terça-feira, 17 de dezembro de 2013
quinta-feira, 2 de junho de 2011
MAIS EXPERIMENTOS
Descobrir a pólvora
Material e reagentes:Almofariz com mão;Gobelés ou vidros de relógio;Nitrato de potássio;Enxofre em pó;Carvão em madeira;Balança;Luvas de protecção;Óculos de segurança.
A origem da pólvora é cercada de mistério. A pista mais aproximada é uma carta de 1.247 d.C., onde o sábio inglês Roger Bacon fala de uma substância capaz de produzir explosões barulhentas e brilhantes.
Uma lenda explica sua origem: um monge alemão, Bertold Schwarz, alquimista, tentava conseguir uma tintura de ouro. Acabou levando ao fogo, num grande caldeirão, salitre, carvão e enxofre. Como esses três elementos juntos dão pólvora, o resultado da sopa do alquimista foi uma bela explosão.
O que se sabe de mais certo é que na primeira metade do século XIV a pólvora chegou à Europa, trazida da China por Marco Polo.
Explicação:
A pólvora consiste em nitrato de potássio, carvão de madeira e enxofre na proporção mássica de 6:1:1. Quando se aquece a pólvora, a reacção é:
2 KNO3 (s) + S (s) + 3 C (s) → K2S (s) + N2 (g) + 3 CO2 (g)
A formação repentina de gases quentes em expansão dá origem a uma explosão.
Desaparecimento misterioso
Material e reagentes:
Placa de agitação magnética e barra magnética
Copo de vidro
Acetona
Espuma de poliestireno (esferovite)
Luvas de protecção
Óculos de segurança
Procedimento experimental:
1. Deitar cerca de 400 ml de acetona no copo colocado sobre a placa de agitação magnética.
2. À acetona sob agitação, adicionar o esferovite.
Explicação
A acetona dissolve a espuma de poliestireno (esferovite) pois ambos são de natureza orgânica.
“Igual dissolve igual.”
Enche um balão
Material e reagentes:
Vinagre;
Bicarbonato de sódio;
Balão;
Funil;
Garrafa de gargalo estreito ou erlenmeyer.
Como proceder:
1. Deitar vinagre para dentro de uma garrafa de gargalo estreito até encher cerca de um quarto da mesma.
2. Com o funil, deitar no balão um pouco de bicarbonato de sódio.
3. Enfiar o gargalo do balão no gargalo da garrafa. Levantar o balão de modo a que o bicarbonato de sódio caia para dentro da garrafa.
4. O vinagre começa a fazer bolhas e o balão começa a encher devagarinho.
Explicação:
O ácido acético do vinagre reage com o bicarbonato de sódio libertando dióxido de carbono. À medida que se forma mais gás, a pressão dentro da garrafa aumenta e o balão enche.
H+ (aq) + HCO3- (aq) → CO2 (g) + H2O (l)
Fazer espuma
Ao misturar duas soluções produz-se uma grande quantidade de espuma.
Material necessário: Provetas de 25 e 100 ml; Reagentes: Vinagre;
Detergente; Bicarbonato de sódio; Água.
Como proceder:
1. Coloque cerca de 25 ml de uma solução de vinagre com detergente numa proveta.
2. Coloque cerca de 25 ml de uma solução de água com bicarbonato de sódio numa outra proveta.
3. Misture as soluções numa proveta de 100 ml.
4. Observe.
Explicação:
A espuma é produzida pela libertação de dióxido de carbono da solução de detergente, quando o ácido acético do vinagre reage com o bicarbonato.
H+ (aq) + HCO3- (aq) ―> CO2 (g) + H2O (l)
Fogo de artifício
Material e reagentes:
Cloreto de sódio Cloreto de cálcio Cloreto de potássio Sulfato de sódio
Acido bórico Água destilada 6 Copos pequenos
Lamparina Copo de 100 ml 6x25 cm de arame Óculos de segurança
Procedimento experimental:
1. Coloca os óculos de segurança;
2. Coloca cada um dos 6 sais em cada um dos recipientes de vidro (copo ou vidro de relógio);
3. Enche com água o copo de 100 ml;
4. Faz um anel com cerca de 1 cm de diâmetro nas extremidades dos seis arames;
5. Acende a lamparina;
6. Mergulha o anel de um dos arames na agua. Queima o anel na lamparina para o limpares;
7. Mergulha de novo o anel na agua e depois num dos sais;
8. Coloca o anel sobre a chama da lamparina e observa a cor da chama.
Explicação:
Se uma solução contendo um sal de um metal (ou outro composto metálico) for aspirada numa chama, pode formar-se um vapor que contem átomos de metal.
Alguns destes átomos de metais no estado gasoso podem atingir um nível de energia suficientemente elevado para permitir a emissão de radiação característica desse metal (exemplo: amarela para o sódio, vermelha para o cálcio, violeta para o potássio, verde para o boro, azul esverdeada para o cobre).
Esta é a base de uma técnica chamada ESPECTROSCOPIA DE EMISSÃO DE CHAMA:
Mensagem Secreta
Escreve-se uma mensagem incolor numa folha de papel que depois é revelada
Material e reagentes:
Folha de papel;
Cotonete ou pincel;
Difusor;
Solução de fenolftaleína;
Solução de hidróxido de sódio (0,1 mol/dm3 é suficiente) ou solução saturada de hidróxido de cálcio.
Procedimento:
1. Escreve-se com um cotonete ou um pincel uma mensagem numa folha de papel, utilizando uma solução incolor de fenolftaleína.
2. Revela-se essa mensagem borrifando com uma solução de hidróxido de sódio o papel.
3. A mensagem fica com a cor carmim.
Explicação:
A fenolftaleína é um indicador que fica carmim na presença se soluções básicas neste caso uma solução de hidróxido de sódio.
Assim, quando se adiciona uma solução dessa base à mensagem escrita com fenolftaleína, esta fica carmim.
O Ovo Nu Materiais Frasco de vidro com tampa 1 ovo cru Vinagre límpido
Procedimento:
1. Coloca o ovo cru dentro do frasco de vidro. Não raches o ovo.
2. Cobre o ovo com o vinagre límpido.
3. Põe a tampa no frasco.
4. Observa imediatamente e depois periodicamente durante as 24 horas seguintes.
Explicação:
Começam a formar-se imediatamente bolhas na superfície da casca do ovo e aumentam de número com o tempo. Após 24 horas, a casca terá desaparecido, e pedaços dela podem estar a flutuar na superfície do vinagre. O ovo permanece intacto devido à fina membrana transparente exterior. A gema vê-se através da membrana.
O nome químico do vinagre é ácido acético. A casca de ovo é constituída por carbonato de cálcio. A reacção entre o ácido acético e o carbonato de cálcio faz com que a casca do ovo desapareça e se formem bolhas de dióxido de carbono.
Pega-monstros
Material e reagentes: Copos,Varetas de vidro ou de madeira,
Totocola;Solução aquosa de borato de sódio a 4 %,
Corantes alimentares de várias cores,Luvas de protecção,
Óculos de segurança.
Procedimento experimental:
1. Deitar cerca de 25 ml de cola num copo e 20 ml de água, misturando bem.
2. Acrescentar 3 a 5 gotas de corante.
3. Adicionar 5 ml de solução de borato de sódio e misturar bem. E está pronto!
Explicação:
A mistura da cola com o borato de sódio forma um polímero de silicone com propriedades surpreendentes.
Produção de um plástico
Material e reagentes:
Placa de aquecimento;Filtro;Funil;ProvetaGobelé;Leite;Vinagre (ácido acético).
Como proceder:
1. Aquece meio litro de leite numa panela, sem o levar à fervura. (a quantidade de leite pode ser medida com uma proveta, ou com um copo graduado de cozinha)•
2. Verte, para o leite, 50 ml de vinagre e mexe bem a solução. Verificarás a formação de flocos de uma substância branca no leite. (esta substância branca trata-se de uma proteína chamada caseína)
3. Filtra a mistura heterogénea para outro recipiente, de maneira a obteres a caseína o mais puro possível. (a filtração deverá ser feita com a ajuda de um funil e um filtro de papel)
4. Deixa filtrar bem a solução. Depois recuperares o sólido depositado no papel de filtro, raspa o papel com a ajuda de uma espátula ou de uma simples colher de cozinha.
5. Comprime a caseína num molde à tua escolha e deixa-a endurecer.
A reação do vulcão
Material e reagentes:Vidro de relógio;Fósforos.Dicromato de amónio;Aparas de magnésio.
Procedimento experimental:
1. Coloca um vidro de relógio dicromato de amónio adiciona aparas de magnésio.
2. De seguida, fornece-lhe energia, chegando um fósforo ao centro. Espera que a reacção ocorra.
(Nota: a reacção é mais rápida se juntares umas gotas de álcool etílico).
Explicação:
Pretende-se simular um vulcão em erupção. Utiliza-se, para isso, dicromato de amónio, aparas de magnésio e fornece-se energia para que a reacção ocorra.
A reacção é traduzida pela seguinte equação química:
(NH4)2Cr2O7 (s) → Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O (g) + ENERGIA
O óxido de crómio é responsável pela cor verde do resíduo sólido.
Sopro Mágico
Material:Copo de precipitação;Erlenmeyer;Palhinha;Solução saturada de hidróxido de cálcio;
Fenolftaleína;Agua destilada.
Procedimento:
1. Coloca num copo de precipitação cerca de 20 ml de solução aquosa de hidróxido de cálcio;
2. Adiciona a esta solução 2 ou 3 gotas de fenolftaleína;
3. Com a ajuda da palhinha(canudinho) sopra para a solução e observa.
Explicação:
Nesta experiência podemos estudar algumas das propriedades do dióxido de carbono quando sopramos, por uma palhinha, para uma solução de hidróxido de cálcio também chamada água de cal.
O que acontece é que um dos gases que exalamos é o dióxido de carbono (CO2), que é produzido no nosso organismo por reacção entre o oxigénio inspirado e a glucose. Alem do dióxido de carbono forma-se ainda vapor de água e liberta-se energia.
O dióxido de carbono é um gás incolor ligeiramente solúvel em água que, na solução referida reage, tornando incolor a solução inicialmente cor-de-rosa. Quando sopramos para o copo de precipitação, a água de cal fica leitosa, ou seja, provocamos uma reacção química por acção do sopro.
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DO DIÓXIDO DE CARBONO:
MATERIAL UTILIZADO:- Papel de pesagem.- Provetas de 50 e 250 mL.- Erlenmeyer de 125 mL.- Carbonato de Sódio NaCO3.- HCl 1 mol/L.- Becker de 250 mL.- Conexão.- Tubo de ensaio.
- Bico de Bünsen.
PROCEDIMENTO:
1 - Montar o sistema de coleta de gases.
FIGURA 1 - Sistema de Coleta de Gases.
2 - Pesar com precisão (± 0,1mg) entre 1,0000 e 1,1000g de carbonato de sódio, anotar a massa do papel mais o carbonato e dobrar o papel de pesagem sem tocar diretamente com as mãos. Esta massa de carbonato é suficiente para colher o CO2 numa proveta de 250mL. Caso queira usar outra proveta de volume menor ou maior, testar qual massa apresentará os melhores resultados.
3 - Medir numa proveta cerca de 30 mL de HCl 1mol/L e transferir para um erlenmeyer de 125mL.
4 - Pesar o Erlenmeyer com HCl e anotar a massa.
5 - Introduzir o papel com o carbonato no Erlenmeyer com HCl, tampar, imediatamente, e agitar evitanto tocar o erlenmeyer diretamente com as mãos. Anotar o volume de CO2 produzido e pesar todo conjunto após a evolução do gás.
FIGURA 2 - Animação do Experimento.
6 - Consultar os valores de pressão atmosférica e temperatura no dia e hora da experiência. Anotar os resultados. Comparar o valor da densidade do CO2 com o da literatura.
7 - Descartar a solução final.
QUESTÕES:
1 -) Escrever a fórmula estrutural do CO2. Esta molécula é polar?
2 -) Escrever a fórmula estrutural do ácido carbônico.
3 -) Escrever as equações de equilíbrio do ácido carbônico.
4 -) Por que CO2 é liberado em meio ácido? Haveria evolução deste gás em pH 13?
5 -) Quando é borbulhado CO2 em água pura, o que deve ocorrer?
6 -) Calcule a densidade de CO2 pela diferença de massa.
7 -) Como poderia utilizar os conceitos das leis de Dalton, Charles, Boyle e Clapeyron para o sistema?
8 -) Calcule qual a massa de CO2 presente num recipiente de 250,0 mL sob uma pressão de 650 torr e temperatura de 27,5o C?
9 -) Uma determinada massa de gás (m), está numa temperatura (t), pressão (p1) e volume (v1). O que ocorreria com a pressão se a mesma massa (m), estivesse: i) Na mesma (t), porém, em 2v1?, ii) Na mesma (t), porém, em 0,5v1? iii) No mesmo (v1), porém, em 2t?
10 -) Uma amostra de água foi gaseificada com CO2 a 25oC sob uma pressão de 1,50 atm e vedada nesta pressão. Quantos ppm de CO2 existem nesta água?
POTENCIAIS REDOX DE CÉLULAS
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Um metal quando colocado na presença de um cátion poderá ou não transferir elétrons, por exemplo.
Sendo assim, reações de oxido-redução são reações de deslocamento.
Célula eletroquímica, célula galvânica, célula voltaica ou pilha eletroquímica são nomes dados aos dispositivos que produzem corrente elétrica ao ocorrer uma reação de oxido-redução. A célula eletroquímica converte energia química em energia elétrica a partir de uma reação de oxido-redução espontânea.
MATERIAL UTILIZADO:
- Papel Cromatográfico.
- Multímetro.
- Soluções de: Mg2+, Zn2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Ag+, Au3+ e eletrodo de referência.
- Metais polidos das soluções acima.
PROCEDIMENTO:
1 - Recortar 10 tiras de papel cromatográfico medindo 15 cm x 1,5 cm e uma tira medindo 1,5 cm x 25 cm.
2 - Marcar a lápis as respectivas soluções, 1,0 mol/L em que cada tira será embebida, a saber: AMg2+, Zn2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Ag+ e Au3+.
3 - Dispor estas tiras de maneira paralela umas as outras de tal forma que não haja contato entre as mesmas. Devem ser acomodadas em superfície lisa e não condutora, por exemplo fórmica.
FIGURA 1 - Montagem do Experimento.
4 - Embeber a tira maior com uma solução 1mol/L de KCl e estabelecer contato elétrico entre as tiras.
5 - Colocar em cima de cada tira os respectivos metais devidamente polidos.
6 - Medir os potenciais de cada par com um multímetro e anotar os valores de potenciais encontrados. Será sempre considerada a primeira medida efetuada. Medidas subseqüentes com os mesmos pares redox, deverão, necessariamente sofrer novo polimento.
FIGURA 2 - Medição dos potenciais.
7 - Construir uma tabela como se segue:
Tabela 1 - Valores de potenciais encontrados com o multímetro.
- →
+ ↓ Au Ag Cu Pb Sn Ni Zn Mg Eref
Au ----------
Ag ----------
Cu ----------
Pb ----------
Sn ----------
Ni ----------
Zn ----------
Mg ----------
Eref ----------
8 - Comparar as diferenças obtidas com as diferenças dos potenciais padrões que são valores tabelados. Veja Tabela 2.
Tabela 2 - Potenciais padrões de eletrodos em solução aquosa a 25º C.
Par Redox Reação de Eletrodo E0/V
Li+/Li Li+ + e- ↔ Li -3.04
K+/K K+ + e- ↔ K -2.92
Ba2+/Ba Ba2+ + 2e- ↔ Ba -2.90
Ca2+/Ca Ca2+ + 2e- ↔ Ca -2.76
Na+/Na Na+ + e- ↔ Na -2.71
Mg2+/Mg Mg2+ + 2e- ↔ Mg -2.38
Al3+/Al Al3+ + 3e- ↔ Al -1.71
H2O/H2/Pt 2H2O + 2e- ↔ 2OH- + H2 -0.83
Zn2+/Zn Zn2+ + 2e- ↔ Zn -0.76
Cr3+/Cr Cr3+ + 3e- ↔ Cr -0.74
Fe2+/Fe Fe2+ + 2e- ↔ Fe -0.41
Cd2+/Cd Cd2+ + 2e- ↔ Cd -0.40
Ni2+/Ni Ni2+ + 2e- ↔ Ni -0.23
Sn2+/Sn Sn2+ + 2e- ↔ Sn -0.14
Pb2+/Pb Pb2+ + 2e- ↔ Pb -0.13
H+/H2/Pt 2H+ + 2e- ↔ H2 0.00
Cu2+/Cu Cu2+ + 2e- ↔ Cu 0.34
Fe3+,Fe2+/Pt Fe3+ + e- ↔ Fe2+ 0.77
Ag+/Ag Ag+ + e- ↔ Ag 0.80
H+,NO-3/NO/Pt NO-3 + 4H+ + 3e- ↔ NO + 2H2O 0.94
O2/H+,H2O/Pt O2 + 4H+ + 4e- ↔ 2H2O 1.23
Au3+/Au Au3+ + 3e- ↔ Au
REATIVIDADE DE METAIS
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea.
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Maior reatividade, Menor nobreza
MATERIAL UTILIZADO:
- Tubos de ensaio.
- Estantes para tubos de ensaio.
- Pipetas de 10 mL.
- Ácido clorídrico 10% (HCl).
- Sulfato de cobre pentahidratado10% (CuSO4 . 5 H2O).
- Nitrato de prata 2 % (AgNO3).
- Sulfato de zinco 5% (ZnSO4).
- Cloreto de sódio 5% (NaCl).
- Sódio metálico (Na).
- Magnésio metálico em aparas ou fita (Mg).
- Alumínio metálico em aparas (Al).
- Zinco metálico em aparas (Zn).
- Ferro metálico em fragmentos ou pregos (Fe).
- Cobre metálico em fragmentos (Cu).
- Solução de fenolftaleína.
- Sulfato de magnésio 5% (MgSO4).
- Ácido nítrico 50% (HNO3).
PROCEDIMENTO:
Reação de Sódio Metálico Com Água.
1 - Numa cuba de vidro colocar água destilada até a metade e adicionar de 5 a 10 gotas de fenolftaleína.
2 - Cuidadosamente, cortar com uma espátula seca um pequeno fragmento de sódio metálico e colocá-lo na cuba em local seguro. Anote suas observações.
Reação de Metais Com Ácidos.
1 - Adicionar HCl 10% em 5 tubos de ensaio até 1/3 do volume de cada um.
2 - Em cada um dos cinco tubos adicionar, conforme a Figura 1, as seguintes aparas de metais:
- Magnésio.
- Alumínio.
- Zinco.
- Ferro.
- Cobre.
Figura 1 - Montagem do experimento.
Esperar alguns minutos e observar se ocorreram reações. A reação poderá ou não ocorrer, dependo da tabela de reatividade que segue abaixo:
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Maior reatividade, Menor nobreza
HCl
Reação de metal situado antes do H na tabela de reatividade.
HCl
Figura 2 - Reação de metal, situado antes do H na tabela de reatividade, com HCl.
HCl
Reação de metal situado depois do H na tabela de reatividade.
HCl
Figura 3 - Reação de metal, situado após o H na tabela de reatividade, com HCl.
Reação do Ácido Nítrico Com o Cobre.
1 - Colocar HNO3 50% em um tubo de ensaio até ¼ do seu volume e adicionar aparas de cobre.
3Cu(s) + 8HNO3(aq) ==> 3Cu (NO3)2(aq) + 4H2O + 2NOä
2NO(g) (gás incolor) + O2(g) ==> 2NO2ä (gás castanho)
Reação Entre Metais.
1 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de zinco, aguardar 2 minutos, agitar e observar.
2 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de zinco até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de cobre, agitar e observar.
3 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de magnésio, aguardar 2 minutos, agitar e observar.
4 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de magnésio até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de cobre, agitar e observar.
5 - Em três tubos de ensaio colocar cloreto de sódio até 1/3 do seu volume.
6 - Em cada um dos tubos adicionar as seguintes aparas de metais:
- Cobre.
- Zinco.
- Alumínio.
Observar o que ocorre com cada um deles.
7 - Em um tubo de ensaio colocar solução de nitrato de prata até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de magnésio, agitar e observar.
8 - Adicionar aparas de zinco ou alumínio a um tubo de ensaio contendo em 1/3 do seu volume solução de nitrato de prata. Agitar e observar.
ELETRÓLISE
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.
Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação
Na+ + e- ® Na(l)
A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio.
A mesma eletrólise do NaCl fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é
2Cl- ® Cl 2 + 2e-
Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons Cl-) para a produção de uma molécula de Cl2. Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de Cl2. Isto significa que um equivalente de Cl2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a metade da massa molecular). Quando o NaCl fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo (consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para produzir 1 mol de Na).
MATERIAL UTILIZADO:
- Cuba eletrolítica.
- Fonte de corrente contínua.
- 1000 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.
- 1000 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 10%.
- 1000 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 10%.
PROCEDIMENTO:
1 - Preparar 1000 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido clorídrico e cloreto de sódio 10%. Identificar as soluções.
2 - Colocar a solução de ácido sulfúrico numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na FIGURA 1. Use luvas e óculos de proteção.
Figura 1 - Montagem do Experimento.
3 - Conectar os pólos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.
4 - Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado aproximadamente 60,0 mL de hidrogênio. Anotar todas as observações. A FIGURA 2 mostra como será o andamento do experimento para a solução de H2SO4.
Figura 2 - Eletrólise do H2SO4.
5 - Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente.
6 - Lavar todo material e repetir o procedimento para as outras duas soluções. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do livro Química Geral do Russel e ver as reações de cátodo e de ânodo e como poderia ser provado a formação dos produtos.
CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do ácido sulfúrico. 2H2 + O2 à H2O é uma reação muito explosiva.
PROCEDIMENTO:
1 -) Escrever as equações de ionização do H2SO4 e HCl e dissociação do NaCl.
2 -) Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.
3 -) Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.
CINÉTICA QUÍMICA
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Em Algumas transformações os sinais de mudança são percebidos após um longo período de tempo, enquanto outras os sinais aparecem mais rapidamente.
O CO e NO, existentes nos escapamentos dos automóveis, são exemplos de reações lentas. Esses dois gases tóxicos combinam-se para formar CO2 e N2:
CO(g) + NO(g) ® CO2 + ½ N2¬ ,
Em condições normais a conversão desses gases é muito demorada.
A dissolução de um comprimido efervescente em água é um exemplo de mudança imediata.
As velocidades de reações químicas freqüentemente são difíceis de serem determinadas, porque se necessita medir o valor de uma grandeza que vai variando a concentração.. os métodos instrumentais são freqüentemente úteis, pois medem a variação da viscosidade através da variação de alguma propriedade física, como a pressão, absorção de luz, condutividade, etc. As velocidades de reações dependem da concentração das várias espécies presentes na mistura reagente.
Para ver como as velocidades de reação podem ser descritas quantitativamente, considere a reação hipotética, homogênea (em fase única):
A + B ® C + D
Quando A e B são colocadas em contato, reagem produzindo C e D. Velocidade de reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um produto é formado.
MATERIAL UTILIZADO:
- Buretas.
- Beckers.
- Tubos de ensaio.
- Cronômetro.
- Água destilada.
- Solução H2SO4 0,3 mol/L (H+).
- Solução Na2S2O3 0,3 mol/L (S2O3-2).
PROCEDIMENTO:
1 - Identificar 3 buretas e 3 bequers (H2O, H+ e S2O32-) .
2 - Encher corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior, zerando-as.
3 - Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocar em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.
4 - Numerar outros 6 tubos de ensaio.
5 - Utilizando as buretas colocar nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água conforme descrito na tabela que segue:
Tabela 1 - Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio.
TUBOS VOLUMES EM mL T (s)
S2O32- H2O TOTAL
1 6,00 0,00 6,00
2 5,00 1,00 6,00
3 4,00 2,00 6,00
4 3,00 3,00 6,00
5 2,00 4,00 6,00
6 1,00 5,00 6,00
6 - Pegar o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acionar o cronômetro, ambos imediatamente.
FIGURA 1 - Animação do procedimento.
7 - Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetro assim que a turvação (produto da reação) não permita a visualização desta. Anotar o tempo na Tabela 1.
8 - Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e lavá-lo imediatamente.
9 - Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.
10 - Fazer um gráfico de velocidade (mols/s) versus concentração (mols/L)
ARRHENIUS
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Em muitos casos a velocidade observada de uma reação química aumenta com o aumento da temperatura, mas a extensão deste aumento varia muito de reação para reação.
Em termos da equação de velocidade, a causa da variação da velocidade de reação com a temperatura reside em que a constante k varia quando se altera a temperatura. A relação entre ambas foi descoberta em 1887 por Van’t Hoff e, independentemente, em 1889, por Arrhenius. A relação, conhecida como equação de Arrhenius, é:
Onde A é denominado fator de freqüência, Ea, energia de ativação, R é a constante de gases ideais e T, temperatura absoluta.
De acordo com a equação de Arrhenius, o valor da constante de velocidade k aumenta com a temperatura. Isto significa que um aumento da temperatura deve produzir um aumento da velocidade da reação, o que usualmente, é observado. Em qualquer temperatura deve existir uma distribuição, a distribuição de Maxwell-Boltzmann, de energias cinéticas moleculares numa substância, e a temperaturas mais elevadas essa distribuição se desloca no sentido de se ter maior número de moléculas rápidas e menos moléculas lentas.
A equação de Arrhenius é útil porque expressa a relação quantitativa entre temperatura, energia de ativação e constante de velocidade. O seu emprego mais útil reside na determinação da energia de uma reação, partindo de medidas de velocidade a diferentes temperaturas.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO: energia que as moléculas colidentes devem ter para formar o complexo ativado, um conjunto instável de átomos fracamente ligados entre si e que pode se decompor em moléculas de reagentes ou de produtos.
MATERIAL UTILIZADO:
- Buretas de 50 mL. - Suporte Universal.- Garra de Bureta.- Beckers de 100 e 500 mL.
- Tubos de ensaio.- Estantes para tubo de ensaios.
- Cronômetro.- Bico de Bünsen.- Tela de amianto.- Tripé de ferro.
- Termômetro de 0 a 100º C.- Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,05 M (2,7mL/L).
- Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,05 M (7,9mL/L).
PROCEDIMENTO:
1 - Rotular duas buretas de 50 mL e dois beckers de 100 mL: Na2S2O3 e H2SO4.
2 - Em cada bureta colocar o líquido correspondente e sob cada uma seu respectivo becker.
3 - Em quatro tubos de ensaio, limpos e secos, nomeá-los: 1,2,3 e 4.
4 - Transferir da bureta de H2SO4 4 mL a cada um dos tubos.
5 - Em outros quatro tubos de ensaio, limpos e secos, nomeá-los: 1a,2a,3a e 4a. Repetir o passo 4 para o Na2S2O3.
6 - Colocar água no Becker de 500 mL até a metade e montar o sistema da FIGURA 1.
FIGURA 1 - Montagem do experimento.
7 - Introduzir os tubos 1, 1a e um termômetro no Becker (temperatura ambiente aproximadamente 25º C).
8 - Esperar aproximadamente dois minutos até a temperatura dos tubos se igualarem à temperatura da água.
9 - Adicionar o conteúdo do tubo 1 no tubo 1a, mantendo este sempre imerso na água, e acionar imediatamente o cronômetro.
10 - Observar o tubo 1a até aparecer uma turvação e, então parar o cronômetro. Anotar os dados de temperatura e tempo de reação na TABELA 1.
11 - Descartar em vidro fechado o conteúdo do tubo 1a, e lavá-lo imediatamente para evitar que fique manchado.
12 - Aquecer a água em mais 10º C (aproximadamente 35º C) e colocar os tubos 2 e 2a. Repetir os passo de 8 a 11.
FIGURA 2 - Animação do Experimento.
13 - Aumentar a temperatura mais 10º C (aproximadamente 50º C) e colocar os tubos 3 e 3a. Repetir os passos de 8 a 11.
14 - Para os tubos 4 e 4a, a temperatura da água deve estar 10º C mais alta (aproximadamente 60º C), colocá-los no becker e repetir os passos de 8 a11.
15 - Preencher a última coluna da TABELA 1 , fazendo V=1/t (t em segundos).
16 - Traçar um gráfico de velocidade em função da temperatura (V x T).
Tabela 1 - Temperaturas, tempos e velocidades para cada conjunto de tubos.
TUBOS TEMPERATURA TEMPO V=1/t
1 e 1a
2 e 2a
3 e 3a
4 e 4a
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁLCOOL EM GASOLINA
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo, na faixa de hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono.
Uma das propriedades mais importantes da gasolina é a octanagem. A octanagem mede a capacidade da gasolina de resistir à detonação, ou sua capacidade de resistir ás exigências do motor sem entrar em auto-ignição antes do momento programado. A detonação (conhecida como "batida de pino") leva à perda de potência e pode causar sérios danos ao motor. Existe um índice mínimo permitido de octanagem para a gasolina comercializada no Brasil, que varia conforme seu tipo.
O álcool etílico, umas das substâncias adicionadas à gasolina tem vital papel na sua combustão, pois sua função é aumentar a octanagem em virtude do seu baixo poder calorífico. Além disso, o fato propicia uma redução na taxa de produção de CO. A porcentagem de álcool é regulamentada por Lei, e recentemente foi estabelecido um novo padrão que é de 18 a 24%. Se por um lado existe vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de óxidos de nitrogênio.
Disso tudo, nota-se a importância para a frota automotiva brasileira e para o meio ambiente, o rigoroso controle dessa porcentagem.
MATERIAL UTILIZADO:
- Proveta de 100 mL com tampa. - Amostra de Gasolina.- Solução saturada de NaCl.
- Luvas e óculos de proteção.
PROCEDIMENTO:
1 - Colocar 50 mL de gasolina comum em uma proveta de 100 mL ± 0,5 mL com tampa.
2 - Completar o volume até 100 mL com a solução saturada de NaCl.
FIGURA 1 - Montagem do experimento.
3 - Fechar a proveta, misturar os líquidos invertendo-a 5 vezes.
OBSERVAÇÃO: Segure firme para evitar vazamentos.
FIGURA 2 - Animação do experimento.
4 - Manter em repouso até a separação das duas fases.
5 - Ler o volume de ambas as fases.
6 - Denominar o volume da fase aquosa de V'.
7 - Subtrair de V', 50 mL e denominar este novo volume de V'', conforme a seguinte equação:
V'' = V' - 50 mL
V'' corresponderá à quantidade de etanol presente em 50 mL da amostra de gasolina.
8 - Calcular a % de álcool na gasolina, através da seguinte relação:
50 mL — 100%
V" — x %
9 - Determine a massa da gasolina e expresse a % em m/m.
CUIDADOS IMPORTANTES:
- Não acender ou ligar nenhum tipo de fonte de calor.
- Usar óculos de proteção e luvas.
- Realizar o experimento na Capela, preferencialmente.
- Guardar a fase não aquosa em recipiente adequado que estará disponível no laboratório para que seja adequadamente tratado.
PREPARO DE SOLUÇÃO DE NaOH
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS.
Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como uma substância contendo hidrogênio que produz íons hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em solução. A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água:
H+(aq) + OH-(aq) ® H2O
Isto está de acordo com a observação de que quando uma solução diluída de HCl, HBr, HI, HNO3 ou HClO4 é misturada com uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2¬ ou La (OH)3, o calor de neutralização molar,DHneut, é sempre o mesmo: - 55,90 kJ por mol de água formada (isto é, 55,90 kJ de calor são liberados por mol). Os ácidos acima são todos fortes (completamente dissociados) e as bases são todas fortes, de maneira que, não importa qual par ácido-base escolhido, a reação é a mesma: a combinação de um íon hidrogênio com um íon hidróxido para formar uma molécula de água.
DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY.
Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição ácido-base. A definição de Bronsted-Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a aceitar um próton. Além disso, uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos. O HCl, por exemplo, é um ácido em solução aquosa, de acordo com a definição de Arrhenius. Mas, também, o HCl é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo quando não está presente nenhum outro solvente. Ele é um ácido simplesmente porque pode doar um próton.
De acordo com a idéia de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a competição por um próton entre duas bases. Quando, por exemplo, o cloreto de hidrogênio se dissolve em água, uma molécula de HCl (um ácido) doa um próton a H2O (uma base) para formar H3O+ (um ácido) e Cl- (uma base):
HCl(g) + H2O ® H3O+ + Cl-
Ácido1 + base2 ® ácido2 + base2
Prótons (H+) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e ácido, respectivamente. Na equação acima, HCl e Cl- constituem um par ácido-base conjugados, e H2O e H3O+ são o outro par.
DEFINIÇÃO DE LEWIS.
Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano G.N. Lewis em 1923, mesmo ano em que Bronsted-Lowry fizeram suas proposições. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Em resumo, ácido é um receptor de par de elétrons e base é uma doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada.
MATERIAL UTILIZADO:
- Pêra de borracha.- Balança.- Bagueta.- Erlenmeyer de 250 mL.- Balão volumétrico de 250 mL.
- Becker de 250 mL.- Espátula.- Pipeta graduada de 2 ou 5 mL.- Hidróxido de sódio sólido (NaOH).
PROCEDIMENTO:
PREPARO DA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE NaOH.
1 - Tarar um Becker de 250 mL e, dentro dele pesar 50 g de NaOH.
2 - Adicionar 250 mL de água, lentamente e sob agitação.
3 - Deixar esta solução em repouso, coberta por um papel ou rolha, durante 24 horas.
4 - Esta solução é de aproximadamente 5 mol/L de NaOH.
PREPARO DA SOLUÇÃO 0,1 N DE NaOH.
1 - Calcular o volume da solução 5 mol/L de NaOH necessário para preparar 250 mL da mesma solução, porém, 0,1 mol/L. Sendo: N = 0,1 N
E = 40 g
V = 250 mL : 1000 = 0,25 L 2 - Adicionar água destilada ao balão para homogeneizar. Quando estiver próximo do menisco acertar gota a gota.
3 - Fechar o balão e homogeneizar muito bem a solução.
4 - Transferir o conteúdo para frasco de polietileno, rotular convenientemente e em seguida lavar o balão.
PADRONIZAÇÃO DO NaOH E DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
- Bureta de 50 mL.- Garra de bureta. Pipeta de 20 ou 10 mL.- Pêra de borracha.- Suporte universal.- Erlenmeyer de 250 mL.- Becker de 100 mL.- Funil.- Pisseta.- Provetas de 50 e 250 mL.- Vinagre.- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1N.
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1N.- Solução de fenolftaleína.
PROCEDIMENTO:
PADRONIZAÇÃO DE NaOH.
FIGURA 1 - Montagem do Experimento.
1 - Carregar a bureta de 50 mL com solução de NaOH 0,1 N.
2 - Calcular a massa de Ftalato ácido de potássio (padrão primário) necessária para neutralizar completamente 25 mL da solução de NaOH ~ 0,1 mol/L. Este volume corresponde a metade da capacidade da bureta, onde o erro é menor.
3 - Pesar a massa calculada três vezes, com precisão de ± 0,1 mg e transferir para erlenmeyers previamente enumerados. Não é necessário pesar exatamente os mesmos valores de massa, variações de ± 2,0 mg são aceitáveis.
4 - Dissolver os sólidos em 50 mL de água e adicionar 3 gotas de Fenolftaleína.
5 - Adicionar lentamente a solução da bureta ao erlenmeyer, segurando e agitando-o com a mão direita, com a mão esquerda controlar a torneira da bureta. Anotar o ponto final da titulação. Repetir a titulação para os outros dois erlenmeyers.
FIGURA 2 - Padronização do NaOH.
6 - Anotar os valores de acordo com a TABELA 1.
TABELA 1 - mpp, volume de NaOH e normalidade de NaOH.
ERLENMEYER mpp (g) VNaOH (mL) NNaOH
1
2
3
NNaOH =
7 - No caso de discrepância significativa entre os valores de normalidade, repetir as titulações tantas vezes quanto necessárias.
DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE.
FIGURA 3 - Montagem do Experimento de Determinação da Densidade do Vinagre.
1 - Pesar com precisão de ± 1 mg 20 mL de vinagre e calcular a densidade do mesmo.
2 - Pipetar três vezes 2 mL de vinagre para três erlenmeyers de 250 mL.
3 - Adicionar cerca de 30 mL de água (medidos em proveta ) e de 5 gotas de fenolftaleína.
4 - Carregar a bureta com solução de NaOH padronizada.
5 - Adicionar ao erlenmeyer a solução de NaOH, gota a gota, com agitação constante, até a viragem do indicador. Observar e anotar a cor da viragem.
FIGURA 4 - Determinação da Acidez do Vinagre.
6 - Repetir a operação. Não admissíveis diferenças superiores a ± 0,1 mL entre as três titulações.
7 - Calcular a média entre os itens 5 e 6.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS (ENXOFRE E NAFTALENO)
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza são conhecidas como propriedades coligativas. Cada uma dessas propriedades de pende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas incluem o abaixamento da pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de congelamento e pressão osmótica.
ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR.
A tendência de escape para um solvente é medida pela sua pressão de vapor. A uma dada temperatura a pressão de vapor de um líquido puro depende da fração das moléculas na superfície que têm suficiente energia cinética para escapar das atrações de suas vizinhas. A pressão de vapor mede a concentração das moléculas do solvente na fase gasosa.
ELEVAÇÃO DO PONTO DE EBULIÇÃO.
Um líquido ferve à temperatura na qual sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica. A pressão de vapor de uma solução a cada temperatura diminui como resultado da presença de um soluto e assim é necessário aquecer a solução a uma temperatura mais alta, a fim de alcançar seu ponto de ebulição.
ABAIXAMENTO DO PONTO DE CONGELAMENTO.
Uma maneira de explicar o fenômeno da elevação do ponto de ebulição é dizer que as partículas de um soluto diminuem a tendência de escape do solvente; portanto,precisamos compensar isto promovendo o aumento da temperatura a fim de conseguir ferve-lo. Mas, tendência de escape significa tendência para escapar para qualquer outra fase; então podemos usar um argumento semelhante para justificar o fato de que um soluto abaixa o ponto de congelamento de um solvente, a fim de congelar o solvente, precisamos resfria-lo à uma temperatura mais baixa, para compensar a sua tendência de escape diminuída. A presença de um soluto sempre diminui o ponto de congelamento se o soluto é insolúvel na fase sólida. A diminuição do ponto de congelamento causa deslocamento da linha de equilíbrio sólido-líquido para a esquerda no diagrama de fase.
PRESSÃO OSMÓTICA.
Outra maneira de observar a diferença entre as tendências de escape no solvente e na solução encontra-se na FIGURA 1. Os dois líquidos aparecem separados por uma membrana semipermeável. Essa membrana é uma barreira fina que permite a passagem de certas espécies atômicas, iônicas ou moleculares, mas de outras não.. neste caso, ela permite a passagem de moléculas do solvente em ambas as direções, mas é impermeável para partículas de soluto.. visto que a tendência de escape à esquerda é maior que aquela à direita, a velocidade de transferência de moléculas de solvente da esquerda para a direita é maior que a da direita para a esquerda. Assim, depois de algum tempo haverá uma transferência efetiva de moléculas de solvente, do solvente puro para a solução. Este processo de transfer6encia de moléculas de solvente através de uma membrana semipermeável é conhecido como osmose. Para ocorrer osmose, as concentrações das partículas de soluto devem ser diferentes nos dois líquidos. Porém este processo pode ser interrompido, empurrando um pistão com uma pressão p suficientemente grande apenas para compensar a diferença nas tend6encias de escape, isto é, impedir que ocorra osmose. Esta pressão é denominada pressão osmótica.
MATERIAL UTILIZADO:
- Tubo de ensaio grande.- Becker de 400 ou 500 mL.- Termômetro de 0 a 100ºC com décimo de grau. Rolha para tubo de ensaio.- Suporte universal- Garra.- Tela de amianto.
- Tripé de ferro.- Bico de Bunsen.- Naftaleno (C10H8).- Enxofre (S8).
- Balança com sensibilidade de 0,1 g.
PROCEDIMENTO:
1 - Colocar cerca de 16 g de naftaleno em um tubo de ensaio, limpo e seco.
2 - Montar a aparelhagem da Figura 1 tomando as seguintes precauções:
Ô o termômetro deverá ficar com o bulbo dentro do naftaleno após sua fusão.
Ô a água do Becker deverá cobrir o naftaleno quando o mesmo estiver no estado líquido.
Ô procurar deixar a escala do termômetro ao redor dos 70º C o mais visível possível.
FIGURA 1 - Montagem do Experimento.
3 - Acender o bico de Bunsen e apagá-lo quando mais da metade do naftaleno estiver fundido.
4 - Esperar a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Aquecer mais um pouco, se necessário.
FIGURA 2 - Animação do Experimento.
5 - Resfriar o sistema e observar o início da solidificação do naftaleno. Anotar a temperatura.
6 - Pesar com exatidão 4 g de enxofre e anotar essa massa.
7 - Retirar o tubo de ensaio do Becker e transferir o enxofre para seu interior, cuidando para que não se perca nada. Evitar deixar o enxofre nas paredes do tubo.
8 - Voltar o tubo de ensaio para o sistema e aquecê-lo até a fusão do naftaleno contendo enxofre. No estado líquido temos uma solução cujo soluto é o enxofre e o solvente é o naftaleno. Essa solução é transparente.
9 - Procurar fazer com que todo o enxofre caia no naftaleno.
10 - Apagar o bico de Bunsen e deixar o sistema resfriar, agitando o conteúdo do tubo com freqüência.
11 - Ao se iniciar a solidificação da solução naftaleno-enxofre anotar a temperatura.
Ô O bulbo do termômetro deve ficar imerso na solução.
12 - Repetir o procedimento experimental, se necessário.
REAÇÕES QUÍMICAS
MATERIAL UTILIZADO e PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
- Reações de síntese X + Y ® XY
- Reações de decomposição ou análise XY® X + Y
- Reações de deslocamento ou simples troca X + YZ ® XY + Z ou X + YZ ® XZ + Y
- Reações de Dupla troca XY + ZW ® XW + ZY
- Reações Exotérmicas são aquelas onde há liberação de calor.
- Reações Endotérmicas são aquelas onde há absorção de calor.
MATERIAL UTILIZADO:
- Solução 1% ( m/v ) de nitrato de prata.
- Solução 1% ( m/v ) de cloreto de sódio.
- Solução 1% ( m/v ) de iodeto de sódio.
- ÁGUA DE CAL.
- Suspensão de amido.
- ÁGUA DE CLORO.
- Hidróxido de amônio 28%.- Ácido sulfúrico concentrado.
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L concentrado.
- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L.- Hidróxido de magnésio.
- Carbonato de magnésio.- Clorato de Potássio.- Fita de magnésio.
- Cobre metálico.- Proveta de 10 ml.- Caixa de fósforo.- Varetas de vidro 20 cm.
- Furador de rolhas.- Rolha de cortiça para tubo de ensaio.- Termômetro de 0 a 100° C.
- Pinça de madeira.- Pinça metálica.- Bico de bünsen.- Bastão de vidro.
- Estante para tubo de ensaio.- Tubos de ensaio (6 tubos de ensaio por grupo).
PROCEDIMENTO:
Preparação de água de cal:
Adicionar cerca de 800 mg de CaO em 100 mL de água destilada, agitar bem e filtrar. O filtrado é a água de cal.
OBSERVAÇÃO: Esta quantidade será suficiente para todos os grupos.
Preparação de água de cloro:
Na capela estará montado um sistema para obtenção de água de cloro que consistirá em um kitassato com KMnO4 sólido, acoplado a um funil de separação que contém ácido clorídrico concentrado. Quando se goteja o ácido no Permanganato, há a formação do gás cloro ( Cl2 ) que passará por um frasco intermediário contendo água destilada para eliminar excesso de HCl e finalmente será borbulhado em um outro frasco contendo água destilada. Após 3 minutos a "água de cloro" estará pronta.
FIGURA 1 - Animação da obtenção da Água de Cloro.
OBSERVAÇÃO:
1 - Preparar este reagente apenas no momento da realização do experimento
2 - Fazer a reação com o iodeto ( I- )na capela.
3 - Usar óculos de proteção e luvas.
Reações de Síntese:
Síntese de óxido de magnésio: Colocar no bico de Bünsen um pedaço de fita de magnésio de 1 cm. Observar a formação de um pó branco que é o óxido de magnésio.
OBSERVAÇÃO: Não fixar a vista na luz emitida por esta reação.
Reação:
Síntese de cloreto de amônio: Na capela, com um conta gotas, colocar 1 ml de HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo colocar a mesma quantidade de Hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo com HCl. Aproximar esta ponta até 1cm acima da superfície da solução de Hidróxido de amônio sem tocá-la. Observar o que acontece. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio dispersa no ar.
Reação:
A amônia, é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio
NH4OH ( aq) ® H2O + NH3ä
Reações de Decomposição:
Decomposição de clorato de potássio: Colocar em um tubo de ensaio, aproximadamente 100 mg de dióxido de manganês e 200 mg de clorato de potássio. Segurar o tubo de ensaio com uma pinça de madeira, aquecer aproximadamente 30 segundos. Imediatamente após esse tempo, colocar uma “brasa” na boca do tubo. Faça suas observações.
Reação:
Decomposição de carbonato de magnésio: Colocar no tubo A aproximadamente 2 g de carbonato de magnésio e no tubo B, “água de cal” faça a junção entre os tubos. Submergir a extremidade da vareta no tubo B, aquecer o tubo A até notar um borbulhamento que turva a água de cal, separar os dois tubos e desligar o bico de Bünsen.
Reação no Tubo A:
Reação no Tubo B:
Reações de Deslocamento:
Deslocamento de hidrogênio: Colocar cerca de 5 mL da solução HCl 1 mol/L, adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm, observar o que ocorre.
Reação:
Deslocamento da prata: Colocar 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L, introduzir dois pedaços de fio de cobre. Deixar a reação correr por 5 minutos. Verificar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: 1-) A solução de prata mancha a pele, roupas etc.
2-) Descartar o conteúdo do tubo em recipiente adequado
Reação:
Deslocamento do iodo: Adicionar 2 mL de iodeto de potássio 1% (m/v ) e 5 gotas de goma de amido. Acrescentar 3 mL de “água de cloro”, agitar o tubo e observar.
Reação:
Reações de Dupla Troca:
Tomar dois tubos de ensaio, em um deles colocar 1 mL de NaCl 1% (m/V), no outro tubo colocar 1 mL de AgNO3 1% (m/V). Misturar o conteúdo dos dois tubos e observar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: Descartar o conteúdo dos tubos em recipiente apropriado.
Reação:
Reações Exotérmicas:
Neutralização ácido-base: Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de HCL 1 mol/L, mergulhar o termômetro e medir a temperatura =
Em outro tubo de ensaio colocar a mesma quantidade de NaOH 1 mol/L, misturar os dois conteúdos rapidamente e medir a temperatura=
Reação:
Ionização do ácido sulfúrico: Colocar 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio e medir a temperatura da água =
Com luvas e óculos de proteção, adicionar lentamente 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, agitar e medir a temperatura=
OBSERVAÇÃO: O ácido sulfúrico é muito denso, corrosivo e desidratante forte.
Reação:
Reações Endotérmicas:
Dissolução de NH4Cl: Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio, anotar a temperatura=
Adicionar, aproximadamente, 200 mg de cloreto de amônio e anotar a temperatura=
Reação:
QUESTÕES:
1 -) O que é água de cloro e água de cal ?
2 -) Escrever as estruturas da amônia, água, ácido sulfúrico, ácido nítrico.
3 -) O que é pirólise e eletrólise ?
4 -) O que é um precipitado ?
5 -) Defina reação de neutralização.
6 -) Se você soprar a água de cal, o que você observaria?
7 -) De todas as reações estudadas quais são de oxidação-redução ? Reescrevê-las colocando os números de oxidação de reagentes e produtos.
8 -) Dê mais dois exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas ?
FACULDADE DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PRÁTICA No 5 -Química Geral
Experimental
Título: DETERMINAÇÃO DE CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO
Assuntos envolvidos: Termodinâmica, termoquímica, reação de neutralização, etc
MATERIAIS E REAGENTES
- Dewar
- Solução 1,0M de HCl
- Solução 1,0M de NaOH
- um agitador magnético
- suporte de ferro com garra
- um termopar e um termômetro
(ou dois termômetros)
- 2 provetas de 50 ou 100 mL
- 1 copo de Béquer de 250 mL, bico de Bunsen, tripé
e tela de amianto (ou balão e manta aquecedora)
INTRODUÇÃO
A Termodinâmica é um ramo da ciência que estuda a relação entre o calor e outras formas de
energia. A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a variação de calor associada a uma
transformação química.
Quando uma transformação ocorre a pressão constante, o único trabalho possível é o trabalho
de expansão e o calor liberado é igual à ∆H (variação da entalpia), ou seja, qP=∆H, onde qP é o calor da
reação química a pressão constante. Esse calor pode alterar a energia do sistema. Assim, medindo-se a
variação da energia do sistema podemos determinar o calor produzido pelas reações químicas. O
método que estuda tais relações é a calorimetria. O presente experimento tem por objetivo determinar
o calor de uma reação de neutralização por calorimetria. Para proporcionar medidas mais precisas, a
capacidade calorífica do calorímetro será inicialmente determinada.
A) Determinação da capacidade calorífica do calorímetro.
1. Meça, com uma proveta, 50 mL de água destilada e coloque-a no Dewar.
2. Monte o sistema seguindo-se a figura abaixo [Coloque a barra magnética no calorímetro (Dewar)
antes de colocá-lo sobre o agitador. Coloque o calorímetro sobre o agitador e gire a barra
magnética com uma velocidade adequada. Feche bem o calorímetro e introduza o termômetro ou
termopar de forma que o seu bulbo não toque na barra magnética];
3. Espere estabilizar a temperatura e anote seu valor.
4. Meça, com a ajuda de uma proveta, mais 50 mL de água destilada e aqueça-a em um béquer até
atingir ~90oC tomando o máximo de cuidado para evitar a evaporação d´água. Para tanto utilize o
vidro relógio;
5. Desligar o fogo e acompanhar a temperatura da água quente até estabilizar. Anote a temperatura;
6. Utilizando uma luva, transfira cuidadosamente a água quente para o Dewar. Misture bem com
agitador magnético e anote a temperatura em que o conjunto estabilizou;
7. Procure na literatura a capacidade calorífica e a densidade da água e, calcule a capacidade
calorífica do calorímetro.
Equação básica: Q = m Cp ∆t
2
B) Determinação do calor de reação de neutralização de ácido e base forte
1. Esvazie, lave e resfrie o Dewar utilizado no experimento anterior;
2. Meça, com uma proveta, 50 mL da solução de ácido clorídrico 1,0 M e coloque no Dewar. Agite
suavemente e meça a temperatura do conjunto após estabilizar.
3. Meça, com uma proveta, 50 mL da solução de hidróxido de sódio 1,0 M. Meça a temperatura
desta solução que deve ser igual à da solução de ácido. Senão, faça com que ambas soluções
entrem em equilíbrio térmico com o ambiente até que atinjam a mesma temperatura.
4. Verter a solução de hidróxido de sódio sobre a solução de ácido clorídrico. Feche rapidamente o
calorímetro e acompanhe a elevação da temperatura. Anote a temperatura após estabilizar.
5. Calcule a entalpia da reação de neutralização, ∆Hneutralização, considerando a capacidade calorífica
do calorímetro. Compare-o com os valores reportados na literatura.
qreação + qsolução + qcalorímetro = 0
C) Determinação do calor de reação de neutralização de ácido fraco e base forte
1. Repita o procedimento anterior utilizando o ácido acético no lugar de ácido clorídrico;
2. Calcule a entalpia da reação de neutralização, ∆Hneutralização, considerando a capacidade calorífica
do calorímetro. Compare com o valor obtido com o da neutralização de um ácido forte com base
forte. Discuta.
qreação = qsolução + qcalorímetro
Dados:
Solução Concentração molar
(M)
Densidade (g/mL) Calor específico
(cal/g °C)
NaOH 0,5 1,02 0,97
NaCl 0,5 1,02 0,96
Bibliografia
Giesbrecht, E. (Coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos,
Editora Moderna e Editora da Universidade de São Paulo, São Paulo, 1979.
Experimentos Químicos
1) COLA DE CASEÍNA
Este experimento tem por objetivo o preparo de uma cola que utiliza leite como matéria-prima.
