universidade federal de uberlândia instituto de química - Otávio

Engenharia Mecânica, Mecatrônica e Aeronáutica/Laboratório de Química Básica 1

UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA

INSTITUTO DE QUÍMICA

DISCIPLINA: QUÍMICA BÁSICA - IQUFU49011

Prof. Daniel Pasquini

Prof. Otávio Luiz Bottecchia

Prof. Osmando Ferreira Lopes

2019-1


EXPERIMENTO No 1

NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA E TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO

Objetivo: Apresentar o laboratório de Química; Tratar questões sobre segurança no laboratório; Apresentar

a utilização dos principais equipamentos e vidrarias do laboratório. Reconhecer as principais unidades do

SI; Representar grandezas com uso de algarismos significativos e notação científica; Efetuar operações

com algarismos significativos.

NOÇÕES BÁSICAS DE SEGURANÇA:

Ao iniciar seu trabalho em um laboratório químico, é importante que você conheça procedimentos

de segurança que permitem sua atuação com o mínimo de riscos. Com a finalidade de diminuir a freqüência

e a gravidade de acidentes em laboratório, torna-se imprescindível que durante os trabalhos se observe

uma série de normas de segurança:

Siga rigorosamente as instruções específicas do professor.

Não fume e não se alimente dentro do laboratório.

É obrigação do aluno ao adentrar em um laboratório, que esteja trajando um avental adequado.

Se o trabalho envolve desprendimento de gases e / ou vapores tóxicos, o mesmo de ser realizado

no interior da capela.

Ao aquecer um tubo de ensaio contendo solução (ou qualquer outra substância) nunca o aponte

para si ou para o vizinho. O superaquecimento pode dar origem a formação brusca de bolhas de

vapor com expulsão do conteúdo de forma violenta e perigosa.

Nunca use o paladar para identificar alguma substância.

Acostume-se a retirar quantidades mínimas de reagentes. Nunca se deve recolocar sobras de

reagentes nos recipientes originais. Assim, você evitará contaminações e desperdício.

Quando você retirar um frasco de reagente da estante tenha o cuidado de coloca-lo no mesmo

lugar, imediatamente após o uso.

Qualquer acidente por menor que seja deve ser comunicado ao professor.

Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e enrole a peça de vidro em

uma toalha para proteger as mãos.

Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque os

vapores que se desprendem com as mãos em sua direção.

Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras abertas (água ou gás). Desligue todos os

aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e lave as mãos.

O trabalho em laboratório exige concentração. Não converse desnecessariamente, nem distraia

seus colegas. TRABALHE COM ATENÇÃO, MÉTODO E CALMA.

Outras normas de segurança serão apresentadas no decorrer de experimentos, à medida que forem

necessárias.


SÍMBOLOS IMPORTANTES


EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO

A execução de qualquer experimento em Química envolve geralmente a utilização de uma

variedade de equipamentos de laboratório, com finalidades específicas. A seguir são apresentados alguns

equipamentos básicos e as situações mais freqüentes em que eles são usados:

BICO DE GÁS: Ë utilizado em aquecimento em geral, excetuando-se materiais inflamáveis. A Figura 1 ilustra

diferentes tipos de bico de gás e a Figura 2, suas partes e as regiões da chama.

Figura 1 – Diferentes tipos de bicos de gás: (A) Bico de Bunsen; (B) Bico de Tirril; (C) Bico de Mecker.

Figura 2 – Partes de um bico de gás e regiões da chama. (1). Haste; (2) base; (3) anel de regulagem do ar primário; (4)

mangueira de gás; (a) zona oxidante; (b) zona redutora; (c) zona de gases ainda não queimados.

Na zona oxidante , quase invisível, os gases sofrem combustão completa. Na zona redutora, que é

a região mais luminosa, ocorre combustão incompleta dos gases. Na zona neutra, encontram-se os gases

que ainda não sofreram combustão.

Para acender um bico de gás procede-se do seguinte modo:

a) Fecha-se completamente a entrada de ar do bico

b) Abre-se lentamente a válvula de alimentação de gás.

c) Aproxime lentamente a chama de um fósforo, obtendo-se assim uma chama amarelada grande e

luminosa.

d) Abre-se lentamente a entrada de ar até que a chama fique completamente azul.

e) Para apagar o fogo, feche a janela e diminua a chama girando a torneira do gás até fechá-la.

A B C


BALÃO VOLUMÉTRICO: É utilizado no preparo e diluição de soluções, com volumes precisos e pré-fixados.

Trata-se de um recipiente calibrado, destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma dada

temperatura geralmente 20o C, podendo ser usado sem erro apreciável em temperaturas de 8

o C da

temperatura indicada (Figura 3A).

BECKER: É utilizado para o aquecimento de líquidos, dissolução para o preparo de soluções, dissolução de

sólidos, etc (Figura 3B).

BURETA: É um equipamento calibrado para medidas volumétricas precisas de líquido, utilizado

especialmente nos casos de titulação (Figura 3C).

PIPETAS: É um instrumento utilizado para medidas precisas de volumes de líquidos. Existem dois tipos de

pipetas: pipetas graduadas (Figura 3D) e pipetas volumétricas (Figura 3E). Onde uma pipeta graduada é

utilizada para escoar volumes variáveis e uma volumétrica para escoar volumes fixos de um líquido.

PROVETA: Trata-se de um cilindro com graduações, destinado à medida aproximada de volumes líquidos.

(Figura 3F)

Figura 3 – Algumas vidrarias básicas de laboratório. (A) balão volumétrico; (B) béquer; (C) bureta; (D) pipeta graduada;

(E) pipeta volumétrica; (F) proveta.

LIMPEZA DOS MATERIAIS VOLUMÉTRICOS

Todos os equipamentos volumétricos utilizados em uma análise quantitativa devem estar

perfeitamente limpos antes do uso, pois a presença de substâncias gordurosas nas suas paredes internas

pode induzir a erros no resultado final de uma dada análise. Verifica-se o estado de limpeza de um aparato

volumétrico, enchendo-o com água a observando-se o seu escoamento. Se gotículas ou uma película não

uniforme de água permanecer aderente às paredes internas do recipiente, o mesmo deve então ser limpo.

Utilizam-se geralmente como soluções de limpeza: solução de detergente a 1-2%, solução

sulfocrômica ou solução de etanolato de sódio ou potássio, e em seguida lava-se com bastante água da

torneira, e por ultimo água destilada.

O equipamento volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água destilada escorre

uniformemente pelas paredes internas do recipiente.

COMO EFETUAR A MEDIDA DE VOLUMES DE LÍQUIDOS

Ao se colocar um determinado líquido em um recipiente para efetuar a medida de seu volume, a

linha divisória entre o líquido e o ar denomina-se menisco e é utilizada como referência para a leitura do

volume.

Para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um mínimo na região central do aparelho de

medida. Isto ocorre devido à superioridade das forças adesivas (líquido-recipiente) em relação às forças

A B D C E F


coesivas (líquido-líquido). Se o líquido for transparente, deve-se utilizar o ponto de mínimo para efetuar a

leitura. Se for opaco, utiliza-se a parte superior.

Nos casos em que as forças coesivas (líquido-líquido) são maiores que as forças adesivas (líquido-

recipiente) o menisco apresenta um ponto de máximo, o qual deve ser utilizado como referência para leitura.

Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure posicionar-se de modo que a sua linha de

visão fique, em relação à superfície do líquido, como ilustrado na figura 4A. Este procedimento evita erros

de leitura decorrentes de um mal posicionamento de seu olho em relação a altura do menisco do líquido.

A B

Figura 4. (A) Modo correto de se ler o volume de um líquido: LINHA DE VISÃO HORIZONTAL À SUPERFÍCIE DO

LÍQUIDO; (B) Visão expandida de parte da escala de uma proveta de 100 mL.

A figura 4B ilustra parte da escala de uma proveta de 100 mL, cuja menor divisão é 1 mL, onde o

menisco está localizado entre 90 e 91 mL. Como expressar o valor do volume?

Se escrevêssemos que o volume é 90,1 ou 90,3 mL, não teríamos certeza a respeito do último

algarismo. Sabe-se com certeza que o volume está entre 90 e 91 mL. Conclui-se então, que o último

algarismo é duvidoso e a sua avaliação, através de subdivisões mentais, varia de pessoa para pessoa e

caracteriza um erro associado à medida.

Como se sabe, existem provetas de diferentes capacidades. Para escolher qual proveta utilizar

deve-se levar em consideração o erro percentual que está associado a medida, de modo a torná-lo o menor

possível. Para isso, há que saber o limite de erro de cada proveta; este erro é igual à metade da menor

divisão da escala.

E = (limite de erro do aparelho/valor medido) x 100%

ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

Suponha que você pese uma moeda em uma balança capaz de medir até o mais próximo de 0,0001

g. Você poderá informar a massa como 2,3405 ± 0,0001g. A notação ± (leia mais ou menos) expressa a

incerteza de uma medida, e neste caso os dígitos dois, três, quatro e zero são conhecidos com certeza e o

cinco é o algarismo duvidoso.

