p>Ltda., 2004.</p><p>ERVIM LENZI & LUIZA OTILIA BORTOTTI FAVERO & ALOISIO SUEO TANAKA & ET AL.</p><p>Química Geral Experimental. Rio de Janeiro. Freitas Bastos Editora, 2004.</p><p>SOUZA, M. H. S.; SPINELLI, W.; Guia Prático para cursos de Laboratório. Do material á elaboração dos</p><p>relatórios. São Paulo. Editora Scipione, 1998.</p><p>TRINDADE, D.; F. et al. Química Básica Experimental. São Paulo. Ícone Editora, 2003.</p><p>38</p><p>PRÁTICA 10 – OBTENÇÃO DE NaCℓ</p><p>OBJETIVOS: Preparar o Cloreto de Sódio.</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>O cloreto de sódio, popularmente conhecido como sal ou sal de cozinha, é uma substância</p><p>largamente utilizada formada na proporção de um átomo de cloro para cada átomo de sódio. A sua</p><p>fórmula química é NaCℓ. O sal é essencial para a vida animal e é também um importante</p><p>conservante de alimentos e um popular tempero (FIGURA 1).</p><p>O sal é produzido em diversas formas: sal não refinado (como o sal marinho), sal refinado</p><p>(sal de cozinha), e sal iodado. É um sólido cristalino e branco nas condições normais.</p><p>Cloreto de sódio e íons são os dois principais componentes do sal, são necessárias para a</p><p>sobrevivência de todos os seres vivos, incluindo os seres humanos. O sal está envolvido na</p><p>regulação da quantidade de água do organismo. O aumento excessivo de sal causa risco de</p><p>problemas de saúde como pressão alta.</p><p>Figura 1. Estrutura cristalina do NaCℓ</p><p>Atualmente a água do mar, lagos, rios e rochas que podem conter sal. Seu processo de</p><p>fabricação é físico e não químico, dando-se por dissolução de sal gema com água quente injetada</p><p>nas jazidas para a produção de salmoura. Após, procede-se a concentração, etapa que também é</p><p>realizada com a água do mar e de lagos salgados, a cristalização do cloreto de sódio e a colheita e</p><p>sua lavagem, e se adequado, refino e adição de compostos contendo iodo para o consumo humano.</p><p>Cloreto de sódio para uso industrial é obtido por processos mais complexos e cuidadosos</p><p>que incluem etapas como as seguintes:</p><p> Evaporação e concentração da salmoura por evaporação da salmoura de NaCℓ em instalações</p><p>de duplo e simples efeito. Nas plantas deste processo, que incluem a produção conjunta de</p><p>carbonato de sódio a fonte do vapor necessário é, na quase totalidade, obtido por um recuperador</p><p>de vapor, dos líquidos quentes provenientes da fabricação de carbonato de sódio.</p><p> Decantação e centrifugação dos cristais obtidos de cloreto de sódio, quando a suspensão de</p><p>cristais obtida é decantada e separa-se a fase líquida ("águas mães"). A fase mais densa é</p><p>centrifugada, sendo separadas as restantes águas mães e obtém-se o cloreto de sódio úmido, com</p><p>teor de água de 2 a 3%.</p><p> Secagem e peneiração do sal quando a secagem em leito fluidizado e a obtenção de granulação</p><p>adequada por peneiração alimentam o processo de embalagem e o carregamento a granel do</p><p>produto acabado.</p><p>Embora a maioria das pessoas esteja familiarizada com os vários usos do sal na culinária,</p><p>desconhece que a substância é utilizada em várias outras aplicações, como a manufatura de papel</p><p>e a produção de sabão e detergentes.</p><p>No norte dos Estados Unidos da América e na Europa, grandes quantidades de sal são</p><p>utilizadas para limpar as rodovias do gelo durante o Inverno.</p><p>39</p><p>É utilizado em larga escala na produção de hidróxido de sódio, cloro, hidrogênio e</p><p>indiretamente ácido clorídrico por eletrólise de sua solução aquosa (processo cloro-álcali).</p><p>O sal também é utilizado para a produção de gás cloro e de sódio metálico, através da</p><p>eletrólise ígnea. Além disso, este mineral é o de maior utilidade aplicada entre todos, sendo</p><p>utilizado em mais de 16 mil formas diferentes.</p><p>MATERIAIS E REAGENTES:</p><p> Cápsula de porcelana.</p><p> Vidro de relógio.</p><p> Proveta 50 mL</p><p> Bico de Bunsen</p><p> Tela de amianto</p><p> Balança analítica</p><p> Bicarbonato de sódio (sólido).</p><p> Solução de ácido clorídrico HCℓ 6,0 M.</p><p></p><p>PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL</p><p>1. Pese, em balança semi-analítica, uma cápsula de porcelana e um vidro de relógio (juntos).</p><p>2. Pese, na cápsula, aproximadamente 1,00 g de bicarbonato de sódio; anote o peso.</p><p>3. Adicione ao NaHCO3 10 mL de água destilada, medida com uma proveta e cubra a cápsula com o</p><p>vidro de relógio.</p><p>4. Levantando ligeiramente o vidro de relógio, adicione, por meio de um conta-gotas, ácido clorídrico</p><p>6,0 M, gota a gota, 3 gotas por vez, até que uma nova adição não mais provoque efervescência.</p><p>5. Lave cuidadosamente a face inferior do vidro de relógio, com água destilada, usando para tal uma</p><p>pisseta. A água de lavagem deve ser recolhida na cápsula.</p><p>6. Retire o vidro de relógio e aqueça a cápsula suavemente, com bico de Bunsen e tela de amianto, a</p><p>fim de evaporar a água. Quando o sal estiver começando a cristalizar, recoloque o vidro de relógio</p><p>sobre a cápsula, pois a partir deste momento há uma tendência de gotas da solução saltarem</p><p>(fenômeno da crepitação) para fora da cápsula..</p><p>7. Continue o aquecimento até não haver mais água na cápsula e no vidro de relógio.</p><p>8. Deixe esfriar e pese o conjunto cápsula + vidro de relógio + sal.</p><p>9. Calcule o rendimento da preparação.</p><p>10. Realize testes analíticos com o produto obtido: teste de chama (para Na+) e reação com nitrato de</p><p>prata (para Cℓ-). Para ambas as experiências dissolva uma ponta de espátula do cloreto de sódio em</p><p>cerca de 2,0 mL de água destilada.. Leve uma gota desta solução à chama azul do bico de Bunsen</p><p>por meio de um fio de níquel-cromo e observe a coloração que a chama assume. Em seguida</p><p>adicione à solução algumas gotas de uma solução de nitrato de prata. Observe o precipitado.</p><p>Depois, exponha o tubo à luz e o observe novamente. Interprete os resultados.</p><p>Referencias bibliográficas:</p><p>BESSLER, K. E.; Neder, A. V. F.; Química em Tubos de Ensaios. São Paulo. Editora Edgard Blucher</p><p>Ltda., 2004.</p><p>40</p><p>ERVIM LENZI & LUIZA OTILIA BORTOTTI FAVERO & ALOISIO SUEO TANAKA & ET AL.</p><p>Química Geral Experimental. Rio de Janeiro. Freitas Bastos Editora, 2004.</p><p>SOUZA, M. H. S.; SPINELLI, W.; Guia Prático para cursos de Laboratório. Do material á elaboração dos</p><p>relatórios. São Paulo. Editora Scipione, 1998.</p><p>TRINDADE, D.; F. et al. Química Básica Experimental. São Paulo. Ícone Editora, 2003.</p><p>41</p><p>PRÁTICA 11 – OBTENÇÃO DE CuSO4.5H2O</p><p>OBJETIVOS: Realizar a síntese de um composto inorgânico (sólido cristalino) a partir de seu metal.</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>O sulfato de cobre (CuSO4) é, provavelmente, o reagente de cobre mais</p><p>comum. Sua estrutura pentahidratada (CuSO4.5H2O) apresenta-se na forma de</p><p>cristais azuis, enquanto que o sulfato de cobre anidro, obtido por meio do</p><p>aquecimento do CuSO4.5H2O, apresenta-se como cristais de coloração branca.</p><p>Na forma pentahidratada, o cobre(II) está ligado a quatro moléculas de água e aos</p><p>átomos de oxigênio de dois ânions sulfato, apresentando uma estrutura octaédrica</p><p>destorcida (Figura 3.1-A). A quinta molécula de água não está coordenada</p><p>diretamente ao cobre, mas, sim,</p>o máximo possível no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando. 
• Depois de secos, pesar os cristais obtidos. Anotar o resultado. 
• Calcular o rendimento prático da obtenção. 
 