TEMPO PREVISTO 30 minutos.
MATERIAL E REAGENTES
• 2 béqueres de 200 mL• proveta de 50 mL• 2 pedaços de pano de aproximadamente 30 cm x 30 cm (malha de algodão dá bons resultados)• 1 g de bicarbonato de sódio• 125 mL de leite desnatado• 1 limão
Obs: O béquer pode ser substituído por um copo de vidro e a pipeta por seringa de injeção descartável.
PROCEDIMENTO
Esprema o limão e coe o suco utilizando um pedaço de pano. Adicione 30 mL de suco de limão a 125 mL de leite desnatado e agite bem. Coloque o outro pedaço de pano sobre o segundo béquer e coe a mistura de caseína e soro obtida. Este procedimento é lento e poderá ser acelerado se pequenas quantidades da mistura forem adicionadas, sempre com a posterior retirada da caseína. As porções de caseína retiradas (quase secas) podem ser colocadas sobre um pedaço de jornal para que a umidade da massa obtida seja reduzida.
Após a separação da caseína, que deverá ter consistência semelhante a de um queijo cremoso, adicione o bicarbonato de sódio e misture bem até que a mistura se torne homogênea. Acrescente 15 mL de água e agite até que toda a massa seja dissolvida. A reação do ácido restante (do limão) com o bicarbonato de sódio deverá produzir uma pequena quantidade de espuma que em pouco tempo se desfaz.
Utilize pequenos pedaços de madeira ou de papel para testar a cola feita. O resultado poderá ser observado em algumas horas.
DISCUSSÃO
As colas têm sido utilizadas por milhares de anos para uma grande diversidade de aplicações, sendo que até o início deste século as principais matérias primas utilizadas eram de origem animal ou vegetal, como o sangue de alguns animais ou resinas naturais extraídas de folhas e troncos de algumas árvores. Atualmente uma grande variedade de colas é produzida industrialmente a partir de substâncias sintéticas, com a finalidade de se obter propriedades adequadas aos novos materiais, como polímeros, cerâmicas especiais e novas ligas metálicas.
Algumas das colas produzidas pela indústria moderna apresentam alto poder de adesão combinado a uma apreciável resistência a temperaturas elevadas; outras mantém uma considerável flexibilidade mesmo depois de curadas. Certas colas, como a de carpetes, por exemplo, embora eficientes podem apresentar problemas para a saúde por eliminarem substâncias orgânicas voláteis por muito tempo depois de aplicadas.
As colas naturais ainda são recomendadas para aplicações consideradas não especiais, como para colar papéis ou peças de madeira na construção de pequenos objetos de uso doméstico. A cola de caseína, por exemplo, tem um grande poder de adesão e pode ser facilmente preparada.
Na Primeira Guerra Mundial esta cola era muito utilizada na construção de aviões que tinham sua estrutura montada quase exclusivamente por peças de madeira. Uma desvantagem que esta cola apresentava, bem como outras colas "naturais", era a possibilidade de absorver umidade e, assim, desenvolver fungos que se alimentavam dela. Algumas ocorrências deste tipo levaram os construtores de aviões a abandonar a cola de caseína, o que parece ter sido uma decisão bastante razoável.
As proteínas são macromoléculas constituídas de unidades de aminoácidos. O termo proteína deriva da palavra grega proteios e foi sugerido pela primeira vez por Berzelius em 1.838 e quer dizer "mantendo o primeiro lugar", devido a sua importância como alimento.
A caseína é a principal proteína presente no leite (aproximadamente 3% em massa) e é bastante solúvel em água por se apresentar na forma de um sal de cálcio. Sua solubilidade é fortemente afetada pela adição de ácidos que, pela redução do pH, reduz a presença de cargas na molécula, fazendo com que a sua estrutura terciária seja alterada e, consequentemente, levando-a à precipitação. Esta redução de pH provoca a perda do cálcio, na forma de fosfato de cálcio, que é eliminado no soro.
A adição de bicarbonato de sódio leva à formação do caseinato de sódio, que tem propriedades adesivas, além de eliminar resíduos de ácido do limão. Industrialmente a precipitação da caseína é feita pela adição de ácido clorídrico ou sulfúrico ou ainda pela adição de uma enzima presente no estômago de bovinos, a renina. Quando a precipitação da caseína tem por objetivo a produção de alimentos, como o queijo, por exemplo, são utilizados microrganismos que produzem ácido lático, a partir da lactose
2) PREPARANDO INDICADORES ÁCIDO-BASE
Muitos pigmentos que são extraídos de vegetais podem ser usados como indicadores ácido-base. Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico.
Você pode preparar indicadores ácido-base na sua casa e depois testar a acidez ou basicidade de algumas substâncias como suco de laranja, detergente, shampoo, vinagre, café, leite, etc.. Nesta experiência vamos preparar um indicador ácido-base a partir do ropolho roxo e outro a partir do Lacto-purga.
Materiais
- Água- Limpador com amoniáco (ex: ajáx)- 1 comprimido de Lacto-purga- Meio copo de álcool (etanol)- folhas de repolho roxo
- trapos brancos umedecidos com suco de uva ou vinho tinto- trapos brancos umedecidos com suco de amora- Vinagre
PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO DE FENOLFTALEÍNA
Nas farmácias há o medicamento chamado Lácto-purga que contém fenoltaleína. Ela pode ser extraída do comprimido triturando-o e dissolvendo-o em álcool. Para isso siga o seguinte procedimento:
- Triture um comprido de lácto-purga em um pilão de amassar alho
- Coloque o pó em um copo pequeno e adicione álcool até a metade
- Após mexer bem, restará no fundo do copo um resíduo insolúvel
- Despeje a solução obtida em um outro copo para separá-la do resíduo. Está pronta a solução de fenolftaleína!
PREPARAÇÃO DO EXTRATO DE REPOLHO ROXO
Outro material que usaremos é o líquido que dá cor ao repolho roxo. Ele pode ser extraído fervendo-se as folhas em um pouco de água:
- pique algumas folhas de repolho roxo com uma faca.
- Ferva com um pouco de água por cerca de 10 minutos
- Despeje o líquido roxo obtido em um copo.
Você preparou dois indicadores ácido-base: a solução de fenolftaleína e a solução de repolho roxo. Agora é só testar a mudança de coloração na presença de ácido ou base:
Coloque vinagre em dois copos e adicione os indicadores preparados para verificar as mudanças (ou não ) das colorações. Faça o mesmo utilizando amoniânico (ajáx) ao invés de vinagre.
Você pode também ver as mudanças da coloração adicionando esses indicadores em trapos umedecidos com suco de uva ou vinho tinto e suco de amora.
3) VULCÃO ATIVO
Materiais:- dicromato de amônio- magnésio em pó- fósforos- argila
- 1 fita de magnésio- 1 tábua ou papelão de 30 cm x 40 cm- 1 colher (sobremesa)
Procedimentos:
Com a argila modele um vulcão sobre a tábua e, no topo, faça uma cavidade de 4 a 8 cm de profundidade.
Misture duas porções de dicromato para uma de magnésio. Despeje uma colherinha dessa mistura na cavidade do vulcão. Coloque a fita no centro da cavidade deixando uma ponta para acendê-la.
Comentário:
Este vulcão apresenta um ótimo espetáculo de luz e fogos ejetados, semelhante ao efeito de um vulcão natural.
Obs: 1)Não realize o experimento próximo de produtos inflamáveis.
2)Não aproxime o demasiadamente aos olhos.
4) O que você acha do TAMANHO do átomo?
Não existe nenhum aparelho que nos permite visualizar como um átomo realmente é.
Através de vários experimentos já realizados, chegou-se a representações de como o átomo pode ser. Chamamos estas representações de Modelos Atômicos.
A construção de modelos é muito comum em nosso dia-a-dia e constitui importante ferramenta de trabalho dos cientistas. Leia atentamente os exemplos abaixo que ilustram diferentes situações onde são construídos modelos para facilitar a compreensão dos fatos.
EXEMPLO Nº 1
Você retorna de uma longa viagem de férias e ao entrar na cidade nota que várias árvores estão caídas. À medida que caminha nota que o chão está molhado e que falta energia elétrica em uma parte da cidade. Há uma corrente de ar suave e fria, embora esteja em pleno verão. Passa por você um carro do corpo de bombeiros correndo muito e com a sirene ligada. São oito horas da noite.
O que você supõe que aconteceu?
Você pode estimar quanto tempo faz que isto ocorreu?
EXEMPLO Nº 2
O diamante é o material mais duro que se conhece na natureza. Ele é capaz de gastar qualquer outro material, quando esfregado contra ele, como o alumínio, o ferro, o aço, o vidro, etc. Os químicos sabem que o diamante é feito apenas com átomos de carbono. Porém sabemos que o grafite do lápis também é feito apenas com átomos de carbono e, no entanto, o grafite é um dos materiais menos duros na natureza.
O que você pode concluir a respeito das forças que mantém os átomos de carbono unidos no caso do diamante e do grafite?
A seguir faremos uma experiência, que embora não envolva a natureza ou as propriedades do átomo, servirá para termos uma idéia de como se constroem modelos. O cientista trabalha de maneira parecida. Por isso é que todas as informações a respeito do átomo podem ser obtidas, mesmo que não possamos enxergá-lo.
No bloco que você recebeu existem informações que só podem ser obtidas a partir de modelos, construídos de maneira análoga ao que você fará agora.
5) CONSTRUÇÃO DE UM MODELO
Alguém fornecerá uma caixa de tampa vermelha contendo três objetos dos materiais listados. Tente reproduzir a caixa de tampa azul com o conteúdo da caixa de tampa vermelha.
1. Utilize todas as maneiras que achar necessárias (sons, peso, etc.) para identificar o seu conteúdo, porém não abra a caixa de tampa azul nesta fase da atividade.
2. Elabore uma lista com todos os materiais que você suspeita haver na caixa.
3. Abra a caixa de tampa azul e compare-a com a outra. Você construiu um modelo igual ao original? Por quê?
6)Retirando cobre de uma solução azul
Você vai precisar de:- Sulfato de cobre.- Um béquer com água.- Barbante.- Pregos.- Espátula.
O que fazer:
- Coloque um pouco de sulfato de cobre em um béquer com água até obter uma solução azul intensa (utilize a espátula).
- Amarre um barbante no prego e mergulhe-o dentro do béquer.
- Espere alguns minutos e veja o que aconteceu com o prego.
O que aconteceu? Qual a reação química que explica este fenômeno?
7) Estequiometria
OBJETIVO
Verificar a existência de proporção entre reagentes e produtos em uma reação química.
MATERIAIS E REAGENTES
• 5 tubos de ensaio pequenos • 1 potinho plástico para colocar a solução de Ba(OH)2 50%
• 1 tubo de ensaio grande • 1 seringa de 20 mL • 1 conjunto de mangueiras e rolha
• 1 potinho plástico para colocar vinagre - 1 estante para tubos de ensaio
• bicarbonato de sódio (NaHCO3) • solução de hidróxido de bário 50%
• solução de ácido acético 2% (vinagre diluído
PARTE EXPERIMENTAL
Coloque 5 ml de solução de hidróxido de bário (Ba(OH)2) em cada um dos cinco tubos de ensaio, utilizando a seringa para efetuar a medida de volume. Lave a seringa antes de prosseguir. No tubo de ensaio maior coloque 2,5 gramas de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e feche-o com a rolha.
Abasteça com 20 ml de vinagre a seringa que você recebeu, tomando cuidado para não deixar que o ar entre na mesma. Encaixe a mangueira menor na seringa, conforme a figura.
Coloque a ponta da mangueira maior no 1º tubo e adicione 1 ml de vinagre bem lentamente sobre o bicarbonato, conforme a figura. Quando parar a produção de gás, retire a mangueira do tubo 1 e coloque-a no tubo nº 2 e adicione 2 ml de vinagre. Repita colocando 3 ml para o tubo 3, 4 ml para o tubo 4 e 5 ml para a tubo 5. Deixe os tubos em repouso por aproximadamente 5 minutos e observe a quantidade de material formado.
DISCUSSÃO
A palavra estequiometria deriva do grego "STOICHEON", que significa "a medida dos elementos químicos", ou seja, as quantidades envolvidas de cada substância em uma reação química. Para compreender melhor, vamos fazer uma analogia. Completando o exemplo abaixo, você perceberá a necessidade de todos os componentes estarem em quantidades corretas para que o produto seja formado:
10 lentes + ____ armações ____ óculos
Observe que é impossível obter mais que cinco óculos, pois faltarão lentes. Porém, para até cinco armações, o número de óculos que podemos montar é o mesmo das armações.
Em química ocorre algo semelhante: as substâncias participam de uma reação química sempre em proporções definidas. Exemplificando: para que 80 gramas de soda caustica reajam com ácido sulfúrico são necessários 98 gramas desse ácido. Se colocarmos 100 gramas de ácido, 2 gramas ficarão em excesso, ou seja, não reagirão. Note que as quantidades das substâncias que participam de uma reação química devem estar sempre corretas, para que não ocorra "sobra" de nenhuma delas. Esta precisão nas quantidades não é tão importante quando efetuamos apenas a mistura de substâncias diferentes, como no caso de uma receita de bolo ou de argamassa. O cozinheiro pode acrescentar uma pitadinha de açúcar a mais em qualquer bolo que ninguém perceberá a diferença, ou o pedreiro não obterá resultado diferente se colocar um pouquinho a mais de areia em um monte de argamassa. Tanto o bolo quanto a argamassa "aceitam" pequenos erros de formulação, o que não ocorre nas reações químicas.
Em qual das figuras abaixo existe relação estequiométrica (A, B ou C) ?
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de bário 50% - Deixar saturar 300ml de água, com cerca de 20 gramas de hidróxido de bário. Deixar decantar por umas 4 horas. Evite contato com o ar! Transferir uma alíquota de 250ml da solução superficial para outro recipiente por meio de um sifão. Dilua essa alíquota com água até 500ml.
• Solução de ácido acético 2% (vinagre diluído) - Leia a porcentagem de acidez no rótulo do vinagre branco que você irá utilizar. Por exemplo: vinagre Belmont = 4,2 de acidez. Divide-se essa porcentagem por 2 (4,2 dividido por 2 = 2,1).
4,2% diluir para 2%
Divide-se 100% por esse resultado (100 dividido por 2,1 = 47,7). Diluem-se 47,7 ml de vinagre Belmont(exemplo)com água até 100ml.Ou ainda, 477ml de vinagre Belmont com água até 1 litro.
8) Noções de concentração
OBJETIVO
Observar a ocorrência da variação na quantidade de um soluto em um solvente ou em matrizes sólidas.
MATERIAIS E REAGENTES
• 5 tubos de ensaio • 1 seringa de 5 ml • 1 potinho plástico para colocar água
• 1 potinho plástico para colocar a solução de amido • 1 estante para tubos de ensaio
• 1 frasco conta-gotas com solução de iodo • talco • acúcar • farinha de trigo • fubá
• bolacha de maizena (triturada) • solução de amido 0,02%
PARTE EXPERIMENTAL
PARTE 1
Coloque água nos tubos de ensaio utilizando a seringa e adicione a solução de amido, também com a seringa, conforme a tabela abaixo.
TUBO VOLUME DE AMIDO VOLUME DE ÁGUA
1 1 ml 4 ml
2 2 ml 3 ml
3 3 ml 2 ml
4 4 ml 1 ml
5 5 ml 0 ml
Acrescente 4 gotas de solução de iodo e observe. Se necessário agite suavemente o tubo de ensaio. Por que houve diferença nos resultados?
PARTE 2
Lave os tubos e coloque uma pequena quantidade de cada alimento em cada um dos tubos de ensaio separadamente, conforme abaixo
Tubo 1 Açúcar
Tubo 2 Polvilho (talco)
Tubo 3 Farinha de trigo
Tubo 4 Fubá
Tubo 5 Bolacha moída
Adicione 5 ml de água em cada tubo de ensaio e agite-os. Acrescente 4 gotas de iodo e observe.
Qual tubo de ensaio apresentou coloração mais forte?___________ e mais fraco?____________ Por que?
DISCUSSÃO
O amido é uma substância produzida pelos vegetais, a partir do açúcar proveniente da fotossíntese. Esta substância muda de cor quando em presença de iodo, sendo que quanto maior as quantidades de amido e iodo envolvidas, mais forte será a coloração. Dizemos que as substâncias com quantidade pequena de amido têm baixa concentração de amido, como observado no experimento.
Na natureza as substâncias apresentam-se misturadas sempre em quantidades diferentes. Por exemplo, o sal de cozinha (NaCl) está presente na água do mar em concentração elevada, já no solo, sua concentração é extremamente baixa.
O conhecimento da concentração de uma substância é de extrema importância, pois até mesmo no sangue de uma pessoa sadia podemos encontrar substâncias tóxicas, que não causam problemas devido a presença em baixas concentrações.
Por outro lado, mesmo as substâncias benéficas ao organismo, como as vitaminas, podem causar problemas de saúde se a concentração destas for elevada no sangue. Felizmente o nosso organismo "conhece" a concentração ideal para cada uma das milhões de substâncias presentes em cada parte do corpo e assim, pode exercer um controle rigoroso das concentrações destas.
Também nas atividades do Homem como indústria, estações de tratamento de água, agricultura e outras, é sempre importante controlar rigorosamente a concentração das substâncias que são manipuladas, por questões de saúde e econômicas.
A partir das figuras abaixo, podemos afirmar que a Figura _____ representa uma solução mais concentrada e a Figura _____ reprersenta uma solução menos concentrada
Preparo das Soluções
• Solução de iodo - Diluir 30ml de tintura de iodo 2% (comprada em qualquer farmácia) com água até 200ml.
• Solução de amido 0,02% - Dissolver 1g de maisena® (comprada em qualquer supermercado) em 500ml de água quente. Retirar uma alíquota de 100ml dessa solução e completar com água para 1 litro. Esta solução não deve ser armazenada.
9) Ácidos e Bases
MATERIAL E REAGENTES
- 3 estantes para tubos de ensaio (A-B-C)
• 18 tubos de ensaio
• 1 vidro conta-gotas para cada solução:
Fenoftaleína, azul de timol, comprimido de lacto-purga dissolvido em álcool comercial, ácido clorídrico 0,1 mol/L, hidróxido de sódio 0,1 mol/L, sabão em pó e água, leite de magnésia e água (1:20)
• 1 vidro conta-gotas com vinagre branco puro
PARTE EXPERIMENTAL
Teste para ácidos:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante A, na ordem abaixo, e acrescente 3 gotas de AZUL DE TIMOL em cada tubo.
Atenção para as cores:
vermelho ...... ácido forte
amarelo ....... ácido fraco
azul .........base
Estante A
Cor Função
Tubo 1 ácido clorídrico ________ ácido
Tubo 2 hidróxido de sódio ________ base
Tubo 3 vinagre ________ ________
Tubo 4 sabão em pó e água ________ ________
Tubo 5 suco de limão ________ ________
Tubo 6 leite de magnésia ________ ________
Teste para bases:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante B, como foi feito no teste acima.
Acrescente 3 gotas de FENOLFTALEÍNA e observe.
Teste para indicador:
Coloque novamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante C, como nos testes anteriores. Adicione 3 gotas da solução de lacto-purga, em cada tubo. Compare com o teste para bases, que você já fez, e responda:
Que substância deve estar presente no comprimido de lacto-purga?
DISCUSSÃO
Você já deve ter ouvido falar de ácidos e bases, como o ácido sulfúrico e a soda cáustica, por exemplo. Os milhões de substâncias químicas presentes na natureza são estudados por grupos ou funções, que é o termo mais correto.
As principais funções da Química Inorgânica são: Ácidos, Bases, Sais, Óxidos, Peróxidos e Hidretos (o agrupamento de substâncias de acordo com sua função química é feito levando em consideração o comportamento químico destas em reações químicas). Uma maneira fácil de compreender isto é observar reações entre os ácidos e as bases, quando os produtos formados serão sempre um sal e água, não importando qual é o ácido ou base.
ÁCIDO + BASE --------- SAL + ÁGUA
Se uma substância qualquer reagir com uma base e os produtos da reação forem sal e água, poderemos afirmar que tal substância é um ÁCIDO. Por meio de reações é que classificamos as substâncias de comportamento parecido em FUNÇÕES.
Os ácidos e bases nos lembram produtos perigosos, corrosivos e fumegantes. No entanto nem sempre isto é verdade. A natureza construiu um mundo cheio deles, até mesmo o corpo humano se utiliza muito destas substâncias para se manter vivo e em bom funcionamento.
Temos ácido no estômago (ácido clorídrico), nos aminoácidos (ácido e base) que formam as proteínas, na principal molécula da vida, o DNA (ácido e base), que é responsável pela transmissão dos caracteres e em várias outras partes do corpo, além dos alimentos e medicamentos: vitamina C (ácido ascórbico), vinagre (ácido acético), gordura (ácidos graxos), analgésicos (ácido acetilsalicílico), etc.
Os ácidos têm sabor azedo e as bases sabor adstringente (como o do sabão), no entanto nunca devemos colocar uma substância na boca afim de descobrir sua função química. Em laboratório utilizam-se INDICADORES, que mudam de cor quando colocados junto a determinada substância. A fenolftaleína é um bom exemplo de indicador; quando gotejamos fenolftaleína em uma substância, ela ficará vermelha caso se tratar de uma base, qualquer que seja a base, porém, se a substância pertencer a outra função, a fenolftaleína ficará incolor.
Além de indicadores para bases, existem indicadores para ácidos e bases, como o azul de timol.
Para saber se uma substância tem caráter ácido ou básico, os químicos desenvolveram uma escala que vai de 0 a 14. Por meio desta escala (pH) podemos ver que toda substância ácida tem pH entre 0 e 7 e as básicas entre 7 e 14. O pH 7 é neutro, ou seja, nem ácido nem básico.
PH DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS COMUNS
Suco gástrico 1 a 3 Água potável 5 a 8
Cerveja 4,1 a 5 Água pura 7
Refrigerante 1,8 a 3 Amoníaco (doméstico) 11,8 a 12,3
Suco de limão 2,1 a 2,4 Suco de laranja 3 a 4
Vinagre 2,5 a 3,5
OBJETIVO
Promover a quebra de moléculas de água em seus átomos: Hidrogênio (H) e Oxigênio (O).
MATERIAIS E REAGENTES
• 1 conjunto de eletrólise
• 2 grampos
• 1 bateria
• 1 tubo de ensaio
• solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L
INTRODUÇÃO
Algumas reações químicas ocorrem apenas quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade quando ocorrem. A eletrólise da água ocorre quando passamos uma corrente elétrica contínua por ela, desde que a tornemos condutora, pois a água pura não conduz corrente elétrica.
A decomposição da água ocorre quando efetuamos a quebra das ligações entre átomos de hidrogênio e oxigênio.
Quando a molécula é decomposta na eletrólise, os átomos livres procuram reagir novamente para formar novas moléculas. Assim, se quebrarmos as ligações químicas de duas moléculas de água, poderemos formar duas novas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio, gases que reagem entre si, para formar a água. Esta reação também será feita nesta experiência.
A reação entre o hidrogênio e o oxigênio ocorre com um grande desprendimento de energia, que pode ser novamente convertida em energia elétrica ou simplesmente em energia térmica, como numa grande explosão. Um bom exemplo de como utilizar estas duas formas de energia é o funcionamento de um ônibus espacial.
Os ônibus espaciais utilizam os gases H2 e O2 como combustível para as viagens espaciais e também para a geração de energia elétrica para o funcionamento de todos os equipamentos, uma vez que carregar baterias se torna inviável devido ao excesso de peso.
Sistemas que geram energia elétrica (como no ônibus espacial), provenientes de reações químicas são chamados sistemas eletroquímicos. Observe que se existem reações que "produzem" energia elétrica e outras que "consomem", então podemos preparar sistemas onde a energia gerada por uma reação será utilizada para promover outra reação química.
PARTE EXPERIMENTAL
Ao receber o sistema para realizar a eletrólise, retire a rolha, encha o sistema com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe bem as instruções abaixo para que a experiência dê certo.
• Não deixe a solução cobrir as seringas totalmente. Coloque a solução até o nível indicado no desenho;
• Ao colocar o eletrólito (hidróxido de sódio), é importante observar que as mangueiras estejam desobstruídas (sem os grampos);
• Após encher o recipiente até o nível indicado pela figura, coloque os grampos nas mangueiras;
• Em momento algum do experimento você irá utilizar a rolha. Ela somente deverá tampar o orifício no centro da tampa após o final da experiência, após recolher a solução;
• Ligue os fios à bateria e observe o que acontece.
1. O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema? Mantenha os eletrodos ligados à bateria, até que uma das ampolas fique totalmente cheia de gás.
2. Como os volumes de gases variam na ampola? Observe na bateria os pólos positivo e negativo marcados. Acompanhe o caminho de cada fio que parte desses pólos e chega à ampola.
3. Qual eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior volume de gás?
4. No eletrodo positivo temos o gás _____________ e no eletrodo negativo temos o gás ______________ . Retire o grampo da mangueira contendo o gás hidrogênio, e recolha-o em um tubo de ensaio. Repita este procedimento com o gás oxigênio. A seguir aproxime um fósforo aceso da boca do tubo, conforme o esquema.
5. Explique o que ocorreu.
6. A eletricidade gerada na pilha provém de uma reação química?
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L - Dissolver 4,0 gramas de hidróxido de sódio em água e completar para um litro.
Material e reagentes:Almofariz com mão;Gobelés ou vidros de relógio;Nitrato de potássio;Enxofre em pó;Carvão em madeira;Balança;Luvas de protecção;Óculos de segurança.
A origem da pólvora é cercada de mistério. A pista mais aproximada é uma carta de 1.247 d.C., onde o sábio inglês Roger Bacon fala de uma substância capaz de produzir explosões barulhentas e brilhantes.
Uma lenda explica sua origem: um monge alemão, Bertold Schwarz, alquimista, tentava conseguir uma tintura de ouro. Acabou levando ao fogo, num grande caldeirão, salitre, carvão e enxofre. Como esses três elementos juntos dão pólvora, o resultado da sopa do alquimista foi uma bela explosão.
O que se sabe de mais certo é que na primeira metade do século XIV a pólvora chegou à Europa, trazida da China por Marco Polo.
Explicação:
A pólvora consiste em nitrato de potássio, carvão de madeira e enxofre na proporção mássica de 6:1:1. Quando se aquece a pólvora, a reacção é:
2 KNO3 (s) + S (s) + 3 C (s) → K2S (s) + N2 (g) + 3 CO2 (g)
A formação repentina de gases quentes em expansão dá origem a uma explosão.
Desaparecimento misterioso
Material e reagentes:
Placa de agitação magnética e barra magnética
Copo de vidro
Acetona
Espuma de poliestireno (esferovite)
Luvas de protecção
Óculos de segurança
Procedimento experimental:
1. Deitar cerca de 400 ml de acetona no copo colocado sobre a placa de agitação magnética.
2. À acetona sob agitação, adicionar o esferovite.
Explicação
A acetona dissolve a espuma de poliestireno (esferovite) pois ambos são de natureza orgânica.
“Igual dissolve igual.”
Enche um balão
Material e reagentes:
Vinagre;
Bicarbonato de sódio;
Balão;
Funil;
Garrafa de gargalo estreito ou erlenmeyer.
Como proceder:
1. Deitar vinagre para dentro de uma garrafa de gargalo estreito até encher cerca de um quarto da mesma.
2. Com o funil, deitar no balão um pouco de bicarbonato de sódio.
3. Enfiar o gargalo do balão no gargalo da garrafa. Levantar o balão de modo a que o bicarbonato de sódio caia para dentro da garrafa.
4. O vinagre começa a fazer bolhas e o balão começa a encher devagarinho.
Explicação:
O ácido acético do vinagre reage com o bicarbonato de sódio libertando dióxido de carbono. À medida que se forma mais gás, a pressão dentro da garrafa aumenta e o balão enche.
H+ (aq) + HCO3- (aq) → CO2 (g) + H2O (l)
Fazer espuma
Ao misturar duas soluções produz-se uma grande quantidade de espuma.
Material necessário: Provetas de 25 e 100 ml; Reagentes: Vinagre;
Detergente; Bicarbonato de sódio; Água.
Como proceder:
1. Coloque cerca de 25 ml de uma solução de vinagre com detergente numa proveta.
2. Coloque cerca de 25 ml de uma solução de água com bicarbonato de sódio numa outra proveta.
3. Misture as soluções numa proveta de 100 ml.
4. Observe.
Explicação:
A espuma é produzida pela libertação de dióxido de carbono da solução de detergente, quando o ácido acético do vinagre reage com o bicarbonato.
H+ (aq) + HCO3- (aq) ―> CO2 (g) + H2O (l)
Fogo de artifício
Material e reagentes:
Cloreto de sódio Cloreto de cálcio Cloreto de potássio Sulfato de sódio
Acido bórico Água destilada 6 Copos pequenos
Lamparina Copo de 100 ml 6x25 cm de arame Óculos de segurança
Procedimento experimental:
1. Coloca os óculos de segurança;
2. Coloca cada um dos 6 sais em cada um dos recipientes de vidro (copo ou vidro de relógio);
3. Enche com água o copo de 100 ml;
4. Faz um anel com cerca de 1 cm de diâmetro nas extremidades dos seis arames;
5. Acende a lamparina;
6. Mergulha o anel de um dos arames na agua. Queima o anel na lamparina para o limpares;
7. Mergulha de novo o anel na agua e depois num dos sais;
8. Coloca o anel sobre a chama da lamparina e observa a cor da chama.
Explicação:
Se uma solução contendo um sal de um metal (ou outro composto metálico) for aspirada numa chama, pode formar-se um vapor que contem átomos de metal.
Alguns destes átomos de metais no estado gasoso podem atingir um nível de energia suficientemente elevado para permitir a emissão de radiação característica desse metal (exemplo: amarela para o sódio, vermelha para o cálcio, violeta para o potássio, verde para o boro, azul esverdeada para o cobre).
Esta é a base de uma técnica chamada ESPECTROSCOPIA DE EMISSÃO DE CHAMA:
Mensagem Secreta
Escreve-se uma mensagem incolor numa folha de papel que depois é revelada
Material e reagentes:
Folha de papel;
Cotonete ou pincel;
Difusor;
Solução de fenolftaleína;
Solução de hidróxido de sódio (0,1 mol/dm3 é suficiente) ou solução saturada de hidróxido de cálcio.
Procedimento:
1. Escreve-se com um cotonete ou um pincel uma mensagem numa folha de papel, utilizando uma solução incolor de fenolftaleína.
2. Revela-se essa mensagem borrifando com uma solução de hidróxido de sódio o papel.
3. A mensagem fica com a cor carmim.
Explicação:
A fenolftaleína é um indicador que fica carmim na presença se soluções básicas neste caso uma solução de hidróxido de sódio.
Assim, quando se adiciona uma solução dessa base à mensagem escrita com fenolftaleína, esta fica carmim.
O Ovo Nu Materiais Frasco de vidro com tampa 1 ovo cru Vinagre límpido
Procedimento:
1. Coloca o ovo cru dentro do frasco de vidro. Não raches o ovo.
2. Cobre o ovo com o vinagre límpido.
3. Põe a tampa no frasco.
4. Observa imediatamente e depois periodicamente durante as 24 horas seguintes.
Explicação:
Começam a formar-se imediatamente bolhas na superfície da casca do ovo e aumentam de número com o tempo. Após 24 horas, a casca terá desaparecido, e pedaços dela podem estar a flutuar na superfície do vinagre. O ovo permanece intacto devido à fina membrana transparente exterior. A gema vê-se através da membrana.
O nome químico do vinagre é ácido acético. A casca de ovo é constituída por carbonato de cálcio. A reacção entre o ácido acético e o carbonato de cálcio faz com que a casca do ovo desapareça e se formem bolhas de dióxido de carbono.
Pega-monstros
Material e reagentes: Copos,Varetas de vidro ou de madeira,
Totocola;Solução aquosa de borato de sódio a 4 %,
Corantes alimentares de várias cores,Luvas de protecção,
Óculos de segurança.
Procedimento experimental:
1. Deitar cerca de 25 ml de cola num copo e 20 ml de água, misturando bem.
2. Acrescentar 3 a 5 gotas de corante.
3. Adicionar 5 ml de solução de borato de sódio e misturar bem. E está pronto!
Explicação:
A mistura da cola com o borato de sódio forma um polímero de silicone com propriedades surpreendentes.
Produção de um plástico
Material e reagentes:
Placa de aquecimento;Filtro;Funil;ProvetaGobelé;Leite;Vinagre (ácido acético).
Como proceder:
1. Aquece meio litro de leite numa panela, sem o levar à fervura. (a quantidade de leite pode ser medida com uma proveta, ou com um copo graduado de cozinha)•
2. Verte, para o leite, 50 ml de vinagre e mexe bem a solução. Verificarás a formação de flocos de uma substância branca no leite. (esta substância branca trata-se de uma proteína chamada caseína)
3. Filtra a mistura heterogénea para outro recipiente, de maneira a obteres a caseína o mais puro possível. (a filtração deverá ser feita com a ajuda de um funil e um filtro de papel)
4. Deixa filtrar bem a solução. Depois recuperares o sólido depositado no papel de filtro, raspa o papel com a ajuda de uma espátula ou de uma simples colher de cozinha.
5. Comprime a caseína num molde à tua escolha e deixa-a endurecer.
A reação do vulcão
Material e reagentes:Vidro de relógio;Fósforos.Dicromato de amónio;Aparas de magnésio.
Procedimento experimental:
1. Coloca um vidro de relógio dicromato de amónio adiciona aparas de magnésio.
2. De seguida, fornece-lhe energia, chegando um fósforo ao centro. Espera que a reacção ocorra.
(Nota: a reacção é mais rápida se juntares umas gotas de álcool etílico).
Explicação:
Pretende-se simular um vulcão em erupção. Utiliza-se, para isso, dicromato de amónio, aparas de magnésio e fornece-se energia para que a reacção ocorra.
A reacção é traduzida pela seguinte equação química:
(NH4)2Cr2O7 (s) → Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O (g) + ENERGIA
O óxido de crómio é responsável pela cor verde do resíduo sólido.
Sopro Mágico
Material:Copo de precipitação;Erlenmeyer;Palhinha;Solução saturada de hidróxido de cálcio;
Fenolftaleína;Agua destilada.
Procedimento:
1. Coloca num copo de precipitação cerca de 20 ml de solução aquosa de hidróxido de cálcio;
2. Adiciona a esta solução 2 ou 3 gotas de fenolftaleína;
3. Com a ajuda da palhinha(canudinho) sopra para a solução e observa.
Explicação:
Nesta experiência podemos estudar algumas das propriedades do dióxido de carbono quando sopramos, por uma palhinha, para uma solução de hidróxido de cálcio também chamada água de cal.
O que acontece é que um dos gases que exalamos é o dióxido de carbono (CO2), que é produzido no nosso organismo por reacção entre o oxigénio inspirado e a glucose. Alem do dióxido de carbono forma-se ainda vapor de água e liberta-se energia.
O dióxido de carbono é um gás incolor ligeiramente solúvel em água que, na solução referida reage, tornando incolor a solução inicialmente cor-de-rosa. Quando sopramos para o copo de precipitação, a água de cal fica leitosa, ou seja, provocamos uma reacção química por acção do sopro.
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DO DIÓXIDO DE CARBONO:
MATERIAL UTILIZADO:- Papel de pesagem.- Provetas de 50 e 250 mL.- Erlenmeyer de 125 mL.- Carbonato de Sódio NaCO3.- HCl 1 mol/L.- Becker de 250 mL.- Conexão.- Tubo de ensaio.
- Bico de Bünsen.
PROCEDIMENTO:
1 - Montar o sistema de coleta de gases.
FIGURA 1 - Sistema de Coleta de Gases.
2 - Pesar com precisão (± 0,1mg) entre 1,0000 e 1,1000g de carbonato de sódio, anotar a massa do papel mais o carbonato e dobrar o papel de pesagem sem tocar diretamente com as mãos. Esta massa de carbonato é suficiente para colher o CO2 numa proveta de 250mL. Caso queira usar outra proveta de volume menor ou maior, testar qual massa apresentará os melhores resultados.
3 - Medir numa proveta cerca de 30 mL de HCl 1mol/L e transferir para um erlenmeyer de 125mL.
4 - Pesar o Erlenmeyer com HCl e anotar a massa.
5 - Introduzir o papel com o carbonato no Erlenmeyer com HCl, tampar, imediatamente, e agitar evitanto tocar o erlenmeyer diretamente com as mãos. Anotar o volume de CO2 produzido e pesar todo conjunto após a evolução do gás.
FIGURA 2 - Animação do Experimento.
6 - Consultar os valores de pressão atmosférica e temperatura no dia e hora da experiência. Anotar os resultados. Comparar o valor da densidade do CO2 com o da literatura.
7 - Descartar a solução final.
QUESTÕES:
1 -) Escrever a fórmula estrutural do CO2. Esta molécula é polar?
2 -) Escrever a fórmula estrutural do ácido carbônico.
3 -) Escrever as equações de equilíbrio do ácido carbônico.
4 -) Por que CO2 é liberado em meio ácido? Haveria evolução deste gás em pH 13?
5 -) Quando é borbulhado CO2 em água pura, o que deve ocorrer?
6 -) Calcule a densidade de CO2 pela diferença de massa.
7 -) Como poderia utilizar os conceitos das leis de Dalton, Charles, Boyle e Clapeyron para o sistema?
8 -) Calcule qual a massa de CO2 presente num recipiente de 250,0 mL sob uma pressão de 650 torr e temperatura de 27,5o C?
9 -) Uma determinada massa de gás (m), está numa temperatura (t), pressão (p1) e volume (v1). O que ocorreria com a pressão se a mesma massa (m), estivesse: i) Na mesma (t), porém, em 2v1?, ii) Na mesma (t), porém, em 0,5v1? iii) No mesmo (v1), porém, em 2t?
10 -) Uma amostra de água foi gaseificada com CO2 a 25oC sob uma pressão de 1,50 atm e vedada nesta pressão. Quantos ppm de CO2 existem nesta água?
POTENCIAIS REDOX DE CÉLULAS
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Um metal quando colocado na presença de um cátion poderá ou não transferir elétrons, por exemplo.
Sendo assim, reações de oxido-redução são reações de deslocamento.
Célula eletroquímica, célula galvânica, célula voltaica ou pilha eletroquímica são nomes dados aos dispositivos que produzem corrente elétrica ao ocorrer uma reação de oxido-redução. A célula eletroquímica converte energia química em energia elétrica a partir de uma reação de oxido-redução espontânea.
MATERIAL UTILIZADO:
- Papel Cromatográfico.
- Multímetro.
- Soluções de: Mg2+, Zn2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Ag+, Au3+ e eletrodo de referência.
- Metais polidos das soluções acima.
PROCEDIMENTO:
1 - Recortar 10 tiras de papel cromatográfico medindo 15 cm x 1,5 cm e uma tira medindo 1,5 cm x 25 cm.
2 - Marcar a lápis as respectivas soluções, 1,0 mol/L em que cada tira será embebida, a saber: AMg2+, Zn2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Ag+ e Au3+.
3 - Dispor estas tiras de maneira paralela umas as outras de tal forma que não haja contato entre as mesmas. Devem ser acomodadas em superfície lisa e não condutora, por exemplo fórmica.
FIGURA 1 - Montagem do Experimento.
4 - Embeber a tira maior com uma solução 1mol/L de KCl e estabelecer contato elétrico entre as tiras.
5 - Colocar em cima de cada tira os respectivos metais devidamente polidos.
6 - Medir os potenciais de cada par com um multímetro e anotar os valores de potenciais encontrados. Será sempre considerada a primeira medida efetuada. Medidas subseqüentes com os mesmos pares redox, deverão, necessariamente sofrer novo polimento.
FIGURA 2 - Medição dos potenciais.
7 - Construir uma tabela como se segue:
Tabela 1 - Valores de potenciais encontrados com o multímetro.
- →
+ ↓ Au Ag Cu Pb Sn Ni Zn Mg Eref
Au ----------
Ag ----------
Cu ----------
Pb ----------
Sn ----------
Ni ----------
Zn ----------
Mg ----------
Eref ----------
8 - Comparar as diferenças obtidas com as diferenças dos potenciais padrões que são valores tabelados. Veja Tabela 2.
Tabela 2 - Potenciais padrões de eletrodos em solução aquosa a 25º C.
Par Redox Reação de Eletrodo E0/V
Li+/Li Li+ + e- ↔ Li -3.04
K+/K K+ + e- ↔ K -2.92
Ba2+/Ba Ba2+ + 2e- ↔ Ba -2.90
Ca2+/Ca Ca2+ + 2e- ↔ Ca -2.76
Na+/Na Na+ + e- ↔ Na -2.71
Mg2+/Mg Mg2+ + 2e- ↔ Mg -2.38
Al3+/Al Al3+ + 3e- ↔ Al -1.71
H2O/H2/Pt 2H2O + 2e- ↔ 2OH- + H2 -0.83
Zn2+/Zn Zn2+ + 2e- ↔ Zn -0.76
Cr3+/Cr Cr3+ + 3e- ↔ Cr -0.74
Fe2+/Fe Fe2+ + 2e- ↔ Fe -0.41
Cd2+/Cd Cd2+ + 2e- ↔ Cd -0.40
Ni2+/Ni Ni2+ + 2e- ↔ Ni -0.23
Sn2+/Sn Sn2+ + 2e- ↔ Sn -0.14
Pb2+/Pb Pb2+ + 2e- ↔ Pb -0.13
H+/H2/Pt 2H+ + 2e- ↔ H2 0.00
Cu2+/Cu Cu2+ + 2e- ↔ Cu 0.34
Fe3+,Fe2+/Pt Fe3+ + e- ↔ Fe2+ 0.77
Ag+/Ag Ag+ + e- ↔ Ag 0.80
H+,NO-3/NO/Pt NO-3 + 4H+ + 3e- ↔ NO + 2H2O 0.94
O2/H+,H2O/Pt O2 + 4H+ + 4e- ↔ 2H2O 1.23
Au3+/Au Au3+ + 3e- ↔ Au
REATIVIDADE DE METAIS
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea.
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Maior reatividade, Menor nobreza
MATERIAL UTILIZADO:
- Tubos de ensaio.
- Estantes para tubos de ensaio.
- Pipetas de 10 mL.
- Ácido clorídrico 10% (HCl).
- Sulfato de cobre pentahidratado10% (CuSO4 . 5 H2O).
- Nitrato de prata 2 % (AgNO3).
- Sulfato de zinco 5% (ZnSO4).
- Cloreto de sódio 5% (NaCl).
- Sódio metálico (Na).
- Magnésio metálico em aparas ou fita (Mg).
- Alumínio metálico em aparas (Al).
- Zinco metálico em aparas (Zn).
- Ferro metálico em fragmentos ou pregos (Fe).
- Cobre metálico em fragmentos (Cu).
- Solução de fenolftaleína.
- Sulfato de magnésio 5% (MgSO4).
- Ácido nítrico 50% (HNO3).
PROCEDIMENTO:
Reação de Sódio Metálico Com Água.
1 - Numa cuba de vidro colocar água destilada até a metade e adicionar de 5 a 10 gotas de fenolftaleína.
2 - Cuidadosamente, cortar com uma espátula seca um pequeno fragmento de sódio metálico e colocá-lo na cuba em local seguro. Anote suas observações.
Reação de Metais Com Ácidos.
1 - Adicionar HCl 10% em 5 tubos de ensaio até 1/3 do volume de cada um.
2 - Em cada um dos cinco tubos adicionar, conforme a Figura 1, as seguintes aparas de metais:
- Magnésio.
- Alumínio.
- Zinco.
- Ferro.
- Cobre.
Figura 1 - Montagem do experimento.
Esperar alguns minutos e observar se ocorreram reações. A reação poderá ou não ocorrer, dependo da tabela de reatividade que segue abaixo:
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au
Maior reatividade, Menor nobreza
HCl
Reação de metal situado antes do H na tabela de reatividade.
HCl
Figura 2 - Reação de metal, situado antes do H na tabela de reatividade, com HCl.
HCl
Reação de metal situado depois do H na tabela de reatividade.
HCl
Figura 3 - Reação de metal, situado após o H na tabela de reatividade, com HCl.
Reação do Ácido Nítrico Com o Cobre.
1 - Colocar HNO3 50% em um tubo de ensaio até ¼ do seu volume e adicionar aparas de cobre.
3Cu(s) + 8HNO3(aq) ==> 3Cu (NO3)2(aq) + 4H2O + 2NOä
2NO(g) (gás incolor) + O2(g) ==> 2NO2ä (gás castanho)
Reação Entre Metais.
1 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de zinco, aguardar 2 minutos, agitar e observar.
2 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de zinco até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de cobre, agitar e observar.
3 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de cobre até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de magnésio, aguardar 2 minutos, agitar e observar.
4 - Em um tubo de ensaio colocar solução de sulfato de magnésio até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de cobre, agitar e observar.
5 - Em três tubos de ensaio colocar cloreto de sódio até 1/3 do seu volume.
6 - Em cada um dos tubos adicionar as seguintes aparas de metais:
- Cobre.
- Zinco.
- Alumínio.
Observar o que ocorre com cada um deles.
7 - Em um tubo de ensaio colocar solução de nitrato de prata até 1/3 do seu volume. Adicionar aparas de magnésio, agitar e observar.
8 - Adicionar aparas de zinco ou alumínio a um tubo de ensaio contendo em 1/3 do seu volume solução de nitrato de prata. Agitar e observar.
ELETRÓLISE
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.
Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação
Na+ + e- ® Na(l)
A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio.
A mesma eletrólise do NaCl fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é
2Cl- ® Cl 2 + 2e-
Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons Cl-) para a produção de uma molécula de Cl2. Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de Cl2. Isto significa que um equivalente de Cl2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a metade da massa molecular). Quando o NaCl fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo (consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para produzir 1 mol de Na).
MATERIAL UTILIZADO:
- Cuba eletrolítica.
- Fonte de corrente contínua.
- 1000 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.
- 1000 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 10%.
- 1000 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 10%.
PROCEDIMENTO:
1 - Preparar 1000 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido clorídrico e cloreto de sódio 10%. Identificar as soluções.
2 - Colocar a solução de ácido sulfúrico numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na FIGURA 1. Use luvas e óculos de proteção.
Figura 1 - Montagem do Experimento.
3 - Conectar os pólos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.
4 - Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado aproximadamente 60,0 mL de hidrogênio. Anotar todas as observações. A FIGURA 2 mostra como será o andamento do experimento para a solução de H2SO4.
Figura 2 - Eletrólise do H2SO4.
5 - Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente.
6 - Lavar todo material e repetir o procedimento para as outras duas soluções. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do livro Química Geral do Russel e ver as reações de cátodo e de ânodo e como poderia ser provado a formação dos produtos.
CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do ácido sulfúrico. 2H2 + O2 à H2O é uma reação muito explosiva.
PROCEDIMENTO:
1 -) Escrever as equações de ionização do H2SO4 e HCl e dissociação do NaCl.
2 -) Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.
3 -) Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.
CINÉTICA QUÍMICA
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Em Algumas transformações os sinais de mudança são percebidos após um longo período de tempo, enquanto outras os sinais aparecem mais rapidamente.
O CO e NO, existentes nos escapamentos dos automóveis, são exemplos de reações lentas. Esses dois gases tóxicos combinam-se para formar CO2 e N2:
CO(g) + NO(g) ® CO2 + ½ N2¬ ,
Em condições normais a conversão desses gases é muito demorada.
A dissolução de um comprimido efervescente em água é um exemplo de mudança imediata.
As velocidades de reações químicas freqüentemente são difíceis de serem determinadas, porque se necessita medir o valor de uma grandeza que vai variando a concentração.. os métodos instrumentais são freqüentemente úteis, pois medem a variação da viscosidade através da variação de alguma propriedade física, como a pressão, absorção de luz, condutividade, etc. As velocidades de reações dependem da concentração das várias espécies presentes na mistura reagente.
Para ver como as velocidades de reação podem ser descritas quantitativamente, considere a reação hipotética, homogênea (em fase única):
A + B ® C + D
Quando A e B são colocadas em contato, reagem produzindo C e D. Velocidade de reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um produto é formado.
MATERIAL UTILIZADO:
- Buretas.
- Beckers.
- Tubos de ensaio.
- Cronômetro.
- Água destilada.
- Solução H2SO4 0,3 mol/L (H+).
- Solução Na2S2O3 0,3 mol/L (S2O3-2).
PROCEDIMENTO:
1 - Identificar 3 buretas e 3 bequers (H2O, H+ e S2O32-) .
2 - Encher corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior, zerando-as.
3 - Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocar em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.
4 - Numerar outros 6 tubos de ensaio.
5 - Utilizando as buretas colocar nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água conforme descrito na tabela que segue:
Tabela 1 - Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio.
TUBOS VOLUMES EM mL T (s)
S2O32- H2O TOTAL
1 6,00 0,00 6,00
2 5,00 1,00 6,00
3 4,00 2,00 6,00
4 3,00 3,00 6,00
5 2,00 4,00 6,00
6 1,00 5,00 6,00
6 - Pegar o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acionar o cronômetro, ambos imediatamente.
FIGURA 1 - Animação do procedimento.
7 - Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetro assim que a turvação (produto da reação) não permita a visualização desta. Anotar o tempo na Tabela 1.
8 - Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e lavá-lo imediatamente.
9 - Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.
10 - Fazer um gráfico de velocidade (mols/s) versus concentração (mols/L)
ARRHENIUS
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Em muitos casos a velocidade observada de uma reação química aumenta com o aumento da temperatura, mas a extensão deste aumento varia muito de reação para reação.
Em termos da equação de velocidade, a causa da variação da velocidade de reação com a temperatura reside em que a constante k varia quando se altera a temperatura. A relação entre ambas foi descoberta em 1887 por Van’t Hoff e, independentemente, em 1889, por Arrhenius. A relação, conhecida como equação de Arrhenius, é:
Onde A é denominado fator de freqüência, Ea, energia de ativação, R é a constante de gases ideais e T, temperatura absoluta.
De acordo com a equação de Arrhenius, o valor da constante de velocidade k aumenta com a temperatura. Isto significa que um aumento da temperatura deve produzir um aumento da velocidade da reação, o que usualmente, é observado. Em qualquer temperatura deve existir uma distribuição, a distribuição de Maxwell-Boltzmann, de energias cinéticas moleculares numa substância, e a temperaturas mais elevadas essa distribuição se desloca no sentido de se ter maior número de moléculas rápidas e menos moléculas lentas.
A equação de Arrhenius é útil porque expressa a relação quantitativa entre temperatura, energia de ativação e constante de velocidade. O seu emprego mais útil reside na determinação da energia de uma reação, partindo de medidas de velocidade a diferentes temperaturas.
ENERGIA DE ATIVAÇÃO: energia que as moléculas colidentes devem ter para formar o complexo ativado, um conjunto instável de átomos fracamente ligados entre si e que pode se decompor em moléculas de reagentes ou de produtos.
MATERIAL UTILIZADO:
- Buretas de 50 mL. - Suporte Universal.- Garra de Bureta.- Beckers de 100 e 500 mL.
- Tubos de ensaio.- Estantes para tubo de ensaios.
- Cronômetro.- Bico de Bünsen.- Tela de amianto.- Tripé de ferro.
- Termômetro de 0 a 100º C.- Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,05 M (2,7mL/L).
- Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,05 M (7,9mL/L).
PROCEDIMENTO:
1 - Rotular duas buretas de 50 mL e dois beckers de 100 mL: Na2S2O3 e H2SO4.
2 - Em cada bureta colocar o líquido correspondente e sob cada uma seu respectivo becker.
3 - Em quatro tubos de ensaio, limpos e secos, nomeá-los: 1,2,3 e 4.
4 - Transferir da bureta de H2SO4 4 mL a cada um dos tubos.
5 - Em outros quatro tubos de ensaio, limpos e secos, nomeá-los: 1a,2a,3a e 4a. Repetir o passo 4 para o Na2S2O3.
6 - Colocar água no Becker de 500 mL até a metade e montar o sistema da FIGURA 1.
FIGURA 1 - Montagem do experimento.
7 - Introduzir os tubos 1, 1a e um termômetro no Becker (temperatura ambiente aproximadamente 25º C).
8 - Esperar aproximadamente dois minutos até a temperatura dos tubos se igualarem à temperatura da água.