Chamamos algarismos significativos todos os dígitos de uma medida, os conhecidos com certeza

mais o algarismo duvidoso, não importando a posição da vírgula. Grandezas medidas são geralmente

relatadas de tal modo que apenas o último dígito seja incerto. Quanto maior o número de algarismos

significativos, maior é a certeza envolvida na medida.


Assim, o volume medido acima como 90,2 mL possui três algarismos significativos. Os dígitos nove

e zero são conhecidos com certeza e o dois é o duvidoso (aquele que foi estimado). Isto porque somente

são significativos os algarismos indispensáveis para indicar a incerteza na medida.

O algarismo duvidoso sempre está na casa decimal em que está o limite de erro do aparelho de

medida utilizado. Como o limite de erro de uma proveta corresponde à metade de sua menor divisão, e no

caso da proveta acima mencionada, a menor divisão é de 1 mL, este limite então corresponde a 0,5 mL,

onde o dígito cinco corresponde ao algarismo duvidoso.

Dessa forma, um volume de “20 mL” deve ser expresso como:

a. 20,00 mL, se a menor divisão da proveta utilizada for 0,1 mL (lembre-se que no caso de volume

consideraremos como limite de erro, a metade da menor divisão)

b. 20,0 mL, se a menor divisão da proveta utilizada for 1 mL.

Em qualquer medida relatada apropriadamente, todos os dígitos diferentes de zero são

significativos. Zeros, entretanto, podem ser usados como parte do valor medido ou meramente para colocar

a vírgula. Portanto, zeros podem ou não ser significativos, dependendo de como eles aparecem no número.

Os seguintes procedimentos descrevem as diferentes situações envolvendo zeros:

1. Zeros entre dígitos diferentes de zero são sempre significativos – 1005 Kg (quatro algarismos

significativos); 1,03 (três algarismos significativos).

2. Zeros no início de um número nunca são significativos, simplesmente indicam a posição da vírgula

– 0,02 g (um algarismo significativo); 0,0026 cm (dois algarismos significativos).

3. Zeros no final de um número e após a vírgula são sempre significativos – 0,0200 g (três algarismos

significativos); 3,0 cm (dois algarismos significativos).

4. Quando um número termina em zeros, mas não contém vírgula, os zeros podem ou não ser

significativos – 130 cm (dois ou três significativos); 10300 g (três, quatro ou cinco significativos).

O uso da notação exponencial elimina a ambigüidade em saber se os zeros no final de um número

são significativos. O termo exponencial não aumenta o número de algarismos significativos.

Outros exemplos:

Medida Notação científica N de algarismos significativos

0,0062 g 6,2.10-3

g 2

0,62000 g 6,2000.10-1

g 5

33,0245 g 3,30245.101 g 6

20,010 g 2,0010.101 5

Números exatos são aqueles com nenhuma incerteza. Assim, quando dizemos “Existem 12

polegadas em 1 pé”, o número 12 é exato e é desnecessário nos preocuparmos com o número de

significativos nele. Em ciência e na vida diária, a maioria dos números encontrados não são exatos.

OPERAÇÕES COM ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

Considerando o caso em que a pesagem de dois objetos, em duas balanças diferentes, indicou os

seguintes resultados:

M1 = 6,3 g ; M2 = 4,17 g

O valor da massa M1 é indicado com apenas 2 algarismos significativos, sendo o digito seis o

algarismo conhecido com certeza e o digito três o algarismo duvidoso, que foi avaliado da maneira ilustrada

anteriormente. Analogamente, o valor de M2 possui três algarismos significativos, sendo os dígitos quatro e

um os conhecidos com certeza e o digito sete, o duvidoso.


Qual será a massa total dos dois objetos?

Certamente basta somarmos as massas individuais. Isto, entretanto, requer certo cuidado porque os

valores foram obtidos com instrumentos diferentes. Analisamos, aqui, como proceder nos casos da

adição, subtração, multiplicação e divisão de medidas que contém diferentes números de algarismos

significativos.

Adição e subtração

Quando duas ou mais quantidades são adicionadas e/ou subtraídas, a soma ou diferença deverá

conter tantas casas decimais quantas existirem no componente com o menor número delas . Assim, ao

somarmos os valores das massas M1 e M2.

6,3

4,17

10,47

O resultado a ser tomado deve ser 10,5 g uma vez que o número 6,3 tem a menor ordem decimal.

Assim, existem duas regras bem simples para o procedimento de arredondamento de algarismos

significativos, a saber:

Quando o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado é inferior a 5, o

algarismo a ser conservado permanecerá sem ser modificado.

Exemplo: 2,14 ao ser arredondado para conter dois algarismos significativos, tornar-se-á 2,1.

Se o algarismo imediatamente seguinte ao último algarismo a ser conservado for igual ou superior a

5, o último algarismo a ser conservado aumenta de uma unidade.

Exemplo: 7,435 passa a 7,44 e 63,99 passa a 64,0 ao serem arredondados para três algarismos

significativos.

Multiplicação e divisão

Nestes casos, o resultado deverá conter tantos algarismos significativos quantos estiverem

expressos no componente com menor número de significativos.

Exemplos: Calcular o número de mols existentes nos seguintes volumes de solução 0,1000 M de HCl

(Volumes medidos com diferentes precisões)

a) 25,00 mL: no de mols = 25,00.10

-3 L x 0,1000 mol.L

-1 = 2,500 x 10

-3 mols

b) 25,0 mL: no de mols = 25,0.10

-3 L x 0,1000 mol.L

-1 = 2,50 x 10

-3 mols

Quando um cálculo envolver mais de uma operação, após a realização de cada operação, pode-se

ou não efetuar o arredondamento para o devido número de algarismos significativos. Por exemplo:

13,428 x (6,2 / 90,14356) = 13,428 x 0,069 = 0,93

ou

13,428 x (6,2 / 90,14356) = 0,923566 = 0,92

Note que no segundo caso o arredondamento só foi feito após a realização de todas as

operações, mostrando que o resultado final depende de como a operação foi feita a da realização ou não de

arredondamento(s) a cada etapa do calculo. Assim, para fins de padronização, os arredondamentos

deverão ser feitos somente após o resultado final. Ao resolver problemas com calculadora portátil, os

+


cálculos se fazem com todos os algarismos admitidos pela calculadora, e o arredondamento só é feito no

final do cálculo.

Exercícios:

1. Indique quais dos seguintes itens são números exatos:

a) a massa de um clipe para papel;

b) a área de uma moeda de 1 real;

c) o número de polegadas em uma milha;

d) o número de onça em uma libra;

e) o número de microssegundos em uma semana;

f) o número de páginas de um livro.

2. Qual o número de algarismos significativos em cada uma das seguintes medidas:

1282 Kg 0,00296 s 8,070 mm 0,0105 L 9,7750.10-4

cm 2,050 g

3. Arredonde cada um dos seguintes números para três algarismos significativos e expresse o resultado

em notação exponencial padrão:

143,700 0,09750 890,000 6,764.104 33987,22 6,5559

4. Em um béquer cujo peso é 45,3261 g foram colocados, sucessivamente, cada um dos seguintes

materiais (nada foi removido). Diga qual o peso ao final da última adição.

a. 0,0031 g de sal

b. 1,197 g de água

c. 27,45 g de açúcar

d. 38 g de leite

5. Faça as operações aritméticas indicadas, admitindo que cada número seja o resultado de uma medida

experimental (em gramas):

a. 1,46 + 4,12 =

b. 12,641 - 1,4 =

c. 1,42 + 11,196 - 3,9 =

d. 146,3 – 145,9 =

e. (26,92 - 1,07).(4,33 + 5,6) =

f. (1,000 + 436)/2,0 =

Bibliografia

BACCAN, N. et al Química Analítica Quantitativa Elementar. Edgard Blucher, São Paulo, 2001.

ROCHA FILHO, R. C. Introdução a Química Experimental São Paulo, Mcgraw-Hill, 1990.

RUSSEL, J. B. Química Geral. Makron Books do Brasil, São Paulo, 1994.

KOTZ, J. C. TREICHEL Jr. Química e Reações Químicas, Thomson Pioneira, 2005.

CIENFUEGOS, F. Segurança no Laboratório. Intersciência, Rio de Janeiro, 2002.

BOTTECCHIA, O. L. Teoria no laboratório de química, Scannser, Uberlândia, 2017.


EXPERIMENTO No 2

PREPARO DE SOLUÇÕES

Objetivo: O problema a ser resolvido nesta experiência é o preparo de uma solução aquosa de um sal, a

partir do soluto sólido, e sua diluição, e o da preparação de uma solução aquosa diluída de um ácido, pelo

método da diluição de soluções concentradas em estoque.

Introdução

Uma solução, no sentido mais amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de

substâncias moleculares ou iônicas.

Soluções podem ser formadas por qualquer combinação dos três estados da matéria - sólidos,

líquidos, gases - porém, são sempre constituídas de uma única fase.