Caracterização do [Ni(NH3)6]Cl2 
 
Preparar uma solução (ou suspensão) aquosa do complexo para caracterizar os componentes 
do produto obtido e fazer, em tubos de ensaio, as reações indicadas a seguir. 
 
Caracterização do Ni2+(aq) 
 
• Aquecer cuidadosamente 10 gotas da solução estoque do composto, esfriar e verificar se o 
meio está básico, com papel tornassol vermelho. Adicionar 3 gotas de solução alcoólica de 
dimetilglioxima. Observar e anotar o resultado. 
• Adicionar gotas de solução 3 mol/L de HNO3 à solução anterior até observar o desaparecimento 
do precipitado rosa. Adicionar solução de NH4OH conc. E observar. 
 
Caracterização do Cl-(aq) 
 
• Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de 
solução de AgNO3 0,10 mol/L. Observar e anotar o resultado. Centrifugar, desprezar o 
sobrenadante e adicionar ao resíduo 10 gotas de NH3 conc.. Observar e anotar o resultado. 
• Acidular a solução do item anterior com HNO3 3 mol/L, verificando a acidez com papel tornassol 
azul. Observar e anotar o resultado. 
 
Caracterização de NH3 
 
Pode ser feita pelos seguintes processos: 
53 
 
• Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio e aquecer 
cuidadosamente em banho-maria. Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel 
tornassol vermelho umedecida com água destilada. Observar e anotar o resultado. 
• Colocar um pouco do sólido em um tubo de ensaio e aquecer diretamente na chama do bico 
de gás. Aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho umedecida 
com água destilada. Observar e anotar o resultado. 
Observação: guardar o composto obtido em frascos preparados especialmente para isto.