9 - Adicionar o conteúdo do tubo 1 no tubo 1a, mantendo este sempre imerso na água, e acionar imediatamente o cronômetro.
10 - Observar o tubo 1a até aparecer uma turvação e, então parar o cronômetro. Anotar os dados de temperatura e tempo de reação na TABELA 1.
11 - Descartar em vidro fechado o conteúdo do tubo 1a, e lavá-lo imediatamente para evitar que fique manchado.
12 - Aquecer a água em mais 10º C (aproximadamente 35º C) e colocar os tubos 2 e 2a. Repetir os passo de 8 a 11.
FIGURA 2 - Animação do Experimento.
13 - Aumentar a temperatura mais 10º C (aproximadamente 50º C) e colocar os tubos 3 e 3a. Repetir os passos de 8 a 11.
14 - Para os tubos 4 e 4a, a temperatura da água deve estar 10º C mais alta (aproximadamente 60º C), colocá-los no becker e repetir os passos de 8 a11.
15 - Preencher a última coluna da TABELA 1 , fazendo V=1/t (t em segundos).
16 - Traçar um gráfico de velocidade em função da temperatura (V x T).
Tabela 1 - Temperaturas, tempos e velocidades para cada conjunto de tubos.
TUBOS TEMPERATURA TEMPO V=1/t
1 e 1a
2 e 2a
3 e 3a
4 e 4a
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁLCOOL EM GASOLINA
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo, na faixa de hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono.
Uma das propriedades mais importantes da gasolina é a octanagem. A octanagem mede a capacidade da gasolina de resistir à detonação, ou sua capacidade de resistir ás exigências do motor sem entrar em auto-ignição antes do momento programado. A detonação (conhecida como "batida de pino") leva à perda de potência e pode causar sérios danos ao motor. Existe um índice mínimo permitido de octanagem para a gasolina comercializada no Brasil, que varia conforme seu tipo.
O álcool etílico, umas das substâncias adicionadas à gasolina tem vital papel na sua combustão, pois sua função é aumentar a octanagem em virtude do seu baixo poder calorífico. Além disso, o fato propicia uma redução na taxa de produção de CO. A porcentagem de álcool é regulamentada por Lei, e recentemente foi estabelecido um novo padrão que é de 18 a 24%. Se por um lado existe vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de óxidos de nitrogênio.
Disso tudo, nota-se a importância para a frota automotiva brasileira e para o meio ambiente, o rigoroso controle dessa porcentagem.
MATERIAL UTILIZADO:
- Proveta de 100 mL com tampa. - Amostra de Gasolina.- Solução saturada de NaCl.
- Luvas e óculos de proteção.
PROCEDIMENTO:
1 - Colocar 50 mL de gasolina comum em uma proveta de 100 mL ± 0,5 mL com tampa.
2 - Completar o volume até 100 mL com a solução saturada de NaCl.
FIGURA 1 - Montagem do experimento.
3 - Fechar a proveta, misturar os líquidos invertendo-a 5 vezes.
OBSERVAÇÃO: Segure firme para evitar vazamentos.
FIGURA 2 - Animação do experimento.
4 - Manter em repouso até a separação das duas fases.
5 - Ler o volume de ambas as fases.
6 - Denominar o volume da fase aquosa de V'.
7 - Subtrair de V', 50 mL e denominar este novo volume de V'', conforme a seguinte equação:
V'' = V' - 50 mL
V'' corresponderá à quantidade de etanol presente em 50 mL da amostra de gasolina.
8 - Calcular a % de álcool na gasolina, através da seguinte relação:
50 mL — 100%
V" — x %
9 - Determine a massa da gasolina e expresse a % em m/m.
CUIDADOS IMPORTANTES:
- Não acender ou ligar nenhum tipo de fonte de calor.
- Usar óculos de proteção e luvas.
- Realizar o experimento na Capela, preferencialmente.
- Guardar a fase não aquosa em recipiente adequado que estará disponível no laboratório para que seja adequadamente tratado.
PREPARO DE SOLUÇÃO DE NaOH
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS.
Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como uma substância contendo hidrogênio que produz íons hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em solução. A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água:
H+(aq) + OH-(aq) ® H2O
Isto está de acordo com a observação de que quando uma solução diluída de HCl, HBr, HI, HNO3 ou HClO4 é misturada com uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2¬ ou La (OH)3, o calor de neutralização molar,DHneut, é sempre o mesmo: - 55,90 kJ por mol de água formada (isto é, 55,90 kJ de calor são liberados por mol). Os ácidos acima são todos fortes (completamente dissociados) e as bases são todas fortes, de maneira que, não importa qual par ácido-base escolhido, a reação é a mesma: a combinação de um íon hidrogênio com um íon hidróxido para formar uma molécula de água.
DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY.
Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição ácido-base. A definição de Bronsted-Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a aceitar um próton. Além disso, uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos. O HCl, por exemplo, é um ácido em solução aquosa, de acordo com a definição de Arrhenius. Mas, também, o HCl é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo quando não está presente nenhum outro solvente. Ele é um ácido simplesmente porque pode doar um próton.
De acordo com a idéia de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a competição por um próton entre duas bases. Quando, por exemplo, o cloreto de hidrogênio se dissolve em água, uma molécula de HCl (um ácido) doa um próton a H2O (uma base) para formar H3O+ (um ácido) e Cl- (uma base):
HCl(g) + H2O ® H3O+ + Cl-
Ácido1 + base2 ® ácido2 + base2
Prótons (H+) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e ácido, respectivamente. Na equação acima, HCl e Cl- constituem um par ácido-base conjugados, e H2O e H3O+ são o outro par.
DEFINIÇÃO DE LEWIS.
Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano G.N. Lewis em 1923, mesmo ano em que Bronsted-Lowry fizeram suas proposições. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Em resumo, ácido é um receptor de par de elétrons e base é uma doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada.
MATERIAL UTILIZADO:
- Pêra de borracha.- Balança.- Bagueta.- Erlenmeyer de 250 mL.- Balão volumétrico de 250 mL.
- Becker de 250 mL.- Espátula.- Pipeta graduada de 2 ou 5 mL.- Hidróxido de sódio sólido (NaOH).
PROCEDIMENTO:
PREPARO DA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE NaOH.
1 - Tarar um Becker de 250 mL e, dentro dele pesar 50 g de NaOH.
2 - Adicionar 250 mL de água, lentamente e sob agitação.
3 - Deixar esta solução em repouso, coberta por um papel ou rolha, durante 24 horas.
4 - Esta solução é de aproximadamente 5 mol/L de NaOH.
PREPARO DA SOLUÇÃO 0,1 N DE NaOH.
1 - Calcular o volume da solução 5 mol/L de NaOH necessário para preparar 250 mL da mesma solução, porém, 0,1 mol/L. Sendo: N = 0,1 N
E = 40 g
V = 250 mL : 1000 = 0,25 L 2 - Adicionar água destilada ao balão para homogeneizar. Quando estiver próximo do menisco acertar gota a gota.
3 - Fechar o balão e homogeneizar muito bem a solução.
4 - Transferir o conteúdo para frasco de polietileno, rotular convenientemente e em seguida lavar o balão.
PADRONIZAÇÃO DO NaOH E DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
- Bureta de 50 mL.- Garra de bureta. Pipeta de 20 ou 10 mL.- Pêra de borracha.- Suporte universal.- Erlenmeyer de 250 mL.- Becker de 100 mL.- Funil.- Pisseta.- Provetas de 50 e 250 mL.- Vinagre.- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1N.
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1N.- Solução de fenolftaleína.
PROCEDIMENTO:
PADRONIZAÇÃO DE NaOH.
FIGURA 1 - Montagem do Experimento.
1 - Carregar a bureta de 50 mL com solução de NaOH 0,1 N.
2 - Calcular a massa de Ftalato ácido de potássio (padrão primário) necessária para neutralizar completamente 25 mL da solução de NaOH ~ 0,1 mol/L. Este volume corresponde a metade da capacidade da bureta, onde o erro é menor.
3 - Pesar a massa calculada três vezes, com precisão de ± 0,1 mg e transferir para erlenmeyers previamente enumerados. Não é necessário pesar exatamente os mesmos valores de massa, variações de ± 2,0 mg são aceitáveis.
4 - Dissolver os sólidos em 50 mL de água e adicionar 3 gotas de Fenolftaleína.
5 - Adicionar lentamente a solução da bureta ao erlenmeyer, segurando e agitando-o com a mão direita, com a mão esquerda controlar a torneira da bureta. Anotar o ponto final da titulação. Repetir a titulação para os outros dois erlenmeyers.
FIGURA 2 - Padronização do NaOH.
6 - Anotar os valores de acordo com a TABELA 1.
TABELA 1 - mpp, volume de NaOH e normalidade de NaOH.
ERLENMEYER mpp (g) VNaOH (mL) NNaOH
1
2
3
NNaOH =
7 - No caso de discrepância significativa entre os valores de normalidade, repetir as titulações tantas vezes quanto necessárias.
DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE.
FIGURA 3 - Montagem do Experimento de Determinação da Densidade do Vinagre.
1 - Pesar com precisão de ± 1 mg 20 mL de vinagre e calcular a densidade do mesmo.
2 - Pipetar três vezes 2 mL de vinagre para três erlenmeyers de 250 mL.
3 - Adicionar cerca de 30 mL de água (medidos em proveta ) e de 5 gotas de fenolftaleína.
4 - Carregar a bureta com solução de NaOH padronizada.
5 - Adicionar ao erlenmeyer a solução de NaOH, gota a gota, com agitação constante, até a viragem do indicador. Observar e anotar a cor da viragem.
FIGURA 4 - Determinação da Acidez do Vinagre.
6 - Repetir a operação. Não admissíveis diferenças superiores a ± 0,1 mL entre as três titulações.
7 - Calcular a média entre os itens 5 e 6.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS (ENXOFRE E NAFTALENO)
MATERIAL UTILIZADO PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
Propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza são conhecidas como propriedades coligativas. Cada uma dessas propriedades de pende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas incluem o abaixamento da pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de congelamento e pressão osmótica.
ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR.
A tendência de escape para um solvente é medida pela sua pressão de vapor. A uma dada temperatura a pressão de vapor de um líquido puro depende da fração das moléculas na superfície que têm suficiente energia cinética para escapar das atrações de suas vizinhas. A pressão de vapor mede a concentração das moléculas do solvente na fase gasosa.
ELEVAÇÃO DO PONTO DE EBULIÇÃO.
Um líquido ferve à temperatura na qual sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica. A pressão de vapor de uma solução a cada temperatura diminui como resultado da presença de um soluto e assim é necessário aquecer a solução a uma temperatura mais alta, a fim de alcançar seu ponto de ebulição.
ABAIXAMENTO DO PONTO DE CONGELAMENTO.
Uma maneira de explicar o fenômeno da elevação do ponto de ebulição é dizer que as partículas de um soluto diminuem a tendência de escape do solvente; portanto,precisamos compensar isto promovendo o aumento da temperatura a fim de conseguir ferve-lo. Mas, tendência de escape significa tendência para escapar para qualquer outra fase; então podemos usar um argumento semelhante para justificar o fato de que um soluto abaixa o ponto de congelamento de um solvente, a fim de congelar o solvente, precisamos resfria-lo à uma temperatura mais baixa, para compensar a sua tendência de escape diminuída. A presença de um soluto sempre diminui o ponto de congelamento se o soluto é insolúvel na fase sólida. A diminuição do ponto de congelamento causa deslocamento da linha de equilíbrio sólido-líquido para a esquerda no diagrama de fase.
PRESSÃO OSMÓTICA.
Outra maneira de observar a diferença entre as tendências de escape no solvente e na solução encontra-se na FIGURA 1. Os dois líquidos aparecem separados por uma membrana semipermeável. Essa membrana é uma barreira fina que permite a passagem de certas espécies atômicas, iônicas ou moleculares, mas de outras não.. neste caso, ela permite a passagem de moléculas do solvente em ambas as direções, mas é impermeável para partículas de soluto.. visto que a tendência de escape à esquerda é maior que aquela à direita, a velocidade de transferência de moléculas de solvente da esquerda para a direita é maior que a da direita para a esquerda. Assim, depois de algum tempo haverá uma transferência efetiva de moléculas de solvente, do solvente puro para a solução. Este processo de transfer6encia de moléculas de solvente através de uma membrana semipermeável é conhecido como osmose. Para ocorrer osmose, as concentrações das partículas de soluto devem ser diferentes nos dois líquidos. Porém este processo pode ser interrompido, empurrando um pistão com uma pressão p suficientemente grande apenas para compensar a diferença nas tend6encias de escape, isto é, impedir que ocorra osmose. Esta pressão é denominada pressão osmótica.
MATERIAL UTILIZADO:
- Tubo de ensaio grande.- Becker de 400 ou 500 mL.- Termômetro de 0 a 100ºC com décimo de grau. Rolha para tubo de ensaio.- Suporte universal- Garra.- Tela de amianto.
- Tripé de ferro.- Bico de Bunsen.- Naftaleno (C10H8).- Enxofre (S8).
- Balança com sensibilidade de 0,1 g.
PROCEDIMENTO:
1 - Colocar cerca de 16 g de naftaleno em um tubo de ensaio, limpo e seco.
2 - Montar a aparelhagem da Figura 1 tomando as seguintes precauções:
Ô o termômetro deverá ficar com o bulbo dentro do naftaleno após sua fusão.
Ô a água do Becker deverá cobrir o naftaleno quando o mesmo estiver no estado líquido.
Ô procurar deixar a escala do termômetro ao redor dos 70º C o mais visível possível.
FIGURA 1 - Montagem do Experimento.
3 - Acender o bico de Bunsen e apagá-lo quando mais da metade do naftaleno estiver fundido.
4 - Esperar a fusão de todo o sólido do tubo de ensaio. Aquecer mais um pouco, se necessário.
FIGURA 2 - Animação do Experimento.
5 - Resfriar o sistema e observar o início da solidificação do naftaleno. Anotar a temperatura.
6 - Pesar com exatidão 4 g de enxofre e anotar essa massa.
7 - Retirar o tubo de ensaio do Becker e transferir o enxofre para seu interior, cuidando para que não se perca nada. Evitar deixar o enxofre nas paredes do tubo.
8 - Voltar o tubo de ensaio para o sistema e aquecê-lo até a fusão do naftaleno contendo enxofre. No estado líquido temos uma solução cujo soluto é o enxofre e o solvente é o naftaleno. Essa solução é transparente.
9 - Procurar fazer com que todo o enxofre caia no naftaleno.
10 - Apagar o bico de Bunsen e deixar o sistema resfriar, agitando o conteúdo do tubo com freqüência.
11 - Ao se iniciar a solidificação da solução naftaleno-enxofre anotar a temperatura.
Ô O bulbo do termômetro deve ficar imerso na solução.
12 - Repetir o procedimento experimental, se necessário.
REAÇÕES QUÍMICAS
MATERIAL UTILIZADO e PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
- Reações de síntese X + Y ® XY
- Reações de decomposição ou análise XY® X + Y
- Reações de deslocamento ou simples troca X + YZ ® XY + Z ou X + YZ ® XZ + Y
- Reações de Dupla troca XY + ZW ® XW + ZY
- Reações Exotérmicas são aquelas onde há liberação de calor.
- Reações Endotérmicas são aquelas onde há absorção de calor.
MATERIAL UTILIZADO:
- Solução 1% ( m/v ) de nitrato de prata.
- Solução 1% ( m/v ) de cloreto de sódio.
- Solução 1% ( m/v ) de iodeto de sódio.
- ÁGUA DE CAL.
- Suspensão de amido.
- ÁGUA DE CLORO.
- Hidróxido de amônio 28%.- Ácido sulfúrico concentrado.
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L concentrado.
- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L.- Hidróxido de magnésio.
- Carbonato de magnésio.- Clorato de Potássio.- Fita de magnésio.
- Cobre metálico.- Proveta de 10 ml.- Caixa de fósforo.- Varetas de vidro 20 cm.
- Furador de rolhas.- Rolha de cortiça para tubo de ensaio.- Termômetro de 0 a 100° C.
- Pinça de madeira.- Pinça metálica.- Bico de bünsen.- Bastão de vidro.
- Estante para tubo de ensaio.- Tubos de ensaio (6 tubos de ensaio por grupo).
PROCEDIMENTO:
Preparação de água de cal:
Adicionar cerca de 800 mg de CaO em 100 mL de água destilada, agitar bem e filtrar. O filtrado é a água de cal.
OBSERVAÇÃO: Esta quantidade será suficiente para todos os grupos.
Preparação de água de cloro:
Na capela estará montado um sistema para obtenção de água de cloro que consistirá em um kitassato com KMnO4 sólido, acoplado a um funil de separação que contém ácido clorídrico concentrado. Quando se goteja o ácido no Permanganato, há a formação do gás cloro ( Cl2 ) que passará por um frasco intermediário contendo água destilada para eliminar excesso de HCl e finalmente será borbulhado em um outro frasco contendo água destilada. Após 3 minutos a "água de cloro" estará pronta.
FIGURA 1 - Animação da obtenção da Água de Cloro.
OBSERVAÇÃO:
1 - Preparar este reagente apenas no momento da realização do experimento
2 - Fazer a reação com o iodeto ( I- )na capela.
3 - Usar óculos de proteção e luvas.
Reações de Síntese:
Síntese de óxido de magnésio: Colocar no bico de Bünsen um pedaço de fita de magnésio de 1 cm. Observar a formação de um pó branco que é o óxido de magnésio.
OBSERVAÇÃO: Não fixar a vista na luz emitida por esta reação.
Reação:
Síntese de cloreto de amônio: Na capela, com um conta gotas, colocar 1 ml de HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo colocar a mesma quantidade de Hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo com HCl. Aproximar esta ponta até 1cm acima da superfície da solução de Hidróxido de amônio sem tocá-la. Observar o que acontece. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio dispersa no ar.
Reação:
A amônia, é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio
NH4OH ( aq) ® H2O + NH3ä
Reações de Decomposição:
Decomposição de clorato de potássio: Colocar em um tubo de ensaio, aproximadamente 100 mg de dióxido de manganês e 200 mg de clorato de potássio. Segurar o tubo de ensaio com uma pinça de madeira, aquecer aproximadamente 30 segundos. Imediatamente após esse tempo, colocar uma “brasa” na boca do tubo. Faça suas observações.
Reação:
Decomposição de carbonato de magnésio: Colocar no tubo A aproximadamente 2 g de carbonato de magnésio e no tubo B, “água de cal” faça a junção entre os tubos. Submergir a extremidade da vareta no tubo B, aquecer o tubo A até notar um borbulhamento que turva a água de cal, separar os dois tubos e desligar o bico de Bünsen.
Reação no Tubo A:
Reação no Tubo B:
Reações de Deslocamento:
Deslocamento de hidrogênio: Colocar cerca de 5 mL da solução HCl 1 mol/L, adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm, observar o que ocorre.
Reação:
Deslocamento da prata: Colocar 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L, introduzir dois pedaços de fio de cobre. Deixar a reação correr por 5 minutos. Verificar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: 1-) A solução de prata mancha a pele, roupas etc.
2-) Descartar o conteúdo do tubo em recipiente adequado
Reação:
Deslocamento do iodo: Adicionar 2 mL de iodeto de potássio 1% (m/v ) e 5 gotas de goma de amido. Acrescentar 3 mL de “água de cloro”, agitar o tubo e observar.
Reação:
Reações de Dupla Troca:
Tomar dois tubos de ensaio, em um deles colocar 1 mL de NaCl 1% (m/V), no outro tubo colocar 1 mL de AgNO3 1% (m/V). Misturar o conteúdo dos dois tubos e observar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: Descartar o conteúdo dos tubos em recipiente apropriado.
Reação:
Reações Exotérmicas:
Neutralização ácido-base: Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de HCL 1 mol/L, mergulhar o termômetro e medir a temperatura =
Em outro tubo de ensaio colocar a mesma quantidade de NaOH 1 mol/L, misturar os dois conteúdos rapidamente e medir a temperatura=
Reação:
Ionização do ácido sulfúrico: Colocar 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio e medir a temperatura da água =
Com luvas e óculos de proteção, adicionar lentamente 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, agitar e medir a temperatura=
OBSERVAÇÃO: O ácido sulfúrico é muito denso, corrosivo e desidratante forte.
Reação:
Reações Endotérmicas:
Dissolução de NH4Cl: Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio, anotar a temperatura=
Adicionar, aproximadamente, 200 mg de cloreto de amônio e anotar a temperatura=
Reação:
QUESTÕES:
1 -) O que é água de cloro e água de cal ?
2 -) Escrever as estruturas da amônia, água, ácido sulfúrico, ácido nítrico.
3 -) O que é pirólise e eletrólise ?
4 -) O que é um precipitado ?
5 -) Defina reação de neutralização.
6 -) Se você soprar a água de cal, o que você observaria?
7 -) De todas as reações estudadas quais são de oxidação-redução ? Reescrevê-las colocando os números de oxidação de reagentes e produtos.
8 -) Dê mais dois exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas ?
FACULDADE DE CIÊNCIAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PRÁTICA No 5 -Química Geral
Experimental
Título: DETERMINAÇÃO DE CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO
Assuntos envolvidos: Termodinâmica, termoquímica, reação de neutralização, etc
MATERIAIS E REAGENTES
- Dewar
- Solução 1,0M de HCl
- Solução 1,0M de NaOH
- um agitador magnético
- suporte de ferro com garra
- um termopar e um termômetro
(ou dois termômetros)
- 2 provetas de 50 ou 100 mL
- 1 copo de Béquer de 250 mL, bico de Bunsen, tripé
e tela de amianto (ou balão e manta aquecedora)
INTRODUÇÃO
A Termodinâmica é um ramo da ciência que estuda a relação entre o calor e outras formas de
energia. A Termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a variação de calor associada a uma
transformação química.
Quando uma transformação ocorre a pressão constante, o único trabalho possível é o trabalho
de expansão e o calor liberado é igual à ∆H (variação da entalpia), ou seja, qP=∆H, onde qP é o calor da
reação química a pressão constante. Esse calor pode alterar a energia do sistema. Assim, medindo-se a
variação da energia do sistema podemos determinar o calor produzido pelas reações químicas. O
método que estuda tais relações é a calorimetria. O presente experimento tem por objetivo determinar
o calor de uma reação de neutralização por calorimetria. Para proporcionar medidas mais precisas, a
capacidade calorífica do calorímetro será inicialmente determinada.
A) Determinação da capacidade calorífica do calorímetro.
1. Meça, com uma proveta, 50 mL de água destilada e coloque-a no Dewar.
2. Monte o sistema seguindo-se a figura abaixo [Coloque a barra magnética no calorímetro (Dewar)
antes de colocá-lo sobre o agitador. Coloque o calorímetro sobre o agitador e gire a barra
magnética com uma velocidade adequada. Feche bem o calorímetro e introduza o termômetro ou
termopar de forma que o seu bulbo não toque na barra magnética];
3. Espere estabilizar a temperatura e anote seu valor.
4. Meça, com a ajuda de uma proveta, mais 50 mL de água destilada e aqueça-a em um béquer até
atingir ~90oC tomando o máximo de cuidado para evitar a evaporação d´água. Para tanto utilize o
vidro relógio;
5. Desligar o fogo e acompanhar a temperatura da água quente até estabilizar. Anote a temperatura;
6. Utilizando uma luva, transfira cuidadosamente a água quente para o Dewar. Misture bem com
agitador magnético e anote a temperatura em que o conjunto estabilizou;
7. Procure na literatura a capacidade calorífica e a densidade da água e, calcule a capacidade
calorífica do calorímetro.
Equação básica: Q = m Cp ∆t
2
B) Determinação do calor de reação de neutralização de ácido e base forte
1. Esvazie, lave e resfrie o Dewar utilizado no experimento anterior;
2. Meça, com uma proveta, 50 mL da solução de ácido clorídrico 1,0 M e coloque no Dewar. Agite
suavemente e meça a temperatura do conjunto após estabilizar.
3. Meça, com uma proveta, 50 mL da solução de hidróxido de sódio 1,0 M. Meça a temperatura
desta solução que deve ser igual à da solução de ácido. Senão, faça com que ambas soluções
entrem em equilíbrio térmico com o ambiente até que atinjam a mesma temperatura.
4. Verter a solução de hidróxido de sódio sobre a solução de ácido clorídrico. Feche rapidamente o
calorímetro e acompanhe a elevação da temperatura. Anote a temperatura após estabilizar.
5. Calcule a entalpia da reação de neutralização, ∆Hneutralização, considerando a capacidade calorífica
do calorímetro. Compare-o com os valores reportados na literatura.
qreação + qsolução + qcalorímetro = 0
C) Determinação do calor de reação de neutralização de ácido fraco e base forte
1. Repita o procedimento anterior utilizando o ácido acético no lugar de ácido clorídrico;
2. Calcule a entalpia da reação de neutralização, ∆Hneutralização, considerando a capacidade calorífica
do calorímetro. Compare com o valor obtido com o da neutralização de um ácido forte com base
forte. Discuta.
qreação = qsolução + qcalorímetro
Dados:
Solução Concentração molar
(M)
Densidade (g/mL) Calor específico
(cal/g °C)
NaOH 0,5 1,02 0,97
NaCl 0,5 1,02 0,96
Bibliografia
Giesbrecht, E. (Coord.), Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos,
Editora Moderna e Editora da Universidade de São Paulo, São Paulo, 1979.
Experimentos Químicos
1) COLA DE CASEÍNA
Este experimento tem por objetivo o preparo de uma cola que utiliza leite como matéria-prima.
TEMPO PREVISTO 30 minutos.
MATERIAL E REAGENTES
• 2 béqueres de 200 mL• proveta de 50 mL• 2 pedaços de pano de aproximadamente 30 cm x 30 cm (malha de algodão dá bons resultados)• 1 g de bicarbonato de sódio• 125 mL de leite desnatado• 1 limão
Obs: O béquer pode ser substituído por um copo de vidro e a pipeta por seringa de injeção descartável.
PROCEDIMENTO
Esprema o limão e coe o suco utilizando um pedaço de pano. Adicione 30 mL de suco de limão a 125 mL de leite desnatado e agite bem. Coloque o outro pedaço de pano sobre o segundo béquer e coe a mistura de caseína e soro obtida. Este procedimento é lento e poderá ser acelerado se pequenas quantidades da mistura forem adicionadas, sempre com a posterior retirada da caseína. As porções de caseína retiradas (quase secas) podem ser colocadas sobre um pedaço de jornal para que a umidade da massa obtida seja reduzida.
Após a separação da caseína, que deverá ter consistência semelhante a de um queijo cremoso, adicione o bicarbonato de sódio e misture bem até que a mistura se torne homogênea. Acrescente 15 mL de água e agite até que toda a massa seja dissolvida. A reação do ácido restante (do limão) com o bicarbonato de sódio deverá produzir uma pequena quantidade de espuma que em pouco tempo se desfaz.
Utilize pequenos pedaços de madeira ou de papel para testar a cola feita. O resultado poderá ser observado em algumas horas.
DISCUSSÃO
As colas têm sido utilizadas por milhares de anos para uma grande diversidade de aplicações, sendo que até o início deste século as principais matérias primas utilizadas eram de origem animal ou vegetal, como o sangue de alguns animais ou resinas naturais extraídas de folhas e troncos de algumas árvores. Atualmente uma grande variedade de colas é produzida industrialmente a partir de substâncias sintéticas, com a finalidade de se obter propriedades adequadas aos novos materiais, como polímeros, cerâmicas especiais e novas ligas metálicas.
Algumas das colas produzidas pela indústria moderna apresentam alto poder de adesão combinado a uma apreciável resistência a temperaturas elevadas; outras mantém uma considerável flexibilidade mesmo depois de curadas. Certas colas, como a de carpetes, por exemplo, embora eficientes podem apresentar problemas para a saúde por eliminarem substâncias orgânicas voláteis por muito tempo depois de aplicadas.
As colas naturais ainda são recomendadas para aplicações consideradas não especiais, como para colar papéis ou peças de madeira na construção de pequenos objetos de uso doméstico. A cola de caseína, por exemplo, tem um grande poder de adesão e pode ser facilmente preparada.
Na Primeira Guerra Mundial esta cola era muito utilizada na construção de aviões que tinham sua estrutura montada quase exclusivamente por peças de madeira. Uma desvantagem que esta cola apresentava, bem como outras colas "naturais", era a possibilidade de absorver umidade e, assim, desenvolver fungos que se alimentavam dela. Algumas ocorrências deste tipo levaram os construtores de aviões a abandonar a cola de caseína, o que parece ter sido uma decisão bastante razoável.
As proteínas são macromoléculas constituídas de unidades de aminoácidos. O termo proteína deriva da palavra grega proteios e foi sugerido pela primeira vez por Berzelius em 1.838 e quer dizer "mantendo o primeiro lugar", devido a sua importância como alimento.
A caseína é a principal proteína presente no leite (aproximadamente 3% em massa) e é bastante solúvel em água por se apresentar na forma de um sal de cálcio. Sua solubilidade é fortemente afetada pela adição de ácidos que, pela redução do pH, reduz a presença de cargas na molécula, fazendo com que a sua estrutura terciária seja alterada e, consequentemente, levando-a à precipitação. Esta redução de pH provoca a perda do cálcio, na forma de fosfato de cálcio, que é eliminado no soro.
A adição de bicarbonato de sódio leva à formação do caseinato de sódio, que tem propriedades adesivas, além de eliminar resíduos de ácido do limão. Industrialmente a precipitação da caseína é feita pela adição de ácido clorídrico ou sulfúrico ou ainda pela adição de uma enzima presente no estômago de bovinos, a renina. Quando a precipitação da caseína tem por objetivo a produção de alimentos, como o queijo, por exemplo, são utilizados microrganismos que produzem ácido lático, a partir da lactose
2) PREPARANDO INDICADORES ÁCIDO-BASE
Muitos pigmentos que são extraídos de vegetais podem ser usados como indicadores ácido-base. Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico.
Você pode preparar indicadores ácido-base na sua casa e depois testar a acidez ou basicidade de algumas substâncias como suco de laranja, detergente, shampoo, vinagre, café, leite, etc.. Nesta experiência vamos preparar um indicador ácido-base a partir do ropolho roxo e outro a partir do Lacto-purga.
Materiais
- Água- Limpador com amoniáco (ex: ajáx)- 1 comprimido de Lacto-purga- Meio copo de álcool (etanol)- folhas de repolho roxo
- trapos brancos umedecidos com suco de uva ou vinho tinto- trapos brancos umedecidos com suco de amora- Vinagre
PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO DE FENOLFTALEÍNA
Nas farmácias há o medicamento chamado Lácto-purga que contém fenoltaleína. Ela pode ser extraída do comprimido triturando-o e dissolvendo-o em álcool. Para isso siga o seguinte procedimento:
- Triture um comprido de lácto-purga em um pilão de amassar alho
- Coloque o pó em um copo pequeno e adicione álcool até a metade
- Após mexer bem, restará no fundo do copo um resíduo insolúvel
- Despeje a solução obtida em um outro copo para separá-la do resíduo. Está pronta a solução de fenolftaleína!
PREPARAÇÃO DO EXTRATO DE REPOLHO ROXO
Outro material que usaremos é o líquido que dá cor ao repolho roxo. Ele pode ser extraído fervendo-se as folhas em um pouco de água:
- pique algumas folhas de repolho roxo com uma faca.
- Ferva com um pouco de água por cerca de 10 minutos
- Despeje o líquido roxo obtido em um copo.
Você preparou dois indicadores ácido-base: a solução de fenolftaleína e a solução de repolho roxo. Agora é só testar a mudança de coloração na presença de ácido ou base:
Coloque vinagre em dois copos e adicione os indicadores preparados para verificar as mudanças (ou não ) das colorações. Faça o mesmo utilizando amoniânico (ajáx) ao invés de vinagre.
Você pode também ver as mudanças da coloração adicionando esses indicadores em trapos umedecidos com suco de uva ou vinho tinto e suco de amora.
3) VULCÃO ATIVO
Materiais:- dicromato de amônio- magnésio em pó- fósforos- argila
- 1 fita de magnésio- 1 tábua ou papelão de 30 cm x 40 cm- 1 colher (sobremesa)
Procedimentos:
Com a argila modele um vulcão sobre a tábua e, no topo, faça uma cavidade de 4 a 8 cm de profundidade.
Misture duas porções de dicromato para uma de magnésio. Despeje uma colherinha dessa mistura na cavidade do vulcão. Coloque a fita no centro da cavidade deixando uma ponta para acendê-la.
Comentário:
Este vulcão apresenta um ótimo espetáculo de luz e fogos ejetados, semelhante ao efeito de um vulcão natural.
Obs: 1)Não realize o experimento próximo de produtos inflamáveis.
2)Não aproxime o demasiadamente aos olhos.
4) O que você acha do TAMANHO do átomo?
Não existe nenhum aparelho que nos permite visualizar como um átomo realmente é.
Através de vários experimentos já realizados, chegou-se a representações de como o átomo pode ser. Chamamos estas representações de Modelos Atômicos.
A construção de modelos é muito comum em nosso dia-a-dia e constitui importante ferramenta de trabalho dos cientistas. Leia atentamente os exemplos abaixo que ilustram diferentes situações onde são construídos modelos para facilitar a compreensão dos fatos.
EXEMPLO Nº 1
Você retorna de uma longa viagem de férias e ao entrar na cidade nota que várias árvores estão caídas. À medida que caminha nota que o chão está molhado e que falta energia elétrica em uma parte da cidade. Há uma corrente de ar suave e fria, embora esteja em pleno verão. Passa por você um carro do corpo de bombeiros correndo muito e com a sirene ligada. São oito horas da noite.
O que você supõe que aconteceu?
Você pode estimar quanto tempo faz que isto ocorreu?
EXEMPLO Nº 2
O diamante é o material mais duro que se conhece na natureza. Ele é capaz de gastar qualquer outro material, quando esfregado contra ele, como o alumínio, o ferro, o aço, o vidro, etc. Os químicos sabem que o diamante é feito apenas com átomos de carbono. Porém sabemos que o grafite do lápis também é feito apenas com átomos de carbono e, no entanto, o grafite é um dos materiais menos duros na natureza.
O que você pode concluir a respeito das forças que mantém os átomos de carbono unidos no caso do diamante e do grafite?
A seguir faremos uma experiência, que embora não envolva a natureza ou as propriedades do átomo, servirá para termos uma idéia de como se constroem modelos. O cientista trabalha de maneira parecida. Por isso é que todas as informações a respeito do átomo podem ser obtidas, mesmo que não possamos enxergá-lo.
No bloco que você recebeu existem informações que só podem ser obtidas a partir de modelos, construídos de maneira análoga ao que você fará agora.
5) CONSTRUÇÃO DE UM MODELO
Alguém fornecerá uma caixa de tampa vermelha contendo três objetos dos materiais listados. Tente reproduzir a caixa de tampa azul com o conteúdo da caixa de tampa vermelha.
1. Utilize todas as maneiras que achar necessárias (sons, peso, etc.) para identificar o seu conteúdo, porém não abra a caixa de tampa azul nesta fase da atividade.
2. Elabore uma lista com todos os materiais que você suspeita haver na caixa.
3. Abra a caixa de tampa azul e compare-a com a outra. Você construiu um modelo igual ao original? Por quê?
6)Retirando cobre de uma solução azul
Você vai precisar de:- Sulfato de cobre.- Um béquer com água.- Barbante.- Pregos.- Espátula.
O que fazer:
- Coloque um pouco de sulfato de cobre em um béquer com água até obter uma solução azul intensa (utilize a espátula).
- Amarre um barbante no prego e mergulhe-o dentro do béquer.
- Espere alguns minutos e veja o que aconteceu com o prego.
O que aconteceu? Qual a reação química que explica este fenômeno?
7) Estequiometria
OBJETIVO
Verificar a existência de proporção entre reagentes e produtos em uma reação química.
MATERIAIS E REAGENTES
• 5 tubos de ensaio pequenos • 1 potinho plástico para colocar a solução de Ba(OH)2 50%
• 1 tubo de ensaio grande • 1 seringa de 20 mL • 1 conjunto de mangueiras e rolha
• 1 potinho plástico para colocar vinagre - 1 estante para tubos de ensaio
• bicarbonato de sódio (NaHCO3) • solução de hidróxido de bário 50%
• solução de ácido acético 2% (vinagre diluído
PARTE EXPERIMENTAL
Coloque 5 ml de solução de hidróxido de bário (Ba(OH)2) em cada um dos cinco tubos de ensaio, utilizando a seringa para efetuar a medida de volume. Lave a seringa antes de prosseguir. No tubo de ensaio maior coloque 2,5 gramas de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e feche-o com a rolha.
Abasteça com 20 ml de vinagre a seringa que você recebeu, tomando cuidado para não deixar que o ar entre na mesma. Encaixe a mangueira menor na seringa, conforme a figura.
Coloque a ponta da mangueira maior no 1º tubo e adicione 1 ml de vinagre bem lentamente sobre o bicarbonato, conforme a figura. Quando parar a produção de gás, retire a mangueira do tubo 1 e coloque-a no tubo nº 2 e adicione 2 ml de vinagre. Repita colocando 3 ml para o tubo 3, 4 ml para o tubo 4 e 5 ml para a tubo 5. Deixe os tubos em repouso por aproximadamente 5 minutos e observe a quantidade de material formado.
DISCUSSÃO
A palavra estequiometria deriva do grego "STOICHEON", que significa "a medida dos elementos químicos", ou seja, as quantidades envolvidas de cada substância em uma reação química. Para compreender melhor, vamos fazer uma analogia. Completando o exemplo abaixo, você perceberá a necessidade de todos os componentes estarem em quantidades corretas para que o produto seja formado:
10 lentes + ____ armações ____ óculos
Observe que é impossível obter mais que cinco óculos, pois faltarão lentes. Porém, para até cinco armações, o número de óculos que podemos montar é o mesmo das armações.
Em química ocorre algo semelhante: as substâncias participam de uma reação química sempre em proporções definidas. Exemplificando: para que 80 gramas de soda caustica reajam com ácido sulfúrico são necessários 98 gramas desse ácido. Se colocarmos 100 gramas de ácido, 2 gramas ficarão em excesso, ou seja, não reagirão. Note que as quantidades das substâncias que participam de uma reação química devem estar sempre corretas, para que não ocorra "sobra" de nenhuma delas. Esta precisão nas quantidades não é tão importante quando efetuamos apenas a mistura de substâncias diferentes, como no caso de uma receita de bolo ou de argamassa. O cozinheiro pode acrescentar uma pitadinha de açúcar a mais em qualquer bolo que ninguém perceberá a diferença, ou o pedreiro não obterá resultado diferente se colocar um pouquinho a mais de areia em um monte de argamassa. Tanto o bolo quanto a argamassa "aceitam" pequenos erros de formulação, o que não ocorre nas reações químicas.
Em qual das figuras abaixo existe relação estequiométrica (A, B ou C) ?
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de bário 50% - Deixar saturar 300ml de água, com cerca de 20 gramas de hidróxido de bário. Deixar decantar por umas 4 horas. Evite contato com o ar! Transferir uma alíquota de 250ml da solução superficial para outro recipiente por meio de um sifão. Dilua essa alíquota com água até 500ml.
• Solução de ácido acético 2% (vinagre diluído) - Leia a porcentagem de acidez no rótulo do vinagre branco que você irá utilizar. Por exemplo: vinagre Belmont = 4,2 de acidez. Divide-se essa porcentagem por 2 (4,2 dividido por 2 = 2,1).
4,2% diluir para 2%
Divide-se 100% por esse resultado (100 dividido por 2,1 = 47,7). Diluem-se 47,7 ml de vinagre Belmont(exemplo)com água até 100ml.Ou ainda, 477ml de vinagre Belmont com água até 1 litro.
8) Noções de concentração
OBJETIVO
Observar a ocorrência da variação na quantidade de um soluto em um solvente ou em matrizes sólidas.
MATERIAIS E REAGENTES
• 5 tubos de ensaio • 1 seringa de 5 ml • 1 potinho plástico para colocar água
• 1 potinho plástico para colocar a solução de amido • 1 estante para tubos de ensaio
• 1 frasco conta-gotas com solução de iodo • talco • acúcar • farinha de trigo • fubá
• bolacha de maizena (triturada) • solução de amido 0,02%
PARTE EXPERIMENTAL
PARTE 1
Coloque água nos tubos de ensaio utilizando a seringa e adicione a solução de amido, também com a seringa, conforme a tabela abaixo.
TUBO VOLUME DE AMIDO VOLUME DE ÁGUA
1 1 ml 4 ml
2 2 ml 3 ml
3 3 ml 2 ml
4 4 ml 1 ml
5 5 ml 0 ml
Acrescente 4 gotas de solução de iodo e observe. Se necessário agite suavemente o tubo de ensaio. Por que houve diferença nos resultados?
PARTE 2
Lave os tubos e coloque uma pequena quantidade de cada alimento em cada um dos tubos de ensaio separadamente, conforme abaixo
Tubo 1 Açúcar
Tubo 2 Polvilho (talco)
Tubo 3 Farinha de trigo
Tubo 4 Fubá
Tubo 5 Bolacha moída
Adicione 5 ml de água em cada tubo de ensaio e agite-os. Acrescente 4 gotas de iodo e observe.
Qual tubo de ensaio apresentou coloração mais forte?___________ e mais fraco?____________ Por que?
DISCUSSÃO
O amido é uma substância produzida pelos vegetais, a partir do açúcar proveniente da fotossíntese. Esta substância muda de cor quando em presença de iodo, sendo que quanto maior as quantidades de amido e iodo envolvidas, mais forte será a coloração. Dizemos que as substâncias com quantidade pequena de amido têm baixa concentração de amido, como observado no experimento.
Na natureza as substâncias apresentam-se misturadas sempre em quantidades diferentes. Por exemplo, o sal de cozinha (NaCl) está presente na água do mar em concentração elevada, já no solo, sua concentração é extremamente baixa.
O conhecimento da concentração de uma substância é de extrema importância, pois até mesmo no sangue de uma pessoa sadia podemos encontrar substâncias tóxicas, que não causam problemas devido a presença em baixas concentrações.
Por outro lado, mesmo as substâncias benéficas ao organismo, como as vitaminas, podem causar problemas de saúde se a concentração destas for elevada no sangue. Felizmente o nosso organismo "conhece" a concentração ideal para cada uma das milhões de substâncias presentes em cada parte do corpo e assim, pode exercer um controle rigoroso das concentrações destas.
Também nas atividades do Homem como indústria, estações de tratamento de água, agricultura e outras, é sempre importante controlar rigorosamente a concentração das substâncias que são manipuladas, por questões de saúde e econômicas.
A partir das figuras abaixo, podemos afirmar que a Figura _____ representa uma solução mais concentrada e a Figura _____ reprersenta uma solução menos concentrada
Preparo das Soluções
• Solução de iodo - Diluir 30ml de tintura de iodo 2% (comprada em qualquer farmácia) com água até 200ml.
• Solução de amido 0,02% - Dissolver 1g de maisena® (comprada em qualquer supermercado) em 500ml de água quente. Retirar uma alíquota de 100ml dessa solução e completar com água para 1 litro. Esta solução não deve ser armazenada.
9) Ácidos e Bases
MATERIAL E REAGENTES
- 3 estantes para tubos de ensaio (A-B-C)
• 18 tubos de ensaio
• 1 vidro conta-gotas para cada solução:
Fenoftaleína, azul de timol, comprimido de lacto-purga dissolvido em álcool comercial, ácido clorídrico 0,1 mol/L, hidróxido de sódio 0,1 mol/L, sabão em pó e água, leite de magnésia e água (1:20)
• 1 vidro conta-gotas com vinagre branco puro
PARTE EXPERIMENTAL
Teste para ácidos:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante A, na ordem abaixo, e acrescente 3 gotas de AZUL DE TIMOL em cada tubo.
Atenção para as cores:
vermelho ...... ácido forte
amarelo ....... ácido fraco
azul .........base
Estante A
Cor Função
Tubo 1 ácido clorídrico ________ ácido
Tubo 2 hidróxido de sódio ________ base
Tubo 3 vinagre ________ ________
Tubo 4 sabão em pó e água ________ ________
Tubo 5 suco de limão ________ ________
Tubo 6 leite de magnésia ________ ________
Teste para bases:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante B, como foi feito no teste acima.
Acrescente 3 gotas de FENOLFTALEÍNA e observe.
Teste para indicador:
Coloque novamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante C, como nos testes anteriores. Adicione 3 gotas da solução de lacto-purga, em cada tubo. Compare com o teste para bases, que você já fez, e responda:
Que substância deve estar presente no comprimido de lacto-purga?
DISCUSSÃO
Você já deve ter ouvido falar de ácidos e bases, como o ácido sulfúrico e a soda cáustica, por exemplo. Os milhões de substâncias químicas presentes na natureza são estudados por grupos ou funções, que é o termo mais correto.
As principais funções da Química Inorgânica são: Ácidos, Bases, Sais, Óxidos, Peróxidos e Hidretos (o agrupamento de substâncias de acordo com sua função química é feito levando em consideração o comportamento químico destas em reações químicas). Uma maneira fácil de compreender isto é observar reações entre os ácidos e as bases, quando os produtos formados serão sempre um sal e água, não importando qual é o ácido ou base.
ÁCIDO + BASE --------- SAL + ÁGUA
Se uma substância qualquer reagir com uma base e os produtos da reação forem sal e água, poderemos afirmar que tal substância é um ÁCIDO. Por meio de reações é que classificamos as substâncias de comportamento parecido em FUNÇÕES.
Os ácidos e bases nos lembram produtos perigosos, corrosivos e fumegantes. No entanto nem sempre isto é verdade. A natureza construiu um mundo cheio deles, até mesmo o corpo humano se utiliza muito destas substâncias para se manter vivo e em bom funcionamento.
Temos ácido no estômago (ácido clorídrico), nos aminoácidos (ácido e base) que formam as proteínas, na principal molécula da vida, o DNA (ácido e base), que é responsável pela transmissão dos caracteres e em várias outras partes do corpo, além dos alimentos e medicamentos: vitamina C (ácido ascórbico), vinagre (ácido acético), gordura (ácidos graxos), analgésicos (ácido acetilsalicílico), etc.
Os ácidos têm sabor azedo e as bases sabor adstringente (como o do sabão), no entanto nunca devemos colocar uma substância na boca afim de descobrir sua função química. Em laboratório utilizam-se INDICADORES, que mudam de cor quando colocados junto a determinada substância. A fenolftaleína é um bom exemplo de indicador; quando gotejamos fenolftaleína em uma substância, ela ficará vermelha caso se tratar de uma base, qualquer que seja a base, porém, se a substância pertencer a outra função, a fenolftaleína ficará incolor.
Além de indicadores para bases, existem indicadores para ácidos e bases, como o azul de timol.
Para saber se uma substância tem caráter ácido ou básico, os químicos desenvolveram uma escala que vai de 0 a 14. Por meio desta escala (pH) podemos ver que toda substância ácida tem pH entre 0 e 7 e as básicas entre 7 e 14. O pH 7 é neutro, ou seja, nem ácido nem básico.
PH DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS COMUNS
Suco gástrico 1 a 3 Água potável 5 a 8
Cerveja 4,1 a 5 Água pura 7
Refrigerante 1,8 a 3 Amoníaco (doméstico) 11,8 a 12,3
Suco de limão 2,1 a 2,4 Suco de laranja 3 a 4
Vinagre 2,5 a 3,5
OBJETIVO
Promover a quebra de moléculas de água em seus átomos: Hidrogênio (H) e Oxigênio (O).
MATERIAIS E REAGENTES
• 1 conjunto de eletrólise
• 2 grampos
• 1 bateria
• 1 tubo de ensaio
• solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L
INTRODUÇÃO
Algumas reações químicas ocorrem apenas quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade quando ocorrem. A eletrólise da água ocorre quando passamos uma corrente elétrica contínua por ela, desde que a tornemos condutora, pois a água pura não conduz corrente elétrica.
A decomposição da água ocorre quando efetuamos a quebra das ligações entre átomos de hidrogênio e oxigênio.
Quando a molécula é decomposta na eletrólise, os átomos livres procuram reagir novamente para formar novas moléculas. Assim, se quebrarmos as ligações químicas de duas moléculas de água, poderemos formar duas novas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio, gases que reagem entre si, para formar a água. Esta reação também será feita nesta experiência.
A reação entre o hidrogênio e o oxigênio ocorre com um grande desprendimento de energia, que pode ser novamente convertida em energia elétrica ou simplesmente em energia térmica, como numa grande explosão. Um bom exemplo de como utilizar estas duas formas de energia é o funcionamento de um ônibus espacial.
Os ônibus espaciais utilizam os gases H2 e O2 como combustível para as viagens espaciais e também para a geração de energia elétrica para o funcionamento de todos os equipamentos, uma vez que carregar baterias se torna inviável devido ao excesso de peso.
Sistemas que geram energia elétrica (como no ônibus espacial), provenientes de reações químicas são chamados sistemas eletroquímicos. Observe que se existem reações que "produzem" energia elétrica e outras que "consomem", então podemos preparar sistemas onde a energia gerada por uma reação será utilizada para promover outra reação química.
PARTE EXPERIMENTAL
Ao receber o sistema para realizar a eletrólise, retire a rolha, encha o sistema com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe bem as instruções abaixo para que a experiência dê certo.
• Não deixe a solução cobrir as seringas totalmente. Coloque a solução até o nível indicado no desenho;
• Ao colocar o eletrólito (hidróxido de sódio), é importante observar que as mangueiras estejam desobstruídas (sem os grampos);
• Após encher o recipiente até o nível indicado pela figura, coloque os grampos nas mangueiras;
• Em momento algum do experimento você irá utilizar a rolha. Ela somente deverá tampar o orifício no centro da tampa após o final da experiência, após recolher a solução;
• Ligue os fios à bateria e observe o que acontece.
1. O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema? Mantenha os eletrodos ligados à bateria, até que uma das ampolas fique totalmente cheia de gás.
2. Como os volumes de gases variam na ampola? Observe na bateria os pólos positivo e negativo marcados. Acompanhe o caminho de cada fio que parte desses pólos e chega à ampola.
3. Qual eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior volume de gás?
4. No eletrodo positivo temos o gás _____________ e no eletrodo negativo temos o gás ______________ . Retire o grampo da mangueira contendo o gás hidrogênio, e recolha-o em um tubo de ensaio. Repita este procedimento com o gás oxigênio. A seguir aproxime um fósforo aceso da boca do tubo, conforme o esquema.
5. Explique o que ocorreu.
6. A eletricidade gerada na pilha provém de uma reação química?
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L - Dissolver 4,0 gramas de hidróxido de sódio em água e completar para um litro.
EXPERIMENTOS DE CIE E QUÍMICA
Modelo Atômico
MATERIAL
• 2 recipientes plásticos com tampas
• 1 borracha
• 1 lápis sextavado
• 1 lápis redondo
• 1 clip para papel
• 1 chave
• 1 ficha
• 1 bolinha de gude
• 1 peça de resina "Dimensão do Átomo"
CONSTRUÇÃO DE UM MODELO
Alguém fornecerá uma caixa de tampa vermelha contendo três objetos dos materiais listados. Tente reproduzir a caixa de tampa azul com o conteúdo da caixa de tampa vermelha.
1. Utilize todas as maneiras que achar necessárias (sons, peso, etc.) para identificar o seu conteúdo, porém não abra a caixa de tampa azul nesta fase da atividade.
2. Elabore uma lista com todos os materiais que você suspeita haver na caixa.
3. Abra a caixa de tampa azul e compare-a com a outra. Você construiu um modelo igual ao original? Por quê?
Fonte: http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/dimensao.html
Qual dos tubos abaixo existe relação ESTEQUIOMÉTRICA ?