Em química, trata-se principalmente das soluções no estado líquido, constituído por gases, líquidos

ou sólidos dispersos em líquido. Se esse líquido for água a solução é denominada solução aquosa. A

solução é composta por solvente (geralmente presente em maior quantidade) e soluto (um ou mais).

As propriedades de uma solução dependem de sua composição e da natureza dos seus

componentes. A descrição quantitativa da composição de uma solução é feita especificando-se sua

concentração. Desta forma, as relações entre as porções de soluto e solvente em uma solução podem ser

expressas de diferentes maneiras, sendo algumas apresentadas a seguir:

Relação massa de soluto/massa total de solução, ou seja, a fração em massa do soluto, que é

usualmente transformada numa percentagem, conhecido como título ou percentagem em massa.

Assim, uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) com titulo 70% contém 70 g de H2SO4 para

cada 100 g de solução.

Relação massa de soluto/volume de solução, denominada concentração de soluto em massa é

bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L.

Relação quantidade de matéria de soluto (número de mols)/volume de solução, denominada

concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar). Esta relação é a mais

utilizada em laboratórios de Química em geral, sendo expressa na unidade mol/L e seu uso é

recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura a Aplicada). Esta é a relação que

será usada nesta experiência para expressar a concentração de soluto.

Relação quantidade de matéria de soluto/massa de solvente, denominada molalidade e tem

unidade mol/kg; é utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa da temperatura.

Deve-se salientar que as duas relações anteriores variam com a temperatura, já que o volume da

solução pode aumentar ou diminuir quando a temperatura varia.

Cálculos para preparo de soluções

Soluções podem ser preparadas, mais comumente, a partir de um soluto sólido ou a partir de uma

solução concentrada em estoque desse soluto. Quando se prepara uma solução, sabe-se que se quer obter

certo volume da solução a uma dada concentração. Assim, para preparar uma solução a partir de um soluto

sólido há necessidade de se saber qual o valor de massa do soluto que deve ser tomada; analogament e, no

caso de soluto em solução em estoque, há que se saber qual o volume da solução em estoque que deve

ser tomado. A seguir, estão exemplos dos cálculos que são usualmente feitos para determinar a massa de

soluto ou o volume de solução em estoque do soluto necessário em cada caso.


a. Solutos sólidos

Suponha que se necessite preparar 500,0 mL de uma solução aquosa de sulfato de magnésio

(MgSO4), cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,120 mol/L. Como proceder para calcular a

massa de soluto que deve ser tomada?

Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em 500,0 mL de

solução, pois sabemos que em 1 litro da solução deve haver 0,120 mol de MgSO4. Assim:

1 litro de solução -------------- 0,120 mol de MgSO4

0,5000 L de solução ----------- x

x = 0,0600 mol de MgSO4

Agora, basta calcular a massa correspondente à quantidade de matéria presente em 500,0 mL da

solução. Para isto, utiliza-se a massa molar de MgSO4 (120,37 g/mL):

1 mol de MgSO4 ---------------- 120,37 g de MgSO4

0,0600 mol de MgSO4 -------- y

y = 7,22 g de MgSO4

Portanto, para preparar 500,0 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,120 mol/L, basta

dissolver em água 7,22 g do MgSO4 e levar o volume da solução até 500,0 mL (balão volumétrico).

Cabe ressaltar que, uma solução aquosa de mesma concentração molar pode ser preparada

dissolvendo o dobro da massa de MgSO4 em água suficiente para perfazer 1000,0 mL de solução ou

metade da massa de MgSO4 em água suficiente para obter 250,0 mL de solução.

b. Diluição de solução

Suponha que se necessite preparar 50,00 mL de uma solução aquosa de sulfato de magnésio, cuja

concentração em quantidade de matéria seja 0,0600 mol/L, a partir da solução preparada anteriormente.

Inicialmente, deve-se calcular a quantidade de matéria de MgSO4 que deverá estar em 50,00 mL de

solução, pois em 1 litro da solução deve haver 0,0600 mol de MgSO4. Desta forma:

1 litro de solução ---------------- 0,0600 mol de MgSO4

0,05000 L de solução ------------ x

x = 0,00300 mol de MgSO4

Agora, basta calcular que volume de solução de MgSO4 de concentração 0,120 mol/L corresponde

à quantidade de matéria presente em 50,00 mL da solução que se deseja preparar. Assim:

1 litro de solução ---------------- 0,120 mol de MgSO4

y ---------------- 0,00300 mol de MgSO4

y = 0,0250 L ou 25,0 mL de solução de MgSO4 0,120 mol/L

Portanto, para preparar 50,00 mL de solução aquosa de MgSO4 de concentração 0,0600 mol/L,

basta retirar uma alíquota de 25,0 mL da solução de anterior de concentração 0,120 mol/L, e completar com

água até atingir o volume de 50,00 mL (em um balão volumétrico).

c. Solução de soluto em estoque

Para soluções aquosas de algumas substâncias mais comuns existem tabelas de títulos em função

da densidade (tabela 1, para ácido sulfúrico, H2SO4). Isso permite que se calcule a concentração de soluto

em massa ou em quantidade de matéria. Como a tabela 1 mostra, uma solução aquosa de ácido sulfúrico

de densidade 1553,3 g/L tem título de 65%, significando que em um litro de solução, 1009,6 g são de ácido

e 543,7 g de água.


Cabe ressaltar, entretanto, que essa relação entre título e densidade é utilizada mais comumente

para soluções concentradas comerciais. No caso de soluções diluídas, prefere-se utilizar diretamente

concentração em quantidade de matéria, já que a determinação precisa de suas densidades é mais difícil.

Tabela 1. Título e densidade de soluções aquosa de ácido sulfúrico, a 20C

Título (%) Densidade (g/L) Título (%) Densidade (g/L)

1 1005,1 80 1727,2

5 1013,1 82 1749,1

10 1066,1 84 1769,3

15 1102,0 86 1787,2

20 1139,4 88 1802,2

25 1178,3 90 1814,4

30 1218,5 91 1819,5

35 1260,0 92 1824,4

40 1302,8 93 1827,9 45 1347,6 94 1831,2

50 1395,1 95 1833,7

55 1445,3 96 1835,5

60 1498,3 97 1836,4

65 1553,3 98 1836,1

70 1610,5 99 1834,2

75 1669,2 100 1830,5

Fonte: WEAST, Robert C. Handbook of Chemistry and Physics 57ª ed., Cleveland, CRC Press, 1976.

Suponha, agora, que se necessite preparar 250,0 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico

cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,230 mol/L, a partir de solução em estoque de titulo 95%

e densidade 1,8337 g/mL. Como proceder para calcular o volume de solução em estoque de H2SO4 que

deve ser tomado?

Os dois primeiros passos do cálculo são os mesmos do cálculo anteriormente descrito para solutos

sólidos. Inicialmente se calcula a quantidade de matéria de H2SO4 que deverá estar em 250,0 mL de

solução de concentração 0,230 mol/L, ou seja:

1 litro de solução -------------- 0,230 mol de H2SO4

0,2500 L de solução ----------- x

x = 0,0575 mol de H2SO4

Utilizando a massa molar de H2SO4 (98,08 g/mol), calcula-se a massa de ácido necessária, isto é:

1 mol de H2SO4 --------------- 98,08 g de H2SO4

0,0575 mol de H2SO4 -------- y

y = 5,64 g de H2SO4

Mas, como determinar o volume de solução em estoque que contém essa massa de H2SO4? Isto é

feito utilizando-se o título e a densidade da solução em estoque. O título permite que se calcule qual a

massa de solução em estoque que contém essa massa de H2SO4 (o resto da massa é de água), e como o

título é 95%, então:

100 g de solução em estoque ----------- 95 g de H2SO4

z ----------- 5,64 g de H2SO4

z = 5,9 g de solução estoque

Finalmente, através da densidade, pode-se obter o volume de solução em estoque que contém a

massa desejada, ou seja:

1,8337 g de solução em estoque -----------1 mL de solução em estoque

5,9 g de solução em estoque --------------- w

w = 3,2 mL de solução em estoque


Portanto, para preparar 250,0 ml de solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,230 mol/L, basta

adicionar à água 3,2 mL da solução em estoque de ácido concentrado e avolumar até 250,0 mL.

d. Técnicas de preparação de solução

No preparo de soluções, é muito importante minimizar os erros associados às medidas de volumes,

portanto, utiliza-se o balão volumétrico e a pipeta (Tabela 2 ilustra os valores dos limites de erros

usualmente associados aos volumes nominais de balões volumétricos).

Tabela 2. Limites de erros associados aos volumes nominais de balões volumétricos

Capacidade/mL Limite de erro/mL

1 0,010

2 0,015

5 0,02

10 0,02

25 0,03

50 0,05

100 0,08

250 0,12

500 0,20

1000 0,30

2000 0,50

Ao preparar uma solução, o soluto (sólido, líquido ou sua solução concentrada) deve ser

inicialmente dissolvido em um copo de béquer, utilizando-se um volume de solvente inferior ao volume final

de solução a ser preparado (caso haja desprendimento de calor, deve-se esperar até que solução volte à

temperatura ambiente). Em seguida, essa solução deve ser transferida quantitativamente, com auxílio de

um bastão de vidro e um funil, para um balão volumétrico de volume igual ao que se deseja preparar de

solução. Deve se ter o cuidado de lavar o copo de béquer, o funil e o bastão, com pequenas quantidades de

solvente, transferindo-as para o balão.

Adiciona-se solvente até que a parte inferior do menisco esteja tangenciando a marca indicativa no

pescoço do balão correspondente ao seu volume nominal. Preparada a solução, a mesma deve ser

homogeneizada invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas vezes.

O procedimento de, inicialmente, dissolver o soluto em um béquer, ao invés de diretamente no

balão volumétrico, tem uma forte justificativa: por exemplo, a diluição de soluções concentradas de ácidos

ou bases (ou dissolução de bases) é, em geral, acompanhada por um grande desprendimento de calor

(reação exotérmica), o que eleva a temperatura da solução. Como o volume nominal dos balões

volumétricos, é geralmente, calibrado a 20C, não é recomendado colocar soluções aquecidas em balões,

nem expor os mesmos a temperaturas elevadas (por isso, não devem ser secos em estufas). O

desprendimento de calor ocasionado pela dissolução de soluções concentradas de ácidos é tão grande que

somente deve dissolvê-los em água, isto é, não se deve dissolver água neles, pois, nesse caso, a solução

pode chegar a ferver e espirrar. Portanto, JAMAIS ADICIONE ÁGUA À UMA SOLUÇÃO CONCENTRADA

DE UM ÁCIDO; sempre adicione o ácido à água.


PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Material Necessário

Soluto sólido, Solução aquosa concentrada de ácido, Pisseta com água destilada, Balões

volumétricos de diferentes capacidades, Copo de Becker, Funil, Bastão de vidro, Pipeta graduada,

Pipetador de borracha, Balança Digital, Etiquetas.

Procedimento

Os solutos, as concentrações molares a os volumes das soluções aquosas a serem preparados lhes

serão comunicados pelo professor.

Preparo de uma solução aquosa de um sal, a partir do soluto sólido.

Efetue os cálculos para determinar a massa de soluto necessária ao preparo da solução que lhe foi

comunicada. Mostre ao seu professor os cálculos realizados.

Prepare a solução de acordo com as técnicas descritas anteriormente. Ao final, coloque uma

etiqueta, no balão, contendo a fórmula e a concentração da solução.

Preparo de uma solução aquosa diluída a partir da solução preparada no item anterior (Diluição).

Inicialmente, efetue os cálculos para determinar o volume de solução a ser tomado. Retire o volume

de solução usando uma pipeta graduada com o auxilio de um pipetador de borracha (APENDICE 1). A

seguir, proceda de acordo com as técnicas descritas anteriormente.

Preparo de uma solução aquosa diluída de um ácido a partir da solução concentrada em estoque

Efetue os cálculos para determinar o volume de solução concentrada em estoque a ser utilizado na

preparação da solução que lhe foi comunicada. A seguir, proceda como no caso da solução anterior.

CUIDADOS: - Ácidos concentrados devem ser manipulados na capela.

- Nunca pipete com a boca.

- Sempre adicione o ácido concentrado à água.

Referências bibliográficas

ROCHA FILHO, R. C. Introdução a Química Experimental São Paulo, Mcgraw-Hill, 1990.


BOTTECCHIA, O. L. Teoria no laboratório de química, Scannser, Uberlândia, 2017.

APÊNDICE 1

Pipetador de Borracha

Existem diversas formas de se evitar o uso da boca durante a operação de pipetagem. Todavia, a mais prática e versátil é a utilização de um pipetador de borracha (Figura abaixo), que nada mais é que um bulbo de borracha no qual se pode fazer vácuo. Esse aparelho tem três válvulas para passagem de ar: A, S

e E. A válvula A ao ser pressionado, abre-se, permitindo retirar o ar do bulbo, isto é fazer vácuo; uma vez evacuado o bulbo ao se pressionar a válvula S, consegue-se succionar para dentro da pipeta o volume desejado de líquido. Finalmente, esse volume de líquido pode ser transferido, isto é, a pipeta pode ser

esvaziada, pressionando-se a válvula E.


Experimento N

o 3

Determinação da densidade de substâncias sólidas e líquidas Objetivo: Este experimento tem como objetivo determinar a densidade de substâncias sólidas e líquidas.

Verificar que é possível reconhecer algumas substâncias sólidas através de suas densidades.

Introdução

As propriedades físicas da matéria agrupam-se em duas principais categorias: intensivas e

extensivas. Existem propriedades que independem da quantidade de matéria, por exemplo, a temperatura

de uma amostra não depende de seu tamanho e sim, do meio onde ela se encontra; já a massa depende

da quantidade de matéria. Desta forma, a temperatura é uma propriedade intensiva assim como o ponto de

fusão e a densidade. A temperatura também é uma propriedade que pode ser utilizada para determinar a

pureza de uma substância. O ponto de fusão e o de ebulição permanecem constantes durante a mudança

de estado físico de uma substância. A massa é uma propriedade extensiva, assim como o volume. É

importante lembrar que, relações entre propriedades extensivas, tem como resultado uma propriedade

intensiva. Exemplos destas relações são a densidade e a concentração.

Para entender o que é densidade, sabemos que toda amostra de matéria tem massa e ocupa um

espaço (volume) ao mesmo tempo. Assim, porções de matéria de um mesmo tipo, que tem volumes

diferentes, necessariamente tem massas diferentes. Tais massas são diretamente proporcionais aos

volumes e esta relação é representada por:

m = d . V (1)

onde m = massa ; d = densidade e V = volume ocupado pela substância.

Rearranjando a relação facilmente vemos que:

V

md (2)

Portanto, densidade é tão somente a grandeza que expressa quanto há de massa por unidade de

volume de uma dada porção de matéria.

Quando se dispõe de diversas amostras, de tamanhos diferentes, de um mesmo material, é

possível determinar a densidade do material através de um gráfico de m em função de V. A equação (1)

corresponde à equação de uma reta, sendo a densidade o coeficiente angular dessa reta. Outra maneira de

se determinar a densidade é pela utilização da equação (2). A determinação gráfica do valor da densidade

do material, a partir de valores de m e V de amostras de tamanhos distintos, é mais recomendável do que o

simples uso da equação (2) para uma única amostra. Isto se dá pelo fato de que, na construção da reta,

leva-se em conta várias medidas, minimizando assim eventuais erros.

A densidade é uma propriedade física de extrema importância na caracterização, identificação e

utilização de substâncias e materiais. Muitos processos químicos são controlados através da medida de

densidade. Valores de d em função da temperatura, podem ser encontrados em manuais técnicos como “

Handbook of Chemistry and Physics (CRC Press)” (ver referência na página 17).


Procedimento Experimental

– Material necessário

Amostras de diferentes metais;

Pisseta com água destilada;

Soluções aquosas de sal de diferentes concentrações (H2O destilada + NaCl);

Balança digital;

Provetas de diferentes capacidades;

Densímetro.

– Metodologia

1a Parte: Amostras sólidas

1) As amostras sólidas deverão ser pesadas.

** ANTES DE UTILIZAR A BALANÇA INDICADA, ACOMPANHAR ATENTATAMENTE AS INSTRUÇÕES

DADAS PELO PROFESSOR.

2) Faça uma medida com cada metal, anotando os valores obtidos.

3) Determinação do volume de cada amostra. ** Esta determinação deve ser feita escolhendo-se a proveta

de capacidade máxima mais adequada e, lembre-se, quanto mais o volume medido se aproximar da

capacidade máxima da proveta, MENOR será o erro associado à medida.

COMO FAZER A LEITURA: Com auxílio da pisseta, coloque água na proveta até aproximadamente metade

da capacidade total. Anotar esse volume de água. Introduzir na proveta, a amostra sólida previamente

pesada. Fazer isso inclinando a proveta de modo que se evite que a amostra desça bruscamente ao fundo,

espirrando água para fora ou mesmo danificando a proveta. Através de leves batidas na lateral da proveta,

fazer com que quaisquer bolhas de ar, eventualmente retidas na superfície da amostra, desprendam-se. Só

então, anotar o volume total (água + amostra).

4) Repetir o procedimento acima por mais duas vezes para a minimização de erros.

5) Anotar os dados na tabela abaixo.

Tabela 1 – Dados obtidos para as amostras sólidas

Amostra Massa (g) mmédio (g)

Volume (mL) Vmédio (mL)

m1 m2 m3 V1 V2 V3


Tabela 2 – Cálculo da densidade das amostras sólidas

Amostra mmédio (g) Vmédio (mL) dcalculada = m/V dtabelada

Ao final do procedimento experimental comparar os resultados obtidos com os resultados dos outros grupos.

2

a Parte: Determinação da densidade de amostras líquidas (H2O destilada e soluções aquosas de

sal).