MATERIAL
• 5 tubos de ensaio pequenos
• 1 potinho plástico para colocar a solução de Ba(OH)2
• 1 potinho transparente para NaHCO3
• 1 tubo de ensaio grande
• 1 seringa de 20 ml
• 1 conjunto de mangueira e rolha
• 1 potinho plástico para colocar vinagre
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Coloque 5 mL de solução de hidróxido de bário (Ba(OH)2) em cada um dos cinco tubos de ensaio, utilizando a seringa para efetuar a medida de volume. Lave a seringa antes de prosseguir. No tubo de ensaio maior coloque 2,5 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e feche-o com a rolha. Abasteça com 200 mL de vinagre a seringa que você recebeu, tomando cuidado para não deixar que o ar entre na mesma. Encaixe a mangueira menor na seringa Coloque a ponta da mangueira no primeiro tubo e adicione 1 mL de vinagre bem lentamente sobre o bicarbonato. Quando parar a produção de gás, retire a mangueira e coloque-a no tubo 2 e adicione 2 mL de vinagre ao bicarbonato. Repita, colocando 3 mL para o tubo 3, 4 mL para o tubo 4 e 5 mL para a tubo 5. Deixe os tubos em repouso por aproximadamente 5 minutos e observe a quantidade de material formado.
TESTE DE CHAMA
MATERIAIS E REAGENTES
• Bico de Bunsen
• Solução de cloreto de cálcio ( CaCl2 )
• Algodão
• Solução de cloreto de bário ( BaCl2 )
• Vareta de vidro ( rosca)
• Solução de sulfato de cobre pentahidratado. (CuSO4.5H2O)
• Solução problema
• Solução de cloreto de sódio ( NaCl )
• Solução de cloreto de lítio ( LiCl )
• Solução de cloreto de potássio ( KCl
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Usando a vareta de vidro disponível em sua bancada e um chumaço de algodão, faça um "cotonete" de aproximadamente 0,5 cm de diâmetro. Umedeça o cotonete na solução do sal do metal a analisar e toque-o na lateral da chama azul do bico de Bunsen. Verifique a cor que a chama adquire e anote. Se houver dúvida quanto a cor, repita o teste quantas vezes achar necessário.
Retire o algodão da vareta e limpe-a. Refaça o "cotonete" e repita o teste para cada uma das soluções de sais colocadas em sua bancada. Lembrando sempre que, a cada teste, a vareta deve ser limpa e o "cotonete" refeito com um novo chumaço de algodão. Ao final, reuna os resultados de seus testes em uma tabela como a que segue:
Ânion Cátion metálico Cor da Chama
Ao concluir o preenchimento da tabela acima, faça o teste com a "solução problema" a fim de identificar o metal presente.
BIBLIOGRAFIA
VOGEL, A.. "Química Analítica Qualitativa Elementar" Editora Mestre Jou, São Paulo1978.
RUSSEL, J. B. "Química Geral" Ed. Mc Graw-Hill do Brasil Ltda., São Paulo, 1982.
DETERMINAÇÃO DE COBRE EM LATÃO
TEORIA
O latão é uma liga de grande resistência feita de cobre e zinco. O procedimento para a determinação consiste em atacar o latão com ácido nítrico, diluí-lo e analisá-los como uma solução de um determinado sal de cobre.
MATERIAIS E REAGENTES
Bureta de10 mL Hidróxido de amônio (NH4OH - 6N)
Balão de 1000 mL Ácido acético concentrado
Pipeta Iodeto de potássio a 20 %
Erlenmeyer de 250 mL Tiossulfato de sódio 0,1N
Ácido nítrico concentrado (HNO3) 10 g de latão
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL-Pesar, exatamente, cerca de 10 g de latão e atacá-lo com HNO3 concentrado, até a solubilização da liga (CUIDADO! Este procedimento deve ser realizado em uma capela, devido à liberação do NO2, que é um gás muito tóxico). Transferir quantitativamente a solução obtida para um balão aferido de 1000 mL. Pipetar uma alíquota de 20 mL (use uma pêra de borracha), transferindo-a para um erlenmeyer de 250 mL, adicionar gotas de NH4OH - 6 N , até a formação de um precipitado azul claro que some com excesso de reagente, dando lugar a um de coloração azul intensa devido à formação do íon complexo tetraamin cobre. Juntar 5 mL de ácido acético concentrado (a reação se processa em meio ácido), 30 mL de iodeto de potássio a 20 % e deixa-se repousar em lugar escuro por 2 minutos. Titular o iodo liberado com solução de tiossulfato de sódio 0,1 N, utilizando goma de amido como indicador. Encerrar a titulação quando a coloração azul desaparecer e fazer os cálculos.
REAÇÃO - CO + 4 HNO3 à Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2
Cu+2 + NH4NO3 à Cu(OH)2 + NH4OH à Cu2(NH3)4+2
2 Cu+2 + 4 KI à Cu2I2 + I2 + 4 K+
I2 + 2 Na2S2O3 à Na2S4O6 + 2 NaI
CÁLCULOS - %Cu = V . N . 0,06357 . 100
Pa . 20 / 1000
ONDE: V = Volume do Na2S2O3 gasto N = Normalidade do Na2S2O3
0,06357 = Miliequivalente
Pa = Peso da amostra
DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO E MAGNÉSIO NO CIMENTO
TEORIA
O cimento é um pó que se obtém pela calcinação e trituração de calcários, com argila e gesso. O cálcio está presente no calcário (juntamente com o magnésio) na forma de carbonatos, e no gesso sob a forma de CaSO4.H2O.
A concentração de cálcio e magnésio será relacionada com às concentrações de CaO e MgO, respectivamente, utilizando solução-padrão de EDTA para determiná-las.
MATERIAIS EREAGENTES
Proveta de 100 mL; Bureta de 10 mL; Solução padrão de EDTA;
Funil simples; Papel de filtro Solução de Hidróxido de sódio 1N;
Balão de 1000 mL; Negro de ericromo T; Murexida (indicador).
Erlenmeyer; Solução tampão (pH 10); Solução de ácido clorídrico (HCl) 6N;
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Pesar, exatamente, cerca de 0,4 g da amostra de cimento e atacar com HCl 6 mol/ L suficiente para solubilizá-lo (tal procedimento deverá ser efetuado em uma capela). Filtrar e transferir quantitativamente para um balão aferido de 1000 mL. Completar o seu volume e homogeneizar.
A) Dosagem de Ca e Mg (pH = 10) - Transferir 100 mL (exatos) da solução de cimento para um erlenmeyer de 500 mL. Juntar 100 mL de água destilada, 10 mL de solução tampão de pH = 10 (recomenda-se utilizar uma proveta) e gotas do indicador Negro de Eriocromo T.
Titular com solução-padrão de EDTA até a viragem do indicador de vermelho vinho para azul brilhante. Repetir a titulação, achar a média entre os volumes e fazer os cálculos.
Este volume (V) titula o cálcio e magnésio juntos.
B) Dosagem só do cálcio (pH = 12) - Transferir 100 mL (exatos) da solução de cimento para um erlenmeyer de 500 mL. Juntar 100 mL de água destilada, 30 mL de solução 1 mol/L de NaOH e gotas de solução de murexida (indicador).
Titular com solução-padrão de EDTA até a viragem do indicador de róseo para roxo. Repetir a titulação, achar a média entre os volumes e fazer os cálculos.
Este volume (V') titula somente o cálcio.
CÁLCULOS
a) Da percentagem de CaO - Como V' corresponde a somente o cálcio, temos:
% CaO = V' . M . 0,056 . 100
Pa . 100 / 1000
b) Da percentagem de MgO - Como V corresponde à concentração de cálcio e magnésio, e V' corresponde ao cálcio; então V - V' corresponderá a somente o magnésio :
% MgO = (V - V') . M . 0,040 . 100
Pa . 100 / 1000
Onde: M = Molaridade do EDTA
0,056 = Milimol do CaO
0,040 = Milimol do MgO Pa = Peso da amostra
NOÇÕES DE CONCENTRAÇÃO
TEORIA
A unidade SI para quantidade de matéria é o mol (mole, em inglês). O mol é definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0,012 kg de Carbono-12". Por esta definição, qualquer quantidade de matéria que contenha 6,022 x 1023 entidades é um mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons, ou de outras partículas, etc. Havendo tantas possibilidades, a entidade em questão deve ser sempre claramente especificada.
A expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar (M). A massa molar pode se referir a moléculas, elementos, íons, elétrons, etc. Exemplo: M(KCl) = 74,56 g/mol, M(Cu) = 63,54 g/mol; M(H) = 1,0074 g/mol; M(Cl2) = 70,916 g/mol.
O nome e o símbolo da unidade mol são idênticos. O plural do nome, muito usado no Brasil, é mols e não moles, analogamente a becquerels, henrys, pascals, etc, embora esses plurais não se ajustem às normas gramaticais da língua portuguesa.Entretanto, é imortante lembrar que o símbolo das unidades não mudam no plural (ex: z =1,3 mol).
O emprego desta definição de mol tornou obsoletos e em desuso diversos termos como número de mols, número de moléculas-grama, número de átomos-grama (todos substituídos por quantidade de matéria); peso atômico e peso molecular (substituídos por massa molar), e molaridade e normalidade (substituídos por concentração em quantidade de matéria ou, simplesmente, concentração).
Os termos massa nuclídica, massa atômica e massa molecular, todos com símbolo m, têm um significado diferente daquele muitas vezes utilizado no passado. Eles se referem à massa de um dado nuclídio, átomo, ou molécula (ou fórmula unitária). Sua unidade é a unidade unificada de massa atômica (u), definida como 1 u = 1 g/No, onde No é o número de Avogadro (6,022 x 1023), pois a unidade grama é muito grande para expressar a massa nuclídica, atômica ou molecular. Exemplos: m(35Cl) = 34,97 u ou 5,807 x 10-23 g; m(Cl) = 35,45 u ou 5,887 x 10-23 g; m(NaCl) = 58,44 u ou 9,704 x 10-23 g.
As unidades SI para concentração, (C), são mol/m3, quando a massa molar for conhecida, e kg/m3, se não o for. Múltiplos das unidades SI são, naturalmente, aceitos: mol/dm3, mmol/dm3, mg/kg etc. Os volumes de soluções podem também ser expressos em litros. Exemplos:
C(H2SO4) = 0,5 mol/dm3
C(K+) = 2,0 mol/L
As concentrações medidas em mol (ex.: mol/L) não devem ser denominadas por molar, pois este termo deve apenas ser empregado quando associado ao nome de uma grandeza extensiva (que depende do tamanho da amostra), dividida pela quantidade de matéria, o mol (exemplos: massa molar, volume molar etc.). Além disso, como a concentração pode ser entendida como uma constante de proporcionalidade que relaciona alguma grandeza do soluto (quantidade de matéria (mol) ou massa (g)) com o volume (ou massa) da solução,
nS = CSOL x VSOL
mS = CSOL x VSOL
então CSOL, que é uma constante de proporcionalidade, tem que ser expressa em mol/L ou em g/L, dependendo do caso. Assim, como esta constante tem dimensões definidas, deve-se evitar a referência desta grandeza como Molaridade.
Por outro lado, o termo Molalidade (mol/kg de solvente) é um termo aceitável, sendo preferido para medidas precisas, em condições não isotérmicas. Concentrações expressas em mol/massa também são úteis em determinações de concentração feitas em sólidos, tais como em solos:
C(P) = 0,5 mol/kg
mas não devem ser confundidas com a molalidade.
O uso de porcentagem (%) deve se restringir aos casos estritamente necessários e o uso de partes por mil, partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb) deve ser eliminado, pois estas não são unidades SI. O principal problema com estes termos é a ambigüidade, pois eles podem se referir a relações massa/massa, massa/volume, volume/volume ou volume/massa. Assim, se o seu uso for necessário, é preciso dar referência à relação de comparação (ex.: 2% m/V). O uso de porcentagem é aceitável quando em eventos que não possam ser descritos com unidades SI ou então quando se trata de uma comparação fracional bem definida. Alguns dos casos possíveis são: coeficiente de variação, composição de produtos comerciais, umidade relativa e átomo-porcento de abundância de isótopos estáveis, etc.
MATERIAL
• 5 tubos de ensaio
• 1 seringa de 5 mL
• 1 potinho plástico para colocar água
• 1 potinho plástico para colocar amido
• 1 estante para tubo de ensaio
• 1 frasco conta-gota com solução de iodo
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
PARTE 1
Coloque água nos tubos de ensaio utilizando a seringa e adicione a solução de amido, também com a seringa, conforme a tabela abaixo.
Tubo Volume de amido (mL) Volume de água (mL)
1 1 4
2 2 3
3 3 2
4 4 1
5 5 0
Acrescente 4 gotas de iodo a todos os tubos e observe. Se necessário agite suavemente o tubo de ensaio. Por que houve diferença nos resultados (nas cores dos tudos) ?
PARTE 2 -Lave os tubos e coloque uma pequena quantidade de cada alimento em cada um dos tubos de ensaio separadamente, conforme abaixo
• Tubo 1 Açúcar
• Tubo 2 Polvilho (talco)
• Tubo 3 Farinha de trigo
• Tubo 4 Fubá
• Tubo 5 Bolacha moída
Adicione 5 mL de água e agite o tubo de ensaio. Acrescente 4 gotas de iodo e observe.
Qual tubo de ensaio apresentou coloração mais forte?________________________________ e mais fraco?____________________________ Por que?
PRODUÇÃO DE AMÔNIA
MATERIAIS E REAGENTES
• Tubo de ensaio
• Lamparina de álcool
• Tripé e grelha
• Rolha de cortiça perfurada
• Óculos de proteção
• Tubo de vidro
• Tubo de borracha.
Compostos
• Cloreto de amónio
• Hidróxido de cálcio
• Água destilada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Misture bem o cloreto de amônio com o hidróxido de cálcio. (a mistura deve ser feita sobre um papel, de maneira a obter a melhor mistura possível)
2. Transfere a mistura sólida para o fundo de um tubo de ensaio [1]. (a transferência deve ser feita com a ajuda de um cone feito de folha de papel)
3. Una o tubo de vidro à cortiça perfurada, numa das suas pontas. Une a outra ponta a um tubo de borracha. Por fim, une o tubo de ensaio [1] à rolha de cortiça perfurada. (a união do tubo de vidro à cortiça perfurada deve ser feita com a ajuda de um pano de algodão. O pano terá a função de proteger as mãos no caso de o tubo partir)
4. Encha com água destilada metade do segundo tubo de ensaio [2], inserindo depois a ponta do tubo de borracha livre no seio desta.
5. Aqueça a mistura sólida do tubo de ensaio [1]. O aquecimento deverá ser feito pela chama da lamparina de álcool. (durante o aquecimento, o tubo de ensaio [1] deve estar na horizontal, pois isso fará com que o sólido esteja mais espalhado, facilitando o aquecimento de uma maior quantidade de sólido. No decorrer do aquecimento, irá ser verificada a subida de água destilada no tubo de borracha, devendo-se isso à variação de pressão no tubo de ensaio [1]. Quando a água começar a subir deve-se ter o cuidado de tirar um pouco o tubo de borracha do seio desta)
6. A solução que se irá formar no tubo de ensaio [2] é chamada solução de amónia. (a solução deverá ter um cheiro forte, característico de amônia)
SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Teoria
MATERIAIS E REAGENTES
• 3 béqueres
• papel de filtro retangular
• 1 colher
• 1 funil e papel de filtro
• 1 ímã
• 2 tubos de ensaio
• 1 conjunto de mangueira e rolha • 1 suporte para o tubo de ensaio
• 1 recipiente
• 1 lamparina
• álcool
• esferas de vidro
• areia
• pedacinhos de ferro
PARTE EXPERIMENTAL
CROMATOGRAFIA
Monte o sistema como o da figura, utilizando um béquer contendo uma pequena quantidade de álcool, onde será colocado o papel de filtro com as marcas de canetas. Atenção: as marcas devem ser bem fortes e feitas com canetas esferográficas de cores diferentes. Não deixe o álcool molhar as marcas. Preencha as bolinhas com a tinta de cada caneta usada, na mesma ordem do papel: O O O O
Deixe este sistema montado e inicie as outras experiências.
Em um béquer coloque uma colher de sal dissolvida em 40 ml de água, 3 colheres de areia e pedacinhos de ferro.
FILTRAÇÃO
Filtre a mistura como indicado no sistema ao lado.
Quais materiais ficaram retidos no papel de filtro e quais não?
IMANTAÇÃO
Com o ímã, qual material pode ser separado dos demais?
DESTILAÇÃO
Transfira 3 cm da mistura filtrada para um tubo de ensaio e monte o sistema ao lado. Atenção: acrescente 5 esferas de vidro no tubo de ensaio do suporte, contendo a mistura.
Qual substância ficou no tubo de ensaio e qual foi transferida pela mangueira?
Como o aquecimento influenciou na separação da mistura?
Tente reproduzir a cromatografia, utilizando agora filtro de papel para café.
DENSIDADE
TEORIA
Conhecida também por peso específico ou gravidade específica, a densidade é o total da concentração de sólidos, gases e substâncias em suspensão dissolvidos na água.
A água natural do mar possui normalmente 34 a 35 gramas de matéria dissolvida numa massa de um quilograma de água (H2O). Essa matéria é uma vasta combinação de elementos, e nela se encontram todos os elementos químicos conhecidos. Mais comumente utilizada do que a salinidade de uma dada amostra é a medição da sua densidade.
Comparando as densidades, por exemplo, um quilo de cortiça flutua ao passo que um quilo de chumbo se afunda. Isto acontece porque o quilo de cortiça tem menos massa num volume muito maior. Assim, a relação entre a massa e o volume determina a densidade. Sabe-se que a densidade da água é significativamente superior à densidade do ar.
d = m/V
O corpo humano tem, regra geral, uma densidade ligeiramente inferior à da água, pois contém ar, nos pulmões e nas vísceras, assim como gordura. Convém referir, que pessoas obesas têm dificuldades acrescidas para apanharem um objecto no fundo da piscina. Entretanto, quando se está flutuando na água, as pernas têm tendência a afundar-se, pela existência de grandes massas musculares, que são mais densas do que a água.
A densidade do líquido onde o corpo é mergulhado também influi na flutuabilidade dos corpos. Com efeito, o mesmo corpo mergulhado em água doce e em água salgada, flutua mais na água salgada porque esta tem um peso superior, e logo, uma densidade maior do que a água doce. Assim, para o mesmo corpo, o valor da impulsão nesta água é maior do que na água doce.
A temperatura afeta a medição, pois quanto mais alta a temperatura da solução medida, menos densa ela se torna. Por causa disso, normalmente medimos a densidade de uma amostra e anotamos a que temperatura ela foi tomada. O padrão no caso de medições de densidade é 25 Graus Centígrados, e deve-se corrigir a medição obtida, caso a temperatura da solução medida seja diferente daquela.
Características em relação à densidade da água:
água doce < 1.000 DH água salobra - 1.000 a 1.017 DH água salgada* - 1.017 a 1.027 DH água hipersalina - > 1.027 DH
*A Densidade natural da água do mar, considerada ideal para aquários marinhos, é de 1.023 DH (Deutsch Hardness).
MATERIAIS E REAGENTES
• Três copos de vidro
• Pão de milho ou plasticina
• Palheira de refresco
• Marcador
Compostos --Água
• Sal. (cloreto de sódio)
• Mel
• Óleo de cozinha.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Enche cerca de três quartos do volume de dois copos com água.
2. Enche com o mesmo volume dos outros dois copos com mel e óleo de cozinha.
3. Deita sal nu dos copos com água e mexe. Pára de adicionar sal quando obteres uma solução saturada. Observa que continuas a ter o mesmo volume de água. (a solução está saturada quando houver depósito de sal no fundo do copo)
4. Faz uma bola de pão com um diâmetro igual a cerca de 2 cm.
5. Espeta uma das extremidades da palheira na bola de pão.
6. Mergulha o teu medidor na água sem sal e marca cuidadosamente um traço na palhinha seguindo como referência o nível da água sem sal.
7. Mergulha agora o teu medidor na água com sal. O traço fica acima ou abaixo do nível da água com sal? Isso implica o quê?
8. Mergulha o medidor no óleo de cozinha. E agora, o que verificas?
9. Finalmente, mergulha o medidor no mel. O que aconteceu?
Ciência em Casa - http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
PILHA DE DANIEL
MATERIAIS E REAGENTES
• Solução de sulfato de cobre (CuSO4) 1 mol/L;
• Solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 1 mol/L;
• Solução de cloreto de potássio (KCl) saturada
• 3 béquers de 100 mL
• Palha de aço
• Placas de cobre (Cu)
• Placa de zinco (Zn)
• Fios com jacaré
• Papel de filtro
• Voltímetro
• Circuito de cartão musical
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1
• Coloque em um béquer aproximadamente 60 mL de solução de sulfato de cobre (CuSO4) e no outro béquer mais ou menos a mesma quantidade de sulfato de zinco (ZnSO4).
• Coloque em um outro béquer um pouco de solução de cloreto de potássio. Pegue o papel de filtro no formato de um "U" com uma pinça e mergulhe no béquer
• Retire o papel de filtro do béquer e monte o sistema conforme mostra a figura abaixo.
- Observe o que acontece com o voltímetro e anote
• Desmonte o sistema tirando as placas de Cu e Zn da solução e o papel de filtro mas não jogue as soluções fora.
• Observe como estão as placas de zinco e de cobre depois que você as tirou da solução.
• Anote qualquer outra observação que você tenha feito e ache interessante.
PROCEDIMENTO 2
• Limpe as placas de cobre e de zinco que você já usou no procedimento 1 com palha de aço, água e sabão.
• Pegue duas tiras de papel de filtro com a pinça e mergulhe no béquer com solução de sulfato. Pegue outras duas tiras de papel de filtro e mergulhe na solução de sulfato de zinco.
• Monte o sistema conforme mostra a figura abaixo. Use as placas de cobre e zinco que você limpou e outras placas de cobre e zinco já limpas que devem estar em sua bancada.
ATENÇÃO !!! Use a pinça para tirar os pedaços de papel de filtro do béquer. Não coloque a mão nas soluções.
- Observe e anote o que ocorreu com o circuito de cartão musical
• Desconecte o cartão e coloque em seu lugar o mesmo voltímetro que você usou no experimento um.
Desmonte o sistema e observe o como estão as placas de cobre e de zinco.
CINÉTICA QUÍMICA
MATERIAL UTILIZADO
- Buretas.
- Beckers.
- Tubos de ensaio.
- Cronômetro.
- Água destilada.
- Solução H2SO4 0,3 mol/L (H+).
- Solução Na2S2O3 0,3 mol/L (S2O3-2).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1 - Identificar 3 buretas e 3 bequers (H2O, H+ e S2O32-) .
2 - Encher corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior, zerando-as.
3 - Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocar em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.
4 - Numerar outros 6 tubos de ensaio.
5 - Utilizando as buretas colocar nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água conforme descrito na tabela que segue:
Tabela 1 - Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio.
TUBOS VOLUMES (mL) T (s)
S2O32 H2O TOTAL
1 6,00 0,00 6,00
2 5,00 1,00 6,00
3 4,00 2,00 6,00
4 3,00 3,00 6,00
5 2,00 4,00 6,00
6 1,00 5,00 6,00
6 - Pegar o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acionar o cronômetro, ambos imediatamente.
7 - Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetro assim que a turvação (produto da reação) não permita a visualização desta. Anotar o tempo na Tabela 1.
8 - Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e lavá-lo imediatamente.
9 - Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.
ANÁLISE DA SODA CÁUSTICA COMERCIAL (NaOH e Na2CO3)
Em uma balança analítica, pesar exatamente 1,25g da amostra de soda cáustica comercial. Dissolver com água destilada e transferir quantitativamente para um balão aferido de 250mL, completar seu volume e homogeneizar.
A) Titulação da alcalinidade total - Transferir 25 mL da solução para um erlenmeyer de 250mL, juntar cerca de 50mL de água e titular com solução padrão de HCl - 0,1N usando alaranjado de metila como indicador.
Anotar o volume gasto, repetir o procedimento até obter valores concordantes e achar a média aritmética entre eles. Este volume (V) corresponde à [OH-] e [CO3-2] .
REAÇÃO - HCl + NaOH à NaCl + H2O
2 HCl + Na2CO3 à 2 NaCl + 2 H2O + CO2
B) Titulação da alcalinidade parcial - Repetir a operação descrita acima, só que usando fenolftaleína como indicador ao invés do alaranjado de metila.
Este volume (V') corresponde a toda [OH-] e metade da [CO3-2] .
REAÇÃO - HCl + NaOH à NaCl + H2O
HCl + Na2CO3 à NaCl + NaHCO3
CÁLCULOS - a) Da percentagem de Na2CO3:
Como o volume de ácido que corresponde ao é carbonato é 2 . (V - V'); temos:
% Na2CO3 = 2 . (V - V') . N . 0,053 . 100
Pa . 25 / 250
Onde: N = Normalidade do ácido
0,053 = Miliequivalente do carbonato
Pa = Peso da amostra
b) Da percentagem de NaOH:
Como o volume de ácido que corresponde ao NaOH é 2 . V' - V , temos:
% NaOH = (2 . V' - V) . N . 0,04 . 100
Pa . 25 / 250 Onde 0,04 = Miliequivalente do NaOH
DETERMINAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO NO VINAGRE
O vinagre é obtido da fermentação do vinho, bem como de outras soluções alcoólicas. Com isso, durante a fermentação o álcool etílico é oxidado até ácido acético; e este pode ser determinado por acidimetria.
Pipetar 10 mL da amostra de vinagre, transferir para um balão volumétrico de 100 mL, completar seu volume e homogeneizar.
Transferir 20 mL da solução preparada para um erlenmeyer de 100 mL, juntamente com cerca de 40mL de água destilada e gotas de fenolftaleína.
Titular com solução-padrão de NaOH 0,1 mol L-1 até a viragem do indicador de incolor para um róseo permanente. Encerrar a titulação e fazer os cálculos.
REAÇÃO - CH3COOH + NaOH à CH3COONa + H2O
CÁLCULOS - % Ácido acético = V1 . N1 . 0,06 . 100
VV . 20 / 100
ONDE: VV = Volume de vinagre
V1 = Volume de NaOH gasto
N1 = Normalidade do NaOH
0,06 = Miliequivalente do ácido acético
REAÇÕES QUÍMICAS
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
- Reações de síntese X + Y ® XY
- Reações de decomposição ou análise XY® X + Y
- Reações de deslocamento ou simples troca X + YZ ® XY + Z ou X + YZ ® XZ + Y
- Reações de Dupla troca XY + ZW ® XW + ZY
- Reações Exotérmicas são aquelas onde há liberação de calor.
- Reações Endotérmicas são aquelas onde há absorção de calor.
MATERIAL UTILIZADO:
- Solução 1% ( m/v ) de nitrato de prata.
- Solução 1% ( m/v ) de cloreto de sódio.
- Solução 1% ( m/v ) de iodeto de sódio.
- ÁGUA DE CAL.
- Suspensão de amido.
- ÁGUA DE CLORO.
- Hidróxido de amônio 28%.
- Ácido sulfúrico concentrado.
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L concentrado.
- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L.
- Hidróxido de magnésio.
- Carbonato de magnésio.
- Clorato de Potássio.
- Fita de magnésio.
- Cobre metálico.
- Proveta de 10 ml.
- Caixa de fósforo.
- Varetas de vidro 20 cm.
- Furador de rolhas.
- Rolha de cortiça para tubo de ensaio.
- Termômetro de 0 a 100° C.
- Pinça de madeira.
- Pinça metálica.
- Bico de bünsen.
- Bastão de vidro.
- Estante para tubo de ensaio.
- Tubos de ensaio (6 tubos de ensaio por grupo).
PROCEDIMENTO:
Preparação de água de cal:
Adicionar cerca de 800 mg de CaO em 100 mL de água destilada, agitar bem e filtrar. O filtrado é a água de cal.
OBSERVAÇÃO: Esta quantidade será suficiente para todos os grupos.
Preparação de água de cloro:
Na capela estará montado um sistema para obtenção de água de cloro que consistirá em um kitassato com KMnO4 sólido, acoplado a um funil de separação que contém ácido clorídrico concentrado. Quando se goteja o ácido no Permanganato, há a formação do gás cloro ( Cl2 ) que passará por um frasco intermediário contendo água destilada para eliminar excesso de HCl e finalmente será borbulhado em um outro frasco contendo água destilada. Após 3 minutos a "água de cloro" estará pronta.
FIGURA 1 - Animação da obtenção da Água de Cloro.
OBSERVAÇÃO:
1 - Preparar este reagente apenas no momento da realização do experimento
2 - Fazer a reação com o iodeto ( I- )na capela.
3 - Usar óculos de proteção e luvas.
Reações de Síntese:
Síntese de óxido de magnésio: Colocar no bico de Bünsen um pedaço de fita de magnésio de 1 cm. Observar a formação de um pó branco que é o óxido de magnésio.
OBSERVAÇÃO: Não fixar a vista na luz emitida por esta reação.
Reação:
Síntese de cloreto de amônio: Na capela, com um conta gotas, colocar 1 ml de HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo colocar a mesma quantidade de Hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo com HCl. Aproximar esta ponta até 1cm acima da superfície da solução de Hidróxido de amônio sem tocá-la. Observar o que acontece. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio dispersa no ar.
Reação:
A amônia, é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio
NH4OH ( aq) ® H2O + NH3ä
Reações de Decomposição:
Decomposição de clorato de potássio: Colocar em um tubo de ensaio, aproximadamente 100 mg de dióxido de manganês e 200 mg de clorato de potássio. Segurar o tubo de ensaio com uma pinça de madeira, aquecer aproximadamente 30 segundos. Imediatamente após esse tempo, colocar uma "brasa" na boca do tubo. Faça suas observações.
Reação:
Decomposição de carbonato de magnésio: Colocar no tubo A aproximadamente 2 g de carbonato de magnésio e no tubo B, "água de cal" faça a junção entre os tubos. Submergir a extremidade da vareta no tubo B, aquecer o tubo A até notar um borbulhamento que turva a água de cal, separar os dois tubos e desligar o bico de Bünsen.
Reação no Tubo A:
Reação no Tubo B:
Reações de Deslocamento:
Deslocamento de hidrogênio: Colocar cerca de 5 mL da solução HCl 1 mol/L, adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm, observar o que ocorre.
Reação:
Deslocamento da prata: Colocar 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L, introduzir dois pedaços de fio de cobre. Deixar a reação correr por 5 minutos. Verificar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: 1-) A solução de prata mancha a pele, roupas etc.
2-) Descartar o conteúdo do tubo em recipiente adequado
Reação:
Deslocamento do iodo: Adicionar 2 mL de iodeto de potássio 1% (m/v ) e 5 gotas de goma de amido. Acrescentar 3 mL de "água de cloro", agitar o tubo e observar.
Reação:
Reações de Dupla Troca:
Tomar dois tubos de ensaio, em um deles colocar 1 mL de NaCl 1% (m/V), no outro tubo colocar 1 mL de AgNO3 1% (m/V). Misturar o conteúdo dos dois tubos e observar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: Descartar o conteúdo dos tubos em recipiente apropriado.
Reação:
Reações Exotérmicas:
Neutralização ácido-base: Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de HCL 1 mol/L, mergulhar o termômetro e medir a temperatura =
Em outro tubo de ensaio colocar a mesma quantidade de NaOH 1 mol/L, misturar os dois conteúdos rapidamente e medir a temperatura=
Reação:
Ionização do ácido sulfúrico: Colocar 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio e medir a temperatura da água =
Com luvas e óculos de proteção, adicionar lentamente 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, agitar e medir a temperatura=
OBSERVAÇÃO: O ácido sulfúrico é muito denso, corrosivo e desidratante forte.
Reação:
Reações Endotérmicas:
Dissolução de NH4Cl: Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio, anotar a temperatura=
Adicionar, aproximadamente, 200 mg de cloreto de amônio e anotar a temperatura=
Reação:
QUESTÕES:
1 -) O que é água de cloro e água de cal ?
2 -) Escrever as estruturas da amônia, água, ácido sulfúrico, ácido nítrico.
3 -) O que é pirólise e eletrólise ?
4 -) O que é um precipitado ?
5 -) Defina reação de neutralização.
6 -) Se você soprar a água de cal, o que você observaria?
7 -) De todas as reações estudadas quais são de oxidação-redução ? Reescrevê-las colocando os números de oxidação de reagentes e produtos.
8 -) Dê mais dois exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas ?
A LEI DE BOYLE
TEORIA Descrição
Uma demonstração simples da lei de Boyle utiliza um tubo de vidro ou plástico transparente em forma de U, preso a um suporte vertical. Coloque água até que os níveis nos dois lados fiquem iguais e um pouco acima da parte horizontal do tubo. Amarre um balão pequeno de aniversário em uma das pontas do tubo. Prenda o balão sem ar com o dedo e coloque mais água na outra ponta. O nível da água sobe desse lado. Ponha água até quase a borda.
Retirando o dedo, o ar entra no balão que enche um pouco. Isso indica que a pressão no lado do balão é maior que a atmosférica. Adicionando mais água na ponta aberta faz o balão encher um pouco mais.
Análise
Segundo a lei de Boyle, o volume de um gás a temperatura constante varia inversamente com a pressão. Matematicamente, PV = constante, quando T = constante. Essa experiência ilustra essa lei de forma qualitativa.
9.2 - MATERIAL
• Um tubo de vidro ou plástico transparente, em forma de U.
• Um balão de aniversário, dos pequenos.
• Uma prancha de madeira para servir de suporte.
• Água colorida com pigmento de comida.
• Dicas
• Use água colorida com pigmento de comida para que a diferença de níveis fique mais visível.
• O balão deve ser pequeno e, antes de usá-lo na experiência, encha-o e esvazie-o algumas vezes para que fique mais elástico.
9.3 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Tente bolar um jeito de fazer essa experiência quantitativa. Para isso, precisará uma forma de medir o volume do balão e anotar esse valor para vários níveis da água no lado aberto do tubo.
Você pode usar tubos de plástico transparente e fazer o U com dois cotovelos
ELETRÓLISE
INTRODUÇÃO:
Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.
Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação
Na+ + e- Na(l)
A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio.
A mesma eletrólise do NaCl fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é
2Cl- Cl 2 + 2e-
Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons Cl-) para a produção de uma molécula de Cl2. Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de Cl2. Isto significa que um equivalente de Cl2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a metade da massa molecular). Quando o NaCl fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo (consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para produzir 1 mol de Na).
MATERIAL UTILIZADO:
- Cuba eletrolítica.
- Fonte de corrente contínua.
- 1000 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.
- 1000 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 10%.
- 1000 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 10%.
PROCEDIMENTO:
1 - Preparar 1000 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido clorídrico e cloreto de sódio 10%. Identificar as soluções.
2 - Colocar a solução de ácido sulfúrico numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na FIGURA 1. Use luvas e óculos de proteção.
Figura 1 - Montagem do Experimento.
3 - Conectar os pólos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.
4 - Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado aproximadamente 60,0 mL de hidrogênio. Anotar todas as observações. A FIGURA 2 mostra como será o andamento do experimento para a solução de H2SO4.
Figura 2 - Eletrólise do H2SO4.
5 - Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente.
6 - Lavar todo material e repetir o procedimento para as outras duas soluções. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do livro Química Geral do Russel e ver as reações de cátodo e de ânodo e como poderia ser provado a formação dos produtos.
CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do ácido sulfúrico. 2H2 + O2 H2O é uma reação muito explosiva.
PROCEDIMENTO:
1 -) Escrever as equações de ionização do H2SO4 e HCl e dissociação do NaCl.
2 -) Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.
3 -) Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.
Fonte: http://www.jornaldobairro.com/fc/dpquim/med/eletrol.htm
Eletrólise da água
MATERIAIS E REAGENTES
• 1 conjunto de eletrólise
• 2 grampos
• 1 bateria
• 1 tubo de ensaio
• solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L
PARTE EXPERIMENTAL
Ao receber o sistema para realizar a eletrólise, retire a rolha, encha o sistema com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe bem as instruções abaixo para que a experiência dê certo.
• Não deixe a solução cobrir as seringas totalmente. Coloque a solução até o nível indicado no desenho;
• Ao colocar o eletrólito (hidróxido de sódio), é importante observar que as mangueiras estejam desobstruídas (sem os grampos);
• Após encher o recipiente até o nível indicado pela figura, coloque os grampos nas mangueiras;
• Em momento algum do experimento você irá utilizar a rolha. Ela somente deverá tampar o orifício no centro da tampa após o final da experiência, após recolher a solução;
• Ligue os fios à bateria e observe o que acontece.
1. O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema? Mantenha os eletrodos ligados à bateria, até que uma das ampolas fique totalmente cheia de gás.
2. Como os volumes de gases variam na ampola? Observe na bateria os pólos positivo e negativo marcados. Acompanhe o caminho de cada fio que parte desses pólos e chega à ampola.
3. Qual eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior volume de gás?
4. No eletrodo positivo temos o gás _____________ e no eletrodo negativo temos o gás ______________ . Retire o grampo da mangueira contendo o gás hidrogênio, e recolha-o em um tubo de ensaio. Repita este procedimento com o gás oxigênio. A seguir aproxime um fósforo aceso da boca do tubo, conforme o esquema.
5. Explique o que ocorreu.
6. A eletricidade gerada na pilha provém de uma reação química?
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L - Dissolver 4,0 gramas de hidróxido de sódio em água e completar para um litro.
Processos Físicos e Químicos
OBJETIVO
Reconhecer a diferença entre fenômenos físicos e fenômenos químicos por meio do tipo de transformação observada.
MATERIAIS E REAGENTES
• 2 béqueres • 1 funil e papel de filtro
• 1 giz • 1 estante para tubos de ensaio
• 1 bastão de vidro • solução de hidróxido de sódio 0,05 mol/L
• 1 erlenmeyer • solução de sulfato de cobre 0,025 mol/L
• 1 pinça • fitas de magnésio
• 2 tubos de ensaio • tiocianato de amônio - NH4SCN
• 1 termômetro • hidróxido de bário - Ba(OH)2
• 2 colheres • carbeto de cálcio - CaC2
PARTE EXPERIMENTAL
PROCESSO FÍSICO
Rale um giz inteiro sobre um papel, de modo a obter um pó fino. Coloque em um béquer aproximadamente 50 ml de água e o pó do giz. Agite bem com o bastão de vidro e filtre a mistura utilizando o funil com o papel de filtro e um erlenmeyer. Com o pó que ficou no filtro tente modelar novamente um pedaço de giz. Enrole o giz que você fez em papel de filtro seco prendendo-o com fita adesiva. Deixe o giz secar por um dia.
PROCESSO QUÍMICO
1. Prenda uma fita de magnésio (Mg°), conforme o desenho e coloque fogo no magnésio. O que aconteceu?
2. Em um tubo de ensaio coloque uma colher de tiocianato de amônio (NH4SCN) e duas colheres de hidróxido de bário (Ba(OH)2). Agite bem, coloque o termômetro dentro do tubo e observe. O que aconteceu?
Limpe bem o termômetro e as colheres após o uso.
3. Em um tubo de ensaio coloque aproximadamente 1 cm da solução de hidróxido de sódio (NaOH) e 1 cm da solução de sulfato de cobre (CuSO4). Que alteração ocorreu?
4. Coloque 20 ml de água em um béquer e meça a temperatura da água. Mantenha o termômetro no béquer e adicione uma colher de carbeto de cálcio (CaC2). Houve alteração da temperatura? O que mais você observou?
Diferencie um processo físico de um processo químico.
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de sódio 0,05 mol/L - Dissolver 2,0 gramas de hidróxido de sódio puro em água e completar para 1 litro.
• Solução de sulfato de cobre 0,025 mol/L - Dissolver 4,0 gramas de sulfato cobre (CuSO4) em água e completar para 1 litro.
Ácidos e Bases
MATERIAL E REAGENTES
3 estantes para tubos de ensaio (A-B-C)
18 tubos de ensaio
1 vidro conta-gotas para cada solução:
Fenoftaleína, azul de timol, comprimido de lacto-purga dissolvido em álcool comercial, ácido clorídrico 0,1 mol/L, hidróxido de sódio 0,1 mol/L, sabão em pó e água, leite de magnésia e água (1:20)
1 vidro conta-gotas com vinagre branco puro
PARTE EXPERIMENTAL
Teste para ácidos:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante A, na ordem abaixo, e acrescente 3 gotas de AZUL DE TIMOL em cada tubo.
Atenção para as cores:
vermelho ácido forte
amarelo ácido fraco
azul base
Estante A
Cor Função
Tubo 1 ácido clorídrico _____ ácido
Tubo 2 hidróxido de sódio _____ base
Tubo 3 vinagre _____ _____
Tubo 4 sabão em pó e água _____ _____
Tubo 5 suco de limão _____ _____
Tubo 6 leite de magnésia _____ ______
Teste para bases:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante B, como foi feito no teste acima.
Acrescente 3 gotas de FENOLFTALEÍNA e observe.
Teste para indicador:
Coloque novamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante C, como nos testes anteriores. Adicione 3 gotas da solução de lacto-purga, em cada tubo. Compare com o teste para bases, que você já fez, e responda:
Que substância deve estar presente no comprimido de lacto-purga?
EXPERIMENTO SOBRE AS INTERAÇÕES QUE OCORREM NA CHUVA
Objetivo: Observar todas as interações que ocorrem na formação de chuva ácida.
Materiais utilizados:
• 1 frasco de boca larga com tampa (tipo frasco de mionese)
• 1 proveta de 50 mL
• 1 conta-gotas
• 1 vidro de relógio
• 1 espátula
• tiras de papel de tornasol azul
• 2 pedaços de fio de cobre de 20 cm cada um
• 1 caixa de fósforos ou isqueiro (melhor isqueiro)
• 1 flor vermelha (de tonalidade bem viva)
• Enxofre em pó
• água
Procedimento
Reproduza a tabela abaixo:
Interação Observação
Enxofre e pétala _
Enxofre e papel de tornassol azul _
Água e papel de tornassol azul _
Enxofre e água _
Enxofre, água e papel de tornassol azul _
Queima (enxofre e oxigênio) _
Dióxido de enxofre e papel de tornassol auzl _
Dióxido de enxofre e pétala _
Dióxido de enxofre e água _
Dióxido de enxofre, água e papel de tornassol azul _
Parte A: Estudando algumas características do enxofre
a. Ação sobre o pigmento da flor
• Destaque uma pétala da flor vermelha. Polvilhe sobre essa pétala um pouco de enxofre em pó (uma ponta de espátula é uma quantidade suficiente). Observe. Anote suas observações na tabela.
• Após 2 minutos de contato, retire o enxofre da pétala. Observe e anote.
b. Ação sobre o papel de tornassolo
• Polvilhe um pouco de enxofre em pó sobre uma tira de papel de tornassol azul. Anote sua observações.
• Após 2 minutos de contato, retire o enxofre do papel e anote as observações.
c.Ação sobre a água - Teste com papel de tornassol azul
• Coloque um pouco de água num vidro de relógio. Umedeã uma parte do papel de tornassol azul nessa amostra, retirando-o em seguida. Anote suas observações.
• Adicione a essa mesma amostra de água um pouco de enxofre em pó.
• Pegue outra tira de papel de tornassol azul e umedeça uma ponta na amostra de água à qual se adicionou enxofre. Observe e anote.
Parte B: Queima do Enxofre
• Destaque outra pétala da flor e prenda-a numa ponta de um dos fios de cobre. Prenda, no mesmo fio, um pedaço de uma tira de papel de tornassol azul. Coloque este conjunto dentro do frasco, conforme indicado na Figura 1.
• Com outro pedaço do fio de cobre, construa um cone com cerca de 1 cm de altura, a partir da ponta de uma caneta esferográfica, em voltas bem apertadas. Deixe sobrar uma das pontas do fio para fazer uma alça, conforme a Figura 2.
• Prenda o fio do cone à borda do frasco, de modo que a pétala fique abaixo do cone (Figura 1).
• Remova o cone e encha-o com enxofre em pó.
• Acenda o isqueiro e inicie a queima do enxofre, recolocando-o rapidamente dentro do frasco. Tampe imediatamente para que o gás produzido - o dióxido de enxofre (SO2) - não escape.
• Aguarde cerca de 10 minutos e anote suas observações sobre as interações entre enxofre e oxigênio, dióxido de enxofre e pétala, e dióxido de enxofre e papel de tornassol azul.
Parte C: Interações entre dióxido de enxofre e água
• Retire a flor e o cone de dentro do frasco. Adicione, imediatamente, cerca de 30 mL de água ao frasco e tampe-o rapidamente. Agite o frasco.
• Retire uma amostra desse líquido com o conta-gotas e pingue 2 gotas num pedaço de papel de tornassol azul. Observe e anote.
Fonte: Interações e Transformações: Química - Ensino Médio: Livro do Aluno: Guia do Professor / GESPQ. 8 ed. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2001.
PREPARAÇÃO DO SABÃO
Teoria sobre Sabão
Este experimento tem como objetivo a preparação de um sabão simples.
TEMPO PREVISTO
Aproximadamente 50 minutos.
MATERIAL E REAGENTES
• 23 mL de óleo vegetal
• 1 béquer de 300 mL (copo de vidro incolor)
• 20 mL de etanol (álcool comum)
• 1 bastão de vidro (colher de sopa)
• 80 mL de solução de NaOH 25% (soda caústica)
• 1 funil
• 150 mL de solução saturada de NaCl (sal de cozinha)
• 1 papel de filtro (coador de café)
• ácido acético (vinagre)
• água gelada
PROCEDIMENTO
PREPARAÇÃO DO SABÃO
1. Transferir 23 mL de óleo vegetal para um béquer de 300 mL.
2. Adicionar 20 mL de etanol e 80 mL de NaOH 25%.
3. Adicionar lentamente ácido acético e controlar o pH entre 6 e 7 com a ajuda de papel indicador (ou papel de tornassol).
4. Aquecer lentamente em banho-maria, agitando constantemente com um bastão de vidro. Seja cuidadoso, pois o álcool é inflamável.
5. Após cerca de 20 minutos o odor do álcool deverá desaparecer, indicando o final da reação. Deverá se observar a formação de uma massa pastosa, contendo sabão, glicerol e excesso de NaOH.
6. Usar um banho de gelo para resfriar o béquer.
7. Para precipitar, ou "salt out" o sabão, adicionar 150 mL de solução saturada de NaCl, agitando vigorosamente. Este processo aumenta a densidade da solução aquosa e o sabão irá flutuar.
8. Filtrar e lavar com l0 mL de água gelada.
Preparo das Soluções
• Solução Saturada de NaCl - Adicionar 150 mL de água à cerca de 150 gramas de sal de cozinha. Agitar bem.
• Solução de NaOH 25% - Adicionar 25 gramas de NaOH em 100 mL de água. Agitar até a dissolução total. Cuidado a reação é exotérmica!
DESNATURALIZANDO PROTEÍNAS
Experimento
Material Necessário
• Clara de um ovo
• Um litro de álcool
Procedimiento
• Colocar cada clara de ovo no interor de um frasco de vidro com álcool;
• Tapar o frasco e esperar por menos meia hora;
• A medida que o tempo passa observe o que ocorre no frasco;
• Depois de passada a meia hora misture o frasco e observe no dia seguinte.
DESNATURANDO PROTEÍNA 2
Material
• Dois frascos de vidro e fundos;
• Meio litro de leite;
• Um pouco de vinagre;
• Uma banda de limão.
Procedimento
• Colocar um pouco de vinagre em um dos frascos, juntamente com um pouco de leite;
• Espremer o limão no outro frasco e também colocar um pouco de leite;
• Agitar ambos para mistura os seus conteúdos ;
• Esperar alguns minutos;
• Observe o que acontece em cada frasco.
CROMATOGRAFIA EM PAPEL (COMPOSIÇÃO E DECOMPOSIÇÃO DE CORES)
Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br
Apresentação
Nesse experimento físico-químico, bastante atraente, será usada a técnica da cromatografia em papel (do grego khroma, cor). A origem dessa denominação prende-se ao fato de que, inicialmente, essa técnica era empregada apenas na separação dos componentes de materiais coloridos.
O colorido das tintas se obtém, geralmente, de pigmentos colhidos de terras raras (grupo de elementos químicos). As tintas coloridas usadas em canetas são obtidas por convenientes misturas desses pigmentos dissolvidos em solventes próprios, sendo que a cor obtida é o resultado visual dessa composição de pigmentos coloridos. Tais tintas, de modo geral, são insolúveis em água, mas solúveis em álcool. É a solubilidade dessas tintas (pigmentos) em álcool que utilizaremos nesse experimento.
Material
•
Dois 'discos' de papel de filtro;
• canetas coloridas de cores vivas (ponta porosa);
• Frasco de plástico transparente (com tampa);
• Água, álcool, tesoura
Montagem
Num dos círculos de papel-filtro (cerca de 15 cm de diâmetro) faça um orifício central de 1,5 cm de diâmetro. Ao redor desse orifício e afastados 1 cm dele pinte pequenos círculos coloridos usando as canetas de ponta porosa.
O outro círculo de papel-filtro é enrolado para adquirir a forma de um cone. Pode-se usar um grampo de grampeador na base desse cone para garantir que não desenrole.
Encaixe o círculo que contém as pintas coloridas sobre o cone de papel-filtro, como se ilustra acima.
Coloque esse conjunto dentro do recipiente de plástico transparente (béquer ou pote de vidro grande) e preencha o fundo desse recipiente com álcool (camada de cerca de 1 cm de altura) e feche o recipiente com sua tampa própria.
Nota: Nas mercearias há potes de plástico transparente para doces (paçoquinhas, pés-de-moleque, cocadas etc.) descartáveis e fácil aquisição (normalmente são jogados fora).
Resultados esperados
O álcool começará a encharcar o papel-filtro do cone, a partir da base e, por capilaridade irá migrar lentamente até o disco de papel-filtro que contém as marcas coloridas. Ali chegando o álcool começará a migrar em sentido á periferia do disco. Ao passar pelas marcas coloridas o álcool irá dissolver a tinta, arrastando consigo os pigmentos para a borda no disco. Como cada componente da mistura percorre o papel-filtro com velocidade diferente (devido ás suas composições químicas e interações com o álcool serem diferentes), ocorrerá a separação dos diferentes materiais que constituem a tinta.
Assim, formar-se-ão trilhas coloridas radiais a partir de cada marca colorida inicial.
Deve-se tapar o frasco onde se realiza o experimento para retardar a evaporação do álcool. O ambiente vedado, saturado de vapor de álcool, impedirá que o álcool seque no meio do caminho, durante sua migração (o fundo ficará seco). A quantidade de álcool deve ser ajustada experimentalmente já que, se for pequena demais, não conseguirá chegar até a borda do disco.
Copyright © Luiz Ferraz Netto - 2000-2002 ® - Web Master: Todos os Direitos Reservados
DESTILAÇÃO SIMPLES
Separar o puro do impuro é a finalidade da técnica de destilação cujo o processo mais comum ocorre nas indústrias químicas - desde as indústrias farmacêuticas aos polos petroquímicos e em laboratórios acadêmicos. O petróleo, por exemplo, é uma mistura de líquidos orgânicos, que destilado e separado em diversas frações, de onde saem os éteres, gasolina, o piche, e cuja maior fração são de compostos aromáticos que se usa em laboratório. Destilação ( figura 01) é o processo de separação de uma mistura homogênea, constituída por um sólido e um líquido ou por dois líquidos, baseado na difença de seus pontos de ebulição.Dois fenômenos físicos são observados em destilação: o primeiro é evaporação, onde a mistura recebe energia suficiente de uma fonte de calor (eletrecidade, bico de Bunsen, lamparina) para que suas moléculas passem para o estado de vapor. O segundo é a condensação na qual, a corrente de vapor passa no interior de recipiente frio onde perde energia, voltando ao estado líquido. A substância que tiver o menor ponto de ebulição se condensará primeiro. A segunda substância só será destilada após o término da primeira. Essa técnica de separação é uma das mais importantes e mais utilizada para a purificação de líquidos.
Fig. 01. Esquema geral de um sistema de destilação
Quatro são os processos fundamentais de destilação:
Destilação Simples
Destilação Fracionada
Destilação a Vácuo (pressão reduzida)
DESTILAÇÃO POR ARRASTE DE VAPOR
Para fins didático e de endimento dos fenômenos físicos envolvidos e separação de mistura, utilizaremos a técnica de destilação simples, que é utilizada para separar substâncias cuja a diferença entre seus os pontos de ebulição é relativamente grande e os equipamentos são mais acessíveis. Daí se explica a origem de seu nome.
2.2 - MATERIAIS
1 copo
2 tubos de ensaio
1 tubinho de vidro com rolha e tubinho de
borracha, montados
1 suporte com pinça de madeira para tubo de
ensaio
1 base para o suporte
1 lamparina
pedacinhos de porcelana
fósforo
água colorida, preparada pelo professor
água
2.3 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
• Coloque 4 ou 5 pedacinhos de porcelana em um dos tubos de ensaio e em seguida coloque água colorida até
aproximadamente 3 cm de altura. • Feito isso, monte o esquema do desenho (Figura 02).