1) Pesagem do líquido COMO FAZER : Para determinar a massa de um volume conhecido, de cada amostra líquida, pesar

inicialmente uma proveta adequada. A seguir, pesar novamente a proveta contendo líquido até seu volume máximo. Repetir o procedimento acima, três vezes para cada amostra, tomando sempre o MESMO VOLUME da amostra.

** NÃO SE ESQUEÇA de medir todas as temperaturas das amostras. 2) Anotar os valores obtidos na tabela.

Tabela 3 – Dados obtidos para as amostras líquidas.

Amostra Massa (g) mmédio

(g)

Volume (mL) Vmédio (mL)

m1 m2 m3 V1 V2 V3

Tabela 4 – Cálculo da densidade das amostras líquidas.

Amostra mmédio (g) Vmédio (mL) dcalculada = m/V ddensímetro dtabelada

3a Parte: Medição Direta

1) Medir a densidade de cada amostra líquida, usando um densímetro (instruções específicas serão

fornecidas pelo professor).

* Confrontar as medidas observadas no laboratório com a literatura e discutir

possíveis erros. * Discuta a precisão e a exatidão das medidas.

Bibliografia

SILVA, R.R.; BOCCHI, N; ROCHA-FILHO, R.C.; Introdução à Química Experimental, São Paulo, McGraw-Hill, 1990.

WEAST, R.C; Handbook of Chemistry and Physics, 57a ed., Cleveland, CRC Press, 1976.


EXPERIMENTO No 4

CORRELAÇÃO ENTRE ESTRUTURA E PROPRIEDADES DE SÓLIDOS, LÍQUIDOS E

SOLUÇÕES.

Objetivo: O problema a ser resolvido nesta experiência é o da verificação das diferentes propriedades das

substâncias, em função do tipo de ligação existente.

Introdução

A formação de compostos pode resultar da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para

outro. O composto iônico formado surge como resultado da atração das cargas elétricas opostas.

Os átomos podem, ainda, unir-se compartilhando elétrons para formar moléculas. A molécula

formada é um composto molecular.

Sólidos

As propriedades dos sólidos dependem da geometria e da estrutura do retículo cristalino

tridimensional. Depende, também, da natureza das unidades (átomos, íons, moléculas) nos pontos

reticulares e consequentemente das forças que mantém unidas estas unidades.

Os sólidos podem ser classificados em quatro tipos: iônico, molecular, covalente e metálico.

Num sólido iônico estão presentes nos pontos reticulares, íons positivos e negativos. Como as

forças eletrostáticas (ligações iônicas) são fortes e em todas as direções, é difícil distorcer o retículo (Figura

1). Por isso, os sólidos iônicos são tipicamente duros, quebradiços e possuem ponto de fusão

elevado. Tais sólidos não conduzem corrente elétrica, a não ser quando fundidos. Como exemplos temos

cloreto de sódio (NaCl) e fluoreto de cálcio (CaF2).

Figura 1. Retículo cristalino do NaCl.

Nos sólidos moleculares as unidades que ocupam os pontos reticulares são moléculas. Dentro de

cada molécula os átomos se mantêm unidos através de ligações covalentes, normalmente fortes: Quais

forças existem entre as moléculas nesse tipo de cristal? São forças relativamente fracas chamadas de

ligações de Van der Waals ou Interações intermoleculares.

Existem vários tipos de interações, sendo as mais importantes as forças dipolo-dipolo, as forças de

London (dipolo induzido-dipolo induzido) e as ligações de hidrogênio.

Arranjo dos íons na estrutura do

cloreto de sódio.

(a) Cela unitária, mostrando o

empacotamento dos íons

individuais: As esferas menores

são os cátions e as esferas

maiores os ânions.

(b) Representação da estrutura em

termos de pontos que identificam

o centro dos íons.


Os sólidos moleculares tendem a apresentar pontos de fusão relativamente baixos, pois as

forças intermoleculares em geral são fracas. São tipicamente moles e não condutores de eletricidade.

Exemplos: gelo (H2O), iodo (I2), enxofre (S8) e fósforo (P4).

As estruturas cristalinas, mantidas pelo compartilhamento de pares de elétrons, constit uem um outro

tipo de sólido, conhecido como cristal covalente. Um exemplo comum de cristal covalente é o diamante.

Cada átomo de carbono, na estrutura do diamante, está ligado por covalência aos átomos de carbono

vizinhos, formando uma configuração tetraédrica. Outro exemplo é a sílica, onde a estrutura do cristal tem

como base o átomo de silício ligado por covalência a quatro átomos de oxigênio vizinhos. Cada um desses

átomos de oxigênio está, por sua vez, ligado aos átomos de silício e a rede continua onde as ligações Si-O-

Si se estendem através do cristal.

Figura 2. Estruturas de duas formas alotrópicas do carbono: diamante e grafite.

Devido ao fato dos átomos, nesse tipo de sólido covalente, estar fixos nos seus lugares por ligações

fortes e dirigidas, estas substâncias tendem a ter pontos de fusão altos. São geralmente muito duros e

não conduz corrente elétrica, nem como massa fundida. (Exceção: grafite)

As unidades que ocupam os pontos reticulares num sólido metálico são íons positivos. Por

exemplo, no sódio metálico pode-se considerar que cada Na perde um elétron formando uma nuvem

eletrônica que se espalha por todo o retículo. Estes elétrons não estão ligados a qualquer átomo ou mesmo

a um par, mas estão deslocalïzados sobre o cristal. Por isto são chamados elétrons livres. Os elétrons não

ligados na superfície do metal absorvem e irradiam a luz que incide na superfície, resultando no brilho

característico dos metais. Possuem alta condutividade térmica e elétrica.

A dureza e os pontos de fusão dos metais variam consideravelmente devido a variabilidade das

ligações. Por exemplo, o sódio é tão macio que pode ser cortado com uma faca e se funde a 98°C,

enquanto que o titânio é muito duro e se funde a 1725°C.

O processo de dissolução e a condutividade de corrente elétrica

A experiência nos tem mostrado que as substâncias em geral diferem largamente quanto à

solubilidade em vários solventes.

Quando uma substância se dissolve em outra, partículas do soluto (tanto moléculas como íons,

dependendo da natureza do soluto) devem ser distribuídas através do solvente e, de certo modo, as

partículas do soluto na solução ocupam posições que são normalmente ocupadas por moléculas do

solvente. A facilidade com que isso ocorre depende das intensidades relativas das forças entre as partículas

adjacentes do soluto (interações soluto-soluto) e entre as partículas do solvente (interações solvente-

solvente) antes do processo de dissolução, e as forças entre as partículas do soluto e as do solvente

Diamante Grafite


(interações soluto-solvente) após a dissolução. A medida que ocorre a dissolução, as forças soluto-soluto e

solvente-solvente são substituídas pelas forças soluto-solvente.

Consideremos, por exemplo, a solubilidade do composto iônico, cloreto de sódio. Essa substância é

solúvel em água, um solvente muito polar. As interações ion-dipolo que se formam, fortes e numerosas,

fornecem a energia necessária para superar as interações íon-íon e dipolo-dipolo, antes existentes.

Por outro lado, cloreto de sódio é insolúvel em tetracloreto de carbono, um solvente apolar. As

interações que se estabeleceriam tipo ion-dipolo induzido, são muito fracas para superar as interações ion-

ion existentes do soluto.

Tetracloreto de carbono, entretanto, é um bom solvente para solutos apolares, como o iodo.

Nota-se, então, que as substâncias tendem a dissolver-se em solventes quimicamente semelhantes

a elas, devido à proximidade das forças intermoleculares.

Por exemplo, na dissolução do cloreto de sódio em água, os íons resultantes, eletricamente

carregados, movem-se conduzindo corrente elétrica, o que pode ser utilizado como medida da

condutividade elétrica da solução. Desta forma, em função do comportamento em solução, as substâncias

podem ser classificadas em: eletrólitos (conduzem a corrente elétrica em solução) e não-eletrolitos (não

conduzem corrente elétrica em solução).

Procedimento experimental

1o Parte: Condutividade Elétrica

Material necessário

Barras de cobre e de ferro, Cloreto de sódio, Hidróxido de sódio, Sacarose, Sílica, Álcool etílico.

Soluções aquosas de: Cloreto de sódio, hidróxido de sódio, sacarose, ácido clorídrico (1M) e ácido

acético (1M).

Cloreto de sódio sólido em álcool etílico.

Água destilada, béquer, Dispositivo para testar a condutividade.

Para testar a condutividade elétrica das substâncias puras e das soluções (quadro abaixo), use um

dispositivo constituído de dois eletrodos em série com uma lâmpada, cujos terminais são ligados à rede

elétrica. Ao mergulhar os eletrodos em solução, por exemplo, se a lâmpada acender (forte ou fracamente) é

sinal de que o circuito se fecha pela presença de íons no sistema.

Para testar a condutividade dos sólidos (com exceção dos metálicos) coloque uma pequena

quantidade dos mesmos em diferentes copos de Becker. Para as soluções de solutos comuns, adicione um

pouco de água destilada e teste a condutividade das respectivas soluções.

CUIDADO: Limpe sempre os eletrodos ao passar de uma substância ou solução para outra.

Tabela 1. Classificação de algumas substâncias quanto ao aspecto físico e a condutividade elétrica no

estado puro e em soluções.

MATERIAL (“PURAS”) CONDUTIVIDADE CARACTERÍSTICA CLASSIFICAÇÃO

Cobre

Ferro

NaCl (S)

NaOH (S)

Sacarose, C12H22O11 (S)

Sílica, SiO2 (s)


H2O (l)

Alcool etílico, CH3CH2OH (l)

MATERIAL (MISTURAS) CONDUTIVIDADE CARACTERÍSTICA CLASSIFICAÇÃO

NaCl (aq)

NaOH (aq)

Sacarose (aq)

HCl (1M)

CH3COOH (1M)

NaCl em álcool etílico

2o Parte: Variação da solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes

Material necessário

Cloreto de sódio, Sulfato de bário, naftalina, Iodo, Álcool etílico, Tetracloreto de carbono.

Água destilada, Tubos de ensaio, Pipeta graduada.

Procedimento

- Coloque uma pequena quantidade de cloreto de sódio em três tubos de ensaio. Adicione 3 mL de

água destilada, clorofórmio e álcool etílico, respectivamente. Agite e observe a solubilidade.

- Repita o procedimento utilizando sulfato de bário, naftalina e iodo no lugar do cloreto de sódio.

- Misture, em 3 diferentes tubos de ensaio, quantidades iguais (cerca de 2 ml) de água destilada e

álcool etílico, água e tetracloreto de carbono e álcool etílico e tetracloreto de carbono. Agite e observe a

solubilidade dos líquidos.

Tabela 2. Teste de solubilidade.

NaCl BaSO4 Naftalina Iodo, I2 Álcool etílico Clorofórmio

H2O

Clorofórmio XXXXXXXX

Álcool etílico XXXXXXXX XXXXXXXX

Referencias bibliográfica

RUSSEL, J.B. Química Geral, São Paulo, McGraw-Hill, 1994.

SILVA, R.R.; BOCCHI, N; ROCHA-FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental, São Paulo,

McGraw-Hill, 1990.


BROWN, T. L. et al, Química; A ciência central, Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.


EXPERIMENTO No 5

REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO E PILHAS

Objetivo O problema a ser resolvido nesta experiência é o da verificação e comparação da reatividade de

diferentes metais e a construção de um dispositivo onde a energia produzida por uma reação química possa

ser medida quantitativamente (pilha) como resultado da tendência de cada espécie em se oxidar ou se

reduzir.

Introdução

As substâncias, pela sua própria natureza, sempre apresentam uma tendência finita a receber ou

doar elétrons. Essa força propulsora dirige um grande número de reações químicas.

Uma classe de reações químicas, que merece destaque pela sua grande e importante aplicação

prática é a das reações de oxi-redução. Podemos defini-las como sendo reações onde ocorrem perdas de

elétrons por uma espécie e conseqüentemente, ganho de elétrons por outra. A espécie que perde elétrons

sofre oxidação, enquanto que a espécie que ganha elétrons sofre redução. A substância capaz de promover

a redução de outra é chamada de agente redutor, enquanto que a substância capaz de oxidar outra espécie

chamada de agente oxidante.

Por exemplo, quando uma barra de zinco metálico é colocada em contato com uma solução aquosa

de sulfato de cobre (CuSO4), conforme mostra a Figura 1, observa-se imediatamente a formação de um

depósito escuro de cobre metálico sobre a superfície do zinco e o desaparecimento da cor azul

característica da solução de CuSO4, indicando que os íons cúpricos, Cu2+

, são consumidos na reação. As

equações que representam os fenômenos ocorrendo na Figura 1 são representadas através de semi -

reações e reação global, dada por:

Zn (S) Zn2+

(aq) + 2e (Reação de oxidação)

Cu2+

(aq) + 2e Cu (S) (Reação de redução)

Zn (S) + Cu2+

(aq) Cu (S) + Zn2+

(aq) (Reação global) Eq.(1)

Figura 1 – Zinco metálico imerso em uma solução de CuSO4.

As espécies Zn (S) e Cu2+

(aq) possuem tendências opostas com relação a ganho e perda de elétrons,

daí a grande espontaneidade da reação entre elas. A maneira natural de verificar a espontaneidade de

diferentes pares de substâncias é observando se ocorre ou não, reação entre eles. Para permitir esta

comparação, foi atribuído um valor arbitrário de potencial igual a 0,00 V a tendência da semi-reação a seguir

sob as condições estipuladas como padrão (Temperatura: 25o C, Pressão: 1 atm e concentração dos íons

em solução igual a 1 mol/L):

2H+ (aq) + 2e

- H2 (g) E

o = 0,00 V Eq.(2)


A partir daí, foram medidas as diferenças de potencial de cada uma das diferentes espécies em

relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, nas mesmas condições padrões.

A Tabela 1 ilustra alguns potenciais padrão de eletrodo obtidos desta maneira. Observe que a semi -

reação de eletrodo é escrita na forma de redução. Para se obter o potencial da reação inversa, a oxidação,

basta mudar o sinal da tensão (ou potencial) dada. No exemplo, da barra de zinco colocada em contato com

uma solução aquosa de CuSO4, é observado que o zinco metálico se oxida e os íons Cu2+

se reduzem.

Portanto, as possíveis reações e seus potenciais padrões são:

Zn (S) Zn2+

(aq) + 2e (Eo = + 0,76 V)

Cu2+

(aq) + 2e Cu (S) (Eo = +0,34 V)

Zn (S) + Cu2+

(aq) Cu (S) + Zn2+

(aq) (Eo = +1,10 V) Eq.(3)

Como pode ser verificado no exemplo acima, a previsão do potencial total da célula é feito com

base na adição dos potenciais padrão correspondentes as reações de eletrodo tal como ocorrem na célula.

O o resultante é numericamente igual ao potencial da célula galvânica medido experimentalmente. Uma

tensão positiva (o > 0) mostra que a reação ocorre espontaneamente e uma tensão negativa (

o 0)

mostra que a reação não ocorre espontaneamente . É muito importante salientar que, quando se multiplica

os coeficientes estequiométricos de uma semi-reação por um fator para que os elétrons sejam cancelados,

o potencial da mesma não deve ser multiplicado por este fator, porque as tensões produzidas pelas células,

no estado padrão são independentes das quantidades de reagentes e produtos.

Suponhamos, por exemplo, que a reação mencionada na Eq.(3) ocorra em um sistema montado

conforme Figura 2, no qual a barra de Zn encontra-se imersa numa solução de ZnSO4 e a barra de Cu

Encontra-se imersa em uma solução de CuSO4 e as duas barras encontram-se interligadas eletricamente

mediante um fio. Este dispositivo forma uma pilha. As duas metades da célula são chamadas de

compartimentos e podem ser ligadas tanto por uma placa porosa, bem como por uma ponte salina, a qual

consiste em um tubo em forma de U cheio de solução saturada de um eletrólito inerte, por exemplo, KCl.

A ponte salina é necessária para completar o circuito elétrico, as barras de Zn e Cu são

denominadas eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e redução. O

eletrodo onde ocorre a oxidação é denominado de anodo e o eletrodo onde ocorre a redução é chamado de

catodo (o catodo poderia consistir de um material inerte, porém condutor, como a platina ou o grafite). O

multímetro conectado ao circuito externo lê a diferença de potencial (ddp) ou voltagem entre os dois

eletrodos, geralmente expressa em volts, a qual nos dá uma medida da tendência das reações anódicas e

catódicas de ocorrerem. As pilhas que funcionam à base da versão acima descrita são também conhecidas

como PILHA DE DANIEL.

Figura 2 – Representação esquemática da pilha de Daniel.


Assim, podemos ver que a redução de íons Cu2+

pelo Zno metálico pode ocorrer:

A – Diretamente, onde os elétrons são transferidos do Zno metálico diretamente para o Cu

2+ e libera-se

energia térmica.

B – Indiretamente, onde os elétrons passam pelo fio metálico externo para o eletrodo de cobre onde são

captados pelos íons Cu2+

em solução, para depositar Cuo metálico. Neste caso, a mesma quantidade total

de energia é liberada, mais aqui, sua maior parte é energia elétrica utilizável e não apenas energia térmica.