Fig. 02. Equipamentos de destilação montado.
• Acenda a lamparina e aqueça o tubo de ensaio com a água colorida.
• Deixe ferver. Se borbulhar com muita violência afaste um pouco a lamparina evitando que a água colorida seja jogada no tubo de borracha. A porcelana ajuda a evitar borbulhos muito fortes.
• Quando a água no tubo de ensaio estiver a 1 cm de altura apague a lamparina
4 - PERGUNTAS
1.Qual a cor da água que se condensa no tubo de ensaio dentro do copo com água ?
2. Como explicamos: o fato de a água estar colorida e depois sair com uma cor mais clara?
3. Agora, descreva como funciona um destilado
4. Para que serve e quando se aplica a destilação?
5. O termômetro adaptado no aparelho de destilação informa a temperatura de qual fase: da líquida ou do vapor?
6. Cite processos industriais que envolvam a técnica de destilação.
FAZENDO UM INDICADOR ÁCIDO-BASE
Objetivo
Determinar a natureza ácido-básica do extrato de pétalas de flores.
Materiais utilizados
• 1 frasco de maionese;
• 4 pétalas de flor, preferencialmente, vermelha
• álcool etílico;
• 3 frascos pequenos transparentes;
• 1 caneta Bic.
Procedimento experimental
1. Colocar no frasco de maionese, as quatro pétalas de qualquer flor (de preferência vermelha);
2. Adicionar o álcool etílico até metade do frasco;
3. Em seguida, misturar lentamente as pétalas juntamente com o álcool com.auxilio da caneta sem carga;
4. Deixar em repouso por aproximadamente 15 minutos;
5. Colocar em um frasco pequeno (menos da metade do vidro) um pouco de uma substância reconhecidamente ácida e em outro frasco uma substância básica;
6. Posteriormente adicionar o extrato da planta coletada; uma pequena quantidade em cada frasco.
7. Observar e anotar o caráter ácido ou básico do indicador.
IDENTIFICANDO ÁCIDOS E BASES
Materiais utilizados:
§ Vinagre;
§ Ägua sanitária;
§ Sabão em pó;
§ Suco de limão;
§ Detergente;
§ 5 copos de vidro de maionese ou outro que seja transparente;
§ 5 garrafas pet de 600 mL.
Procedimento experimental
- Diluir um pouco de vinagre (25 mL de vinagre + 25 ml de água);
- Repetir o mesmo processo para a água sanitária, sabão em pó e o detergente;
- Tomar três limões e espremê-lo em 40 mL de água;
- Armazenar uma solução em cada frasco pet e identifica-las
Em seguida enumerar os copos de acordo com a tabela abaixo:
Copo 1 ----------------------------------------------------- água sanitária
Copo 2 ------------------------------------------------------------ vinagre
Copo 3 ------------------------------------------------------ sabão em pó
Copo 4 ----------------------------------------------------- suco de limão
Copo 5 ----------------------------------------------------------detergente
Posteriormente, adicionar cada solução em seu respectivo copo até mais ou menos à metade e com o auxílio do papel indicador (preparado na prática anterior) testar sua acidez ou basicidade.
Observar e anotar o que ocorreu.
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Materiais e reagentes:
§ solução saturada de sulfato de cobre;
§ pedaços de alumínio (lâmina);
§ pedaços de ferro (palha de aço);
§ pedaços de zinco (lâmina);
§ pedaços de chumbo (lâmina);
§ pregos;
§ 5 copos de vidro (maionese);
§ 1garrafa de refrigerante de 600 mL;
Procedimento experimental
- Colocar a solução de sulfato de cobre previamente preparada em quantidades aproximadamente iguais em cada dos copos como segui:
§ No copo 1 colocar um pedaço de zinco;
§ No copo 2 colocar um pedaço de chumbo;
§ No copo 3 colocar um pedaço de alumínio;
§ No copo 4 colocar um pedaço de palha de aço;
§ No copo 5 colocar 3 pregos;
Anotar as observações feita e propor uma explicação para cada fenômeno.
BATERIA COM REFRIGERANTE
Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br
Introdução
Esse experimento simples, para mostrar a conversão de energia química em energia elétrica, requer apenas laminas de cobre e de zinco, uma lata de refrigerante (qualquer bebida ácida efervescente servirá) e um componente elétrico bastante sensível. Esse componente pode ser um bom voltômetro (voltímetro, para os domingueiros) ou mesmo um pequeno motor elétrico de pequeníssima potência (motor de baixa inércia). Há pequenos motores elétricos que não requerem mais de 15 microampères para girar!
Montagem
Para formar a bateria, conectamos as lâminas de cobre e zinco a fios de cobre comuns e esses fios são ligados ao medidor de tensão ou ao motor elétrico e, a seguir, as lâminas são mergulhadas na bebida ácida efervescente (soda, pepsi-cola, guaraná etc.). O motor começará a girar evidenciando que, de algum modo, está ocorrendo uma reação química entre os metais e o ácido da bebida. O ácido constitui o eletrólito, as lâminas os eletrodos. Quando se usa de algum refrigerante tipo 'coca', é de fato o ácido fosfórico que representa, em solução, o eletrólito.
O diagrama ilustrado abaixo dá uma idéia do que está acontecendo.
Eletrodos de cobre e zinco em ácido fosfórico na célula voltáica.
A oxidação do eletrodo de zinco destrói lentamente aquela lâmina e libera elétrons no metal. Os íons de zinco terminam no eletrólito. Cobre e zinco têm potenciais de eletrodo suficientemente diferentes para produzir uma diferença de potencial acima de 1 volt entre os elétrodo (cobre e zinco têm potenciais de eletrodo de +0.34V e -0.76V, respectivamente, medidos em relação a um eletrodo padrão, de hidrogênio). Os elétrons liberados no zinco fluem através do circuito externo para o cobre e entram no eletrólito para combinarem-se com íons de hidrogênio do ácido fosfórico. A redução associada com esta reação produz gás hidrogênio.
O eletrodo de cobre não deve se deteriorar tão rapidamente quanto o zinco, contudo, ocorrerá uma reação secundária de oxidação do cobre produzindo íons de cobre e elétrons. Esta reação (que não é mostrada no diagrama) é encorajada através de íons de hidrogênio individuais H+ que combinam com moléculas d'água H20 para produzir íons hidroxilas H3O+. Os íons hidroxilas levam elétrons do cobre, e assim o cobre também se deteriora. Além disso, há outras reações indesejáveis.
A tabela abaixo mostra para o potencial de elétrodo, com os valores de tensão medidos contra um 'eletrodo' padrão, de hidrogênio (que é adotado e se lhe atribui o valor arbitrário zero).
Quaisquer dois metais suficientemente afastados nessa tabela, quando submersos num eletrólito ácido (mas, não só), servirá para constituir uma 'bateria'.
Série Eletroquímica
Elemento E (V)
Potássio -2,92
Cálcio -2,87
Sódio -2,71
Magnésio -2,37
Alumínio -1,66
Zinco -0,76
Ferro -0,44
Chumbo -0,13
Hidrogênio 0,00
Cobre +0,34
Prata 0,80
Mercúrio +0,85
Ouro =1,68
Série eletroquímica de alguns metais referidos á célula padrão, de hidrogênio.
Finalmente, em lugar do refrigerante, tente usar limão, ou melhor ainda, limões em paralelo (entendeu né!) --- ai então ficará mais preciso o termo "bateria" aplicado á demonstração. Legumes também servem como eletrólitos e o relógio de batata é um bom exemplo disso.
VIDRO DE MENTIRINHA
Até pouco tempo não havia, nos filmes, jeito de realizar efeitos especiais. Desta forma, quando algum dublê precisava realizar alguma cena arriscada, como atravessar uma porta de vidro com uma moto, ou encenar uma briga num Saloon daqueles saudosos filmes de Bang-Bang, era necessário produzir materiais que se comportassem como vidros, mas que não se quebrassem nem cortassem como os verdadeiros. Uma solução inteligente foi produzir vidros de mentirinha, à base de açúcar. O resultado é um produto translúcido e de cor marrom.
Um pedacinho destes pode ser feito do seguinte modo: Unte com manteiga uma assadeira e deixe-a no refrigerador esfriar. Tome um copo (250 ml) de açúcar e coloque-o numa panela. Fogo baixo, derreta o açúcar, não esquecendo de mexer constantemete até estar fundido. Ponha o açúcar fundido na assadeira e leve-a devolta ao refrigerador o mais rápido que puder. Deixe esfriar. E pronto.
Para limpar a panela, coloque água e leve ao fogo. Isto serve para dissolver o açúcar. Depois use o sabão. Faz parte do experimento deixar os utensílios da cozinha limpos, para alegria da dona da casa! Por fim, cabe uma pergunta: como deverão ser feitos os utensílios de vidro de sua casa (copos, garrafas, compotas, pratos, etc...)? Procure a resposta em alguma enciclopédia (sempre tem uma na biblioteca da cidade).
Fonte: http://www.netescola.pr.gov.br/netescola/escola/087045005/vidro_de_mentirinha.htm
PRODUÇÃO DE UM PLÁSTICO
Material
• Panela
• Fogão
• Proveta ou copo de medida
• Filtro
• Funil.
Compostos
• Leite
• Vinagre (ácido acético)
Procedimento
1. Aquece meio litro de leite numa panela, sem o levar à fervura. (a quantidade de leite pode ser medida com uma proveta, ou com um copo graduado de cozinha)
2. Verte, para o leite, 50 mL de vinagre e mexe bem a solução. Verificarás a formação de flocos de uma substância branca no leite. (esta substância branca trata-se de uma proteína chamada caseína)
3. Filtra a mistura heterogénea para outro recipiente, de maneira a obteres a caseína o mais puro possível. (a filtração deverá ser feita com a ajuda de um funil e um filtro de papel)
4. Deixa filtrar bem a solução. Depois de recuperares o sólido depositado no papel de filtro, raspa o papel com a ajuda de uma espátula ou de uma simples colher de cozinha.
5. Comprime a caseína num molde à tua escolha e deixa-a endurecer.
Ciência em Casa : http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
A SOLUÇÃO CAMALEÃO
Material
Três tigelas
Compostos
• Sumo de limão
• Água destilada
• Líquido de lavar os fogões
• Solução de cozimento da couve-roxa.clica aqui!
Procedimento
1. Começa por deitar um pouco da solução de cozimento da couve-roxa nas três tigelas disponíveis.
2. Deita sumo de limão na primeira tigela e repara na mudança da cor da solução. (podes verificar que a solução fica vermelha)
3. Na segunda tigela deita água destilada. (podes verificar que a cor da solução não se altera)
4. Finalmente, verte um pouco de solução de limpeza de fogões na terceira tigela. (podes verificar que a solução fica verde escura)
Como podes ter reparado, a solução do cozimento da couve-roxa pode ser utilizada como um indicador ácido/base. Ou seja, pode ser utilizada esta solução para distinguir uma solução ácida de uma alcalina ou neutra.
Um indicador ácido/base é um ácido orgânico fraco ou uma base orgânica fraca. A sua forma não dissociada difere a nível de cor da sua forma como base conjugada ou como ácido conjugado. Devido a este facto, a cor da solução de cozimento da couve-roxa depende da acidez (pH<7) ou da alcalinidade da solução que lhe é adicionada (pH>7). Quando utilizares couve-roxa em saladas podes verificar que a cor adquirida pelo sumo desta é a cor vermelha, isto porque adicionaste vinagre (ácido) à solução. Por sua vez, se na preparação duma sopa de couve-roxa utilizares água da torneira, podes verificar que a solução fica azul. Isto porque a água da torneira é uma base fraca. Experimenta!
CONDUTIVIDADE DA ÁGUA
Material
• Copo de vidro
• Pilha de 4,5 V
• Voltímetro
• Três fios eléctricos com boca de jacaré
• Dois eléctrodos de cobre
• Colher de chá.
Compostos
• Água destilada
• Cloreto de sódio. (sal de cozinha)
Procedimento
1. Utilize um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades une o fio do polo vermelho do volímetro a um dos elétrodos de cobre.
2. Com outro fio une o polo preto (COM) do voltímetro ao polo (-) da pilha.
3. Utilizando o terceiro fio elétrico une o polo (+) da pilha ao segundo elétrodo de cobre.
4. Mergulhe os dois elétrodos de cobre na água destilada contida no copo de vidro (electrólito). Tem em atenção que os eléctrodos não se devem tocar. (podes verificar que o voltímetro começa a indicar um determinado valor inferior ao potencial elétrico desenvolvido pela pilha)
5. Movimente os elétrodos (lâminas de cobre) de maneira a que estes fiquem o mais afastados possível. ( podes verificar que a diferença de potencial do circuito diminui à medida que os eléctrodos ficam mais afastados)
6. Para finalizar, sem disturbar o sistema, adiciona uma colher de chá de cloreto de sódio (sal comum) à água. ( você pode verificar que a diferença de potencial do circuito aumenta de imediato para o potencial desenvolvido pela pilha utilizada)
A partir desta experiência simples é possível verificar que a água destilada apresenta uma baixa condutividade porque a diferença de potencial do primeiro circuito experimentado é muito inferior à desenvolvida pela pilha. A pequena diferença de potencial deste circuito é devida à presença dos iões H+ e OH- produzidos quando algumas moléculas de água se dissociam. No entanto, o número de moléculas de água que se dissocia é praticamente considerado desprezável, tornando a água destilada num fraco condutor de electrões. Note-se que à medida que a distância entre eléctrodos aumenta, a resistência à transferência de electrões na água destilada aumenta consideravelmente. Este fato evidencia ainda mais a baixa condutividade da água destilada.
Quando se adiciona o sal (NaCl) ao sistema, a condutividade do sistema aumenta consideravelmente. A água não só dissolve o sal, como também dissocia a molécula do sal (solvatação). O sódio elementar (Na) apresenta um elétrons em excesso e o cloro (Cl) com uma forte afinidade por elétrons. Assim, no decorrer da solvatação, o sódio perde um electrão para o cloro, havendo a formação dos ions Cl- e Na+. A presença destes iões aumenta consideravelmente a condutividade da água. Os iões positivos (Na+) migram para o elétrodo negativo (ligado ao polo - da pilha ; de onde saem os elétrons) e os negativos (Cl-) migram para o elétrodo positivo (ligado ao polo + da pilha). A condutividade da solução aquosa água/sal é proporcional à concentração de ions na solução.
Quando experimentares medir a condutividade da água da torneira podes verificar que esta conduz melhor a corrente eléctrica em comparação com a água destilada porque esta contém íons. A água dura é considerada como uma boa condutora de elétrons devido à presença de iões Ca2+ e Mg2+.
GELO E SAL
Materiais utilizados
• Gelo;
• Sal grosso;
• Copo;
• 2 sacos plásticos de tamanhos diferentes;
• Água;
• Copinho descartável de café.
Procedimentos
• Quebre o gelo em pequenos pedaços;
• Coloque um copo cheio de gelo moído no saco plástico grande;
• Encha o mesmo copo com sal e adicione-o aos poucos no saco grande, misture bem até todo gelo derreter;
• Coloque um pouco de água em um saco plástico pequeno, feche-o e coloque-o dentro do saco maior, de forma que ele fique mergulhado na solução;
• Aguarde alguns minutos e verifique o que ocorreu no interior do saco pequeno.
Anote os resultados. Você pode explicar o que ocorreu?
BAFÔMETRO
Materiais e equipamentos:
• 2 balões de aniversário de cores diferentes;
• 2 pedaços de tubo de plástico transparente (com diâmetro externo de aproximadamente 1 cm);
• Giz escolar;
• Tubo de ensaio;
• 2 rolhas para tampar os tubos;
• Algodão.
Reagentes:
• Solução ácida de dicromato de potássio 2 mol/L;
• Etanol a 96GL.
Procedimento experimental:
• Quebre o giz em pedaços pequenos, evitando que o pó de giz se misture aos fragmentos;
• Coloque os fragmentos de giz em um recipiente e a seguir molhe-os com solução de de dicromato, de maneira que eles fiquem úmidos, mas não encharcados;
• Com o auxílio de uma espátula, misture os fragmentos de giz colorido pela solução de forma que o material fique com uma cor homogênea;
• Coloque um chumaço pequeno de algodão em cada um dos dois tubos e depois coloque as rolhas do lado em que se coloca o chumaço de algodão;
• A seguir, coloque mais ou menos a mesma quantidade de fragmentos de giz nos dois tubos;
• Coloque 0,5mL (cerca de 10 gotas) de etanol a 96 GL em um dos balões;
• No outro balão, não coloque nada, pois ele é o controle do experimento;
• Encha os dois balões com mais ou menos as mesmas quantidades de ar (quem encher os balões não deve ter consumido bebidas alcoólicas recentemente);
• Em seguida coloque os balões nos tubos previamente preparados, começando pelo balão que não tem etanol, solte o ar vagarosamente desapertando a rolha.
• Faça o mesmo procedimento com o balão que contém o etanol;
• Espere o ar escoar dos balões e compare a alteração de cor nos dois tubos.
Fontes:
• http://www.ucb.br/quimica/quimicacomputacional/Alunos/22002/elaine/Web%20curiosidade.htm
• http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/exemplar17.html
LIMÃO E BICARBONATO
Materiais:
• Um limão partido em duas partes,
• um pouco de bicarbonato,
• um pequeno prato, um pires, por exemplo.
Procedimentos:
• Coloque um pouco de bicarbonato no pequeno prato.
• Esprema o limão em cima do bicarbonato, de forma a cair poucas gotas no sólido.
• Observe o que ocorre e anote o resultado.
Discuta o resultado.
O que você pode dizer a respeito?
Ocorreu uma reação química ou não? Justifique.
DENSIDADE TEORIA
Conhecida também por peso específico ou gravidade específica, a densidade é o total da concentração de sólidos, gases e substâncias em suspensão dissolvidos na água.
A água natural do mar possui normalmente 34 a 35 gramas de matéria dissolvida numa massa de um quilograma de água (H2O). Essa matéria é uma vasta combinação de elementos, e nela se encontram todos os elementos químicos conhecidos. Mais comumente utilizada do que a salinidade de uma dada amostra é a medição da sua densidade.
Comparando as densidades, por exemplo, um quilo de cortiça flutua ao passo que um quilo de chumbo se afunda. Isto acontece porque o quilo de cortiça tem menos massa num volume muito maior. Assim, a relação entre a massa e o volume determina a densidade. Sabe-se que a densidade da água é significativamente superior à densidade do ar.
d = m/V
O corpo humano tem, regra geral, uma densidade ligeiramente inferior à da água, pois contém ar, nos pulmões e nas vísceras, assim como gordura. Convém referir, que pessoas obesas têm dificuldades acrescidas para apanharem um objecto no fundo da piscina. Entretanto, quando se está flutuando na água, as pernas têm tendência a afundar-se, pela existência de grandes massas musculares, que são mais densas do que a água.
A densidade do líquido onde o corpo é mergulhado também influi na flutuabilidade dos corpos. Com efeito, o mesmo corpo mergulhado em água doce e em água salgada, flutua mais na água salgada porque esta tem um peso superior, e logo, uma densidade maior do que a água doce. Assim, para o mesmo corpo, o valor da impulsão nesta água é maior do que na água doce.
A temperatura afeta a medição, pois quanto mais alta a temperatura da solução medida, menos densa ela se torna. Por causa disso, normalmente medimos a densidade de uma amostra e anotamos a que temperatura ela foi tomada. O padrão no caso de medições de densidade é 25 Graus Centígrados, e deve-se corrigir a medição obtida, caso a temperatura da solução medida seja diferente daquela.
Características em relação à densidade da água:
água doce < 1.000 DH água salobra - 1.000 a 1.017 DH água salgada* - 1.017 a 1.027 DH água hipersalina - > 1.027 DH
*A Densidade natural da água do mar, considerada ideal para aquários marinhos, é de 1.023 DH (Deutsch Hardness).
MATERIAIS E REAGENTES
• Três copos de vidro
• Pão de milho ou plasticina
• Palheira de refresco
• Marcador
Compostos
• Água
• Sal. (cloreto de sódio)
• Mel
• Óleo de cozinha.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Enche cerca de três quartos do volume de dois copos com água.
2. Enche com o mesmo volume dos outros dois copos com mel e óleo de cozinha.
3. Deita sal nu dos copos com água e mexe. Pára de adicionar sal quando obteres uma solução saturada. Observa que continuas a ter o mesmo volume de água. (a solução está saturada quando houver depósito de sal no fundo do copo)
4. Faz uma bola de pão com um diâmetro igual a cerca de 2 cm.
5. Espeta uma das extremidades da palheira na bola de pão.
6. Mergulha o teu medidor na água sem sal e marca cuidadosamente um traço na palhinha seguindo como referência o nível da água sem sal.
7. Mergulha agora o teu medidor na água com sal. O traço fica acima ou abaixo do nível da água com sal? Isso implica o quê?
8. Mergulha o medidor no óleo de cozinha. E agora, o que verificas?
9. Finalmente, mergulha o medidor no mel. O que aconteceu?
Ciência em Casa - http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
TESTE DAS CORES
Algumas plantas e flores podem ser utilizadas como indicadores de pH. Um dos mais interessantes é o extrato de repolho roxo , apresenta cores diversas conforme a acidez e a basicidade do meio que se encontra. O experimento a seguir faz uso de materias diferentes do repolho; são utilizados extratos de petalhas de flores coloridas.
MATERIAIS E REAGENTES
Ácido clorídrico (HCl); Extrato de ...........................;
Hidróxido de bário (Ba(OH)2; Recipientes de vidros;
Extrato de ..........................; Álcool etílico
Extrato de...........................; Béqueres de 500 mL
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
As pétalas das três espécies(S1, S2, S3) foram trituradas e colocados em bequeres de 500 mL. Deixados em repouso por mais ou menos 15 a 20 minutos.
CONCENTRAÇÃO
MATERIAL
• 5 tubos de ensaio
• 1 seringa de 5 mL
• 1 potinho plástico para colocar água
• 1 potinho plástico para colocar amido
• 1 estante para tubo de ensaio
• 1 frasco conta-gota com solução de iodo
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
PARTE 1
Coloque água nos tubos de ensaio utilizando a seringa e adicione a solução de amido, também com a seringa, conforme a tabela abaixo.
Tubo Volume de amido (mL) Volume de água (mL)
1 1 4
2 2 3
3 3 2
4 4 1
5 5 0
Acrescente 4 gotas de iodo a todos os tubos e observe. Se necessário agite suavemente o tubo de ensaio. Por que houve diferença nos resultados (nas cores dos tudos) ?
PARTE 2
Lave os tubos e coloque uma pequena quantidade de cada alimento em cada um dos tubos de ensaio separadamente, conforme abaixo
• Tubo 1 Açúcar
• Tubo 2 Polvilho (talco)
• Tubo 3 Farinha de trigo
• Tubo 4 Fubá
• Tubo 5 Bolacha moída
Adicione 5 mL de água e agite o tubo de ensaio. Acrescente 4 gotas de iodo e observe.
Qual tubo de ensaio apresentou coloração mais forte?________________________________ e mais fraco?____________________________ Por que?
CRISTAIS DE SAIS
Descrição
Esse é um projeto bastante demorado, podendo levar semanas ou meses. Portanto, só escolha essa sugestão se tiver bastante tempo até a data da Feira. No entanto, com jeito e paciência você poderá crescer cristais tão bonitos como esses vistos ao lado. E esses cristais servirão para vários outros projetos que descreveremos depois.
Cristais podem ser crescidos artificialmente por várias técnicas. Vamos descrever, a seguir, como você pode crescer bons cristais pelo método de solução supersaturada.
Soluções supersaturadas.
Um sal como o cloreto de sódio, nosso velho sal de cozinha, dissolve bem em água e a solução é transparente. Mas, se adicionarmos sal em quantidade muito grande, ultrapassando um certo valor dito "de saturação", a solução fica turva e o excesso de sal se deposita no fundo do vidro. Uma solução nesse estado é dita "supersaturada". O valor de saturação depende da temperatura da solução. Água quente dissolve melhor que água fria. Uma solução supersaturada na temperatura ambiente, pode voltar a ficar transparente se aquecida a 50ºC, por exemplo.
E aí, surge um fato novo. Deixando esta mesma solução resfriar lentamente, sem nenhuma agitação, ela pode voltar à temperatura ambiente e continuar transparente, sem precipitado. Nesse caso, a solução está a ponto de precipitar, em equilíbrio instável. Qualquer perturbação pode quebrar esse equilíbrio e a solução se turvar novamente. É exatamente essa instabilidade que se aproveita para o crescimento de cristais. Colocando um pequeno cristalzinho do mesmo sal nessa solução supersaturada, partículas do sal que estão prestes a se precipitar podem aderir às paredes do cristal, fazendo-o crescer. Esse cristalzinho é a "semente" de crescimento do cristal.
Crescendo cristais em soluções supersaturadas.
Para crescer cristais você precisará dos sais, de recipientes adequados, de água destilada, uma balança, um termômetro e um bocado de paciência. Os sais podem ser adquiridos em lojas de produtos químicos ou obtidos, no queixo, de seu professor de química ou de um professor da universidade mais próxima. Os recipientes podem ser vidros de geléia ou doce, de boca larga e tampa de enroscar. Consiga vários deles, de tamanhos diversos, e limpe-os com muito cuidado.
Daremos, a seguir, receitas para o crescimento de vários tipos de cristais pelo método das soluções supersaturadas. Começaremos com o Alúmen que é um dos mais fáceis de crescer. É bom começar por ele para não perder a paciência e conseguir resultados encorajadores em pouco tempo. A receita para esse cristal será dada com mais detalhe. As demais são semelhantes.
Alúmen (Sulfato de Alumínio e Potássio dodecahidratado)
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 20 gramas por 100 mililitros de água. (1 ml = 1 cc)
SAL ADICIONADO: 4 gramas por 100 mililitros de água.
Preparando uma solução saturada.
A melhor forma de preparar uma solução saturada é deixar uma solução supersaturada depositar seu excesso de sal no fundo do vidro. A quantidade de sal dada acima produz uma solução supersaturada a temperatura ambiente (27ºC). Use, por exemplo, 400 ml de água destilada em um de seus vidros e ponha 80 g do sal nessa água, a temperatura ambiente. Mexa bem e observe que não consegue dissolver o sal completamente. Espere algumas horas até que todo o excesso se precipite e a solução fique clara. Essa solução está saturada pois seu excesso de sal se precipitou. Passe a solução para outro vidro, com cuidado para que o sal do fundo não vá junto. Cubra esse novo vidro para evitar evaporação. Retire o sal depositado, ponha-o em um pires limpo, espere que ele seque e guarde-o para uso futuro. Se algum cristalzinho bem formado aparecer nesse precipitado guarde-o para usar como semente.
Preparando uma semente.
Uma semente pode ser preparada pondo um pouquinho de sua solução saturada em um vidro pequeno e deixando-a evaporar em um lugar seguro. Pequenos cristais se formarão no fundo desse vidro. Esses são candidatos a semente. Pegue-os com uma pinça e separe os melhores, sem defeitos e sem incrustações. A semente escolhida será amarrada na ponta de uma linha fina e resistente e pendurada em um cartão com 3 furinhos que deverá se ajustar completamente à tampa do vidro onde o cristal será crescido. Ajuste o cartão com a linha e a semente na parte interna da tampa e guarde para usar logo mais.
Crescendo o cristal.
Agora você tem uma solução saturada e uma semente. Está pronto para crescer seu cristal.
Aqueça a solução saturada até uns 50ºC e dissolva nela a quantidade adicional de sal mencionada acima (4 g para cada 100 ml). Deixe esfriar sem mexer e, quando a solução estiver uns 3ºC acima da temperatura ambiente, enrosque a tampa com a semente pendurada de modo que fique pelo meio do vidro.
Pronto. Agora basta ter paciência e não perturbar o cristal enquanto cresce. O vidro de crescimento deve ficar em um lugar de temperatura constante e sem vibrações. Um armário que não é usado, em local abrigado, é uma boa pedida. Todo dia você pode dar uma olhadinha para ver como andam as coisas. Quando achar que o tamanho do cristal está bom, tire-o do vidro e seque-o em uma toalha de papel. Não é boa prática pegar o cristal com os dedos pois o suor pode corroer a superfície.
Ha figura do início desta página, o alúmen é o cristal branco que está na mão, entre o dedo mindinho e o seu vizinho.
Outros cristais.
Damos, a seguir as receitas para outros cristais. O procedimento geral é o mesmo que no caso do alúmen.
Tartrato de Sódio e Potássio (Sal de Rochelle).
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 130 g por 100 ml de água.
SAL ADICIONADO: 9 g por 100 ml de água.
Esse é um cristal bem fácil de crescer. Na figura do início é aquele cristal enorme e transparente que está atrás dos outros. Como ele cresce muito ligeiro às vezes fica difícil evitar aglomerações. Outro problema é que a solubilidade desse sal varia muito com a temperatura. Tente manter a temperatura do crescedor o mais constante possível. Um método que pode funcionar é colcar o vidro do crescedor dentro de um grande depósito com água, uma bacia, por exemplo.
Ferricianeto de Potássio (Prussiato vermelho).
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 46 g de sal por 100 ml de água.
SAL ADICIONADO: alguns grãos.
Também é fácil de crescer. Não se preocupe com o nome cianeto. Esse material não é tóxico. Mesmo assim, você não deve ingerí-lo, pois pode ter uma bela indisposição estomacal. Na figura, esse cristal é aquele vermelhão que fica na ponta do dedo do cotoco.
Acetato de cobre monohidratado.
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 10 g de sal por 100 ml de água.
SAL ADICIONADO: alguns grãos.
Esse é um cristal um pouco mais difícil de crescer que os anteriores. Como é muito bonito, vale a pena o esforço de crescê-lo. Na figura, é aquele cristal violeta que está bem na ponta do dedo mindinho.
Acetato de cálcio e cobre hexahidratado.
Esse cristal é formado com dois compostos: o óxido de cálcio e o acetato de cobre monohidratado, usado no cristal anterior. Use o seguinte processo.
Ponha 22,5 g de óxido de cálcio em 200 ml de água, acrescente 48 g de ácido acético glacial e misture até ficar transparente. Se necessário, filtre a solução. Em outro vidro, dissolva 20 g de acetato de cobre em 150 ml de água quente. Misture as duas soluções em outro vidro, cubra e deixe descansar por 1 dia. A partir desse ponto, proceda como anteriormente.
Esse é um belo cristal e vale a pena o esforço de crescê-lo. Na figura, é aquele cristal azul escuro que está bem na frente dos demais.
________________________________________
Análise
O crescimento de cristais em solução supersaturada utiliza a dependência da solubilidade dos sais com a temperatura. O diagrama ao lado ajuda a entender o método usado. Ele representa uma curva de solubilidade típica para um sal. Na parte de baixo da curva, a solução tem pouco sal e é subsaturada. Todo o sal se dissolve, nesse caso. Na parte de cima, a solução é supersaturada: o sal não se dissolve totalmente e parte dele se precipita. A curva entre as duas regiões indica o estado de saturação.
No método de crescimento descrito acima, começamos com uma solução subsaturada (ponto A). Aquecemos a solução levando-a para o ponto B, mais subsaturada ainda. Nessa temperatura, adicionamos sal levando a solução ao ponto C, ainda subsaturada. Deixando a temperatura cair gradualmente, a solução vai ao ponto D, onde deve estar supersaturada. É aí que se dá o equilíbrio instável que mencionamos acima. A solução está prenhe, no ponto certo de crescer um cristal. Nesse ponto você planta sua semente e espera alguns dias pelo seu rebento (não precisa esperar nove meses).
________________________________________
Material
Sais adquiridos em firmas de produtos químicos ou em algum laboratório de química de seu colégio ou da universidade mais próxima.
Balança que meça gramas.
Termômetro.
Vários vidros de geléia ou doce, com tampas de enroscar.
Água destilada.
Toalhas e filtros de papel.
Um aquecedor de algum tipo. O melhor mesmo é uma placa de aquecimento própria para laboratório, mas, o velho fogão da cozinha de sua casa pode quebrar o galho. Cuidado para não se queimar.
________________________________________
Dicas
Não coma esses sais nem beba as soluções! É claro que você não vai fazer uma besteira dessas, mas temos a obrigação de avisar.
Durante todo a manipulação lave bem as mãos. Os sais costumam aderir à pele e contaminar as sementes, comprometendo todo o processo.
Às vezes, a semente se dissolve na solução, em vez de crescer. Isso indica que a solução está subsaturada. Comece tudo de novo, usando um pouco mais de sal adicionado.
Crescer cristais é como cultivar uma horta. Dá trabalho, exige paciência e uma boa mão mas, quando se pega o jeito, costuma-se ficar viciado.
Leve suas soluções com cristais em crescimento para seu estande na Feira, além dos melhores cristais que cresceu e dos sais utilizados. Leve também uma lupa para mostrar detalhes de seus cristais.
Referência
Esse projeto foi inspirado pelo livro "Crystals and Crystal Growth", de Alan Holden e Phylis Singer. A figura com os cristais que mostramos no início foi tirada desse excelente livro. Como é uma publicação da Doubleday, de 1960, é improvável encontrá-lo nas livrarias. Talvez exista na biblioteca da Universidade mais próxima. Consulte também os mecanismos de busca da Internet.
Fonte: http://www.fisica.ufc.br/espec1.htm
OXIGÊNIO NO AR
Material
• Dois ímãs
• Frasco de vidro
• Tina de vidro
• Etiqueta de papel
Compostos
• Água
• Limalha de ferro
Procedimento
1. Enche metade da tina com água.
2. Deita limalha de ferro num dos ímans, por forma a que três das suas quatro superfícies fiquem cobertas por esta.
3. Coloca o íman com a limalha no interior do frasco de vidro, encostando a sua superfície sem limalha ao vidro do frasco.
4. Com a ajuda do outro íman fixa o íman com limalha no topo da parede lateral do frasco.
5. Coloca o frasco de vidro ao contrário no interior da tina, submergindo parte deste.(a água da tina passa a delimitar o ar contido no frasco, ou seja, passamos a ter um sistema fechado no interior do frasco)
6. Coloca uma etiqueta no exterior do frasco à altura equivalente ao nível da água no interior do frasco invertido. (em vez da etiqueta, neste passo podes utilizar um marcador para marcar o nível inicial da água)
7. Vai verificando o nível da água periodicamente durante as próximas 24 horas. O que acontece?
Nesta experiência você pode observar que o nível da água no interior do frasco sobe até cerca de 20% da altura total do frasco não ocupada pela água. No interior do frasco invertido temos ar, um ímã e limalha de ferro. O ar é constituído por nitrogênio (79%), oxigênio (20%) e outros gases (1%). O ferro enferruja (formação de óxido de ferro) na presença de uma atmosfera que contenha oxigênio. Na experiência, o ferro no ímã reage com o oxigênio fazendo com que o nível da água suba até que esta ocupe um volume igual ao ocupado pelo oxigênio. Isto é verdade porque o produto da reação entre o ferro e o oxigénio é sólido. Como é sabido um sólido ocupa um volume muito inferior comparativamente com um gás. A partir de um certo momento, o nível da água permanece inalterado. Isto porque a reacção de oxidação do ferro cessa por falta de oxigênio. Sendo assim, quando quiseres proteger o ferro da ferrugem basta retirar todo o oxigênio do ar em contato com este. É devido a este facto que a corrosão do ferro em meios fechados é muito inferior à corrosão em meios abertos.
Casa de Ciência: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
PREVENÇÃO DA OXIDAÇÃO
Material • Maçã• Faca
Compostos Sumo de limão.
1. Procedimento
2. Corta uma maçã em duas metades iguais.
3. Espreme um limão, recolhendo o seu sumo.
4. Mergulha a superfície de uma metade da maçã no sumo de limão.
5. Deixa as duas metades em repouso durante um dia.
6. Depois de passar um dia, podes observar que a superfície da maçã, não mergulhada no sumo de limão, encontra-se mais oxidada do que a outra.
7. Ao fim de dois dias, o efeito da prevenção da oxidação da maçã torna-se mais evidente. (pode-se concluir que o ácido previne a oxidação da superfície da maçã)
A oxidação da superfície da maçã é devida à presença de oxigénio no ar. Como deves ter verificado, a maçã sem sumo de limão foi ficando cada vez mais escura quanto maior o tempo de exposição. Por sua vez, a maçã com sumo de limão não sofreu grande oxidação. Este facto é devido à presença de ácido ascórbico (vitamina C) no sumo de limão. O ácido ascórbico reage com o oxigénio contido no ar, impedindo que este oxide a maçã. Sendo assim, quando quiseres manter a cor de um fruto (maçã, pêra, banana), basta molhares a superfície exposta em sumo de limão. O sumo de limão pode ser considerado como um conservante.
Fonte: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/prevencao.html
REAÇÕES QUÍMICAS
Objetivo: Observar uma série de experiências que permitam a identificação de reações químicas
Materiais utilizados
• 8 pequenos frascos de vidro transparentes, como os usados para acondicionamento injetável
• açúcar
• clara de ovo
• água
• lamparina
• gelo
• palito de fósforo
• conta-gotas, usado em remédios
• Uma colher de café de soda cáustica para um litro de água
• vinagre branco
• 1/4 de comprimido efervescente
• solução de fenolftaleína, 10 g/L
Procedimento
1. Numere os frasco de 1 a 8.
2. Reproduza em uma folha a tabela abaixo.
3. Em cada frasco, adicione os materiais indicados no itens seguintes e observe as propriedades que os caracterizam (cor, estado de agregação, forma de apresentação, odor). Essas propriedades devem ser anotadas na coluna "estado inicial da tabela.
4. Após a realização dos procedimentos indicados, observe novamente as propriedades dos materiais e anote-as nas coluna "estado final".
5. Observe atentamente se houve mudança de cor, liberação de gás, exalação de odor, aparecimento de um novo estado de agregação, mudança de temperatura e outras alterações.
6. No frasco 1, coloque um fragmento de gelo e observe ao final de todos os testes.
7. No frasco 2, coloque um pouco de água e o comprimido efervescente. Observe.
8. No frasco 3, coloque água e aqueça. Observe.
9. No frasco 4, coloque um pouco de clara de ovo e aqueça. Observe.
10. No frasco 5, coloque um palito de fósforo e aqueça. Observe.
11. No frasco 6, coloque um pouco de açúcar e água e misture. Observe.
12. No frasco 7, adicione 1 mL (20 gotas) de solução de soda e algumas gotas de fenolftaleína. Observe. Guarda este tubo para o próximo teste.
13. No frasco 8, coloque o conteúdo obtido no teste anterior, goteje o vinagre branco até observar mudança de cor.
Dados de descrição do estado do sistema
Frasco Estado inicial Estado Final Observações
1 _ _ _
2 _ _ _
3 _ _ _
4 _ _ _
5 _ _ _
6 _ _ _
7 _ _ _
8 _ _ _
Análise dos dados:
1. Levando em conta cor, textura, estado de agregação, formação de bolhas de ar antes e depois da transformação, indique em quais dos procedimentos realizados houve indicações de formação de novas substâncias.
2. Em que tubos de ensaio não houve alteração do estado incial para o final?
3. Qual(is) o(s) critério(s) em que você se baseou para responder às questões anteriores?
Coleção Nova Geração - Química e Sociedade - A Ciência, os Materiais e o Lixo: módulo 1, Ensino Médio/coordenadores Gerson de Souza Mól, Wildson Luiz Pereira dos Santos. São Paulo: Nova Geração, 2003.
UM GÁS MAIS PESADO QUE O AR
Materiais
• Bicarbonato de sodio;
• Vinagre ou limão;
• Um frasco de vidro;
• Uma vela
PROCEDIMIENTO:
1. Coloca em um frasco algumas pitadas de bicarbonato de sódio
2. Acenda uma velha
3. Colocar um pouco de vinagre ou limão no frasco contendo bicarbonato de sódio. Com sua mãos tampa o frasco e comece a agitar. Observe duas coisas: na mistura começa a desprende numerosas bolhas de e que você com a sentir uma presão nas mãos.
4. Espere que a reação tenha terminado. Tire sua mão e derre o conteudo do frasco sobre a vela acesa sem que haja derramamento de líquido. Após algum tempo você pode observar que a vela irá apagar.
A reação química entre o bicarbonato de sódio e o ácido do vinagre ou limão produz um gás chamadodióxido de carbono. A medida que este gás é produzido a pressão do interior do frasco aumenta. Esta pressão é a pressão que você sentiu durante o experimento.
O dióxido de carbano é mais pesado que o ar. Por isso, quando você verte o gás na chama, este expulsa o oxigênio que está alimentando a chama, logo ela apaga imediatamente.
Batateria
(Uma bateria elétrica de batatas)
Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br
Objetivo
Estudar o funcionamento das células voltáicas e associações em série. Uma batata cortada pela metade, duas plaquinhas de cobre e duas plaquinhas de zinco, permitem a confecção de uma batateria capaz de acionar um relógio digital por, pelo menos, dois meses. Com certos 'cuidados', os quais comentaremos, esse tempo de uso pode ser estendido para cerca de quatro meses.
Apresentação
Os modernos relógios digitais a cristal de quartzo requerem uma baixíssima intensidade de corrente elétrica para seu funcionamento. Se você tiver um bom microamperômetro poderá constatar que ela será algo como 1,5 x 10-6 A sob tensão elétrica (d.d.p.) de 1,35 V. É devido a isso que tais relógios podem funcionar com as minúsculas baterias 'botões' que geram uma f.e.m. entre 1,2 a 1,4 volts, notadamente as baterias com células de mercúrio.
Os experimentos a seguir aproveitam-se dessa propriedade inerente aos circuitos eletrônicos --- funcionarem com baixíssimas intensidades de corrente elétrica.
O que faremos, essencialmente, será construir 'baterias' a partir de duas 'células voltáicas' que produzirão, cada uma, 0,6 a 0,7 V. Dois eletrodos distintos (plaquinhas de cobre e zinco) serão introduzidos em meias-batata (ou quiabo, ou limão, ou abacaxi, etc.) e associados em série de modo a constituírem uma bateria [associação de duas pilhas primárias (células voltaicas)].
Fazendo uma pilha primária
Corte uma batata pela metade. Corte duas chapinhas, uma de cobre outra de zinco, com cerca de (2 x 4) cm. Qualquer espessura das chapinhas entre 1 e 2 mm servirá; essas chapinhas serão os eletrodos da pilha primária.
Solde em cada uma dessas plaquinhas um fio de cobre flexível (cabinho 22) com cerca de 20 cm de comprimento (descasque as extremidades e estanhe-as --- passe solda!). Espete as plaquinhas na meia-batata (bem perpendicular à superfície cortada) deixando para fora apenas cerca de 1 cm e separada por cerca de 0,8 cm. Não deixe as plaquinhas se encontrarem dentro da meia-batata! Veja a ilustração:
Fazendo a 'batateria'
Essa pilha de meia-batata apresentará força eletromotriz (f.e.m.) de cerca de 0,7 V, o que pode ser constatado mediante um bom voltômetro (resistência interna grande) conectado aos dois fios indicados acima. Como iremos necessitar de cerca de 1,4 V para acionar o relógio digital deveremos construir uma bateria a partir de duas dessas pilhas primárias e associando-as 'em série', como se ilustra:
Preparando o relógio
Qualquer relógio digital que utilize uma bateria botão poderá ser usado. O que utilizei é um "CITIZEN - CRYSTON LC". A primeira coisa a fazer é remover a tampinha em forma de disco do alojamento da bateria botão. Retire a bateria 'pifada'. Olhe bem para essa bateria e repare que o "corpo" dela corresponde ao pólo positivo enquanto que o "botão superior" corresponde ao pólo negativo. Veja dentro do local de alojamento dessa bateria as duas lâminas de contato, uma que encosta no pólo positivo da bateria e outra que encosta no pólo negativo. Solde nessa pequenas lâminas dois pedaços de cabinho 22, um vermelho ligado na 'lâmina positiva' e um preto ligado na 'lâmina negativa'.
O fio que vem da plaquinha de cobre da 'batateria' deve ser ligado ao fio vermelho do relógio e o fio que vem da plaquinha de zinco da 'batateria' deve ser ligado ao fio preto do relógio.
Pronto! O relógio já deve estar funcionando. Eis as ilustrações de minha montagem:
À esquerda a proteção de madeira para a montagem; numa divisão foi feito o orifício para inserir o relógio, na outra foi colocado um pires 'quadrado' para conter as meias-batatas. À direita um destaque da montagem. Abaixo, detalhes da parte posterior da montagem.
Análise do circuito
A tensão elétrica útil (U) entre os terminais de cada pilha primária, pode ser expressa em termos de sua f.e.m. (E), de sua resistência interna (r) e da corrente de intensidade i que por ela circula, assim : U = E - r.i , mostrando, claramente, que a tensão útil depende da intensidade da corrente elétrica solicitada (i).
Em circuito aberto, um bom voltômetro (Rv,int-->¥) conectado aos eletrodos fornece Uaberto= E, pois iaberto = 0. Um bom amperômetro (Ra,int-->0) conectado diretamente entre os eletrodos (curto-circuitando a pilha), fornece Icc = E/r, uma vez que Ucc = 0. Da leitura da f.e.m. E (via voltômetro) e da corrente de curto circuito icc (via amperômetro) obtemos: r = E/icc . Para nossa montagem esse valor resultou ao redor dos 3 000 ohms e E = 0,7 V.
Para as duas pilhas em série, formando nossa batateria teremos Ebat. = 1,4 V e rbat. = 6 000 W.
Sob d.d.p. útil de 1,2 V, teremos i = (Ebat.- U)/r = (1,4 - 1,2)/6000 = 3 x 10-5 A, que são suficientes para o funcionamento do relógio digital.
Como dissemos, como eletrólito podemos usar limão, abacaxi, pepino, uvas, cebolas etc. e, como eletrodos podemos usar os pares cobre/zinco, magnésio/ferro, alumínio/cobre, prego zincado/cobre etc. Para cada par deve-se testar, antes de ligar no relógio, qual a polaridade obtida (sob risco que 'queimar' o cristal de quartzo) para a bateria. Por exemplo, se for usado eletrodos de magnésio e de ferro, o magnésio será o terminal negativo e o ferro o terminal positivo. Calculadoras e jogos eletrônicos também funcionam com tais baterias 'culinárias'. Eis abaixo uma 'tomateria'; uma bateria de tomates!
Mais teoria
As reações nas células voltáicas são:
catodo: Zn <==> Zn2 + 2e
anodo: 2H+ + 2e <==> H2
A F.E.M. da reação vem expressa por: E(Zn,Zn2,2H+,H2) = Eo + (RT/nF).ln([Zn2+]/[H+]2). O eletrodo de cobre opera apenas como coletor de elétrons, podendo ser substituído por platina ou outro metal inerte.
Copyright © Luiz Ferraz Netto - 2000-2002 ® - Web Master: Todos os Direitos Reservados
PAPEL INDICADOR
Materiais utilizados
• folhas de repolho roxo;
• uma tigela;
• liquidificador;
• água;
• filtro de papel (usado para filtrar café);
• vinagre;
• detergente;
• sabão em pó;
• copos descartáveis.
Procedimentos
1. Separe e lave algumas folhas de repolho roxo.
2. Adicione um pouco de água no liquidificador.
3. Coloque as folhas de repolho roxo no liquidificador e lique-o. Aguarde até que se forme uma pasta roxa, de aparência uniforme.
4. Após uma total trituração das folhas de repolho, separe o líquido formado em uma tigela de abertura razoável.
5. Abra um filtro de papel, colocando-o dentro do líquido roxo.
6. Após aguardar pelo menos 30 minutos, retire o papel e coloque-o para secar em um varal de roupas, para que uma pequena parte de papel fique em contato com outra superfície.
7. Após o papel filtro secar, ele estará com uma aparência roxa. Sendo assim, recorte o papel em tiras finas e está pronto o seu papel indicador.
8. Para verificar como o papel indicador funciona, ou seja, qual a sua aparência em meio básico e a sua aparência em meio ácido, realize os procedimentos abaixo.
9. Coloque um pouco de água em dois copos descartáveis.
10. Adicione sabão em pó em um dos copos e agite a solução.
11. Em outro copo, adicione detergente e agite a solução.
No terceiro copo, adicione vinagre.
12. Com 3 tiras de papel indicador, teste as soluções de cada copo, e verifique a coloração do papel.
A partir desta experiência será possível verificar quais as colorações que o papel assumirá no caso em que ele for colocado em meio ácido ou meio básico e também meio neutro. Você poderá utilizar o papel para verificar outras substãncias ácidas (como o vinagre, o suco de limão, abacaxi, etc), subtãncias básicas (sabão em pó, material de limpeza, etc) e substâncias neutras (detergentes - na sua maioria são neutros, água pura, etc).
Lembre-se de guardar a coloração que o papel tomará para o meio ácido, meio básico e também para o meio neutro.
Fonte :http://www.quiprocura.he.com.br/experiencias/papel.htm
Propulsão de um Foguete
Atenção: Este experimento deve ser feito com o monitoramento de um adulto !!!
Objetivos: Ilustrar o princípio do funcionamento de um foguete de propulsão a gás.
Material utilizado: 6 metros de barbante, uma garrafa de água de plástico (Pet) ou refrigerante 600ml, dois clipes, estilete ou tesoura de ponta, fita crepe, caixa fósforos e álcool.
Procedimentos: Dobre os dois clipes formando um ângulo de 90 graus e prenda-os com fita crepe na garrafa. Veja a figura (a). Abra um furo na tampa da garrafa, de diâmetro máximo de um lápis, com o estilete ou a ponta da tesoura. Estique o cordão prendendo as extremidades com fita crepe ou amarrando-as em duas cadeiras de uma extremidade a outra da sala (Veja a figura b). Coloque uma quantidade de álcool dentro da garrafa equivalente a metade do volume de sua tampa. Espalhe o álcool uniformemente pela parte interna da garrafa. Tampe a garrafa e a coloque pendurada pelos clipes no cordão (figura b). Antes de dar ignição, ponha a garrafa de álcool a uma distância segura. Agora, acenda o fósforo e leve ao furo da garrafa para dar ignição ao foguete.
Observações: Veja as figuras c e d. Para dar ignição ao foguete realize o procedimento da figura c. Amarre um palito de fósforo na ponta de uma caneta (lápis ou alguma haste comprida) com fita crepe. Acenda o palito de fósforo e leve ao furo da tampa da garrafa. Observe as posições para dar ignição ao foguete, nas figura c e d. A posição da figura d é completamente desaconselhável, pois, poderá queimar as mãos.
(a) (b)
(c) SIM (d) NÃO
Posicione a haste com o palito de fósforo preso perpendicular.
3, 2, 1, 0, fogo. Depois do primeiro disparo do foguete, coloque a mesma medida de álcool, realizando os mesmos procedimentos anteriores, e repita mais um disparo. Conseguiu? Sim ou não? Porque?
Você pode explorar neste experimento a terceira lei de Newton (o princípio da ação e reação), a expansão dos gases e o fenômeno químico da combustão.
Explicação: Quando deu ignição, queimando ao álcool dentro da garrafa, houve liberação de calor. Esta liberação de calor aqueceu o ar dentro da garrafa fazendo-o expandir-se. O gás ao ser expelido, devido a expansão, pelo furo feito na tampa da garrafa, imprime uma força de ação contra a parede interna da garrafa e esta, por sua vez, reage imprimindo uma força de reação que causa o movimento, em oposição a saída do ar, da garrafa. Porque ao tentar dar ignição pela segunda vez o efeito não foi igual ao da primeira vez? O que houve dentro da garrafa? Combustão? O que ocorre na combustão? Qual o resultado desta combustão? O que fazer para que o foguete consiga ter o mesmo desempenho?
Fonte: http://www.conviteafisica.com.br/home_fisica/improviso_sala_de_aula/propriedades_da_materia/propulsao_foguete.ht
OSMOSE
MATERIAL E REAGENTES
• 2 copos de vidro incolor;
• 1 colher de sopa;
• 2 ovos de tamanhos iguais;
• 250 mL de vinagre ;
• 250 g de açúcar;
PROCEDIMENTO
Lave um ovo somente com água e coloque-o num copo contendo cerca de 250 mL de vinagre. Durante 5 a 10 minutos, observe o que acontece. Ocorre alguma reação química? Anote todas as suas observações. Deixe o sistema em repouso por pelo menos um dia. Ao lado, deixe o outro ovo para comparação.