A espontaneidade da reação, medida pela voltagem de uma pilha, é uma característica tanto das

substâncias químicas envolvidas, bem como de suas concentrações. Para facilitar a comparação de

diferentes pilhas, cada uma deve ser caracterizada por um potencial medido sob o mesmo conjunto de

condições padrões de concentrações e temperatura (concentração 1M para todos os materiais dissolvidos,

1 atm de pressão para todos os gases e temperatura de 25 C). O potencial, medido sob essas condições é

chamado de potencial padrão da célula e é dado pelo símbolo Eo. Nestas condições, o potencial padrão

depende somente da natureza química dos reagentes e produtos. Por outro lado, medidas experimentais do

potencial de uma célula, em função dos reagentes e produtos, mostram que para qualquer reação geral,

aA + bB cC + dD,

o potencial total da célula E, é dado segundo a equação de Nernst por:

E = Eo – (0,059 / n) log ([C]

c [D]

d / [A]

a [B]

b)

onde: E = potencial da célula; Eo = potencial padrão da célula; n = número de elétrons envolvidos na

reação global da cela e [ ] = concentração molar dos produtos e reagentes.

Quando um processo químico se desenvolve em um aparelho como este chamado pilha

eletroquímica de energia, a energia liberada pelo sistema é, principalmente energia elétrica, que pode ser

utilizada para fins práticos como o de acender uma lâmpada ou operar um motor. Na próxima aula, veremos

como o processo químico que não ocorre espontaneamente pode ser levado a ocorrer com o fornecimento

de energia elétrica ao sistema, em um processo chamado eletrólise.

Neste experimento, pretende-se inicialmente estabelecer uma ordem crescente de força oxidante e

redutora de uma série de elementos metálicos, assim como discutir estas observações baseando-se

exclusivamente em fatos experimentais, sem auxílio de um multímetro. Por fim, construir uma pilha e medir

quantitativamente a energia produzida por uma reação química.


Material:

Metais: Magnésio, zinco, cobre, ferro, alumínio.

Soluções aquosas 1 mol/L: cloreto de magnésio (MgCl2), sulfato de zinco (ZnSO4), sulfato de

cobre (CuSO4), cloreto ferroso (FeCl2), cloreto de alumínio (AlCl3) e ácido clorídrico (HCl).

Pilha: Becker, Tubos em U, Bastão de vidro, Voltímetro, Placa de Cobre, Placa de zinco, Solução

de ZnSO4, Solução de CuSO4, Agar-Agar, Solução de KCl

Procedimento 1

Limpe bem a superfície dos metais, lixando-os e lavando-os com água destilada. Seque-os em

seguida.


Coloque pequenas quantidades de cada metal em diferentes tubos de ensaio. Em seguida, adicione

em cada tubo 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2). Observe e anote em quais tubos ocorre

reação.

Repita o procedimento acima usando soluções de ZnSO4, CuSO4, FeCl2, AlCl3 e HCl diluído, de

acordo com o quadro abaixo. Use HCl concentrado para o Fe.

Íon metálico

Metal MgCl2 ZnSO4 CuSO4 FeCl2 AlCl3 HCl

Número de vezes

que o metal oxida

Mg X

Zn X

Cu X

Fe X

Al X

Número de vezes que

o íon metálico reduz

X

Procedimento 2

Construção da ponte salina

Num béquer de 150 mL coloque para ferver cerca de 75 mL de H2O destilada e adicione

aproximadamente 3,73 g de KCl e uma pequena porção de agar-agar. Agite com um bastão de vidro para

homogeneizar, despeje no tubo de vidro em forma de U e espere esfriar.

Obs. Cada grupo deve construir duas pontes salinas.

Construção da pilha e realização das medidas de potencial

Num béquer de 100 mL, coloque 50 mL de uma solução de ZnSO4 1M (já preparada) e num outro

béquer, de 100 mL coloque 50 mL de solução de CuSO4 1M (também já preparada).

Mergulhar os eletrodos de Zn e Cu nas soluções dos respectivos íons metálicos.

Unir os dois compartimentos com ponte salina.

Medir a diferença de potencial (ddp).

Indicar as semi-reações e a reação global. Qual é a função da ponte salina?

Associação das Pilhas em Série e em Paralelo

Monte adequadamente, duas pilhas de Zn e Cu, e meça rapidamente o potencial de cada uma.

Realize a associação das duas pilhas em série, conforme mostra o esquema e meça a ddp.

Comente o resultado.

Realize a associação de duas pilhas em paralelo, conforme o esquema, e meça a voltagem. Comente o

resultado.

Associação em série Associação em paralelo

V

- +

+ -

+ - V


Análise dos resultados do procedimento 1

Com base nos resultados experimentais, estabeleça uma ordem crescente de força oxidante e força

redutora dessas espécies.

Compare as seqüências de forças oxidantes e redutoras obtidas experimentalmente, com a tabela

de potenciais padrão de eletrodo. Há alguma discrepância?

Para cada sistema, escreva a semi-reação global, calcule o potencial padrão (∆Eo) usando os dados

da tabela 1 e verifique a espontaneidade de cada reação. Compare com os resultados obtidos

experimentalmente e explique as possíveis discrepâncias.

Referências Bibliográficas

RUSSEL, J.B. Química Geral, São Paulo, McGraw-Hill, 1994.

SILVA, R.R.; BOCCHI, N; ROCHA-FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental, São Paulo,

McGraw-Hill, 1990.



BRADY, J.E. & HUMISTON, G.E., Química Geral, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos,

2002.

Tabela 1 – Algumas reações com seus respectivos valores de potencial padrão de redução (Eo).


EXPERIMENTO No 6

ELETROQUÍMICA: ELETRÓLISE

Objetivo: O aluno deverá construir um dispositivo onde a energia elétrica é utilizada para promover uma

reação química de oxi-redução não espontânea. Pretende-se também avaliar a hipótese da reversibilidade

dos processos eletroquímicos estudados.

Introdução:

No experimento anterior, verificou-se a ocorrência de reações químicas de oxi-redução espontânea,

que geram uma diferença de potencial, ddp, (PILHAS) podendo ser medida num dispositivo chamado

“voltímetro ou multímetro”.

O processo de eletrólise, que veremos na aula de hoje, ocorre quando uma corrente elétrica é

passada através de um eletrólito, provocando a ocorrência de reações químicas nos eletrodos, reações

essas que não ocorrem espontaneamente. O dispositivo utilizado chama-se célula eletrolítica.

O termo “Eletrólise” significa a quebra ou a decomposição da substância pela eletricidade.

Em princípio, qualquer reação química gerada em uma reação química em uma pilha pode se

processar no sentido inverso, ao se aplicar a esta pilha uma tensão oponente externa superior à tensão

produzida pela própria pilha (isto seria promover a reversibilidade de um processo eletroquímico). Um

exemplo clássico da reversibilidade de um processo eletroquímico é o recarregamento da bateria comum de

automóvel, bateria de chumbo, que fornece 6 ou 12 V, dependendo do número de pilhas usadas em sua

construção. Internamente, a bateria consiste em um número de pilhas ligadas em série, conforme poderá

ser verificado acompanhando a montagem feita pelo professor. Cada pilha individual fornece 2 V, assim

uma bateria de 12 V contém 6 dessas pilhas ligadas em série. Nestas pilhas, ocorrem as seguintes reações:

Anodo: Pb (S) + HSO4- (aq) PbSO4 (S) + H

+ + 2e

- E

o = 0,36 V

Catodo: PbO2 (S) + 3H+ (aq) + HSO4

- (aq) + 2e

- PbSO4 (S) + 2H2O E

o = 1,69 V

Reação Global: Pb (S) + PbO2 (S) + 2 HSO4- (aq) + 2 H

+ 2 PbSO4 (S) + 2H2O E

o = 2,05 V

Assim, PbSO4(S) é produzido em ambos os eletrodos, à medida que a pilha se descarrega.

Simultaneamente, H+ e HSO4

- são removidos da solução. Assim, a condição de uma bateria de chumbo

pode ser acompanhada por medidas de densidade da solução de H2SO4 (através de um densímetro). Numa

pilha completamente carregada, a concentração e a densidade da solução de H2SO4 são altas e na pilha

descarregada, a solução de H2SO4 é mais diluída e a sua densidade menor.

Na bateria de carro (6 pilhas ligadas em série), as reações nos eletrodos podem ser invertidas,

aplicando-se aos eletrodos um potencial ligeiramente maior que aquele produzido pela bateria. Neste caso,

estaríamos recarregando a bateria.

Procedimento Experimental

Materiais Necessários

Cuba eletrolítica, Soluções de Na2SO4 e NaCl, Solução de H2SO4 1M, Voltímetro, Fonte de corrente

contínua, Placa de níquel, Placa de chumbo, Solução de níquel (para niquelação).


Parte Experimental

Nesta aula, você deve acompanhar a montagem do sistema para as diversas eletrólises a serem

feitas junto com o professor.

Eletrólise da água em presença do eletrólito Na2SO4 (anote no seu caderno toda a montagem do

sistema e o que você observou após fechar o circuito e ligar os eletrodos a uma fonte de corrente contínua).

Montagem e recarregamento de uma bateria de chumbo.

- Em primeiro lugar acompanhe a montagem da bateria de chumbo (6 pilhas em série) e anote o

que ocorre ao ligá-la a uma fonte de corrente contínua. Qual o valor da voltagem (ddp) externa aplicada?

- Após desligar a fonte externa, anote a ddp que circula através do sistema.

- Acompanhe a montagem das seis pilhas da bateria de chumbo em paralelo e anot e o valor

potencial.

Eletrodeposição: Sobre uma placa de cobre previamente limpa e pesada, será feita numa cuba

adequada, uma niquelação (Observe e anote os resultados e faça um esquema do sistema utilizado).

Questões

1. Escreva as reações de oxi-redução que ocorrem no cátodo e anodo, na eletrólise realizada na

presença de Na2SO4.

2. No acumulador de chumbo, comente o valor da ddp observado para a montagem das 6 pilhas em

série.

3. Se você fosse recarregar uma bateria, qual das associações (em série ou em paralelo) você

utilizaria? Por quê?

4. Qual a finalidade, que você supõe, de se fazer uma niquelação?

Referencias Bibliográfica



RUSSEL, J.B. Química Geral, McGraw-Hill, São Paulo, 1982.

BRADY, J.E. & HUMISTON, G.E., Química Geral, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos,

2002.


EXPERIMENTO No 07

CORROSÃO METÁLICA – CORROSÃO ELETROQUÍMICA DO AÇO

Objetivo: Demonstrar a ação da corrosão eletroquímica sobre uma barra de aço e comparar as condições

ambientais que favorecem ou retardam o processo de oxidação.

Introdução

Denomina-se corrosão à deterioração de um material pela ação do meio ambiente sobre ele,

podendo estar ou não associados a esforços mecânicos. A corrosão pode incidir sobre diversos tipos de

materiais, sejam metálicos (aços ou ligas) ou não metálicos (plástico, cerâmica ou concreto).

A corrosão metálica, deterioração de um material metálico, por ação química ou eletroquímica do

meio ambiente, representa alterações prejudiciais tais como desgastes, variações químicas ou modificações

estruturais.

Tal deterioração de peças e estruturas metálicas constitui um problema tecnológico bastante grave,

representando grande perda econômica e consumo de recursos esgotáveis.

Não é difícil avaliar a facilidade que se instala um processo de corrosão metálica, considerando que

o estado livre não é a forma natural de ocorrência da maioria dos metais ut ilizados. Isto faz da corrosão

metálica um processo espontâneo e sem os mecanismos adequados de proteção seria desaconselhado o

uso de materiais metálicos em nosso ambiente.

No entanto, a velocidade de tais reações muitas vezes é lenta, o que possibilita o uso generalizado

de metais em nossa tecnologia, desde que sejam estudadas e controladas as condições de uso.

Sendo a corrosão metálica um processo que começa geralmente pela superfície, muitas vezes, o

produto da corrosão (óxidos e sais formados) pode agir como uma barreira entre o meio corrosivo e o metal,

diminuindo a velocidade da corrosão. Outras vezes, tais produtos pouco influenciam no processo. Não são

raros também os casos onde aceleram.

Para o controle da corrosão, ou seja, prevenção das reações químicas indesejáveis, é importante

um estudo conjunto de três fatores: material metálico, meio corrosivo e condições operacionais.

Cada caso de corrosão é um problema específico que merece um estudo especial. Entretanto,

muitos fatores comuns podem ser estudados e existem vários métodos de preservação que assumem

caráter geral.

Alguns desses métodos consistem na eliminação de fatores corrosivos de meios (modificações do

meio corrosivo), outros prevêem cuidados especiais (prevenção pelo projeto). E ainda, outros procuram

melhorar a qualidade dos filmes que naturalmente recobrem a maioria dos metais ou então construir um

filme protetor entre o metal o meio exterior (modificação de películas ou revestimentos).

Podem-se classificar as películas protetivas em dois tipos:

Naturais: Forma-se naturalmente em contato com o ambiente (para metais cujo filme possui

propriedades inibidoras de corrosão: ex. Al2O3, Cr2O3, CuCO3, etc.). Ou são obtidas pela introdução

de agentes inibidores na própria obtenção da liga (ex: adição de cromo e níquel no aço inoxidável).

Artificiais ou sintéticas: Revestimentos metálicos (empregando outros metais nobres).

Revestimentos orgânicos (tintas, lacas, vernizes, óleos, graxas, resinas teflon, etc). Revestimentos

inorgânicos (vernizes, vidros, cimento, concreto, produtos argilosos, etc).


De acordo com o meio corrosivo e o material, podem ser apresentados diferentes mecanismos para

os processos corrosivos.

Basicamente, podemos classificá-las em dois tipos:

Mecanismo químico: reações químicas diretas entre o material metálico e o meio corrosivo, as

quais ocorrem em meio seco e temperaturas mais altas.

Mecanismo eletroquímico: reações químicas que envolvem transferência de carga ou de

elétrons através de um eletrólito que pode estar dissolvido em água ou no estado fundido,

normalmente a temperatura ambiente e são mais freqüentes na natureza.

1. O mecanismo de corrosão química seca, geralmente decorre do ataque aos metais em

temperaturas elevadas, por gases ou vapores, em ausência de umidade ou em solventes orgânicos

anidros.

Como exemplo pode citar, entre outros:

Ataque dos metais como níquel, por monóxido de carbono.

Ni + 4 CO Ni(CO)4 (LÍQUIDO VOLÁTIL)

A deterioração do concreto, pela ação do sulfato.

Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O

3[CaSO4.2H2O] + 3CaO.Al2O3.6H2O + 19H2O 3CaO.Al2O3 + 3CaSO4. 31H2O

ALUMINATO SULFO ALUMINATO

TRICALCIO HIDRATADO DE CÁLCIO

O aluminato tricálcio hidratado constituinte normal do cimento em presença de sulfato de cálcio

forma cristais de sulfa aluminato de cálcio, causando aumento de volume e desagregação do concreto.

2. Já o mecanismo de degradação eletroquímica, é mais generalizado, pois decorre da formação de

pilhas, em meio úmido ou eletrolítico. Isto porque, tendo-se uma peça metálica mergulhada em um

eletrólito têm-se todos os elementos necessários para formar uma pilha, quanto como condutor.

Assim nas ligas, resultam as chamadas heterogeneidades primárias, ou seja, inerentes à própria

liga que geram uma diferença de potencial em meio de eletrólito, compondo as pilhas.

Os meios corrosivos mais freqüentemente encontrados são os seguintes: atmosfera úmida, águas

naturais ou soluções aquosas, solo e sais fundidos.

O mecanismo da corrosão úmida do aço pode ser explicado através das equações que seguem:

Região Anódica Fe Fe2+ + 2e

Região Catódica

Meio Neutro 2H2O + 2e H2 (meio não aerado)

Ou Básico H2O + ½ O2 + 2e 2OH- (meio aerado)

Meio Ácido 2H+ + 2e H2 (meio não aerado)

Ou Neutro 2H+ + ½ O2 + 2e H2O (meio aerado)

Dependendo do meio, pode ocorrer a formação de FeO, Fe2O3, Fe(OH)2 ou Fe(OH)3, esses

produtos se formam em uma região intermediária, entre a região anódica e a região catódica.



Será investigada a corrosão úmida do ferro sob diferentes condições, em meio neutro ou

ligeiramente básico (águas naturais). Os pregos de aço serão colocados em um gel (agar-ágar), contendo

fenolftaleína e ferricianeto de potássio.

Prepare as barras de aço da seguinte maneira:

Lixe bem 6 pregos até que fiquem brilhantes e evite engordura-los;

Entorte o primeiro na forma de V, com um alicate;

Enrole ao redor do segundo um fio de cobre previamente lixado;

Enrole ao redor do 3o e 4

o, fios de zinco (Zn) e estanho (Sn), respectivamente;

Aqueça previamente o 5o na zona mais quente da chama por alguns segundos;

Deixe o 6o inalterado como padrão.

Prepare o gel, aquecendo 100 mL de água em um béquer de 250 mL. Adicione 1 g de agar-ágar e

agite até completa dissolução. Acrescente 5 g de NaCl sob agitação e adicione 2 gotas de solução de

fenolftaleína e 0,5 mL de solução de ferricianeto de potássio (0.1M).

Despeje o gel numa placa de Petri e coloque, delicadamente, cada prego, separado um do outro.

Deixe esfriar, observe e esquematize cada sistema analisando os componentes das pilhas.

Resultados

Prego Observações Possíveis semi-reações e reações globais

1o

2o

3o

4o


5o

6o

Informações adicionais

Fe2+

+ K3 [Fe(CN)6] KFe2+

[Fe(CN)6]

FERRICIANETO FERRICIANETO FÉRRICO

(AZUL DE TURNBALL)

KFe[Fe(CN)6] é decomposto pelo NaOH Fe(OH)3

(PPT. AMARELO DE HIDRÓXIDO FÉRRICO)

Zn(OH)2 (PPT. BRANCO DE HIDRÓXIDO DE ZINCO).

Referências Bibliográficas



RUSSEL, J.B. Química Geral, McGraw-Hill, São Paulo, 1982.

GENTIL, V. Corrosão. Guanabara Dois, Rio de Janeiro, 1982 – 2a Edição.

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