Após um dia ou mais, observe se houve alterações no sistema. Quais? Compare o tamanho do ovo mergulhado no vinagre com o do outro ovo. Com cuidado, para não romper a membrana do ovo, retire o vinagre do béquer segurando o ovo. Observe se o ovo ainda tem casca. A seguir, lave-o apenas com água, recoloque-o no béquer e adicione cerca de 250 mL da solução fria supersaturada de açúcar. Observe se ocorre alguma reação. O ovo flutua ou fica no fundo do béquer? Deixe o sistema em repouso por pelo menos mais um dia. Após esse período, retire cuidadosamente o ovo da solução de açúcar, lave-o e compare seu tamanho com o do outro ovo.
Preparo da Solução
Solução supersaturada de açúcar - adicione 250 g de açúcar a cerca de 250 mL de água quente e continue aquecendo e mexendo até que a dissolução seja completa. A solução ficará amarelada e viscosa.
DISCUSSÃO
Na primeira parte deste experimento, após o consumo da casca do ovo na reação com o ácido, o ovo fica envolvido apenas por uma membrana. Essa membrana é semipermeável, pois permite a passagem da água de uma solução mais diluída (meio hipotônico) para uma mais concentrada (meio hipertônico): esse processo de transferência da água através da membrana semipermeável é conhecido como osmose. No caso do ovo sem casca imerso no vinagre, a água da solução (vinagre) entra no ovo porque a concentração de solutos dentro do ovo é maior do que no vinagre. No caso do ovo inchado com água, em contato com a solução de açúcar, a água sai do interior do ovo porque a concentração de solutos no ovo agora é menor do que na solução.
O processo de osmose está presente em muitos mecanismos de transporte celular, principalmente entre células vegetais e microorganismos unicelulares. No caso dos vegetais ocorre o transporte de água do solo úmido (meio hipotônico) para o interior da raiz (meio hipertônico). No caso de microorganismos unicelulares, geralmente com concentrações de solutos bem maiores que o meio externo (água doce), ocorre transporte contínuo de água para o seu interior; para não estourar, o microorganismo precisa bombear para fora o excesso de água. O contrário ocorre em microorganismos unicelulares de água salgada, havendo gasto de energia para repor a perda de água para o meio exterior mais concentrado, impedindo que o microorganismo murche.
OBSERVAÇÕES
1 - A casca do ovo é formada, em grande parte, de carbonato de cálcio (CaCO3). Quando se coloca o ovo em contato com o vinagre, observa-se a evolução de gás carbônico devido à seguinte reação:
2H+(aq) + CaCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + Ca+2(aq)
2 - Um fenômeno físico que também pode ser observado no início do experimento, é a flutuação do ovo com casca, associada à formação de uma camada de bolhas na superfície. Ocorre que a densidade do conjunto ovo/camada de bolhas é menor que a densidade só do ovo. A este fenômeno dá-se o nome de empuxo.
QUESTÕES
Com relação ao aspecto físico, qual a diferença de um milho verde cozido em água com sal de outro cozido somente em água? Justifique.
Como você pode usar o fenômeno da osmose para a conservação de alimentos?
Você acha que peixe de água doce sobrevive em água do mar e vice-versa? Justifique.
Do ponto de vista biológico, por que a membrana do ovo tem que ser permeável?
Você observou que o ovo sem casca ficou submerso na solução de vinagre e flutuou na solução saturada de açúcar. Explique porque.
RESPOSTAS
O milho verde cozido em água com sal murcha devido à perda de água para a solução, por osmose.A adição de sal à carne, por exemplo, faz com que a carne desidrate, ficando imprópria para o desenvolvimento de microorganismos.Com exceção de algumas espécies que se adaptam aos diferentes meios, não, por causa do fenômeno de osmose.Para permitir a troca de gases (O2/CO2), necessária para a respiração do feto.
Devido à diferença de densidades
Oxidação
Materiais utilizados
• 4 pregos;
• água;
• vinagre;
• sabão em pó;
• sal de cozinha;
• 4 copos;
• pedaços de papelão ou cartolina;
• palha de aço ou lixa;
• caneta;
• etiquetas.
Procedimentos:
1. Utilizando a palha de aço ou lixa, lixe os pregos, a fim de tirar o esmalte de proteção presente nos pregos novos.
2. Nos copos, cole as etiquetas identificando cada um com os seguintes textos: "vinagre", "sabão em pó", "sal de cozinha", "água pura".
3. No primeiro copo, adicione um pouco de água e também um pouco de vinagre, coloque um prego dentro do mesmo.
4. No segundo copo, adicione água e coloque um pouco de sabão em pó, coloque então um dos pregos dentro do mesmo.
5. No terceiro copo, adicione água e um pouco de sal de cozinha, NaCl, coloque então um outro prego dentro do copo.
6. Por último, coloque somente água dentro do copo restante e coloque o último prego dentro.
7. Misture todas as soluções e tampe com o papelão ou a cartolina.
8. Deixe as soluções em repouso por no mínimo uma semana, o tempo irá variar de acordo com a quantidade de solutos adicionados.
9. Após o tempo de uma semana, verifique como as soluções se apresentam. Anote suas observações.
10. Após duas semanas, verifique novamente as soluções, notando suas aparências. Anote suas observações.
Questões
1. Depois do tempo decorrido, você notou alguma diferença nas soluções?
2. O que você pode dizer à respeito da velocidade dos acontecimentos para cada solução?
3. Coloque em ordem crescente as soluções, quanto ao tempo decorrido para haver as mudanças.
4. Você esperaria o resultado obtido na solução com sabão em pó? Você sabe explicar este resultado?
O ovo sem casca
Material
• Ovo cru
• Copo de vidro.
Composto
Vinagre. (ácido acético)
Procedimento
1. Enche com vinagre metade do volume total de um copo.
2. Deita o ovo no copo. O que observas? (adiciona mais vinagre se este não cobrir totalmente o ovo)
3. Observa as bolhas de gás a formarem-se na superfície da casca do ovo.
4. Observa periodicamente o que acontece nas próximas horas.
5. Ao fim de um dia vais poder constatar que o ovo está completamente nu e que este está maior do que inicialmente.
Agora já sabes como remover a casca de um ovo cru sem o partir. A casca do ovo é constituída por um composto químico chamado carbonato de cálcio. Relativamente ao vinagre, este é uma solução diluída de ácido acético. Na presente experiência, o ácido acético reage com o carbonato de cálcio contido na casca do ovo, originando como produto de reacção o dióxido de carbono. A reacção dá-se mais depressa nos instantes iniciais porque os reagente estão na sua máxima concentração.
No final da experiência, o ovo sem casca permaneceu integro. Isso é devido à existência de uma membrana que não reage com o vinagre. No entanto, esta membrana tem a capacidade de permitir a migração do vinagre do exterior para o interior do ovo através desta. O mesmo não se pode afirmar para a gema e com a clara. O facto do ovo estar maior no final da experiência é devido à migração do vinagre para o interior do ovo e à inexistência de migração de gema e clara para o exterior. Ou seja, estamos na presença de uma membrana selectiva de origem natural. Agora que já entendeste esta experiência já sabes como tirar a roupa a um ovo e como o engordar artificialmente. O impossível torna-se possível! Experimenta e diverte-te!
Fonte: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/ovonu.html
Viscosidade
Moeda mergulhadora
Material
• Duas moedas iguais
• Dois copos de vidro
Compostos
• Água• Mel
Procedimento
1. Enche três quartos de um copo com água.
2. Enche com o mesmo volume de mel o outro copo.
3. Deita uma das moedas no copo com água. A velocidade de descida foi alta, média ou elevada?
4. Deita a outra moeda no copo com mel. E agora, como foi?
A velocidade de descida da moeda na água é muito maior do que a verificada para o mel. Isto pode ser explicado pelo facto da viscosidade do mel ser muito superior à da água. A viscosidade pode ser descrita como a resistência oferecida por um fluido ao seu próprio fluxo. O escoamento de mel é muito mais difícil do que o escoamento de água porque este é mais viscoso. Imagina que na tubagens de tua casa tinhas mel. Nunca mais enchias a banheira!
Fonte: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/moeda.html
Misturas
Objetivo: verificar como alguns materiais se comportam quando colocados em água ou em outros líquidos
Materiais utilizados
• Frasco de vidro usado para acondicionar medicamentos;
• Talco
• Pedaço de isopor
• Sal
• Água
• Açúcar refinado
• Enxofre (encontrado em farmácias de manipulação)
• Sulfato de cobre (encontrado em casa especializada em limpeza de piscina)
• Solvente para remover esmalte
• Tampa de caneta BIC®
Procedimento
1. Coloque um fraco um pouco de água
2. Com a tampa de caneta BIC, adicione ao frasco um pequena quantidade de açúcar
3. Agite e observe o que aconteceu. Dissolve-se?
4. Repita este experimento para os materiais acima segundo a ordem da tabela abaixo:
Solubilidade de diferentes substâncias
Solvente Soluto
Açúcar Sal Talco Isopor Sulfato de cobre Enxofre
Água _ _ _ _ _ _
Solvente para remover esmalte _ _ _ _ _ _
Análise dos dados
1. Quais solutos se dissolveram melhor em água?
2. Quais solutos se dissolveram menos em água?
3. Quel solvente solubilizou melhor o isopor?
4. Como você pode diferenciar as substâncias pelos dados da tabela?
5. O que você pode concluir sobre a dissolução de um material em diferentes solventes?
Coleção Nova Geração - Química e Sociedade - A Ciência, os Materiais e o Lixo: módulo 1, Ensino Médio/coordenadores Gerson de Souza Mól, Wildson Luiz Pereira dos Santos. São Paulo: Nova Geração, 2003.Fazendo Cola a Partir de Leite!
Você só precisa de:
- leite desnatado
- vinagre
- uma panela que não seja metálica (uma esmaltada serve)
- bicarbonato de sódio
Aqueça meio litro de leite desnatado e adicione seis colheres de sopa de vinagre aos poucos, misturando constantemente. Quando começar a engrossar, retire-o do fogo. Continue a mexer até que não haja mais possibilidade do caldo engrossar. Espere que a substância assente no fundo da panela. Então coe-a. Adicione 1/2 de copo (60 ml) de água e uma colher de sopa de bicarbonato de sódio (também pode-se usar borato de sódio). Quando cessar o borbulhamento, tem-se cola.
Teste de Acidez
Os sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, de quão ácido ou básico é uma substância. Nas escolas ensinam-se o que é ácido e o que é base, mas não explicam como se pode verificar.
É muito fácil! Cozinhe uma couve vermelha até ela ficar tenra, macia, e com um filtro coe o suco dela num vasilhame. Quando um pouquinho deste suco é adicionado a um ácido, tal como o vinagre, o resultado é que o suco ficará mais vermelho. Já em uma base, como a amônia, o suco tornar-se-á azul ou verde. É possível substituir a couve vermelha por beterraba, mas o resultado não é tão bom. De qualquer forma, procure saber com seu professor outros alimentos que sejam ácidos ou bases, e experimente!
A propósito, Coca-Cola é ácido ou base?
Fazendo Sabão!
É muito fácil fazer. Tome uma colher de sopa de margarina e coloque numa latinha de conserva, até derreter. Adicione hidróxido de sódio (NaOH) a 25% - mais conhecido como soda cáustica - aos pouquinhos, misturando sempre com um palitinho de sorvete (você pode encontrar esta substância em casas revendedoras de produtos químicos, ou mesmo falando com o seu professor de química). Ponha o material em um molde e deixe esfriar. E pronto! Temos um sabão caseiro!
Quimicamente, o que ocorreu foi uma reação do éster de ácido graxo contido na margarina com o hidróxido de sódio. Esta reação chama-se saponificação, é um tipo de reação orgânica e é feita em grande escala nos laboratórios produtores de sabões:
Éster + Base -> Sal de Ácido Graxo (ou Sabão) + Glicerol (ou Glicerina)
Sangue de Mentirinha!
De tanto assistir filmes de terror, ou mesmo filmes de ação, onde o mocinho tem sempre que apanhar primeiro, cabe sempre uma constatação e ao mesmo tempo uma pergunta: "- Nossa, quanto sangue!". É claro, tudo é de mentirinha mas, na maioria das vezes (quando não há efeitos especiais) os diretores de filmes recorrem ao velho-truque-do-sangue-de-mentirinha. Mistura-se mel com corante vermelho, daqueles usados para preparar alimentos. O resultado é um belo vermelho de dar gosto a vampiro! O resultado é impressionante. Contudo, é sempre bom tomar cuidado, pois o material pode manchar roupas e tapetes facilmente.
Outra forma de fazê-lo, esta sem manchar roupas, é medir 6ml (mililitros) de água e 1ml de detergente com amoníaco (se não tiver este produto no laboratório de química da escola, um pouquinho do limpador Ajax®, facilmente encontrado nos supermercados, resolve). Adicione, com um conta-gotas, 2 a 3 gotas de fenolftaleína (se também não tiver fácil, um pouquinho de Lactopurga® da farmácia funciona). Coloque a solução num frasco de spray (do tipo desodorante). Ao expirar num tecido branco, ele fica imediatamente manchado de vermelho. Aos poucos a mancha desaparece porque a solução básica (o Ajax) é volátil. A reação química é a seguinte:
NH4OH -> NH3 + H2O
P.S. Atenção: como muito bem lembrado pelo leitor Fernando Giannini de Souza, não se pode lavar a peça de roupa, após o experimento, com sabão sem antes lavar (somente) com água. O sabão contém NaOH que é básico mas não é volátil - e pode manchar a roupa!
Carta Química!
Berílio Horizonte, zinco de benzeno de 1999.
Querida Valência:
Não estou sendo precipitado e nem desejo catalisar nenhuma reação irresversível entre nós dois, mas sinto que estrôncio perdidamente apaixonado por você. Sabismuto bem que a amo. De antimônio posso lhe assegurar que não sou nenhum érbio e que trabário muito para levar uma vida estável.
Lembro-me de que tudo começou nurârio passado, com um arsênio de mão, quando atravessávamos uma ponte de hidrogênio. Você estava em um carro prata, com rodas de magnésio. Houve uma atração forte entre nós dois, acertamos os nossos coeficientes, compartilhamos nossos elétrons, e a ligação foi inevitável. Inclusive depois, quando lhe telefonei, mesmo tomada de enxofre, você respondeu carinhosamente: "Proton, com quem tenho o praseodímio de falar?" Nosso namoro é cério, estava índio muito bem, como se morássemos em um palácio de ouro, e nunca causou nehum escândio. Eu brometo que nunca haverá gálio entre nós e até já disse quimicasaria com você.
Espero que você não esteja saturada, pois devemos buscar uma reação de adição e não de substituição.
Soube que a Inês lhe contou que eu a embromo: manganês cuidar do seu cobre e acredite níquel que digo, pois saiba qe eu nunca agi de modo estanho. Caso algum dia apronte alguma, eu sugiro que procure um avogrado e que me metais na cadeia.
Sinceramente, não sei por que você está a procura de um processo de separação, como se fóssemos misturas e não substâncias puras! Mesmo sendo um pouco volátil, nosso relacionamento não pode dar errádio. Se isso acontecesse, irídio emboro urânio de raiva. Espero que você não tenha tido mais contato com o Hélio (que é um nobre!), nem com o Túlio e nem com os estrangeiros (Germânio, Polônio e Frâncio). Esses casos devem sofrer uma neutralização ou, pelo menos, uma grande diluição.
Antes de deitar-me, ainda com o abajur acesio, descalcio meus sapatos e mercúrio no silício da noite, pensando no nosso amor que está acarbono e sinto-me sódio. Gostaria de deslocar este equilíbrio e fazer com que tudo voltasse à normalidade inicial. Sem você minha vida teria uma densidade desprezível, seria praticamente um vácuo perfeito. Você é a luz que me alumíno e estou triste porque atualmente nosso relacionamento possui pH maior que 7, isto é, está naquela base. Aproveito para lembrar-lhe de devolver o meu disco da KCl.
Saiba, Valência, que não sais do meu pensamento, em todas as suas camadas.
Abrácidos do:
Marcelantânio
Como Queimar Aço!
Não acredita? Pois bem, no dia-a-dia das fábricas e indústrias, é necessário fundir peças enormes de metal ou mesmo queimar, como geralmente é feito com uma chama especial de oxiacetileno, para fins de soldagem, etc.
Mas o uso destes materiais especiais não são necessários aqui.
Podemos fazer isto, em casa, somente com uma vela! Somente tome cuidado ao manusear com fogo!
Você só precisa de uma vela, pinça (para não queimar as mãos) e palha de aço (o popular Bombril).
Como você sabe, o oxigênio é necessário para a combustão, ou queima. Para se queimar aço facilmente, é necessário fazer com que o ar, e assim o oxigênio, circule livre e abundatemente ao redor do material.
E podemos fazer com a palha de aço, ou Bombril. Tome um tufo deste material, e procure separar os fios o melhor possível. Aproxime-o (com o uso de uma pinça) de uma vela e observe o resultado: parecerem fogos de artifício em miniatura!
Um último cuidado: use algo para reter o aço fundido, como uma bacia velha de metal, que você não precise utilizar mais.
Papel e Cortiça Dançantes
Você só precisa um pedaço de vidro plano, dois livros (para apoio ao vidro), um lenço de seda, papel e cortiça picados e um pouco de glicerina
Ao atritar com o lenço de seda a superfície do vidro (apoiado por dois livros, como indicado na figura acima), você observará que o papel abaixo do vidro começa a dançar!
O que ocorre é a atração provocada pelas cargas elétricas provenientes da eletricidade estática causada pelo atrito do lenço com a superfície do vidro.
Uma variação interessante deste experimento é trocar o papel por cortiça, como indicado na figura acima.
Mais ainda: é possível acumular uma quantidade maior de eletricidade estática e perceber que os pedacinhos de cortiça começam a grudar na superfície do vidro!
Mas o mais interessante é que você pode desenhar, com o auxílio da glicerina, um objeto, e ao atritar com o lenço mais uma vez, observar que a cortiça obedece ao contorno do desenho feito por você!
O segredo é preparar um desenho na parte inferior do vidro (como uma meia-lua, no exemplo). Ao atritar a parte superior do vidro com o lenço de seda os pedaços de cortiça serão atraídos pelo vidro, e quando tiverem contato com a glicerina, irão aderir!
O poder da pressão do ar
Materiais necessários: água, vasilhame de lata e uma chama.
Como todo experimento que envolve fogo, tome cuidado com este!
Por estarmos mergulhados num "mar" de ar, não percebemos a sua grande influência. Este experimento é mais uma incrível demonstração: tome um vasilhame limpo (que possa ser fechado com uma tampa) e adicione um pouco de água.
Deixe-o aberto e esquente o vasilhame com água. Quando a água começar a evaporar, retire-o com cuidado da chama e tampe-o. Enquanto o vasilhame resfria, a pressão do ar à sua volta vai forçando suas paredes, amassando-o!
Como isto acontece?
Bom, quando a água estava aquecendo, o vapor foi tomando o espaço que o ar tinha dentro do vasilhame. Podemos dizer que quando a água entrou em ebulição, a maior parte do ar foi expelido para fora do vasilhame, restando bastante vapor d'água. Aí o vasilhame foi fechado, impedindo que ele retornasse à medida que o vapor d'água se condensava no interior do vasilhame. Como a pressão interna vai diminuindo, a pressão externa começa a agir, amassando o vasilhame, ao esfriar tem o vapor d'água transformado em líquido, e só um pouquinho de ar dentro dele. É este desequilíbrio de pressões interna e externa que você acaba observando neste experimento!
Tente este! Mais pressão do ar
Este experimento deixa muita gente encafifada!
Além de simples, mostra um resultado intrigante. Tome uma garrafa e uma bolinha de isopor, ou um pedacinho de papel, como indicado na figura.
Depois... assopre! Tente fazer com que a bolinha de isopor (ou de papel) entre na garrafa!
O que acontece? Por que será?
A razão é que existe ar dentro da garrafa, e na posição que está (quando você assopra), a bolinha tenta ocupar um espaço que já está ocupado! E por isso, a bolinha não entra! É mais uma vez a pressão do ar funcionando!
Golpe de Mestre
Não é preciso ser um exímio lutador de caratê para realizar este experimento: somente duas folhas de papel, uma ripa de madeira, uma ajudazinha da pressão do ar e você para dizer o que está acontecendo!
O ar exerce uma pressão por igual em tudo ao nosso redor. Em especial, neste interessante experimento: coloque uma ripa de madeira entre dois pedaços de jornal sobre uma mesa, como mostrado acima.
Dê uma pancada rápida na extremidade da madeira? O que acontece? Por que o papel não rasga? A pressão do ar entre as folhas de papel mantém a parte da ripa de madeira sobre ela imóvel. A pancada rápida que você exerce não é suficiente para vencer a pressão do ar!
Abrindo Compotas!
Quando você tiver dificuldade em abrir uma compota de geléia ou de azeitonas, utilize um pouco de ciência para não fazer tanto esforço!
Geralmente, para infelicidade das donas de casa, a compota é bem fechada. E muitas das vezes isto não é proposital.
Durante a fabricação destes alimentos geralmente é extraído um pouco de ar, formando um "vácuo" parcial. Se o vasilhame é de vidro e a tampa de metal, você pode esquentar a tampa usando água quente. A tampa vai dilatar mais rapidamente que o vidro, expandindo de forma a facilitar quando você quiser abrí-la.
Um exemplo bastante útil de ciência!
Deixando os cabelos em pé!
Do que você precisa: uma bexiga
Este experimento todo mundo já ouviu falar uma vez na vida... Mas como é que é possível tornar uma bexiga numa espécie de imã?
O que acontece?
O segredo está na eletricidade estática, que surge pelo atrito da bexiga com uma roupa de lã, por exemplo.
É claro que você deve considerar um cabelo seco. Dá para imaginar por que?
Quanto oxigênio existe no ar?
Do que você precisa: uma garrafa de vidro, vela e um prato com água
O ar é composto aproximadamente de 1/5 de oxigênio e quase 4/5 de nitrogênio, além dos demais gases. Você sabia que é possível medir o quanto de oxigênio existe somente com estes materiais?
Encha um prato fundo de água, acenda uma vela e deixe-a flutuar cuidadosamente por sobre a água. Só então cubra-a com a garrafa de vidro, emborcando-a.
A vela vai continuar acesa enquanto houver oxigênio dentro da garrafa. Quando a chama extingüir você vai perceber que o nível da água dentro da garrafa vai subir, aproximadamente 1/5 do volume da garrafa!
O que aconteceu?
Houve uma reação química - chamada combustão - onde o oxigênio do ar reagiu com a chama, produzindo gás carbônico (CO2). Só que o volume ocupado por este gás é muito pequeno, muito menor do que o volume que ocupava o oxigênio (O2). Assim diminiu a pressão resultante dentro da garrafa, e o ar externo então empurrou mais água para dentro da garrafa.
Construindo uma bússola
O primeiro a utilizar uma bússola, segundo registros da história, foi Peter Peregrinus, em 1269, mas mesmo ele não soube explicar por que uma bússola sempre aponta para o Norte.
Somente William Gilbert (1544-1603) explicou satisfatoriamente o fenômeno, ao dizer que o planeta Terra funcionava como um enorme magneto!.
Você também pode fazer um, em casa, com materiais simples: uma agulha, rolha de cortiça, faca, um vasilhame com água e um imã de verdade.
Primeiro, corte a cortiça com mais ou menos 1 centímetro de altura, formando um disco. Faça um pequeno espaço para poder deixar a agulha fixa na rolha de cortiça. Depois magnetize a agulha, como ilustrado: escolha uma das extremidades (a da ponta mais fina, por exemplo) e por umas 20 vezes sempre na mesma direção passe a agulha por entre um dos magnetos. Só então fixe-a na cortiça e coloque-os sobre um vasilhame com água. Mexa na cortiça: você verá que ela sempre irá apontar para uma mesma direção: a direção norte-sul.
Osmose
Tome duas batatas de tamanho aproximadamente igual (ou corte uma batata maior na metade). Descaque-as, e cozinhe uma delas por uns 10 ou 20 minutos, mas não deixe-a despedaçar de tanto cozinhar, OK?
Depois faça uma cavidade de igual tamanho em ambas, e coloque o mesmo tanto de açúcar. Deixe ambas num prato com água por 24h.
O que acontece?
A cavidade com açúcar da batata crua terá adsorvido água durante este tempo, enquanto a da batata cozida não.
Numa planta viva o processo de troca de fluídos, como a água, é chamado de osmose. As células ainda vivas da batata crua continuaram trocando água e nutrientes durante o tempo que você ficou esperando, enquanto que na batata cozida isto não aconteceu, pois as células não resistiram ao cozimento.
Açúcar atrai água - Sabão repele água
Você só precisa de um vasilhame, palitos de fósforo, algodão, açúcar e sabão (ou detergente) para observar um experimento bastante interessante em casa.
Quebre os palitos em pedaços pequenos, deixando-os flutuar.
Prepare uma solução com bastante água e açúcar e outra com sabão ou detergente.
Tome um pedaço de algodão e molhe-o com a solução de açúcar. Aproxime o algodão dos palitos de fósforo. O que você observa?
Os palitos aproximam-se, atraídos pelo açúcar!
O contrário acontece quando você adiciona gotas de sabão ou detergente próximo aos palitos: eles repelem-se!
Oxidação
Do que você precisa: palha de aço (ou Bombril), barbante, lápis, copo, prato e água
Porém a combustão não é a única maneira de demonstrar a quantidade de oxigênio existente no ar. Quando o ferro oxida, também utiliza o oxigênio (O2) neste processo, chamado de oxidação: só que leva mais tempo!
Amarre um chumaço de palha de aço (ou Bombril) num lápis utilizando um barbante, como mostrado na figura. Molhe-o com água, tome um copo junto com um prato com água e emborque-o, deixando o lápis amarrado com a palha de aço dentro.
Espere por alguns dias. O que acontece é que o nível da água dentro do copo sobe igualmente (como no experimento da combustão), pois o oxigênio dentro do copo reagiu quimicamente com o Bombril, fazendo a pressão dentro do copo diminuir. Assim, o ar externo, ao notar esta diferença de pressão, empurra a água para dentro do copo, equilibrando as pressões interna e externa ao copo.
Quando todo o oxigênio tiver sido utilizado, o volume de água dentro do copo deverá subir 1/5 do volume.
http://www.geocities.com/CollegePark/Bookstore/2334/indice.html
EXPERIMENTOS E DICAS DE QUÍMICA
01- UMA ÓXI-REDUÇÃO DE GRANDE EFEITO VISUAL
MATERIAL: 1-copo 1 fio elétrico desencapado
solução de nitrato de prata [ AgNO3(aq)] (corrosivo)
PROCEDIMENTO
1. Construa com um fio , um modelo de árvore de natal em um tamanho compatível com o do copo.
2. Após ter introduzido o modelo no copo, coloque a solução de AgNO3 , até cobrí-lo. Deixe o sistema em repouso, volte a observa-lo no dia seguinte e resolva as equações:
a) Qual a cor da solução inicial de AgNO3 ?
b) Qual é o principal constituinte do fio elétrico?
c) Qual é a cor da solução final?
d) Qual é a espécie química responsável por essa coloração?
e) Escreva a equação da reação ocorrida.
f) Escreva a equação iônica dessa reação.
g) Escreva as semi-reações de oxidação e da redução e some-as, obtendo a equação iônica global.
h) Discuta a frase, justificando : "O metal constituinte do fio é o agente oxidante e portanto, a prata é o agente redutor".
Cascas de ovos apresentam como principal componente, o carbonato de cálcio (CaCO3) que, ao ser atacado por ácidos, libera gás carbônico.
Em um recipiente de vidro provido de uma rolha à qual foi adaptado um tubo plástico , coloque casacas de ovos e cubra-as com vinagre (ácido acético).
02- REAÇÃO DE DESLOCAMENTO
As reações podem ser classificadas, como já vimos, em reações de síntese, análise (decomposição), simples troca (deslocamento) e dupla troca.
Nesse experimento executaremos duas reações de um mesmo tipo.
MATERIAL
Fita de magnésio; Lamparina; Pinça ou pregador de madeira; Comprimido de Lactopurga;
Água.
PROCEDIMENTO
1. Com o auxílio da pinça, queime uma fita de magnésio, aproximando-o da chama da lamparina.
Obs: tomar cuidado pois como ocorrerá a emissão de uma luz branca intensa, evite olhar diretamente para a chama.
2.Observe a fita de magnésio antes da reação e o produto formado e resolva as seguintes questões:
a) Equacione a reação ocorrida entre o magnésio e o oxigênio do ar. Classifique-a
b) Ocorre alteração da massa da fita antes e depois da reação?Justifique.
c) O produto comercializado com o nome de lactopurga apresenta, na sua composição, o indicador ácido - base fenolftaleína .Triture o comprimido e adicione-o a um copo com água. A essa mistura , acrescente o produto da queima do magnésio .Qual é a alteração do sistema perceptível a olho nu? Como você pode justificar esse fato?
d) Equacione a reação que ocorre entre o produto da queima da fita de magnésio e a água. Classifique essa reação
03- DIFERENCIAÇÃO ENTRE UM COMPOSTO IÔNICO E UM MOLECULAR PELO AQUECIMENTO
MATERIAL
Açúcar comum (C6H12O16) Sal de cozinha (NaCl) Enxofre sólido (pó amarelo ) (S8)
Sulfato de cobre (CuSO4) Sulfato de alumínio (Al2(SO4)3).
PROCEDIMENTO:
1. Coloque cada um deles separadamente em um recipiente e os aqueça com cuidado num fogão;
2. Sabendo que os compostos iônicos apresentam elevado ponto de fusão, classifique cada uma das substâncias utilizadas.
Atenção : Realize a experiência em lugar bem ventilado e evite a inalação dos vapores que podem ser produzidos durante o aquecimento do enxofre.
04- DETERMINAÇÃO DE ÁLCOOL NA GASOLINA
MATERIAL Um copo Água Uma régua de 30cm Gasolina
PROCEDIMENTO
1. Adicione um volume de água em um de gasolina (solução 1/1);
2. Agite o sistema e meça o volume inicial e final da gasolina antes e após a agitação;
3. Calcule o volume de álcool que estava dissolvido na gasolina pela subtração:
Válcool dissolvido = Vinicial de gasolina - Vfinal da gasolina
Desta maneira você poderá ser capaz de determinar a porcentagem do álcool na amostra da gasolina pela relação abaixo :
Vinicial de gasolina ------------------------------------------- 100%
Válcool dissolvido ---------------------------------------------- X
Onde X é o valor de álcool na gasolina a ser determinado
05 - IDENTIFICAÇÃO DO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO NA PRODUÇÃO DO SANGUE DO DIABO
MATERIAl Um copo Bastão de vidro Água Um comprimido de lacto purga
NH4OH (Amoníaco) Conta gotas
PROCEDIMENTO
1. Com o auxílio de um bastão de vidro triture o comprimido de lacto purga em um recipiente (um copo)
2. Acrescente uma pequena quantidade de água suficiente para dissolver o comprimido agitando o sistema
3. Caso exista sólido em suspensão deixe este em repouso e estabeleça a separação do material solúvel;
4. Com a utilização de um conta gotas adicione 2 gotas de amoníaco na solução que contém o lacto purga.
5. Após este procedimento coloque um pouco desta solução em um pedaço de pano e explique com base no equilíbrio químico o desaparecimento da coloração escura no pano.
06 -REALIZANDO E ANALISANDO REAÇÕES DE DESLOCAMENTO
MATERIALCuSO4 Palha de aço
PROCEDIMENTO
1. Prepare uma solução de CuSO4 (Sulfato de cobre)em água na proporção (1:2) homogenizando a solução e observe a coloração;
2. Corte um pedaço de palhinha de aço , enrole-o e coloque no sistema( solução ) , tente explicar a descoloração da solução.
07 -TESTANDO A VELOCIDADE DAS REAÇÕES
MATERIAL
Um frasco de água oxigenada H2O2 a 10 volumes
Pedaços de batata crua
Pedaços de fígado cru
PROCEDIMENTO
A água oxigenada que pode ser comprada em farmácias, deve ser colocada em dois copos, em quantidades iguais. Em um dos copos, coloque um ou mais pedaços de batata crua ou de fígado cru. No outro copo não acrescente nada . Observe atentamente a velocidade da liberação de bolhas que ocorre nos dois copos.
a) Qual o tipo de reação que ocorre com a substância H2O2.
b) Equacione esta reação.
c) Qual o gás constituinte das bolhas?Como você pode provar?
d) O pedaço de batata usado poderia ser reaproveitado, com o mesmo efeito, em outra reação semelhante?Por que?
e) Em qual dos copos a velocidade da reação é maior? Justifique este fato.
f) Qual é o nome da enzima presente no sangue, na batata e no fígado responsável pelo aumento da velocidade da reação?
g) A formação de bolhas que ocorre quando colocamos água oxigenada em um ferimento indica obrigatoriamente a existência de infecção?
08 -TESTANDO O pH DE MATERIAIS DE USO DOMÉSTICO
Indicadores são substâncias que mudam de cor em função da acidez ou da basicidade de uma solução. Um indicador muito usado em laboratório, obtido pela mistura de um deles, é denominado indicador universal, disponível no comércio e encontrado no laboratório de sua escola.
Usando algumas tiras de papel desse indicador podemos testar a acidez de vários materiais encontrados em nossas casas. Comparando as cores obtidas com o padrão impresso na embalagem, podemos organizar esses materiais de acordo com sua acidez crescente ou decrescente. A seguir damos algumas sugestões ; porém , em função do seu interesse, essa lista pode ser aumentada.
MATERIAL
Tiras de papel do indicador universal
Soluções aquosas de: sabão em pó, produtos com amoníaco, limpa forno, vinagre, refrigerantes, água filtrada, álcool comum, suco de limão.
PROCEDIMENTO
1. Use uma tira diferente para cada solução e observe a cor obtida;
2. Compare com o padrão impresso na embalagem e anote o valor do pH encontrado;
3. Resolva as questões :
a) Monte uma tabela, mostrando os materiais em ordem crescente de pH.
b) Determine, aproximadamente, a [H+], A [OH-] e o pOH de cada um dos materiais.
c) Colha amostra de urina e de saliva e determine seus pH usando o indicador universal. Indique qual apresenta a maior concentração hidrogeniônica.
09 - TRATAMENTO DA ÁGUA
Reproduzir um processo importante realizado nas estações de tratamento de água , ou mesmo em piscinas (floculação), através de uma reação de dupla - troca.
MATERIAL
Um recipiente de vidro
Al2(SO4)3
Ca(OH)2
Terra
PROCEDIMENTO
1. Em aproximadamente 30 mL de água em um recipiente de vidro adicione uma pequena quantidade de terra , com o objetivo de simular uma água suja;
2. Agite o sistema.Acrescente 4 medidas de Al2(SO4)3 e agite até a dissolução;
3. Acrescente 2 medidas de Ca(OH)2;
4. Agite.Aguarde 10 minutos, observe , anote e explique.
10 - PRÁTICA DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS: FLOTAÇÃO
OBJETIVO:
Identificar quais os tipos de misturas sólidas podem ser separadas por flotação, utilizando no experimento materiais alternativos de fácil aquisição.
INTRODUÇÃO:
Podemos separar os componentes de uma mistura sólida heterogênea, dependendo da natureza dos componentes e das suas densidades, por um método de fracionamento chamado flotação. O método se baseia na adição de um líquido, com densidade intermediária aos componentes da mistura. Após a adição do líquido apropriado, o sólido mais denso que este líquido fica sedimentado no fundo do recipiente, e o sólido menos denso flutua na superfície do líquido.
MATERIAL
a. Quatro garrafas plásticas transparentes (preferencialmente incolores), cortadas como copos compridos;
b. Água, isopor, gravetos, areia, seixo, sal e crivo;
c. Pincel atômico ou etiquetas numeradas.
FAÇA ASSIM:
a. Numere os copos de 1 a 4;
b. Coloque, no copo de plástico número 1, uma porção de areia e outra de isopor, misture bem. No copo 2, adicione areia e sal, misture bem. No copo 3, a mistura é de areia com seixo e, no copo 4, adicione isopor e alguns gravetos;
c. Adicione água a todos os copos e separe, quando possível, os componentes das misturas iniciais utilizando o crivo.
QUESTÕES:
a. Qual é a função da água no experimento?
b. Poe que o isopor flutuou e a areia sedimentou?
c. Utilizando a flotação foi possível separar a mistura da areia com sal? Como você explica?
d. A flotação é um método adequado para separar os componentes de uma mistura contendo seixo e graveto?
e. Qual material é mais denso: cortiça ou pedra? Como você pode afirmar sem conhecer a densidade absoluta destes sólidos?
f. De acordo com suas observações, que tipos de componentes sólidos de uma mistura podem ser separados por flotação?
11 - ONDE ENCONTRAR OS REAGENTES?
Os reagentes utilizados nas práticas não necessitam de alto grau de pureza, pois as experiências realizadas neste site são, em sua grande maioria, de caráter qualitativo, ou seja, o importante é apenas a visualização do fenômeno.
Inicialmente devemos entender as convenções dos locais onde encontramos nossos reagentes.
Local Código
Produtos químicos I
Farmácias II
Materiais de construção III
Materiais elétricos IV
Supermercados V
Produtos de piscina VI
Distribuidor de gelo VII
Postos de gasolina VIII
Veja agora nossos reagentes, suas fórmulas, seus produtos alternativos e onde encontrá-los.
Nome do reagente Fórmula Presente em Local
Acetato de chumbo (CH3COO)2Pb Água vegeto-mineral; grecin 2000 I e II
Acetona H3CCOCH3 IDEM II
Ácido acético CH3COOH Vinagre V
Ácido clorídrico HCl Ácido muriático III
Água oxigenada H2O2 IDEM V e II
Álcool comum CH3CH2OH IDEM V e II
Bicarbonato de sódio NaHSO4 Fermento e antiácido I, II e V
Cal virgem CaO Cal III
Cloreto de sódio NaCl Sal de cozinha V
Cloreto de potássio KCl Sal sem sódio I, II e V
Cromato de potássio K2CrO4 IDEM I
Cobre Cu Sucata e fio elétrico III
Cloreto de amônio NH4Cl IDEM II
Dicromato de potássio K2Cr2O7 IDEM I
Enxofre S IDEM II
Fenolftaleína * Fórmula 46 /LACTO-PURGA II
Gelo seco CO2 IDEM VII
Gasolina Mistura IDEM VIII
Hidróxido de amônio NH4OH Amoníaco II
Hidróxido de sódio NaOH Soda cáustica V
Hipoclorito de sódio NaClO Água sanitária V
Iodato de potássio KIO3 IDEM I
Iodeto de potássio KI Xarope I e II
Iodo ressublimado I2 IDEM II
Zinco Zn Pilhas usadas I e III
Magnésio Mg Eletrodo de sacrifício VI
Permanganato de potássio KMnO4 IDEM II
Sulfato de cobre CuSO4.5H2O IDEM VI
Sulfato de magnésio MgSO4 Sal amargo II
Sulfato de ferro II FeSO4 Sulfato ferroso II
Tetracloreto de carbono CCl4 IDEM I
Carbonato de cálcio CaCO3 Mármore III
Ácido bórico H3BO3 Água boricada II
Experimentos e dicas - Jorge ABDALLA Derbly
Sites: Qmcweb (UFSC), www.adoroquimica.com.br,
MATERIAL
• 2 recipientes plásticos com tampas
• 1 borracha
• 1 lápis sextavado
• 1 lápis redondo
• 1 clip para papel
• 1 chave
• 1 ficha
• 1 bolinha de gude
• 1 peça de resina "Dimensão do Átomo"
CONSTRUÇÃO DE UM MODELO
Alguém fornecerá uma caixa de tampa vermelha contendo três objetos dos materiais listados. Tente reproduzir a caixa de tampa azul com o conteúdo da caixa de tampa vermelha.
1. Utilize todas as maneiras que achar necessárias (sons, peso, etc.) para identificar o seu conteúdo, porém não abra a caixa de tampa azul nesta fase da atividade.
2. Elabore uma lista com todos os materiais que você suspeita haver na caixa.
3. Abra a caixa de tampa azul e compare-a com a outra. Você construiu um modelo igual ao original? Por quê?
Fonte: http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/dimensao.html
Qual dos tubos abaixo existe relação ESTEQUIOMÉTRICA ?
MATERIAL
• 5 tubos de ensaio pequenos
• 1 potinho plástico para colocar a solução de Ba(OH)2
• 1 potinho transparente para NaHCO3
• 1 tubo de ensaio grande
• 1 seringa de 20 ml
• 1 conjunto de mangueira e rolha
• 1 potinho plástico para colocar vinagre
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Coloque 5 mL de solução de hidróxido de bário (Ba(OH)2) em cada um dos cinco tubos de ensaio, utilizando a seringa para efetuar a medida de volume. Lave a seringa antes de prosseguir. No tubo de ensaio maior coloque 2,5 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e feche-o com a rolha. Abasteça com 200 mL de vinagre a seringa que você recebeu, tomando cuidado para não deixar que o ar entre na mesma. Encaixe a mangueira menor na seringa Coloque a ponta da mangueira no primeiro tubo e adicione 1 mL de vinagre bem lentamente sobre o bicarbonato. Quando parar a produção de gás, retire a mangueira e coloque-a no tubo 2 e adicione 2 mL de vinagre ao bicarbonato. Repita, colocando 3 mL para o tubo 3, 4 mL para o tubo 4 e 5 mL para a tubo 5. Deixe os tubos em repouso por aproximadamente 5 minutos e observe a quantidade de material formado.
TESTE DE CHAMA
MATERIAIS E REAGENTES
• Bico de Bunsen
• Solução de cloreto de cálcio ( CaCl2 )
• Algodão
• Solução de cloreto de bário ( BaCl2 )
• Vareta de vidro ( rosca)
• Solução de sulfato de cobre pentahidratado. (CuSO4.5H2O)
• Solução problema
• Solução de cloreto de sódio ( NaCl )
• Solução de cloreto de lítio ( LiCl )
• Solução de cloreto de potássio ( KCl
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Usando a vareta de vidro disponível em sua bancada e um chumaço de algodão, faça um "cotonete" de aproximadamente 0,5 cm de diâmetro. Umedeça o cotonete na solução do sal do metal a analisar e toque-o na lateral da chama azul do bico de Bunsen. Verifique a cor que a chama adquire e anote. Se houver dúvida quanto a cor, repita o teste quantas vezes achar necessário.
Retire o algodão da vareta e limpe-a. Refaça o "cotonete" e repita o teste para cada uma das soluções de sais colocadas em sua bancada. Lembrando sempre que, a cada teste, a vareta deve ser limpa e o "cotonete" refeito com um novo chumaço de algodão. Ao final, reuna os resultados de seus testes em uma tabela como a que segue:
Ânion Cátion metálico Cor da Chama
Ao concluir o preenchimento da tabela acima, faça o teste com a "solução problema" a fim de identificar o metal presente.
BIBLIOGRAFIA
VOGEL, A.. "Química Analítica Qualitativa Elementar" Editora Mestre Jou, São Paulo1978.
RUSSEL, J. B. "Química Geral" Ed. Mc Graw-Hill do Brasil Ltda., São Paulo, 1982.
DETERMINAÇÃO DE COBRE EM LATÃO
TEORIA
O latão é uma liga de grande resistência feita de cobre e zinco. O procedimento para a determinação consiste em atacar o latão com ácido nítrico, diluí-lo e analisá-los como uma solução de um determinado sal de cobre.
MATERIAIS E REAGENTES
Bureta de10 mL Hidróxido de amônio (NH4OH - 6N)
Balão de 1000 mL Ácido acético concentrado
Pipeta Iodeto de potássio a 20 %
Erlenmeyer de 250 mL Tiossulfato de sódio 0,1N
Ácido nítrico concentrado (HNO3) 10 g de latão
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL-Pesar, exatamente, cerca de 10 g de latão e atacá-lo com HNO3 concentrado, até a solubilização da liga (CUIDADO! Este procedimento deve ser realizado em uma capela, devido à liberação do NO2, que é um gás muito tóxico). Transferir quantitativamente a solução obtida para um balão aferido de 1000 mL. Pipetar uma alíquota de 20 mL (use uma pêra de borracha), transferindo-a para um erlenmeyer de 250 mL, adicionar gotas de NH4OH - 6 N , até a formação de um precipitado azul claro que some com excesso de reagente, dando lugar a um de coloração azul intensa devido à formação do íon complexo tetraamin cobre. Juntar 5 mL de ácido acético concentrado (a reação se processa em meio ácido), 30 mL de iodeto de potássio a 20 % e deixa-se repousar em lugar escuro por 2 minutos. Titular o iodo liberado com solução de tiossulfato de sódio 0,1 N, utilizando goma de amido como indicador. Encerrar a titulação quando a coloração azul desaparecer e fazer os cálculos.
REAÇÃO - CO + 4 HNO3 à Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2
Cu+2 + NH4NO3 à Cu(OH)2 + NH4OH à Cu2(NH3)4+2
2 Cu+2 + 4 KI à Cu2I2 + I2 + 4 K+
I2 + 2 Na2S2O3 à Na2S4O6 + 2 NaI
CÁLCULOS - %Cu = V . N . 0,06357 . 100
Pa . 20 / 1000
ONDE: V = Volume do Na2S2O3 gasto N = Normalidade do Na2S2O3
0,06357 = Miliequivalente
Pa = Peso da amostra
DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO E MAGNÉSIO NO CIMENTO
TEORIA
O cimento é um pó que se obtém pela calcinação e trituração de calcários, com argila e gesso. O cálcio está presente no calcário (juntamente com o magnésio) na forma de carbonatos, e no gesso sob a forma de CaSO4.H2O.
A concentração de cálcio e magnésio será relacionada com às concentrações de CaO e MgO, respectivamente, utilizando solução-padrão de EDTA para determiná-las.
MATERIAIS EREAGENTES
Proveta de 100 mL; Bureta de 10 mL; Solução padrão de EDTA;
Funil simples; Papel de filtro Solução de Hidróxido de sódio 1N;
Balão de 1000 mL; Negro de ericromo T; Murexida (indicador).
Erlenmeyer; Solução tampão (pH 10); Solução de ácido clorídrico (HCl) 6N;
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Pesar, exatamente, cerca de 0,4 g da amostra de cimento e atacar com HCl 6 mol/ L suficiente para solubilizá-lo (tal procedimento deverá ser efetuado em uma capela). Filtrar e transferir quantitativamente para um balão aferido de 1000 mL. Completar o seu volume e homogeneizar.
A) Dosagem de Ca e Mg (pH = 10) - Transferir 100 mL (exatos) da solução de cimento para um erlenmeyer de 500 mL. Juntar 100 mL de água destilada, 10 mL de solução tampão de pH = 10 (recomenda-se utilizar uma proveta) e gotas do indicador Negro de Eriocromo T.
Titular com solução-padrão de EDTA até a viragem do indicador de vermelho vinho para azul brilhante. Repetir a titulação, achar a média entre os volumes e fazer os cálculos.
Este volume (V) titula o cálcio e magnésio juntos.
B) Dosagem só do cálcio (pH = 12) - Transferir 100 mL (exatos) da solução de cimento para um erlenmeyer de 500 mL. Juntar 100 mL de água destilada, 30 mL de solução 1 mol/L de NaOH e gotas de solução de murexida (indicador).
Titular com solução-padrão de EDTA até a viragem do indicador de róseo para roxo. Repetir a titulação, achar a média entre os volumes e fazer os cálculos.
Este volume (V') titula somente o cálcio.
CÁLCULOS
a) Da percentagem de CaO - Como V' corresponde a somente o cálcio, temos:
% CaO = V' . M . 0,056 . 100
Pa . 100 / 1000
b) Da percentagem de MgO - Como V corresponde à concentração de cálcio e magnésio, e V' corresponde ao cálcio; então V - V' corresponderá a somente o magnésio :
% MgO = (V - V') . M . 0,040 . 100
Pa . 100 / 1000
Onde: M = Molaridade do EDTA
0,056 = Milimol do CaO
0,040 = Milimol do MgO Pa = Peso da amostra
NOÇÕES DE CONCENTRAÇÃO
TEORIA
A unidade SI para quantidade de matéria é o mol (mole, em inglês). O mol é definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0,012 kg de Carbono-12". Por esta definição, qualquer quantidade de matéria que contenha 6,022 x 1023 entidades é um mol. Assim, pode-se ter 1 mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons, ou de outras partículas, etc. Havendo tantas possibilidades, a entidade em questão deve ser sempre claramente especificada.
A expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar (M). A massa molar pode se referir a moléculas, elementos, íons, elétrons, etc. Exemplo: M(KCl) = 74,56 g/mol, M(Cu) = 63,54 g/mol; M(H) = 1,0074 g/mol; M(Cl2) = 70,916 g/mol.
O nome e o símbolo da unidade mol são idênticos. O plural do nome, muito usado no Brasil, é mols e não moles, analogamente a becquerels, henrys, pascals, etc, embora esses plurais não se ajustem às normas gramaticais da língua portuguesa.Entretanto, é imortante lembrar que o símbolo das unidades não mudam no plural (ex: z =1,3 mol).
O emprego desta definição de mol tornou obsoletos e em desuso diversos termos como número de mols, número de moléculas-grama, número de átomos-grama (todos substituídos por quantidade de matéria); peso atômico e peso molecular (substituídos por massa molar), e molaridade e normalidade (substituídos por concentração em quantidade de matéria ou, simplesmente, concentração).
Os termos massa nuclídica, massa atômica e massa molecular, todos com símbolo m, têm um significado diferente daquele muitas vezes utilizado no passado. Eles se referem à massa de um dado nuclídio, átomo, ou molécula (ou fórmula unitária). Sua unidade é a unidade unificada de massa atômica (u), definida como 1 u = 1 g/No, onde No é o número de Avogadro (6,022 x 1023), pois a unidade grama é muito grande para expressar a massa nuclídica, atômica ou molecular. Exemplos: m(35Cl) = 34,97 u ou 5,807 x 10-23 g; m(Cl) = 35,45 u ou 5,887 x 10-23 g; m(NaCl) = 58,44 u ou 9,704 x 10-23 g.
As unidades SI para concentração, (C), são mol/m3, quando a massa molar for conhecida, e kg/m3, se não o for. Múltiplos das unidades SI são, naturalmente, aceitos: mol/dm3, mmol/dm3, mg/kg etc. Os volumes de soluções podem também ser expressos em litros. Exemplos:
C(H2SO4) = 0,5 mol/dm3
C(K+) = 2,0 mol/L
As concentrações medidas em mol (ex.: mol/L) não devem ser denominadas por molar, pois este termo deve apenas ser empregado quando associado ao nome de uma grandeza extensiva (que depende do tamanho da amostra), dividida pela quantidade de matéria, o mol (exemplos: massa molar, volume molar etc.). Além disso, como a concentração pode ser entendida como uma constante de proporcionalidade que relaciona alguma grandeza do soluto (quantidade de matéria (mol) ou massa (g)) com o volume (ou massa) da solução,
nS = CSOL x VSOL
mS = CSOL x VSOL
então CSOL, que é uma constante de proporcionalidade, tem que ser expressa em mol/L ou em g/L, dependendo do caso. Assim, como esta constante tem dimensões definidas, deve-se evitar a referência desta grandeza como Molaridade.
Por outro lado, o termo Molalidade (mol/kg de solvente) é um termo aceitável, sendo preferido para medidas precisas, em condições não isotérmicas. Concentrações expressas em mol/massa também são úteis em determinações de concentração feitas em sólidos, tais como em solos:
C(P) = 0,5 mol/kg
mas não devem ser confundidas com a molalidade.
O uso de porcentagem (%) deve se restringir aos casos estritamente necessários e o uso de partes por mil, partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb) deve ser eliminado, pois estas não são unidades SI. O principal problema com estes termos é a ambigüidade, pois eles podem se referir a relações massa/massa, massa/volume, volume/volume ou volume/massa. Assim, se o seu uso for necessário, é preciso dar referência à relação de comparação (ex.: 2% m/V). O uso de porcentagem é aceitável quando em eventos que não possam ser descritos com unidades SI ou então quando se trata de uma comparação fracional bem definida. Alguns dos casos possíveis são: coeficiente de variação, composição de produtos comerciais, umidade relativa e átomo-porcento de abundância de isótopos estáveis, etc.
MATERIAL
• 5 tubos de ensaio
• 1 seringa de 5 mL
• 1 potinho plástico para colocar água
• 1 potinho plástico para colocar amido
• 1 estante para tubo de ensaio
• 1 frasco conta-gota com solução de iodo
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
PARTE 1
Coloque água nos tubos de ensaio utilizando a seringa e adicione a solução de amido, também com a seringa, conforme a tabela abaixo.
Tubo Volume de amido (mL) Volume de água (mL)
1 1 4
2 2 3
3 3 2
4 4 1
5 5 0
Acrescente 4 gotas de iodo a todos os tubos e observe. Se necessário agite suavemente o tubo de ensaio. Por que houve diferença nos resultados (nas cores dos tudos) ?
PARTE 2 -Lave os tubos e coloque uma pequena quantidade de cada alimento em cada um dos tubos de ensaio separadamente, conforme abaixo
• Tubo 1 Açúcar
• Tubo 2 Polvilho (talco)
• Tubo 3 Farinha de trigo
• Tubo 4 Fubá
• Tubo 5 Bolacha moída
Adicione 5 mL de água e agite o tubo de ensaio. Acrescente 4 gotas de iodo e observe.
Qual tubo de ensaio apresentou coloração mais forte?________________________________ e mais fraco?____________________________ Por que?
PRODUÇÃO DE AMÔNIA
MATERIAIS E REAGENTES
• Tubo de ensaio
• Lamparina de álcool
• Tripé e grelha
• Rolha de cortiça perfurada
• Óculos de proteção
• Tubo de vidro
• Tubo de borracha.
Compostos
• Cloreto de amónio
• Hidróxido de cálcio
• Água destilada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Misture bem o cloreto de amônio com o hidróxido de cálcio. (a mistura deve ser feita sobre um papel, de maneira a obter a melhor mistura possível)
2. Transfere a mistura sólida para o fundo de um tubo de ensaio [1]. (a transferência deve ser feita com a ajuda de um cone feito de folha de papel)
3. Una o tubo de vidro à cortiça perfurada, numa das suas pontas. Une a outra ponta a um tubo de borracha. Por fim, une o tubo de ensaio [1] à rolha de cortiça perfurada. (a união do tubo de vidro à cortiça perfurada deve ser feita com a ajuda de um pano de algodão. O pano terá a função de proteger as mãos no caso de o tubo partir)
4. Encha com água destilada metade do segundo tubo de ensaio [2], inserindo depois a ponta do tubo de borracha livre no seio desta.
5. Aqueça a mistura sólida do tubo de ensaio [1]. O aquecimento deverá ser feito pela chama da lamparina de álcool. (durante o aquecimento, o tubo de ensaio [1] deve estar na horizontal, pois isso fará com que o sólido esteja mais espalhado, facilitando o aquecimento de uma maior quantidade de sólido. No decorrer do aquecimento, irá ser verificada a subida de água destilada no tubo de borracha, devendo-se isso à variação de pressão no tubo de ensaio [1]. Quando a água começar a subir deve-se ter o cuidado de tirar um pouco o tubo de borracha do seio desta)
6. A solução que se irá formar no tubo de ensaio [2] é chamada solução de amónia. (a solução deverá ter um cheiro forte, característico de amônia)
SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Teoria
MATERIAIS E REAGENTES
• 3 béqueres
• papel de filtro retangular
• 1 colher
• 1 funil e papel de filtro
• 1 ímã
• 2 tubos de ensaio
• 1 conjunto de mangueira e rolha • 1 suporte para o tubo de ensaio
• 1 recipiente
• 1 lamparina
• álcool
• esferas de vidro
• areia
• pedacinhos de ferro
PARTE EXPERIMENTAL
CROMATOGRAFIA
Monte o sistema como o da figura, utilizando um béquer contendo uma pequena quantidade de álcool, onde será colocado o papel de filtro com as marcas de canetas. Atenção: as marcas devem ser bem fortes e feitas com canetas esferográficas de cores diferentes. Não deixe o álcool molhar as marcas. Preencha as bolinhas com a tinta de cada caneta usada, na mesma ordem do papel: O O O O
Deixe este sistema montado e inicie as outras experiências.
Em um béquer coloque uma colher de sal dissolvida em 40 ml de água, 3 colheres de areia e pedacinhos de ferro.
FILTRAÇÃO
Filtre a mistura como indicado no sistema ao lado.
Quais materiais ficaram retidos no papel de filtro e quais não?
IMANTAÇÃO
Com o ímã, qual material pode ser separado dos demais?
DESTILAÇÃO
Transfira 3 cm da mistura filtrada para um tubo de ensaio e monte o sistema ao lado. Atenção: acrescente 5 esferas de vidro no tubo de ensaio do suporte, contendo a mistura.
Qual substância ficou no tubo de ensaio e qual foi transferida pela mangueira?
Como o aquecimento influenciou na separação da mistura?
Tente reproduzir a cromatografia, utilizando agora filtro de papel para café.
DENSIDADE
TEORIA
Conhecida também por peso específico ou gravidade específica, a densidade é o total da concentração de sólidos, gases e substâncias em suspensão dissolvidos na água.
A água natural do mar possui normalmente 34 a 35 gramas de matéria dissolvida numa massa de um quilograma de água (H2O). Essa matéria é uma vasta combinação de elementos, e nela se encontram todos os elementos químicos conhecidos. Mais comumente utilizada do que a salinidade de uma dada amostra é a medição da sua densidade.
Comparando as densidades, por exemplo, um quilo de cortiça flutua ao passo que um quilo de chumbo se afunda. Isto acontece porque o quilo de cortiça tem menos massa num volume muito maior. Assim, a relação entre a massa e o volume determina a densidade. Sabe-se que a densidade da água é significativamente superior à densidade do ar.
d = m/V
O corpo humano tem, regra geral, uma densidade ligeiramente inferior à da água, pois contém ar, nos pulmões e nas vísceras, assim como gordura. Convém referir, que pessoas obesas têm dificuldades acrescidas para apanharem um objecto no fundo da piscina. Entretanto, quando se está flutuando na água, as pernas têm tendência a afundar-se, pela existência de grandes massas musculares, que são mais densas do que a água.
A densidade do líquido onde o corpo é mergulhado também influi na flutuabilidade dos corpos. Com efeito, o mesmo corpo mergulhado em água doce e em água salgada, flutua mais na água salgada porque esta tem um peso superior, e logo, uma densidade maior do que a água doce. Assim, para o mesmo corpo, o valor da impulsão nesta água é maior do que na água doce.
A temperatura afeta a medição, pois quanto mais alta a temperatura da solução medida, menos densa ela se torna. Por causa disso, normalmente medimos a densidade de uma amostra e anotamos a que temperatura ela foi tomada. O padrão no caso de medições de densidade é 25 Graus Centígrados, e deve-se corrigir a medição obtida, caso a temperatura da solução medida seja diferente daquela.
Características em relação à densidade da água:
água doce < 1.000 DH água salobra - 1.000 a 1.017 DH água salgada* - 1.017 a 1.027 DH água hipersalina - > 1.027 DH
*A Densidade natural da água do mar, considerada ideal para aquários marinhos, é de 1.023 DH (Deutsch Hardness).
MATERIAIS E REAGENTES
• Três copos de vidro
• Pão de milho ou plasticina
• Palheira de refresco
• Marcador
Compostos --Água
• Sal. (cloreto de sódio)
• Mel
• Óleo de cozinha.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Enche cerca de três quartos do volume de dois copos com água.
2. Enche com o mesmo volume dos outros dois copos com mel e óleo de cozinha.
3. Deita sal nu dos copos com água e mexe. Pára de adicionar sal quando obteres uma solução saturada. Observa que continuas a ter o mesmo volume de água. (a solução está saturada quando houver depósito de sal no fundo do copo)
4. Faz uma bola de pão com um diâmetro igual a cerca de 2 cm.
5. Espeta uma das extremidades da palheira na bola de pão.
6. Mergulha o teu medidor na água sem sal e marca cuidadosamente um traço na palhinha seguindo como referência o nível da água sem sal.
7. Mergulha agora o teu medidor na água com sal. O traço fica acima ou abaixo do nível da água com sal? Isso implica o quê?
8. Mergulha o medidor no óleo de cozinha. E agora, o que verificas?
9. Finalmente, mergulha o medidor no mel. O que aconteceu?
Ciência em Casa - http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
PILHA DE DANIEL
MATERIAIS E REAGENTES
• Solução de sulfato de cobre (CuSO4) 1 mol/L;
• Solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 1 mol/L;
• Solução de cloreto de potássio (KCl) saturada
• 3 béquers de 100 mL
• Palha de aço
• Placas de cobre (Cu)
• Placa de zinco (Zn)
• Fios com jacaré
• Papel de filtro
• Voltímetro
• Circuito de cartão musical
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1
• Coloque em um béquer aproximadamente 60 mL de solução de sulfato de cobre (CuSO4) e no outro béquer mais ou menos a mesma quantidade de sulfato de zinco (ZnSO4).
• Coloque em um outro béquer um pouco de solução de cloreto de potássio. Pegue o papel de filtro no formato de um "U" com uma pinça e mergulhe no béquer
• Retire o papel de filtro do béquer e monte o sistema conforme mostra a figura abaixo.
- Observe o que acontece com o voltímetro e anote
• Desmonte o sistema tirando as placas de Cu e Zn da solução e o papel de filtro mas não jogue as soluções fora.
• Observe como estão as placas de zinco e de cobre depois que você as tirou da solução.
• Anote qualquer outra observação que você tenha feito e ache interessante.
PROCEDIMENTO 2
• Limpe as placas de cobre e de zinco que você já usou no procedimento 1 com palha de aço, água e sabão.
• Pegue duas tiras de papel de filtro com a pinça e mergulhe no béquer com solução de sulfato. Pegue outras duas tiras de papel de filtro e mergulhe na solução de sulfato de zinco.
• Monte o sistema conforme mostra a figura abaixo. Use as placas de cobre e zinco que você limpou e outras placas de cobre e zinco já limpas que devem estar em sua bancada.
ATENÇÃO !!! Use a pinça para tirar os pedaços de papel de filtro do béquer. Não coloque a mão nas soluções.
- Observe e anote o que ocorreu com o circuito de cartão musical
• Desconecte o cartão e coloque em seu lugar o mesmo voltímetro que você usou no experimento um.
Desmonte o sistema e observe o como estão as placas de cobre e de zinco.
CINÉTICA QUÍMICA
MATERIAL UTILIZADO
- Buretas.
- Beckers.
- Tubos de ensaio.
- Cronômetro.
- Água destilada.
- Solução H2SO4 0,3 mol/L (H+).
- Solução Na2S2O3 0,3 mol/L (S2O3-2).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1 - Identificar 3 buretas e 3 bequers (H2O, H+ e S2O32-) .
2 - Encher corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior, zerando-as.
3 - Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocar em cada um 4,00 mL de uma solução 0,30 mol/L de H2SO4.
4 - Numerar outros 6 tubos de ensaio.
5 - Utilizando as buretas colocar nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e água conforme descrito na tabela que segue:
Tabela 1 - Volume dos conteúdos e tempos para os tubos de ensaio.
TUBOS VOLUMES (mL) T (s)
S2O32 H2O TOTAL
1 6,00 0,00 6,00
2 5,00 1,00 6,00
3 4,00 2,00 6,00
4 3,00 3,00 6,00
5 2,00 4,00 6,00
6 1,00 5,00 6,00
6 - Pegar o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acionar o cronômetro, ambos imediatamente.
7 - Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetro assim que a turvação (produto da reação) não permita a visualização desta. Anotar o tempo na Tabela 1.
8 - Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e lavá-lo imediatamente.
9 - Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os respectivos tempos de reação.
ANÁLISE DA SODA CÁUSTICA COMERCIAL (NaOH e Na2CO3)
Em uma balança analítica, pesar exatamente 1,25g da amostra de soda cáustica comercial. Dissolver com água destilada e transferir quantitativamente para um balão aferido de 250mL, completar seu volume e homogeneizar.
A) Titulação da alcalinidade total - Transferir 25 mL da solução para um erlenmeyer de 250mL, juntar cerca de 50mL de água e titular com solução padrão de HCl - 0,1N usando alaranjado de metila como indicador.
Anotar o volume gasto, repetir o procedimento até obter valores concordantes e achar a média aritmética entre eles. Este volume (V) corresponde à [OH-] e [CO3-2] .
REAÇÃO - HCl + NaOH à NaCl + H2O
2 HCl + Na2CO3 à 2 NaCl + 2 H2O + CO2
B) Titulação da alcalinidade parcial - Repetir a operação descrita acima, só que usando fenolftaleína como indicador ao invés do alaranjado de metila.
Este volume (V') corresponde a toda [OH-] e metade da [CO3-2] .
REAÇÃO - HCl + NaOH à NaCl + H2O
HCl + Na2CO3 à NaCl + NaHCO3
CÁLCULOS - a) Da percentagem de Na2CO3:
Como o volume de ácido que corresponde ao é carbonato é 2 . (V - V'); temos:
% Na2CO3 = 2 . (V - V') . N . 0,053 . 100
Pa . 25 / 250
Onde: N = Normalidade do ácido
0,053 = Miliequivalente do carbonato
Pa = Peso da amostra
b) Da percentagem de NaOH:
Como o volume de ácido que corresponde ao NaOH é 2 . V' - V , temos:
% NaOH = (2 . V' - V) . N . 0,04 . 100
Pa . 25 / 250 Onde 0,04 = Miliequivalente do NaOH
DETERMINAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO NO VINAGRE
O vinagre é obtido da fermentação do vinho, bem como de outras soluções alcoólicas. Com isso, durante a fermentação o álcool etílico é oxidado até ácido acético; e este pode ser determinado por acidimetria.
Pipetar 10 mL da amostra de vinagre, transferir para um balão volumétrico de 100 mL, completar seu volume e homogeneizar.
Transferir 20 mL da solução preparada para um erlenmeyer de 100 mL, juntamente com cerca de 40mL de água destilada e gotas de fenolftaleína.
Titular com solução-padrão de NaOH 0,1 mol L-1 até a viragem do indicador de incolor para um róseo permanente. Encerrar a titulação e fazer os cálculos.
REAÇÃO - CH3COOH + NaOH à CH3COONa + H2O
CÁLCULOS - % Ácido acético = V1 . N1 . 0,06 . 100
VV . 20 / 100
ONDE: VV = Volume de vinagre
V1 = Volume de NaOH gasto
N1 = Normalidade do NaOH
0,06 = Miliequivalente do ácido acético
REAÇÕES QUÍMICAS
MATERIAL UTILIZADO
PROCEDIMENTO
INTRODUÇÃO:
- Reações de síntese X + Y ® XY
- Reações de decomposição ou análise XY® X + Y
- Reações de deslocamento ou simples troca X + YZ ® XY + Z ou X + YZ ® XZ + Y
- Reações de Dupla troca XY + ZW ® XW + ZY
- Reações Exotérmicas são aquelas onde há liberação de calor.
- Reações Endotérmicas são aquelas onde há absorção de calor.
MATERIAL UTILIZADO:
- Solução 1% ( m/v ) de nitrato de prata.
- Solução 1% ( m/v ) de cloreto de sódio.
- Solução 1% ( m/v ) de iodeto de sódio.
- ÁGUA DE CAL.
- Suspensão de amido.
- ÁGUA DE CLORO.
- Hidróxido de amônio 28%.
- Ácido sulfúrico concentrado.
- Solução de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L concentrado.
- Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L.
- Hidróxido de magnésio.
- Carbonato de magnésio.
- Clorato de Potássio.
- Fita de magnésio.
- Cobre metálico.
- Proveta de 10 ml.
- Caixa de fósforo.
- Varetas de vidro 20 cm.
- Furador de rolhas.
- Rolha de cortiça para tubo de ensaio.
- Termômetro de 0 a 100° C.
- Pinça de madeira.
- Pinça metálica.
- Bico de bünsen.
- Bastão de vidro.
- Estante para tubo de ensaio.
- Tubos de ensaio (6 tubos de ensaio por grupo).
PROCEDIMENTO:
Preparação de água de cal:
Adicionar cerca de 800 mg de CaO em 100 mL de água destilada, agitar bem e filtrar. O filtrado é a água de cal.
OBSERVAÇÃO: Esta quantidade será suficiente para todos os grupos.
Preparação de água de cloro:
Na capela estará montado um sistema para obtenção de água de cloro que consistirá em um kitassato com KMnO4 sólido, acoplado a um funil de separação que contém ácido clorídrico concentrado. Quando se goteja o ácido no Permanganato, há a formação do gás cloro ( Cl2 ) que passará por um frasco intermediário contendo água destilada para eliminar excesso de HCl e finalmente será borbulhado em um outro frasco contendo água destilada. Após 3 minutos a "água de cloro" estará pronta.
FIGURA 1 - Animação da obtenção da Água de Cloro.
OBSERVAÇÃO:
1 - Preparar este reagente apenas no momento da realização do experimento
2 - Fazer a reação com o iodeto ( I- )na capela.
3 - Usar óculos de proteção e luvas.
Reações de Síntese:
Síntese de óxido de magnésio: Colocar no bico de Bünsen um pedaço de fita de magnésio de 1 cm. Observar a formação de um pó branco que é o óxido de magnésio.
OBSERVAÇÃO: Não fixar a vista na luz emitida por esta reação.
Reação:
Síntese de cloreto de amônio: Na capela, com um conta gotas, colocar 1 ml de HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo colocar a mesma quantidade de Hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo com HCl. Aproximar esta ponta até 1cm acima da superfície da solução de Hidróxido de amônio sem tocá-la. Observar o que acontece. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio dispersa no ar.
Reação:
A amônia, é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio
NH4OH ( aq) ® H2O + NH3ä
Reações de Decomposição:
Decomposição de clorato de potássio: Colocar em um tubo de ensaio, aproximadamente 100 mg de dióxido de manganês e 200 mg de clorato de potássio. Segurar o tubo de ensaio com uma pinça de madeira, aquecer aproximadamente 30 segundos. Imediatamente após esse tempo, colocar uma "brasa" na boca do tubo. Faça suas observações.
Reação:
Decomposição de carbonato de magnésio: Colocar no tubo A aproximadamente 2 g de carbonato de magnésio e no tubo B, "água de cal" faça a junção entre os tubos. Submergir a extremidade da vareta no tubo B, aquecer o tubo A até notar um borbulhamento que turva a água de cal, separar os dois tubos e desligar o bico de Bünsen.
Reação no Tubo A:
Reação no Tubo B:
Reações de Deslocamento:
Deslocamento de hidrogênio: Colocar cerca de 5 mL da solução HCl 1 mol/L, adicionar um pedaço de fita de magnésio de aproximadamente 0,5 cm, observar o que ocorre.
Reação:
Deslocamento da prata: Colocar 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L, introduzir dois pedaços de fio de cobre. Deixar a reação correr por 5 minutos. Verificar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: 1-) A solução de prata mancha a pele, roupas etc.
2-) Descartar o conteúdo do tubo em recipiente adequado
Reação:
Deslocamento do iodo: Adicionar 2 mL de iodeto de potássio 1% (m/v ) e 5 gotas de goma de amido. Acrescentar 3 mL de "água de cloro", agitar o tubo e observar.
Reação:
Reações de Dupla Troca:
Tomar dois tubos de ensaio, em um deles colocar 1 mL de NaCl 1% (m/V), no outro tubo colocar 1 mL de AgNO3 1% (m/V). Misturar o conteúdo dos dois tubos e observar o que ocorre.
OBSERVAÇÃO: Descartar o conteúdo dos tubos em recipiente apropriado.
Reação:
Reações Exotérmicas:
Neutralização ácido-base: Colocar em um tubo de ensaio 1 mL de HCL 1 mol/L, mergulhar o termômetro e medir a temperatura =
Em outro tubo de ensaio colocar a mesma quantidade de NaOH 1 mol/L, misturar os dois conteúdos rapidamente e medir a temperatura=
Reação:
Ionização do ácido sulfúrico: Colocar 3 mL de água destilada em um tubo de ensaio e medir a temperatura da água =
Com luvas e óculos de proteção, adicionar lentamente 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, agitar e medir a temperatura=
OBSERVAÇÃO: O ácido sulfúrico é muito denso, corrosivo e desidratante forte.
Reação:
Reações Endotérmicas:
Dissolução de NH4Cl: Colocar 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio, anotar a temperatura=
Adicionar, aproximadamente, 200 mg de cloreto de amônio e anotar a temperatura=
Reação:
QUESTÕES:
1 -) O que é água de cloro e água de cal ?
2 -) Escrever as estruturas da amônia, água, ácido sulfúrico, ácido nítrico.
3 -) O que é pirólise e eletrólise ?
4 -) O que é um precipitado ?
5 -) Defina reação de neutralização.
6 -) Se você soprar a água de cal, o que você observaria?
7 -) De todas as reações estudadas quais são de oxidação-redução ? Reescrevê-las colocando os números de oxidação de reagentes e produtos.
8 -) Dê mais dois exemplos de reações exotérmicas e endotérmicas ?
A LEI DE BOYLE
TEORIA Descrição
Uma demonstração simples da lei de Boyle utiliza um tubo de vidro ou plástico transparente em forma de U, preso a um suporte vertical. Coloque água até que os níveis nos dois lados fiquem iguais e um pouco acima da parte horizontal do tubo. Amarre um balão pequeno de aniversário em uma das pontas do tubo. Prenda o balão sem ar com o dedo e coloque mais água na outra ponta. O nível da água sobe desse lado. Ponha água até quase a borda.
Retirando o dedo, o ar entra no balão que enche um pouco. Isso indica que a pressão no lado do balão é maior que a atmosférica. Adicionando mais água na ponta aberta faz o balão encher um pouco mais.
Análise
Segundo a lei de Boyle, o volume de um gás a temperatura constante varia inversamente com a pressão. Matematicamente, PV = constante, quando T = constante. Essa experiência ilustra essa lei de forma qualitativa.
9.2 - MATERIAL
• Um tubo de vidro ou plástico transparente, em forma de U.
• Um balão de aniversário, dos pequenos.
• Uma prancha de madeira para servir de suporte.
• Água colorida com pigmento de comida.
• Dicas
• Use água colorida com pigmento de comida para que a diferença de níveis fique mais visível.
• O balão deve ser pequeno e, antes de usá-lo na experiência, encha-o e esvazie-o algumas vezes para que fique mais elástico.
9.3 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Tente bolar um jeito de fazer essa experiência quantitativa. Para isso, precisará uma forma de medir o volume do balão e anotar esse valor para vários níveis da água no lado aberto do tubo.
Você pode usar tubos de plástico transparente e fazer o U com dois cotovelos
ELETRÓLISE
INTRODUÇÃO:
Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.
Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação
Na+ + e- Na(l)
A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio.
A mesma eletrólise do NaCl fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é
2Cl- Cl 2 + 2e-
Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons Cl-) para a produção de uma molécula de Cl2. Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de Cl2. Isto significa que um equivalente de Cl2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a metade da massa molecular). Quando o NaCl fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo (consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para produzir 1 mol de Na).
MATERIAL UTILIZADO:
- Cuba eletrolítica.
- Fonte de corrente contínua.
- 1000 mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 5%.
- 1000 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 10%.
- 1000 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) 10%.
PROCEDIMENTO:
1 - Preparar 1000 mL de soluções 5 % m/v de ácido sulfúrico 10%, ácido clorídrico e cloreto de sódio 10%. Identificar as soluções.
2 - Colocar a solução de ácido sulfúrico numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na FIGURA 1. Use luvas e óculos de proteção.
Figura 1 - Montagem do Experimento.
3 - Conectar os pólos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo.
4 - Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado aproximadamente 60,0 mL de hidrogênio. Anotar todas as observações. A FIGURA 2 mostra como será o andamento do experimento para a solução de H2SO4.
Figura 2 - Eletrólise do H2SO4.
5 - Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente.
6 - Lavar todo material e repetir o procedimento para as outras duas soluções. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do livro Química Geral do Russel e ver as reações de cátodo e de ânodo e como poderia ser provado a formação dos produtos.
CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do ácido sulfúrico. 2H2 + O2 H2O é uma reação muito explosiva.
PROCEDIMENTO:
1 -) Escrever as equações de ionização do H2SO4 e HCl e dissociação do NaCl.
2 -) Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente.
3 -) Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente.
Fonte: http://www.jornaldobairro.com/fc/dpquim/med/eletrol.htm
Eletrólise da água
MATERIAIS E REAGENTES
• 1 conjunto de eletrólise
• 2 grampos
• 1 bateria
• 1 tubo de ensaio
• solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L
PARTE EXPERIMENTAL
Ao receber o sistema para realizar a eletrólise, retire a rolha, encha o sistema com uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Observe bem as instruções abaixo para que a experiência dê certo.
• Não deixe a solução cobrir as seringas totalmente. Coloque a solução até o nível indicado no desenho;
• Ao colocar o eletrólito (hidróxido de sódio), é importante observar que as mangueiras estejam desobstruídas (sem os grampos);
• Após encher o recipiente até o nível indicado pela figura, coloque os grampos nas mangueiras;
• Em momento algum do experimento você irá utilizar a rolha. Ela somente deverá tampar o orifício no centro da tampa após o final da experiência, após recolher a solução;
• Ligue os fios à bateria e observe o que acontece.
1. O que ocorre nos eletrodos dentro do sistema? Mantenha os eletrodos ligados à bateria, até que uma das ampolas fique totalmente cheia de gás.
2. Como os volumes de gases variam na ampola? Observe na bateria os pólos positivo e negativo marcados. Acompanhe o caminho de cada fio que parte desses pólos e chega à ampola.
3. Qual eletrodo (positivo ou negativo) gerou maior volume de gás?
4. No eletrodo positivo temos o gás _____________ e no eletrodo negativo temos o gás ______________ . Retire o grampo da mangueira contendo o gás hidrogênio, e recolha-o em um tubo de ensaio. Repita este procedimento com o gás oxigênio. A seguir aproxime um fósforo aceso da boca do tubo, conforme o esquema.
5. Explique o que ocorreu.
6. A eletricidade gerada na pilha provém de uma reação química?
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L - Dissolver 4,0 gramas de hidróxido de sódio em água e completar para um litro.
Processos Físicos e Químicos
OBJETIVO
Reconhecer a diferença entre fenômenos físicos e fenômenos químicos por meio do tipo de transformação observada.
MATERIAIS E REAGENTES
• 2 béqueres • 1 funil e papel de filtro
• 1 giz • 1 estante para tubos de ensaio
• 1 bastão de vidro • solução de hidróxido de sódio 0,05 mol/L
• 1 erlenmeyer • solução de sulfato de cobre 0,025 mol/L
• 1 pinça • fitas de magnésio
• 2 tubos de ensaio • tiocianato de amônio - NH4SCN
• 1 termômetro • hidróxido de bário - Ba(OH)2
• 2 colheres • carbeto de cálcio - CaC2
PARTE EXPERIMENTAL
PROCESSO FÍSICO
Rale um giz inteiro sobre um papel, de modo a obter um pó fino. Coloque em um béquer aproximadamente 50 ml de água e o pó do giz. Agite bem com o bastão de vidro e filtre a mistura utilizando o funil com o papel de filtro e um erlenmeyer. Com o pó que ficou no filtro tente modelar novamente um pedaço de giz. Enrole o giz que você fez em papel de filtro seco prendendo-o com fita adesiva. Deixe o giz secar por um dia.
PROCESSO QUÍMICO
1. Prenda uma fita de magnésio (Mg°), conforme o desenho e coloque fogo no magnésio. O que aconteceu?
2. Em um tubo de ensaio coloque uma colher de tiocianato de amônio (NH4SCN) e duas colheres de hidróxido de bário (Ba(OH)2). Agite bem, coloque o termômetro dentro do tubo e observe. O que aconteceu?
Limpe bem o termômetro e as colheres após o uso.
3. Em um tubo de ensaio coloque aproximadamente 1 cm da solução de hidróxido de sódio (NaOH) e 1 cm da solução de sulfato de cobre (CuSO4). Que alteração ocorreu?
4. Coloque 20 ml de água em um béquer e meça a temperatura da água. Mantenha o termômetro no béquer e adicione uma colher de carbeto de cálcio (CaC2). Houve alteração da temperatura? O que mais você observou?
Diferencie um processo físico de um processo químico.
Preparo das Soluções
• Solução de hidróxido de sódio 0,05 mol/L - Dissolver 2,0 gramas de hidróxido de sódio puro em água e completar para 1 litro.
• Solução de sulfato de cobre 0,025 mol/L - Dissolver 4,0 gramas de sulfato cobre (CuSO4) em água e completar para 1 litro.
Ácidos e Bases
MATERIAL E REAGENTES
3 estantes para tubos de ensaio (A-B-C)
18 tubos de ensaio
1 vidro conta-gotas para cada solução:
Fenoftaleína, azul de timol, comprimido de lacto-purga dissolvido em álcool comercial, ácido clorídrico 0,1 mol/L, hidróxido de sódio 0,1 mol/L, sabão em pó e água, leite de magnésia e água (1:20)
1 vidro conta-gotas com vinagre branco puro
PARTE EXPERIMENTAL
Teste para ácidos:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante A, na ordem abaixo, e acrescente 3 gotas de AZUL DE TIMOL em cada tubo.
Atenção para as cores:
vermelho ácido forte
amarelo ácido fraco
azul base
Estante A
Cor Função
Tubo 1 ácido clorídrico _____ ácido
Tubo 2 hidróxido de sódio _____ base
Tubo 3 vinagre _____ _____
Tubo 4 sabão em pó e água _____ _____
Tubo 5 suco de limão _____ _____
Tubo 6 leite de magnésia _____ ______
Teste para bases:
Coloque aproximadamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante B, como foi feito no teste acima.
Acrescente 3 gotas de FENOLFTALEÍNA e observe.
Teste para indicador:
Coloque novamente 3 cm de cada substância nos tubos da estante C, como nos testes anteriores. Adicione 3 gotas da solução de lacto-purga, em cada tubo. Compare com o teste para bases, que você já fez, e responda:
Que substância deve estar presente no comprimido de lacto-purga?
EXPERIMENTO SOBRE AS INTERAÇÕES QUE OCORREM NA CHUVA
Objetivo: Observar todas as interações que ocorrem na formação de chuva ácida.
Materiais utilizados:
• 1 frasco de boca larga com tampa (tipo frasco de mionese)
• 1 proveta de 50 mL
• 1 conta-gotas
• 1 vidro de relógio
• 1 espátula
• tiras de papel de tornasol azul
• 2 pedaços de fio de cobre de 20 cm cada um
• 1 caixa de fósforos ou isqueiro (melhor isqueiro)
• 1 flor vermelha (de tonalidade bem viva)
• Enxofre em pó
• água
Procedimento
Reproduza a tabela abaixo:
Interação Observação
Enxofre e pétala _
Enxofre e papel de tornassol azul _
Água e papel de tornassol azul _
Enxofre e água _
Enxofre, água e papel de tornassol azul _
Queima (enxofre e oxigênio) _
Dióxido de enxofre e papel de tornassol auzl _
Dióxido de enxofre e pétala _
Dióxido de enxofre e água _
Dióxido de enxofre, água e papel de tornassol azul _
Parte A: Estudando algumas características do enxofre
a. Ação sobre o pigmento da flor
• Destaque uma pétala da flor vermelha. Polvilhe sobre essa pétala um pouco de enxofre em pó (uma ponta de espátula é uma quantidade suficiente). Observe. Anote suas observações na tabela.
• Após 2 minutos de contato, retire o enxofre da pétala. Observe e anote.
b. Ação sobre o papel de tornassolo
• Polvilhe um pouco de enxofre em pó sobre uma tira de papel de tornassol azul. Anote sua observações.
• Após 2 minutos de contato, retire o enxofre do papel e anote as observações.
c.Ação sobre a água - Teste com papel de tornassol azul
• Coloque um pouco de água num vidro de relógio. Umedeã uma parte do papel de tornassol azul nessa amostra, retirando-o em seguida. Anote suas observações.
• Adicione a essa mesma amostra de água um pouco de enxofre em pó.
• Pegue outra tira de papel de tornassol azul e umedeça uma ponta na amostra de água à qual se adicionou enxofre. Observe e anote.
Parte B: Queima do Enxofre
• Destaque outra pétala da flor e prenda-a numa ponta de um dos fios de cobre. Prenda, no mesmo fio, um pedaço de uma tira de papel de tornassol azul. Coloque este conjunto dentro do frasco, conforme indicado na Figura 1.
• Com outro pedaço do fio de cobre, construa um cone com cerca de 1 cm de altura, a partir da ponta de uma caneta esferográfica, em voltas bem apertadas. Deixe sobrar uma das pontas do fio para fazer uma alça, conforme a Figura 2.
• Prenda o fio do cone à borda do frasco, de modo que a pétala fique abaixo do cone (Figura 1).
• Remova o cone e encha-o com enxofre em pó.
• Acenda o isqueiro e inicie a queima do enxofre, recolocando-o rapidamente dentro do frasco. Tampe imediatamente para que o gás produzido - o dióxido de enxofre (SO2) - não escape.
• Aguarde cerca de 10 minutos e anote suas observações sobre as interações entre enxofre e oxigênio, dióxido de enxofre e pétala, e dióxido de enxofre e papel de tornassol azul.
Parte C: Interações entre dióxido de enxofre e água
• Retire a flor e o cone de dentro do frasco. Adicione, imediatamente, cerca de 30 mL de água ao frasco e tampe-o rapidamente. Agite o frasco.
• Retire uma amostra desse líquido com o conta-gotas e pingue 2 gotas num pedaço de papel de tornassol azul. Observe e anote.
Fonte: Interações e Transformações: Química - Ensino Médio: Livro do Aluno: Guia do Professor / GESPQ. 8 ed. São Paulo: Editora da Universidade de São Paulo, 2001.
PREPARAÇÃO DO SABÃO
Teoria sobre Sabão
Este experimento tem como objetivo a preparação de um sabão simples.
TEMPO PREVISTO
Aproximadamente 50 minutos.
MATERIAL E REAGENTES
• 23 mL de óleo vegetal
• 1 béquer de 300 mL (copo de vidro incolor)
• 20 mL de etanol (álcool comum)
• 1 bastão de vidro (colher de sopa)
• 80 mL de solução de NaOH 25% (soda caústica)
• 1 funil
• 150 mL de solução saturada de NaCl (sal de cozinha)
• 1 papel de filtro (coador de café)
• ácido acético (vinagre)
• água gelada
PROCEDIMENTO
PREPARAÇÃO DO SABÃO
1. Transferir 23 mL de óleo vegetal para um béquer de 300 mL.
2. Adicionar 20 mL de etanol e 80 mL de NaOH 25%.
3. Adicionar lentamente ácido acético e controlar o pH entre 6 e 7 com a ajuda de papel indicador (ou papel de tornassol).
4. Aquecer lentamente em banho-maria, agitando constantemente com um bastão de vidro. Seja cuidadoso, pois o álcool é inflamável.
5. Após cerca de 20 minutos o odor do álcool deverá desaparecer, indicando o final da reação. Deverá se observar a formação de uma massa pastosa, contendo sabão, glicerol e excesso de NaOH.
6. Usar um banho de gelo para resfriar o béquer.
7. Para precipitar, ou "salt out" o sabão, adicionar 150 mL de solução saturada de NaCl, agitando vigorosamente. Este processo aumenta a densidade da solução aquosa e o sabão irá flutuar.
8. Filtrar e lavar com l0 mL de água gelada.
Preparo das Soluções
• Solução Saturada de NaCl - Adicionar 150 mL de água à cerca de 150 gramas de sal de cozinha. Agitar bem.
• Solução de NaOH 25% - Adicionar 25 gramas de NaOH em 100 mL de água. Agitar até a dissolução total. Cuidado a reação é exotérmica!
DESNATURALIZANDO PROTEÍNAS
Experimento
Material Necessário
• Clara de um ovo
• Um litro de álcool
Procedimiento
• Colocar cada clara de ovo no interor de um frasco de vidro com álcool;
• Tapar o frasco e esperar por menos meia hora;
• A medida que o tempo passa observe o que ocorre no frasco;
• Depois de passada a meia hora misture o frasco e observe no dia seguinte.
DESNATURANDO PROTEÍNA 2
Material
• Dois frascos de vidro e fundos;
• Meio litro de leite;
• Um pouco de vinagre;
• Uma banda de limão.
Procedimento
• Colocar um pouco de vinagre em um dos frascos, juntamente com um pouco de leite;
• Espremer o limão no outro frasco e também colocar um pouco de leite;
• Agitar ambos para mistura os seus conteúdos ;
• Esperar alguns minutos;
• Observe o que acontece em cada frasco.
CROMATOGRAFIA EM PAPEL (COMPOSIÇÃO E DECOMPOSIÇÃO DE CORES)
Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br
Apresentação
Nesse experimento físico-químico, bastante atraente, será usada a técnica da cromatografia em papel (do grego khroma, cor). A origem dessa denominação prende-se ao fato de que, inicialmente, essa técnica era empregada apenas na separação dos componentes de materiais coloridos.
O colorido das tintas se obtém, geralmente, de pigmentos colhidos de terras raras (grupo de elementos químicos). As tintas coloridas usadas em canetas são obtidas por convenientes misturas desses pigmentos dissolvidos em solventes próprios, sendo que a cor obtida é o resultado visual dessa composição de pigmentos coloridos. Tais tintas, de modo geral, são insolúveis em água, mas solúveis em álcool. É a solubilidade dessas tintas (pigmentos) em álcool que utilizaremos nesse experimento.
Material
•
Dois 'discos' de papel de filtro;
• canetas coloridas de cores vivas (ponta porosa);
• Frasco de plástico transparente (com tampa);
• Água, álcool, tesoura
Montagem
Num dos círculos de papel-filtro (cerca de 15 cm de diâmetro) faça um orifício central de 1,5 cm de diâmetro. Ao redor desse orifício e afastados 1 cm dele pinte pequenos círculos coloridos usando as canetas de ponta porosa.
O outro círculo de papel-filtro é enrolado para adquirir a forma de um cone. Pode-se usar um grampo de grampeador na base desse cone para garantir que não desenrole.
Encaixe o círculo que contém as pintas coloridas sobre o cone de papel-filtro, como se ilustra acima.
Coloque esse conjunto dentro do recipiente de plástico transparente (béquer ou pote de vidro grande) e preencha o fundo desse recipiente com álcool (camada de cerca de 1 cm de altura) e feche o recipiente com sua tampa própria.
Nota: Nas mercearias há potes de plástico transparente para doces (paçoquinhas, pés-de-moleque, cocadas etc.) descartáveis e fácil aquisição (normalmente são jogados fora).
Resultados esperados
O álcool começará a encharcar o papel-filtro do cone, a partir da base e, por capilaridade irá migrar lentamente até o disco de papel-filtro que contém as marcas coloridas. Ali chegando o álcool começará a migrar em sentido á periferia do disco. Ao passar pelas marcas coloridas o álcool irá dissolver a tinta, arrastando consigo os pigmentos para a borda no disco. Como cada componente da mistura percorre o papel-filtro com velocidade diferente (devido ás suas composições químicas e interações com o álcool serem diferentes), ocorrerá a separação dos diferentes materiais que constituem a tinta.
Assim, formar-se-ão trilhas coloridas radiais a partir de cada marca colorida inicial.
Deve-se tapar o frasco onde se realiza o experimento para retardar a evaporação do álcool. O ambiente vedado, saturado de vapor de álcool, impedirá que o álcool seque no meio do caminho, durante sua migração (o fundo ficará seco). A quantidade de álcool deve ser ajustada experimentalmente já que, se for pequena demais, não conseguirá chegar até a borda do disco.
Copyright © Luiz Ferraz Netto - 2000-2002 ® - Web Master: Todos os Direitos Reservados
DESTILAÇÃO SIMPLES
Separar o puro do impuro é a finalidade da técnica de destilação cujo o processo mais comum ocorre nas indústrias químicas - desde as indústrias farmacêuticas aos polos petroquímicos e em laboratórios acadêmicos. O petróleo, por exemplo, é uma mistura de líquidos orgânicos, que destilado e separado em diversas frações, de onde saem os éteres, gasolina, o piche, e cuja maior fração são de compostos aromáticos que se usa em laboratório. Destilação ( figura 01) é o processo de separação de uma mistura homogênea, constituída por um sólido e um líquido ou por dois líquidos, baseado na difença de seus pontos de ebulição.Dois fenômenos físicos são observados em destilação: o primeiro é evaporação, onde a mistura recebe energia suficiente de uma fonte de calor (eletrecidade, bico de Bunsen, lamparina) para que suas moléculas passem para o estado de vapor. O segundo é a condensação na qual, a corrente de vapor passa no interior de recipiente frio onde perde energia, voltando ao estado líquido. A substância que tiver o menor ponto de ebulição se condensará primeiro. A segunda substância só será destilada após o término da primeira. Essa técnica de separação é uma das mais importantes e mais utilizada para a purificação de líquidos.
Fig. 01. Esquema geral de um sistema de destilação
Quatro são os processos fundamentais de destilação:
Destilação Simples
Destilação Fracionada
Destilação a Vácuo (pressão reduzida)
DESTILAÇÃO POR ARRASTE DE VAPOR
Para fins didático e de endimento dos fenômenos físicos envolvidos e separação de mistura, utilizaremos a técnica de destilação simples, que é utilizada para separar substâncias cuja a diferença entre seus os pontos de ebulição é relativamente grande e os equipamentos são mais acessíveis. Daí se explica a origem de seu nome.
2.2 - MATERIAIS
1 copo
2 tubos de ensaio
1 tubinho de vidro com rolha e tubinho de
borracha, montados
1 suporte com pinça de madeira para tubo de
ensaio
1 base para o suporte
1 lamparina
pedacinhos de porcelana
fósforo
água colorida, preparada pelo professor
água
2.3 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
• Coloque 4 ou 5 pedacinhos de porcelana em um dos tubos de ensaio e em seguida coloque água colorida até
aproximadamente 3 cm de altura. • Feito isso, monte o esquema do desenho (Figura 02).
Fig. 02. Equipamentos de destilação montado.
• Acenda a lamparina e aqueça o tubo de ensaio com a água colorida.
• Deixe ferver. Se borbulhar com muita violência afaste um pouco a lamparina evitando que a água colorida seja jogada no tubo de borracha. A porcelana ajuda a evitar borbulhos muito fortes.
• Quando a água no tubo de ensaio estiver a 1 cm de altura apague a lamparina
4 - PERGUNTAS
1.Qual a cor da água que se condensa no tubo de ensaio dentro do copo com água ?
2. Como explicamos: o fato de a água estar colorida e depois sair com uma cor mais clara?
3. Agora, descreva como funciona um destilado
4. Para que serve e quando se aplica a destilação?
5. O termômetro adaptado no aparelho de destilação informa a temperatura de qual fase: da líquida ou do vapor?
6. Cite processos industriais que envolvam a técnica de destilação.
FAZENDO UM INDICADOR ÁCIDO-BASE
Objetivo
Determinar a natureza ácido-básica do extrato de pétalas de flores.
Materiais utilizados
• 1 frasco de maionese;
• 4 pétalas de flor, preferencialmente, vermelha
• álcool etílico;
• 3 frascos pequenos transparentes;
• 1 caneta Bic.
Procedimento experimental
1. Colocar no frasco de maionese, as quatro pétalas de qualquer flor (de preferência vermelha);
2. Adicionar o álcool etílico até metade do frasco;
3. Em seguida, misturar lentamente as pétalas juntamente com o álcool com.auxilio da caneta sem carga;
4. Deixar em repouso por aproximadamente 15 minutos;
5. Colocar em um frasco pequeno (menos da metade do vidro) um pouco de uma substância reconhecidamente ácida e em outro frasco uma substância básica;
6. Posteriormente adicionar o extrato da planta coletada; uma pequena quantidade em cada frasco.
7. Observar e anotar o caráter ácido ou básico do indicador.
IDENTIFICANDO ÁCIDOS E BASES
Materiais utilizados:
§ Vinagre;
§ Ägua sanitária;
§ Sabão em pó;
§ Suco de limão;
§ Detergente;
§ 5 copos de vidro de maionese ou outro que seja transparente;
§ 5 garrafas pet de 600 mL.
Procedimento experimental
- Diluir um pouco de vinagre (25 mL de vinagre + 25 ml de água);
- Repetir o mesmo processo para a água sanitária, sabão em pó e o detergente;
- Tomar três limões e espremê-lo em 40 mL de água;
- Armazenar uma solução em cada frasco pet e identifica-las
Em seguida enumerar os copos de acordo com a tabela abaixo:
Copo 1 ----------------------------------------------------- água sanitária
Copo 2 ------------------------------------------------------------ vinagre
Copo 3 ------------------------------------------------------ sabão em pó
Copo 4 ----------------------------------------------------- suco de limão
Copo 5 ----------------------------------------------------------detergente
Posteriormente, adicionar cada solução em seu respectivo copo até mais ou menos à metade e com o auxílio do papel indicador (preparado na prática anterior) testar sua acidez ou basicidade.
Observar e anotar o que ocorreu.
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Materiais e reagentes:
§ solução saturada de sulfato de cobre;
§ pedaços de alumínio (lâmina);
§ pedaços de ferro (palha de aço);
§ pedaços de zinco (lâmina);
§ pedaços de chumbo (lâmina);
§ pregos;
§ 5 copos de vidro (maionese);
§ 1garrafa de refrigerante de 600 mL;
Procedimento experimental
- Colocar a solução de sulfato de cobre previamente preparada em quantidades aproximadamente iguais em cada dos copos como segui:
§ No copo 1 colocar um pedaço de zinco;
§ No copo 2 colocar um pedaço de chumbo;
§ No copo 3 colocar um pedaço de alumínio;
§ No copo 4 colocar um pedaço de palha de aço;
§ No copo 5 colocar 3 pregos;
Anotar as observações feita e propor uma explicação para cada fenômeno.
BATERIA COM REFRIGERANTE
Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br
Introdução
Esse experimento simples, para mostrar a conversão de energia química em energia elétrica, requer apenas laminas de cobre e de zinco, uma lata de refrigerante (qualquer bebida ácida efervescente servirá) e um componente elétrico bastante sensível. Esse componente pode ser um bom voltômetro (voltímetro, para os domingueiros) ou mesmo um pequeno motor elétrico de pequeníssima potência (motor de baixa inércia). Há pequenos motores elétricos que não requerem mais de 15 microampères para girar!
Montagem
Para formar a bateria, conectamos as lâminas de cobre e zinco a fios de cobre comuns e esses fios são ligados ao medidor de tensão ou ao motor elétrico e, a seguir, as lâminas são mergulhadas na bebida ácida efervescente (soda, pepsi-cola, guaraná etc.). O motor começará a girar evidenciando que, de algum modo, está ocorrendo uma reação química entre os metais e o ácido da bebida. O ácido constitui o eletrólito, as lâminas os eletrodos. Quando se usa de algum refrigerante tipo 'coca', é de fato o ácido fosfórico que representa, em solução, o eletrólito.
O diagrama ilustrado abaixo dá uma idéia do que está acontecendo.
Eletrodos de cobre e zinco em ácido fosfórico na célula voltáica.
A oxidação do eletrodo de zinco destrói lentamente aquela lâmina e libera elétrons no metal. Os íons de zinco terminam no eletrólito. Cobre e zinco têm potenciais de eletrodo suficientemente diferentes para produzir uma diferença de potencial acima de 1 volt entre os elétrodo (cobre e zinco têm potenciais de eletrodo de +0.34V e -0.76V, respectivamente, medidos em relação a um eletrodo padrão, de hidrogênio). Os elétrons liberados no zinco fluem através do circuito externo para o cobre e entram no eletrólito para combinarem-se com íons de hidrogênio do ácido fosfórico. A redução associada com esta reação produz gás hidrogênio.
O eletrodo de cobre não deve se deteriorar tão rapidamente quanto o zinco, contudo, ocorrerá uma reação secundária de oxidação do cobre produzindo íons de cobre e elétrons. Esta reação (que não é mostrada no diagrama) é encorajada através de íons de hidrogênio individuais H+ que combinam com moléculas d'água H20 para produzir íons hidroxilas H3O+. Os íons hidroxilas levam elétrons do cobre, e assim o cobre também se deteriora. Além disso, há outras reações indesejáveis.
A tabela abaixo mostra para o potencial de elétrodo, com os valores de tensão medidos contra um 'eletrodo' padrão, de hidrogênio (que é adotado e se lhe atribui o valor arbitrário zero).
Quaisquer dois metais suficientemente afastados nessa tabela, quando submersos num eletrólito ácido (mas, não só), servirá para constituir uma 'bateria'.
Série Eletroquímica
Elemento E (V)
Potássio -2,92
Cálcio -2,87
Sódio -2,71
Magnésio -2,37
Alumínio -1,66
Zinco -0,76
Ferro -0,44
Chumbo -0,13
Hidrogênio 0,00
Cobre +0,34
Prata 0,80
Mercúrio +0,85
Ouro =1,68
Série eletroquímica de alguns metais referidos á célula padrão, de hidrogênio.
Finalmente, em lugar do refrigerante, tente usar limão, ou melhor ainda, limões em paralelo (entendeu né!) --- ai então ficará mais preciso o termo "bateria" aplicado á demonstração. Legumes também servem como eletrólitos e o relógio de batata é um bom exemplo disso.
VIDRO DE MENTIRINHA
Até pouco tempo não havia, nos filmes, jeito de realizar efeitos especiais. Desta forma, quando algum dublê precisava realizar alguma cena arriscada, como atravessar uma porta de vidro com uma moto, ou encenar uma briga num Saloon daqueles saudosos filmes de Bang-Bang, era necessário produzir materiais que se comportassem como vidros, mas que não se quebrassem nem cortassem como os verdadeiros. Uma solução inteligente foi produzir vidros de mentirinha, à base de açúcar. O resultado é um produto translúcido e de cor marrom.
Um pedacinho destes pode ser feito do seguinte modo: Unte com manteiga uma assadeira e deixe-a no refrigerador esfriar. Tome um copo (250 ml) de açúcar e coloque-o numa panela. Fogo baixo, derreta o açúcar, não esquecendo de mexer constantemete até estar fundido. Ponha o açúcar fundido na assadeira e leve-a devolta ao refrigerador o mais rápido que puder. Deixe esfriar. E pronto.
Para limpar a panela, coloque água e leve ao fogo. Isto serve para dissolver o açúcar. Depois use o sabão. Faz parte do experimento deixar os utensílios da cozinha limpos, para alegria da dona da casa! Por fim, cabe uma pergunta: como deverão ser feitos os utensílios de vidro de sua casa (copos, garrafas, compotas, pratos, etc...)? Procure a resposta em alguma enciclopédia (sempre tem uma na biblioteca da cidade).
Fonte: http://www.netescola.pr.gov.br/netescola/escola/087045005/vidro_de_mentirinha.htm
PRODUÇÃO DE UM PLÁSTICO
Material
• Panela
• Fogão
• Proveta ou copo de medida
• Filtro
• Funil.
Compostos
• Leite
• Vinagre (ácido acético)
Procedimento
1. Aquece meio litro de leite numa panela, sem o levar à fervura. (a quantidade de leite pode ser medida com uma proveta, ou com um copo graduado de cozinha)
2. Verte, para o leite, 50 mL de vinagre e mexe bem a solução. Verificarás a formação de flocos de uma substância branca no leite. (esta substância branca trata-se de uma proteína chamada caseína)
3. Filtra a mistura heterogénea para outro recipiente, de maneira a obteres a caseína o mais puro possível. (a filtração deverá ser feita com a ajuda de um funil e um filtro de papel)
4. Deixa filtrar bem a solução. Depois de recuperares o sólido depositado no papel de filtro, raspa o papel com a ajuda de uma espátula ou de uma simples colher de cozinha.
5. Comprime a caseína num molde à tua escolha e deixa-a endurecer.
Ciência em Casa : http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
A SOLUÇÃO CAMALEÃO
Material
Três tigelas
Compostos
• Sumo de limão
• Água destilada
• Líquido de lavar os fogões
• Solução de cozimento da couve-roxa.clica aqui!
Procedimento
1. Começa por deitar um pouco da solução de cozimento da couve-roxa nas três tigelas disponíveis.
2. Deita sumo de limão na primeira tigela e repara na mudança da cor da solução. (podes verificar que a solução fica vermelha)
3. Na segunda tigela deita água destilada. (podes verificar que a cor da solução não se altera)
4. Finalmente, verte um pouco de solução de limpeza de fogões na terceira tigela. (podes verificar que a solução fica verde escura)
Como podes ter reparado, a solução do cozimento da couve-roxa pode ser utilizada como um indicador ácido/base. Ou seja, pode ser utilizada esta solução para distinguir uma solução ácida de uma alcalina ou neutra.
Um indicador ácido/base é um ácido orgânico fraco ou uma base orgânica fraca. A sua forma não dissociada difere a nível de cor da sua forma como base conjugada ou como ácido conjugado. Devido a este facto, a cor da solução de cozimento da couve-roxa depende da acidez (pH<7) ou da alcalinidade da solução que lhe é adicionada (pH>7). Quando utilizares couve-roxa em saladas podes verificar que a cor adquirida pelo sumo desta é a cor vermelha, isto porque adicionaste vinagre (ácido) à solução. Por sua vez, se na preparação duma sopa de couve-roxa utilizares água da torneira, podes verificar que a solução fica azul. Isto porque a água da torneira é uma base fraca. Experimenta!
CONDUTIVIDADE DA ÁGUA
Material
• Copo de vidro
• Pilha de 4,5 V
• Voltímetro
• Três fios eléctricos com boca de jacaré
• Dois eléctrodos de cobre
• Colher de chá.
Compostos
• Água destilada
• Cloreto de sódio. (sal de cozinha)
Procedimento
1. Utilize um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades une o fio do polo vermelho do volímetro a um dos elétrodos de cobre.
2. Com outro fio une o polo preto (COM) do voltímetro ao polo (-) da pilha.
3. Utilizando o terceiro fio elétrico une o polo (+) da pilha ao segundo elétrodo de cobre.
4. Mergulhe os dois elétrodos de cobre na água destilada contida no copo de vidro (electrólito). Tem em atenção que os eléctrodos não se devem tocar. (podes verificar que o voltímetro começa a indicar um determinado valor inferior ao potencial elétrico desenvolvido pela pilha)
5. Movimente os elétrodos (lâminas de cobre) de maneira a que estes fiquem o mais afastados possível. ( podes verificar que a diferença de potencial do circuito diminui à medida que os eléctrodos ficam mais afastados)
6. Para finalizar, sem disturbar o sistema, adiciona uma colher de chá de cloreto de sódio (sal comum) à água. ( você pode verificar que a diferença de potencial do circuito aumenta de imediato para o potencial desenvolvido pela pilha utilizada)
A partir desta experiência simples é possível verificar que a água destilada apresenta uma baixa condutividade porque a diferença de potencial do primeiro circuito experimentado é muito inferior à desenvolvida pela pilha. A pequena diferença de potencial deste circuito é devida à presença dos iões H+ e OH- produzidos quando algumas moléculas de água se dissociam. No entanto, o número de moléculas de água que se dissocia é praticamente considerado desprezável, tornando a água destilada num fraco condutor de electrões. Note-se que à medida que a distância entre eléctrodos aumenta, a resistência à transferência de electrões na água destilada aumenta consideravelmente. Este fato evidencia ainda mais a baixa condutividade da água destilada.
Quando se adiciona o sal (NaCl) ao sistema, a condutividade do sistema aumenta consideravelmente. A água não só dissolve o sal, como também dissocia a molécula do sal (solvatação). O sódio elementar (Na) apresenta um elétrons em excesso e o cloro (Cl) com uma forte afinidade por elétrons. Assim, no decorrer da solvatação, o sódio perde um electrão para o cloro, havendo a formação dos ions Cl- e Na+. A presença destes iões aumenta consideravelmente a condutividade da água. Os iões positivos (Na+) migram para o elétrodo negativo (ligado ao polo - da pilha ; de onde saem os elétrons) e os negativos (Cl-) migram para o elétrodo positivo (ligado ao polo + da pilha). A condutividade da solução aquosa água/sal é proporcional à concentração de ions na solução.
Quando experimentares medir a condutividade da água da torneira podes verificar que esta conduz melhor a corrente eléctrica em comparação com a água destilada porque esta contém íons. A água dura é considerada como uma boa condutora de elétrons devido à presença de iões Ca2+ e Mg2+.
GELO E SAL
Materiais utilizados
• Gelo;
• Sal grosso;
• Copo;
• 2 sacos plásticos de tamanhos diferentes;
• Água;
• Copinho descartável de café.
Procedimentos
• Quebre o gelo em pequenos pedaços;
• Coloque um copo cheio de gelo moído no saco plástico grande;
• Encha o mesmo copo com sal e adicione-o aos poucos no saco grande, misture bem até todo gelo derreter;
• Coloque um pouco de água em um saco plástico pequeno, feche-o e coloque-o dentro do saco maior, de forma que ele fique mergulhado na solução;
• Aguarde alguns minutos e verifique o que ocorreu no interior do saco pequeno.
Anote os resultados. Você pode explicar o que ocorreu?
BAFÔMETRO
Materiais e equipamentos:
• 2 balões de aniversário de cores diferentes;
• 2 pedaços de tubo de plástico transparente (com diâmetro externo de aproximadamente 1 cm);
• Giz escolar;
• Tubo de ensaio;
• 2 rolhas para tampar os tubos;
• Algodão.
Reagentes:
• Solução ácida de dicromato de potássio 2 mol/L;
• Etanol a 96GL.
Procedimento experimental:
• Quebre o giz em pedaços pequenos, evitando que o pó de giz se misture aos fragmentos;
• Coloque os fragmentos de giz em um recipiente e a seguir molhe-os com solução de de dicromato, de maneira que eles fiquem úmidos, mas não encharcados;
• Com o auxílio de uma espátula, misture os fragmentos de giz colorido pela solução de forma que o material fique com uma cor homogênea;
• Coloque um chumaço pequeno de algodão em cada um dos dois tubos e depois coloque as rolhas do lado em que se coloca o chumaço de algodão;
• A seguir, coloque mais ou menos a mesma quantidade de fragmentos de giz nos dois tubos;
• Coloque 0,5mL (cerca de 10 gotas) de etanol a 96 GL em um dos balões;
• No outro balão, não coloque nada, pois ele é o controle do experimento;
• Encha os dois balões com mais ou menos as mesmas quantidades de ar (quem encher os balões não deve ter consumido bebidas alcoólicas recentemente);
• Em seguida coloque os balões nos tubos previamente preparados, começando pelo balão que não tem etanol, solte o ar vagarosamente desapertando a rolha.
• Faça o mesmo procedimento com o balão que contém o etanol;
• Espere o ar escoar dos balões e compare a alteração de cor nos dois tubos.
Fontes:
• http://www.ucb.br/quimica/quimicacomputacional/Alunos/22002/elaine/Web%20curiosidade.htm
• http://www.qmc.ufsc.br/qmcweb/exemplar17.html
LIMÃO E BICARBONATO
Materiais:
• Um limão partido em duas partes,
• um pouco de bicarbonato,
• um pequeno prato, um pires, por exemplo.
Procedimentos:
• Coloque um pouco de bicarbonato no pequeno prato.
• Esprema o limão em cima do bicarbonato, de forma a cair poucas gotas no sólido.
• Observe o que ocorre e anote o resultado.
Discuta o resultado.
O que você pode dizer a respeito?
Ocorreu uma reação química ou não? Justifique.
DENSIDADE TEORIA
Conhecida também por peso específico ou gravidade específica, a densidade é o total da concentração de sólidos, gases e substâncias em suspensão dissolvidos na água.
A água natural do mar possui normalmente 34 a 35 gramas de matéria dissolvida numa massa de um quilograma de água (H2O). Essa matéria é uma vasta combinação de elementos, e nela se encontram todos os elementos químicos conhecidos. Mais comumente utilizada do que a salinidade de uma dada amostra é a medição da sua densidade.
Comparando as densidades, por exemplo, um quilo de cortiça flutua ao passo que um quilo de chumbo se afunda. Isto acontece porque o quilo de cortiça tem menos massa num volume muito maior. Assim, a relação entre a massa e o volume determina a densidade. Sabe-se que a densidade da água é significativamente superior à densidade do ar.
d = m/V
O corpo humano tem, regra geral, uma densidade ligeiramente inferior à da água, pois contém ar, nos pulmões e nas vísceras, assim como gordura. Convém referir, que pessoas obesas têm dificuldades acrescidas para apanharem um objecto no fundo da piscina. Entretanto, quando se está flutuando na água, as pernas têm tendência a afundar-se, pela existência de grandes massas musculares, que são mais densas do que a água.
A densidade do líquido onde o corpo é mergulhado também influi na flutuabilidade dos corpos. Com efeito, o mesmo corpo mergulhado em água doce e em água salgada, flutua mais na água salgada porque esta tem um peso superior, e logo, uma densidade maior do que a água doce. Assim, para o mesmo corpo, o valor da impulsão nesta água é maior do que na água doce.
A temperatura afeta a medição, pois quanto mais alta a temperatura da solução medida, menos densa ela se torna. Por causa disso, normalmente medimos a densidade de uma amostra e anotamos a que temperatura ela foi tomada. O padrão no caso de medições de densidade é 25 Graus Centígrados, e deve-se corrigir a medição obtida, caso a temperatura da solução medida seja diferente daquela.
Características em relação à densidade da água:
água doce < 1.000 DH água salobra - 1.000 a 1.017 DH água salgada* - 1.017 a 1.027 DH água hipersalina - > 1.027 DH
*A Densidade natural da água do mar, considerada ideal para aquários marinhos, é de 1.023 DH (Deutsch Hardness).
MATERIAIS E REAGENTES
• Três copos de vidro
• Pão de milho ou plasticina
• Palheira de refresco
• Marcador
Compostos
• Água
• Sal. (cloreto de sódio)
• Mel
• Óleo de cozinha.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1. Enche cerca de três quartos do volume de dois copos com água.
2. Enche com o mesmo volume dos outros dois copos com mel e óleo de cozinha.
3. Deita sal nu dos copos com água e mexe. Pára de adicionar sal quando obteres uma solução saturada. Observa que continuas a ter o mesmo volume de água. (a solução está saturada quando houver depósito de sal no fundo do copo)
4. Faz uma bola de pão com um diâmetro igual a cerca de 2 cm.
5. Espeta uma das extremidades da palheira na bola de pão.
6. Mergulha o teu medidor na água sem sal e marca cuidadosamente um traço na palhinha seguindo como referência o nível da água sem sal.
7. Mergulha agora o teu medidor na água com sal. O traço fica acima ou abaixo do nível da água com sal? Isso implica o quê?
8. Mergulha o medidor no óleo de cozinha. E agora, o que verificas?
9. Finalmente, mergulha o medidor no mel. O que aconteceu?
Ciência em Casa - http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
TESTE DAS CORES
Algumas plantas e flores podem ser utilizadas como indicadores de pH. Um dos mais interessantes é o extrato de repolho roxo , apresenta cores diversas conforme a acidez e a basicidade do meio que se encontra. O experimento a seguir faz uso de materias diferentes do repolho; são utilizados extratos de petalhas de flores coloridas.
MATERIAIS E REAGENTES
Ácido clorídrico (HCl); Extrato de ...........................;
Hidróxido de bário (Ba(OH)2; Recipientes de vidros;
Extrato de ..........................; Álcool etílico
Extrato de...........................; Béqueres de 500 mL
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
As pétalas das três espécies(S1, S2, S3) foram trituradas e colocados em bequeres de 500 mL. Deixados em repouso por mais ou menos 15 a 20 minutos.
CONCENTRAÇÃO
MATERIAL
• 5 tubos de ensaio
• 1 seringa de 5 mL
• 1 potinho plástico para colocar água
• 1 potinho plástico para colocar amido
• 1 estante para tubo de ensaio
• 1 frasco conta-gota com solução de iodo
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
PARTE 1
Coloque água nos tubos de ensaio utilizando a seringa e adicione a solução de amido, também com a seringa, conforme a tabela abaixo.
Tubo Volume de amido (mL) Volume de água (mL)
1 1 4
2 2 3
3 3 2
4 4 1
5 5 0
Acrescente 4 gotas de iodo a todos os tubos e observe. Se necessário agite suavemente o tubo de ensaio. Por que houve diferença nos resultados (nas cores dos tudos) ?
PARTE 2
Lave os tubos e coloque uma pequena quantidade de cada alimento em cada um dos tubos de ensaio separadamente, conforme abaixo
• Tubo 1 Açúcar
• Tubo 2 Polvilho (talco)
• Tubo 3 Farinha de trigo
• Tubo 4 Fubá
• Tubo 5 Bolacha moída
Adicione 5 mL de água e agite o tubo de ensaio. Acrescente 4 gotas de iodo e observe.
Qual tubo de ensaio apresentou coloração mais forte?________________________________ e mais fraco?____________________________ Por que?
CRISTAIS DE SAIS
Descrição
Esse é um projeto bastante demorado, podendo levar semanas ou meses. Portanto, só escolha essa sugestão se tiver bastante tempo até a data da Feira. No entanto, com jeito e paciência você poderá crescer cristais tão bonitos como esses vistos ao lado. E esses cristais servirão para vários outros projetos que descreveremos depois.
Cristais podem ser crescidos artificialmente por várias técnicas. Vamos descrever, a seguir, como você pode crescer bons cristais pelo método de solução supersaturada.
Soluções supersaturadas.
Um sal como o cloreto de sódio, nosso velho sal de cozinha, dissolve bem em água e a solução é transparente. Mas, se adicionarmos sal em quantidade muito grande, ultrapassando um certo valor dito "de saturação", a solução fica turva e o excesso de sal se deposita no fundo do vidro. Uma solução nesse estado é dita "supersaturada". O valor de saturação depende da temperatura da solução. Água quente dissolve melhor que água fria. Uma solução supersaturada na temperatura ambiente, pode voltar a ficar transparente se aquecida a 50ºC, por exemplo.
E aí, surge um fato novo. Deixando esta mesma solução resfriar lentamente, sem nenhuma agitação, ela pode voltar à temperatura ambiente e continuar transparente, sem precipitado. Nesse caso, a solução está a ponto de precipitar, em equilíbrio instável. Qualquer perturbação pode quebrar esse equilíbrio e a solução se turvar novamente. É exatamente essa instabilidade que se aproveita para o crescimento de cristais. Colocando um pequeno cristalzinho do mesmo sal nessa solução supersaturada, partículas do sal que estão prestes a se precipitar podem aderir às paredes do cristal, fazendo-o crescer. Esse cristalzinho é a "semente" de crescimento do cristal.
Crescendo cristais em soluções supersaturadas.
Para crescer cristais você precisará dos sais, de recipientes adequados, de água destilada, uma balança, um termômetro e um bocado de paciência. Os sais podem ser adquiridos em lojas de produtos químicos ou obtidos, no queixo, de seu professor de química ou de um professor da universidade mais próxima. Os recipientes podem ser vidros de geléia ou doce, de boca larga e tampa de enroscar. Consiga vários deles, de tamanhos diversos, e limpe-os com muito cuidado.
Daremos, a seguir, receitas para o crescimento de vários tipos de cristais pelo método das soluções supersaturadas. Começaremos com o Alúmen que é um dos mais fáceis de crescer. É bom começar por ele para não perder a paciência e conseguir resultados encorajadores em pouco tempo. A receita para esse cristal será dada com mais detalhe. As demais são semelhantes.
Alúmen (Sulfato de Alumínio e Potássio dodecahidratado)
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 20 gramas por 100 mililitros de água. (1 ml = 1 cc)
SAL ADICIONADO: 4 gramas por 100 mililitros de água.
Preparando uma solução saturada.
A melhor forma de preparar uma solução saturada é deixar uma solução supersaturada depositar seu excesso de sal no fundo do vidro. A quantidade de sal dada acima produz uma solução supersaturada a temperatura ambiente (27ºC). Use, por exemplo, 400 ml de água destilada em um de seus vidros e ponha 80 g do sal nessa água, a temperatura ambiente. Mexa bem e observe que não consegue dissolver o sal completamente. Espere algumas horas até que todo o excesso se precipite e a solução fique clara. Essa solução está saturada pois seu excesso de sal se precipitou. Passe a solução para outro vidro, com cuidado para que o sal do fundo não vá junto. Cubra esse novo vidro para evitar evaporação. Retire o sal depositado, ponha-o em um pires limpo, espere que ele seque e guarde-o para uso futuro. Se algum cristalzinho bem formado aparecer nesse precipitado guarde-o para usar como semente.
Preparando uma semente.
Uma semente pode ser preparada pondo um pouquinho de sua solução saturada em um vidro pequeno e deixando-a evaporar em um lugar seguro. Pequenos cristais se formarão no fundo desse vidro. Esses são candidatos a semente. Pegue-os com uma pinça e separe os melhores, sem defeitos e sem incrustações. A semente escolhida será amarrada na ponta de uma linha fina e resistente e pendurada em um cartão com 3 furinhos que deverá se ajustar completamente à tampa do vidro onde o cristal será crescido. Ajuste o cartão com a linha e a semente na parte interna da tampa e guarde para usar logo mais.
Crescendo o cristal.
Agora você tem uma solução saturada e uma semente. Está pronto para crescer seu cristal.
Aqueça a solução saturada até uns 50ºC e dissolva nela a quantidade adicional de sal mencionada acima (4 g para cada 100 ml). Deixe esfriar sem mexer e, quando a solução estiver uns 3ºC acima da temperatura ambiente, enrosque a tampa com a semente pendurada de modo que fique pelo meio do vidro.
Pronto. Agora basta ter paciência e não perturbar o cristal enquanto cresce. O vidro de crescimento deve ficar em um lugar de temperatura constante e sem vibrações. Um armário que não é usado, em local abrigado, é uma boa pedida. Todo dia você pode dar uma olhadinha para ver como andam as coisas. Quando achar que o tamanho do cristal está bom, tire-o do vidro e seque-o em uma toalha de papel. Não é boa prática pegar o cristal com os dedos pois o suor pode corroer a superfície.
Ha figura do início desta página, o alúmen é o cristal branco que está na mão, entre o dedo mindinho e o seu vizinho.
Outros cristais.
Damos, a seguir as receitas para outros cristais. O procedimento geral é o mesmo que no caso do alúmen.
Tartrato de Sódio e Potássio (Sal de Rochelle).
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 130 g por 100 ml de água.
SAL ADICIONADO: 9 g por 100 ml de água.
Esse é um cristal bem fácil de crescer. Na figura do início é aquele cristal enorme e transparente que está atrás dos outros. Como ele cresce muito ligeiro às vezes fica difícil evitar aglomerações. Outro problema é que a solubilidade desse sal varia muito com a temperatura. Tente manter a temperatura do crescedor o mais constante possível. Um método que pode funcionar é colcar o vidro do crescedor dentro de um grande depósito com água, uma bacia, por exemplo.
Ferricianeto de Potássio (Prussiato vermelho).
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 46 g de sal por 100 ml de água.
SAL ADICIONADO: alguns grãos.
Também é fácil de crescer. Não se preocupe com o nome cianeto. Esse material não é tóxico. Mesmo assim, você não deve ingerí-lo, pois pode ter uma bela indisposição estomacal. Na figura, esse cristal é aquele vermelhão que fica na ponta do dedo do cotoco.
Acetato de cobre monohidratado.
SOLUÇÃO SUPERSATURADA: 10 g de sal por 100 ml de água.
SAL ADICIONADO: alguns grãos.
Esse é um cristal um pouco mais difícil de crescer que os anteriores. Como é muito bonito, vale a pena o esforço de crescê-lo. Na figura, é aquele cristal violeta que está bem na ponta do dedo mindinho.
Acetato de cálcio e cobre hexahidratado.
Esse cristal é formado com dois compostos: o óxido de cálcio e o acetato de cobre monohidratado, usado no cristal anterior. Use o seguinte processo.
Ponha 22,5 g de óxido de cálcio em 200 ml de água, acrescente 48 g de ácido acético glacial e misture até ficar transparente. Se necessário, filtre a solução. Em outro vidro, dissolva 20 g de acetato de cobre em 150 ml de água quente. Misture as duas soluções em outro vidro, cubra e deixe descansar por 1 dia. A partir desse ponto, proceda como anteriormente.
Esse é um belo cristal e vale a pena o esforço de crescê-lo. Na figura, é aquele cristal azul escuro que está bem na frente dos demais.
________________________________________
Análise
O crescimento de cristais em solução supersaturada utiliza a dependência da solubilidade dos sais com a temperatura. O diagrama ao lado ajuda a entender o método usado. Ele representa uma curva de solubilidade típica para um sal. Na parte de baixo da curva, a solução tem pouco sal e é subsaturada. Todo o sal se dissolve, nesse caso. Na parte de cima, a solução é supersaturada: o sal não se dissolve totalmente e parte dele se precipita. A curva entre as duas regiões indica o estado de saturação.
No método de crescimento descrito acima, começamos com uma solução subsaturada (ponto A). Aquecemos a solução levando-a para o ponto B, mais subsaturada ainda. Nessa temperatura, adicionamos sal levando a solução ao ponto C, ainda subsaturada. Deixando a temperatura cair gradualmente, a solução vai ao ponto D, onde deve estar supersaturada. É aí que se dá o equilíbrio instável que mencionamos acima. A solução está prenhe, no ponto certo de crescer um cristal. Nesse ponto você planta sua semente e espera alguns dias pelo seu rebento (não precisa esperar nove meses).
________________________________________
Material
Sais adquiridos em firmas de produtos químicos ou em algum laboratório de química de seu colégio ou da universidade mais próxima.
Balança que meça gramas.
Termômetro.
Vários vidros de geléia ou doce, com tampas de enroscar.
Água destilada.
Toalhas e filtros de papel.
Um aquecedor de algum tipo. O melhor mesmo é uma placa de aquecimento própria para laboratório, mas, o velho fogão da cozinha de sua casa pode quebrar o galho. Cuidado para não se queimar.
________________________________________
Dicas
Não coma esses sais nem beba as soluções! É claro que você não vai fazer uma besteira dessas, mas temos a obrigação de avisar.
Durante todo a manipulação lave bem as mãos. Os sais costumam aderir à pele e contaminar as sementes, comprometendo todo o processo.
Às vezes, a semente se dissolve na solução, em vez de crescer. Isso indica que a solução está subsaturada. Comece tudo de novo, usando um pouco mais de sal adicionado.
Crescer cristais é como cultivar uma horta. Dá trabalho, exige paciência e uma boa mão mas, quando se pega o jeito, costuma-se ficar viciado.
Leve suas soluções com cristais em crescimento para seu estande na Feira, além dos melhores cristais que cresceu e dos sais utilizados. Leve também uma lupa para mostrar detalhes de seus cristais.
Referência
Esse projeto foi inspirado pelo livro "Crystals and Crystal Growth", de Alan Holden e Phylis Singer. A figura com os cristais que mostramos no início foi tirada desse excelente livro. Como é uma publicação da Doubleday, de 1960, é improvável encontrá-lo nas livrarias. Talvez exista na biblioteca da Universidade mais próxima. Consulte também os mecanismos de busca da Internet.
Fonte: http://www.fisica.ufc.br/espec1.htm
OXIGÊNIO NO AR
Material
• Dois ímãs
• Frasco de vidro
• Tina de vidro
• Etiqueta de papel
Compostos
• Água
• Limalha de ferro
Procedimento
1. Enche metade da tina com água.
2. Deita limalha de ferro num dos ímans, por forma a que três das suas quatro superfícies fiquem cobertas por esta.
3. Coloca o íman com a limalha no interior do frasco de vidro, encostando a sua superfície sem limalha ao vidro do frasco.
4. Com a ajuda do outro íman fixa o íman com limalha no topo da parede lateral do frasco.
5. Coloca o frasco de vidro ao contrário no interior da tina, submergindo parte deste.(a água da tina passa a delimitar o ar contido no frasco, ou seja, passamos a ter um sistema fechado no interior do frasco)
6. Coloca uma etiqueta no exterior do frasco à altura equivalente ao nível da água no interior do frasco invertido. (em vez da etiqueta, neste passo podes utilizar um marcador para marcar o nível inicial da água)
7. Vai verificando o nível da água periodicamente durante as próximas 24 horas. O que acontece?
Nesta experiência você pode observar que o nível da água no interior do frasco sobe até cerca de 20% da altura total do frasco não ocupada pela água. No interior do frasco invertido temos ar, um ímã e limalha de ferro. O ar é constituído por nitrogênio (79%), oxigênio (20%) e outros gases (1%). O ferro enferruja (formação de óxido de ferro) na presença de uma atmosfera que contenha oxigênio. Na experiência, o ferro no ímã reage com o oxigênio fazendo com que o nível da água suba até que esta ocupe um volume igual ao ocupado pelo oxigênio. Isto é verdade porque o produto da reação entre o ferro e o oxigénio é sólido. Como é sabido um sólido ocupa um volume muito inferior comparativamente com um gás. A partir de um certo momento, o nível da água permanece inalterado. Isto porque a reacção de oxidação do ferro cessa por falta de oxigênio. Sendo assim, quando quiseres proteger o ferro da ferrugem basta retirar todo o oxigênio do ar em contato com este. É devido a este facto que a corrosão do ferro em meios fechados é muito inferior à corrosão em meios abertos.
Casa de Ciência: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt
PREVENÇÃO DA OXIDAÇÃO
Material • Maçã• Faca
Compostos Sumo de limão.
1. Procedimento
2. Corta uma maçã em duas metades iguais.
3. Espreme um limão, recolhendo o seu sumo.
4. Mergulha a superfície de uma metade da maçã no sumo de limão.
5. Deixa as duas metades em repouso durante um dia.
6. Depois de passar um dia, podes observar que a superfície da maçã, não mergulhada no sumo de limão, encontra-se mais oxidada do que a outra.
7. Ao fim de dois dias, o efeito da prevenção da oxidação da maçã torna-se mais evidente. (pode-se concluir que o ácido previne a oxidação da superfície da maçã)
A oxidação da superfície da maçã é devida à presença de oxigénio no ar. Como deves ter verificado, a maçã sem sumo de limão foi ficando cada vez mais escura quanto maior o tempo de exposição. Por sua vez, a maçã com sumo de limão não sofreu grande oxidação. Este facto é devido à presença de ácido ascórbico (vitamina C) no sumo de limão. O ácido ascórbico reage com o oxigénio contido no ar, impedindo que este oxide a maçã. Sendo assim, quando quiseres manter a cor de um fruto (maçã, pêra, banana), basta molhares a superfície exposta em sumo de limão. O sumo de limão pode ser considerado como um conservante.
Fonte: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/prevencao.html
REAÇÕES QUÍMICAS
Objetivo: Observar uma série de experiências que permitam a identificação de reações químicas
Materiais utilizados
• 8 pequenos frascos de vidro transparentes, como os usados para acondicionamento injetável
• açúcar
• clara de ovo
• água
• lamparina
• gelo
• palito de fósforo
• conta-gotas, usado em remédios
• Uma colher de café de soda cáustica para um litro de água
• vinagre branco
• 1/4 de comprimido efervescente
• solução de fenolftaleína, 10 g/L
Procedimento
1. Numere os frasco de 1 a 8.
2. Reproduza em uma folha a tabela abaixo.
3. Em cada frasco, adicione os materiais indicados no itens seguintes e observe as propriedades que os caracterizam (cor, estado de agregação, forma de apresentação, odor). Essas propriedades devem ser anotadas na coluna "estado inicial da tabela.
4. Após a realização dos procedimentos indicados, observe novamente as propriedades dos materiais e anote-as nas coluna "estado final".
5. Observe atentamente se houve mudança de cor, liberação de gás, exalação de odor, aparecimento de um novo estado de agregação, mudança de temperatura e outras alterações.
6. No frasco 1, coloque um fragmento de gelo e observe ao final de todos os testes.
7. No frasco 2, coloque um pouco de água e o comprimido efervescente. Observe.
8. No frasco 3, coloque água e aqueça. Observe.
9. No frasco 4, coloque um pouco de clara de ovo e aqueça. Observe.
10. No frasco 5, coloque um palito de fósforo e aqueça. Observe.
11. No frasco 6, coloque um pouco de açúcar e água e misture. Observe.
12. No frasco 7, adicione 1 mL (20 gotas) de solução de soda e algumas gotas de fenolftaleína. Observe. Guarda este tubo para o próximo teste.
13. No frasco 8, coloque o conteúdo obtido no teste anterior, goteje o vinagre branco até observar mudança de cor.
Dados de descrição do estado do sistema
Frasco Estado inicial Estado Final Observações
1 _ _ _
2 _ _ _
3 _ _ _
4 _ _ _
5 _ _ _
6 _ _ _
7 _ _ _
8 _ _ _
Análise dos dados:
1. Levando em conta cor, textura, estado de agregação, formação de bolhas de ar antes e depois da transformação, indique em quais dos procedimentos realizados houve indicações de formação de novas substâncias.
2. Em que tubos de ensaio não houve alteração do estado incial para o final?
3. Qual(is) o(s) critério(s) em que você se baseou para responder às questões anteriores?
Coleção Nova Geração - Química e Sociedade - A Ciência, os Materiais e o Lixo: módulo 1, Ensino Médio/coordenadores Gerson de Souza Mól, Wildson Luiz Pereira dos Santos. São Paulo: Nova Geração, 2003.
UM GÁS MAIS PESADO QUE O AR
Materiais
• Bicarbonato de sodio;
• Vinagre ou limão;
• Um frasco de vidro;
• Uma vela
PROCEDIMIENTO:
1. Coloca em um frasco algumas pitadas de bicarbonato de sódio
2. Acenda uma velha
3. Colocar um pouco de vinagre ou limão no frasco contendo bicarbonato de sódio. Com sua mãos tampa o frasco e comece a agitar. Observe duas coisas: na mistura começa a desprende numerosas bolhas de e que você com a sentir uma presão nas mãos.
4. Espere que a reação tenha terminado. Tire sua mão e derre o conteudo do frasco sobre a vela acesa sem que haja derramamento de líquido. Após algum tempo você pode observar que a vela irá apagar.
A reação química entre o bicarbonato de sódio e o ácido do vinagre ou limão produz um gás chamadodióxido de carbono. A medida que este gás é produzido a pressão do interior do frasco aumenta. Esta pressão é a pressão que você sentiu durante o experimento.
O dióxido de carbano é mais pesado que o ar. Por isso, quando você verte o gás na chama, este expulsa o oxigênio que está alimentando a chama, logo ela apaga imediatamente.
Batateria
(Uma bateria elétrica de batatas)
Prof. Luiz Ferraz Netto
leobarretos@uol.com.br
Objetivo
Estudar o funcionamento das células voltáicas e associações em série. Uma batata cortada pela metade, duas plaquinhas de cobre e duas plaquinhas de zinco, permitem a confecção de uma batateria capaz de acionar um relógio digital por, pelo menos, dois meses. Com certos 'cuidados', os quais comentaremos, esse tempo de uso pode ser estendido para cerca de quatro meses.
Apresentação
Os modernos relógios digitais a cristal de quartzo requerem uma baixíssima intensidade de corrente elétrica para seu funcionamento. Se você tiver um bom microamperômetro poderá constatar que ela será algo como 1,5 x 10-6 A sob tensão elétrica (d.d.p.) de 1,35 V. É devido a isso que tais relógios podem funcionar com as minúsculas baterias 'botões' que geram uma f.e.m. entre 1,2 a 1,4 volts, notadamente as baterias com células de mercúrio.
Os experimentos a seguir aproveitam-se dessa propriedade inerente aos circuitos eletrônicos --- funcionarem com baixíssimas intensidades de corrente elétrica.
O que faremos, essencialmente, será construir 'baterias' a partir de duas 'células voltáicas' que produzirão, cada uma, 0,6 a 0,7 V. Dois eletrodos distintos (plaquinhas de cobre e zinco) serão introduzidos em meias-batata (ou quiabo, ou limão, ou abacaxi, etc.) e associados em série de modo a constituírem uma bateria [associação de duas pilhas primárias (células voltaicas)].
Fazendo uma pilha primária
Corte uma batata pela metade. Corte duas chapinhas, uma de cobre outra de zinco, com cerca de (2 x 4) cm. Qualquer espessura das chapinhas entre 1 e 2 mm servirá; essas chapinhas serão os eletrodos da pilha primária.
Solde em cada uma dessas plaquinhas um fio de cobre flexível (cabinho 22) com cerca de 20 cm de comprimento (descasque as extremidades e estanhe-as --- passe solda!). Espete as plaquinhas na meia-batata (bem perpendicular à superfície cortada) deixando para fora apenas cerca de 1 cm e separada por cerca de 0,8 cm. Não deixe as plaquinhas se encontrarem dentro da meia-batata! Veja a ilustração:
Fazendo a 'batateria'
Essa pilha de meia-batata apresentará força eletromotriz (f.e.m.) de cerca de 0,7 V, o que pode ser constatado mediante um bom voltômetro (resistência interna grande) conectado aos dois fios indicados acima. Como iremos necessitar de cerca de 1,4 V para acionar o relógio digital deveremos construir uma bateria a partir de duas dessas pilhas primárias e associando-as 'em série', como se ilustra:
Preparando o relógio
Qualquer relógio digital que utilize uma bateria botão poderá ser usado. O que utilizei é um "CITIZEN - CRYSTON LC". A primeira coisa a fazer é remover a tampinha em forma de disco do alojamento da bateria botão. Retire a bateria 'pifada'. Olhe bem para essa bateria e repare que o "corpo" dela corresponde ao pólo positivo enquanto que o "botão superior" corresponde ao pólo negativo. Veja dentro do local de alojamento dessa bateria as duas lâminas de contato, uma que encosta no pólo positivo da bateria e outra que encosta no pólo negativo. Solde nessa pequenas lâminas dois pedaços de cabinho 22, um vermelho ligado na 'lâmina positiva' e um preto ligado na 'lâmina negativa'.
O fio que vem da plaquinha de cobre da 'batateria' deve ser ligado ao fio vermelho do relógio e o fio que vem da plaquinha de zinco da 'batateria' deve ser ligado ao fio preto do relógio.
Pronto! O relógio já deve estar funcionando. Eis as ilustrações de minha montagem:
À esquerda a proteção de madeira para a montagem; numa divisão foi feito o orifício para inserir o relógio, na outra foi colocado um pires 'quadrado' para conter as meias-batatas. À direita um destaque da montagem. Abaixo, detalhes da parte posterior da montagem.
Análise do circuito
A tensão elétrica útil (U) entre os terminais de cada pilha primária, pode ser expressa em termos de sua f.e.m. (E), de sua resistência interna (r) e da corrente de intensidade i que por ela circula, assim : U = E - r.i , mostrando, claramente, que a tensão útil depende da intensidade da corrente elétrica solicitada (i).
Em circuito aberto, um bom voltômetro (Rv,int-->¥) conectado aos eletrodos fornece Uaberto= E, pois iaberto = 0. Um bom amperômetro (Ra,int-->0) conectado diretamente entre os eletrodos (curto-circuitando a pilha), fornece Icc = E/r, uma vez que Ucc = 0. Da leitura da f.e.m. E (via voltômetro) e da corrente de curto circuito icc (via amperômetro) obtemos: r = E/icc . Para nossa montagem esse valor resultou ao redor dos 3 000 ohms e E = 0,7 V.
Para as duas pilhas em série, formando nossa batateria teremos Ebat. = 1,4 V e rbat. = 6 000 W.
Sob d.d.p. útil de 1,2 V, teremos i = (Ebat.- U)/r = (1,4 - 1,2)/6000 = 3 x 10-5 A, que são suficientes para o funcionamento do relógio digital.
Como dissemos, como eletrólito podemos usar limão, abacaxi, pepino, uvas, cebolas etc. e, como eletrodos podemos usar os pares cobre/zinco, magnésio/ferro, alumínio/cobre, prego zincado/cobre etc. Para cada par deve-se testar, antes de ligar no relógio, qual a polaridade obtida (sob risco que 'queimar' o cristal de quartzo) para a bateria. Por exemplo, se for usado eletrodos de magnésio e de ferro, o magnésio será o terminal negativo e o ferro o terminal positivo. Calculadoras e jogos eletrônicos também funcionam com tais baterias 'culinárias'. Eis abaixo uma 'tomateria'; uma bateria de tomates!
Mais teoria
As reações nas células voltáicas são:
catodo: Zn <==> Zn2 + 2e
anodo: 2H+ + 2e <==> H2
A F.E.M. da reação vem expressa por: E(Zn,Zn2,2H+,H2) = Eo + (RT/nF).ln([Zn2+]/[H+]2). O eletrodo de cobre opera apenas como coletor de elétrons, podendo ser substituído por platina ou outro metal inerte.
Copyright © Luiz Ferraz Netto - 2000-2002 ® - Web Master: Todos os Direitos Reservados
PAPEL INDICADOR
Materiais utilizados
• folhas de repolho roxo;
• uma tigela;
• liquidificador;
• água;
• filtro de papel (usado para filtrar café);
• vinagre;
• detergente;
• sabão em pó;
• copos descartáveis.
Procedimentos
1. Separe e lave algumas folhas de repolho roxo.
2. Adicione um pouco de água no liquidificador.
3. Coloque as folhas de repolho roxo no liquidificador e lique-o. Aguarde até que se forme uma pasta roxa, de aparência uniforme.
4. Após uma total trituração das folhas de repolho, separe o líquido formado em uma tigela de abertura razoável.
5. Abra um filtro de papel, colocando-o dentro do líquido roxo.
6. Após aguardar pelo menos 30 minutos, retire o papel e coloque-o para secar em um varal de roupas, para que uma pequena parte de papel fique em contato com outra superfície.
7. Após o papel filtro secar, ele estará com uma aparência roxa. Sendo assim, recorte o papel em tiras finas e está pronto o seu papel indicador.
8. Para verificar como o papel indicador funciona, ou seja, qual a sua aparência em meio básico e a sua aparência em meio ácido, realize os procedimentos abaixo.
9. Coloque um pouco de água em dois copos descartáveis.
10. Adicione sabão em pó em um dos copos e agite a solução.
11. Em outro copo, adicione detergente e agite a solução.
No terceiro copo, adicione vinagre.
12. Com 3 tiras de papel indicador, teste as soluções de cada copo, e verifique a coloração do papel.
A partir desta experiência será possível verificar quais as colorações que o papel assumirá no caso em que ele for colocado em meio ácido ou meio básico e também meio neutro. Você poderá utilizar o papel para verificar outras substãncias ácidas (como o vinagre, o suco de limão, abacaxi, etc), subtãncias básicas (sabão em pó, material de limpeza, etc) e substâncias neutras (detergentes - na sua maioria são neutros, água pura, etc).
Lembre-se de guardar a coloração que o papel tomará para o meio ácido, meio básico e também para o meio neutro.
Fonte :http://www.quiprocura.he.com.br/experiencias/papel.htm
Propulsão de um Foguete
Atenção: Este experimento deve ser feito com o monitoramento de um adulto !!!
Objetivos: Ilustrar o princípio do funcionamento de um foguete de propulsão a gás.
Material utilizado: 6 metros de barbante, uma garrafa de água de plástico (Pet) ou refrigerante 600ml, dois clipes, estilete ou tesoura de ponta, fita crepe, caixa fósforos e álcool.
Procedimentos: Dobre os dois clipes formando um ângulo de 90 graus e prenda-os com fita crepe na garrafa. Veja a figura (a). Abra um furo na tampa da garrafa, de diâmetro máximo de um lápis, com o estilete ou a ponta da tesoura. Estique o cordão prendendo as extremidades com fita crepe ou amarrando-as em duas cadeiras de uma extremidade a outra da sala (Veja a figura b). Coloque uma quantidade de álcool dentro da garrafa equivalente a metade do volume de sua tampa. Espalhe o álcool uniformemente pela parte interna da garrafa. Tampe a garrafa e a coloque pendurada pelos clipes no cordão (figura b). Antes de dar ignição, ponha a garrafa de álcool a uma distância segura. Agora, acenda o fósforo e leve ao furo da garrafa para dar ignição ao foguete.
Observações: Veja as figuras c e d. Para dar ignição ao foguete realize o procedimento da figura c. Amarre um palito de fósforo na ponta de uma caneta (lápis ou alguma haste comprida) com fita crepe. Acenda o palito de fósforo e leve ao furo da tampa da garrafa. Observe as posições para dar ignição ao foguete, nas figura c e d. A posição da figura d é completamente desaconselhável, pois, poderá queimar as mãos.
(a) (b)
(c) SIM (d) NÃO
Posicione a haste com o palito de fósforo preso perpendicular.
3, 2, 1, 0, fogo. Depois do primeiro disparo do foguete, coloque a mesma medida de álcool, realizando os mesmos procedimentos anteriores, e repita mais um disparo. Conseguiu? Sim ou não? Porque?
Você pode explorar neste experimento a terceira lei de Newton (o princípio da ação e reação), a expansão dos gases e o fenômeno químico da combustão.
Explicação: Quando deu ignição, queimando ao álcool dentro da garrafa, houve liberação de calor. Esta liberação de calor aqueceu o ar dentro da garrafa fazendo-o expandir-se. O gás ao ser expelido, devido a expansão, pelo furo feito na tampa da garrafa, imprime uma força de ação contra a parede interna da garrafa e esta, por sua vez, reage imprimindo uma força de reação que causa o movimento, em oposição a saída do ar, da garrafa. Porque ao tentar dar ignição pela segunda vez o efeito não foi igual ao da primeira vez? O que houve dentro da garrafa? Combustão? O que ocorre na combustão? Qual o resultado desta combustão? O que fazer para que o foguete consiga ter o mesmo desempenho?
Fonte: http://www.conviteafisica.com.br/home_fisica/improviso_sala_de_aula/propriedades_da_materia/propulsao_foguete.ht
OSMOSE
MATERIAL E REAGENTES
• 2 copos de vidro incolor;
• 1 colher de sopa;
• 2 ovos de tamanhos iguais;
• 250 mL de vinagre ;
• 250 g de açúcar;
PROCEDIMENTO
Lave um ovo somente com água e coloque-o num copo contendo cerca de 250 mL de vinagre. Durante 5 a 10 minutos, observe o que acontece. Ocorre alguma reação química? Anote todas as suas observações. Deixe o sistema em repouso por pelo menos um dia. Ao lado, deixe o outro ovo para comparação.
Após um dia ou mais, observe se houve alterações no sistema. Quais? Compare o tamanho do ovo mergulhado no vinagre com o do outro ovo. Com cuidado, para não romper a membrana do ovo, retire o vinagre do béquer segurando o ovo. Observe se o ovo ainda tem casca. A seguir, lave-o apenas com água, recoloque-o no béquer e adicione cerca de 250 mL da solução fria supersaturada de açúcar. Observe se ocorre alguma reação. O ovo flutua ou fica no fundo do béquer? Deixe o sistema em repouso por pelo menos mais um dia. Após esse período, retire cuidadosamente o ovo da solução de açúcar, lave-o e compare seu tamanho com o do outro ovo.
Preparo da Solução
Solução supersaturada de açúcar - adicione 250 g de açúcar a cerca de 250 mL de água quente e continue aquecendo e mexendo até que a dissolução seja completa. A solução ficará amarelada e viscosa.
DISCUSSÃO
Na primeira parte deste experimento, após o consumo da casca do ovo na reação com o ácido, o ovo fica envolvido apenas por uma membrana. Essa membrana é semipermeável, pois permite a passagem da água de uma solução mais diluída (meio hipotônico) para uma mais concentrada (meio hipertônico): esse processo de transferência da água através da membrana semipermeável é conhecido como osmose. No caso do ovo sem casca imerso no vinagre, a água da solução (vinagre) entra no ovo porque a concentração de solutos dentro do ovo é maior do que no vinagre. No caso do ovo inchado com água, em contato com a solução de açúcar, a água sai do interior do ovo porque a concentração de solutos no ovo agora é menor do que na solução.
O processo de osmose está presente em muitos mecanismos de transporte celular, principalmente entre células vegetais e microorganismos unicelulares. No caso dos vegetais ocorre o transporte de água do solo úmido (meio hipotônico) para o interior da raiz (meio hipertônico). No caso de microorganismos unicelulares, geralmente com concentrações de solutos bem maiores que o meio externo (água doce), ocorre transporte contínuo de água para o seu interior; para não estourar, o microorganismo precisa bombear para fora o excesso de água. O contrário ocorre em microorganismos unicelulares de água salgada, havendo gasto de energia para repor a perda de água para o meio exterior mais concentrado, impedindo que o microorganismo murche.
OBSERVAÇÕES
1 - A casca do ovo é formada, em grande parte, de carbonato de cálcio (CaCO3). Quando se coloca o ovo em contato com o vinagre, observa-se a evolução de gás carbônico devido à seguinte reação:
2H+(aq) + CaCO3(s) CO2(g) + H2O(l) + Ca+2(aq)
2 - Um fenômeno físico que também pode ser observado no início do experimento, é a flutuação do ovo com casca, associada à formação de uma camada de bolhas na superfície. Ocorre que a densidade do conjunto ovo/camada de bolhas é menor que a densidade só do ovo. A este fenômeno dá-se o nome de empuxo.
QUESTÕES
Com relação ao aspecto físico, qual a diferença de um milho verde cozido em água com sal de outro cozido somente em água? Justifique.
Como você pode usar o fenômeno da osmose para a conservação de alimentos?
Você acha que peixe de água doce sobrevive em água do mar e vice-versa? Justifique.
Do ponto de vista biológico, por que a membrana do ovo tem que ser permeável?
Você observou que o ovo sem casca ficou submerso na solução de vinagre e flutuou na solução saturada de açúcar. Explique porque.
RESPOSTAS
O milho verde cozido em água com sal murcha devido à perda de água para a solução, por osmose.A adição de sal à carne, por exemplo, faz com que a carne desidrate, ficando imprópria para o desenvolvimento de microorganismos.Com exceção de algumas espécies que se adaptam aos diferentes meios, não, por causa do fenômeno de osmose.Para permitir a troca de gases (O2/CO2), necessária para a respiração do feto.
Devido à diferença de densidades
Oxidação
Materiais utilizados
• 4 pregos;
• água;
• vinagre;
• sabão em pó;
• sal de cozinha;
• 4 copos;
• pedaços de papelão ou cartolina;
• palha de aço ou lixa;
• caneta;
• etiquetas.
Procedimentos:
1. Utilizando a palha de aço ou lixa, lixe os pregos, a fim de tirar o esmalte de proteção presente nos pregos novos.
2. Nos copos, cole as etiquetas identificando cada um com os seguintes textos: "vinagre", "sabão em pó", "sal de cozinha", "água pura".
3. No primeiro copo, adicione um pouco de água e também um pouco de vinagre, coloque um prego dentro do mesmo.
4. No segundo copo, adicione água e coloque um pouco de sabão em pó, coloque então um dos pregos dentro do mesmo.
5. No terceiro copo, adicione água e um pouco de sal de cozinha, NaCl, coloque então um outro prego dentro do copo.
6. Por último, coloque somente água dentro do copo restante e coloque o último prego dentro.
7. Misture todas as soluções e tampe com o papelão ou a cartolina.
8. Deixe as soluções em repouso por no mínimo uma semana, o tempo irá variar de acordo com a quantidade de solutos adicionados.
9. Após o tempo de uma semana, verifique como as soluções se apresentam. Anote suas observações.
10. Após duas semanas, verifique novamente as soluções, notando suas aparências. Anote suas observações.
Questões
1. Depois do tempo decorrido, você notou alguma diferença nas soluções?
2. O que você pode dizer à respeito da velocidade dos acontecimentos para cada solução?
3. Coloque em ordem crescente as soluções, quanto ao tempo decorrido para haver as mudanças.
4. Você esperaria o resultado obtido na solução com sabão em pó? Você sabe explicar este resultado?
O ovo sem casca
Material
• Ovo cru
• Copo de vidro.
Composto
Vinagre. (ácido acético)
Procedimento
1. Enche com vinagre metade do volume total de um copo.
2. Deita o ovo no copo. O que observas? (adiciona mais vinagre se este não cobrir totalmente o ovo)
3. Observa as bolhas de gás a formarem-se na superfície da casca do ovo.
4. Observa periodicamente o que acontece nas próximas horas.
5. Ao fim de um dia vais poder constatar que o ovo está completamente nu e que este está maior do que inicialmente.
Agora já sabes como remover a casca de um ovo cru sem o partir. A casca do ovo é constituída por um composto químico chamado carbonato de cálcio. Relativamente ao vinagre, este é uma solução diluída de ácido acético. Na presente experiência, o ácido acético reage com o carbonato de cálcio contido na casca do ovo, originando como produto de reacção o dióxido de carbono. A reacção dá-se mais depressa nos instantes iniciais porque os reagente estão na sua máxima concentração.
No final da experiência, o ovo sem casca permaneceu integro. Isso é devido à existência de uma membrana que não reage com o vinagre. No entanto, esta membrana tem a capacidade de permitir a migração do vinagre do exterior para o interior do ovo através desta. O mesmo não se pode afirmar para a gema e com a clara. O facto do ovo estar maior no final da experiência é devido à migração do vinagre para o interior do ovo e à inexistência de migração de gema e clara para o exterior. Ou seja, estamos na presença de uma membrana selectiva de origem natural. Agora que já entendeste esta experiência já sabes como tirar a roupa a um ovo e como o engordar artificialmente. O impossível torna-se possível! Experimenta e diverte-te!
Fonte: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/ovonu.html
Viscosidade
Moeda mergulhadora
Material
• Duas moedas iguais
• Dois copos de vidro
Compostos
• Água• Mel
Procedimento
1. Enche três quartos de um copo com água.
2. Enche com o mesmo volume de mel o outro copo.
3. Deita uma das moedas no copo com água. A velocidade de descida foi alta, média ou elevada?
4. Deita a outra moeda no copo com mel. E agora, como foi?
A velocidade de descida da moeda na água é muito maior do que a verificada para o mel. Isto pode ser explicado pelo facto da viscosidade do mel ser muito superior à da água. A viscosidade pode ser descrita como a resistência oferecida por um fluido ao seu próprio fluxo. O escoamento de mel é muito mais difícil do que o escoamento de água porque este é mais viscoso. Imagina que na tubagens de tua casa tinhas mel. Nunca mais enchias a banheira!
Fonte: http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/moeda.html
Misturas
Objetivo: verificar como alguns materiais se comportam quando colocados em água ou em outros líquidos
Materiais utilizados
• Frasco de vidro usado para acondicionar medicamentos;
• Talco
• Pedaço de isopor
• Sal
• Água
• Açúcar refinado
• Enxofre (encontrado em farmácias de manipulação)
• Sulfato de cobre (encontrado em casa especializada em limpeza de piscina)
• Solvente para remover esmalte
• Tampa de caneta BIC®
Procedimento
1. Coloque um fraco um pouco de água
2. Com a tampa de caneta BIC, adicione ao frasco um pequena quantidade de açúcar
3. Agite e observe o que aconteceu. Dissolve-se?
4. Repita este experimento para os materiais acima segundo a ordem da tabela abaixo:
Solubilidade de diferentes substâncias
Solvente Soluto
Açúcar Sal Talco Isopor Sulfato de cobre Enxofre
Água _ _ _ _ _ _
Solvente para remover esmalte _ _ _ _ _ _
Análise dos dados
1. Quais solutos se dissolveram melhor em água?
2. Quais solutos se dissolveram menos em água?
3. Quel solvente solubilizou melhor o isopor?
4. Como você pode diferenciar as substâncias pelos dados da tabela?
5. O que você pode concluir sobre a dissolução de um material em diferentes solventes?
Coleção Nova Geração - Química e Sociedade - A Ciência, os Materiais e o Lixo: módulo 1, Ensino Médio/coordenadores Gerson de Souza Mól, Wildson Luiz Pereira dos Santos. São Paulo: Nova Geração, 2003.Fazendo Cola a Partir de Leite!
Você só precisa de:
- leite desnatado
- vinagre
- uma panela que não seja metálica (uma esmaltada serve)
- bicarbonato de sódio
Aqueça meio litro de leite desnatado e adicione seis colheres de sopa de vinagre aos poucos, misturando constantemente. Quando começar a engrossar, retire-o do fogo. Continue a mexer até que não haja mais possibilidade do caldo engrossar. Espere que a substância assente no fundo da panela. Então coe-a. Adicione 1/2 de copo (60 ml) de água e uma colher de sopa de bicarbonato de sódio (também pode-se usar borato de sódio). Quando cessar o borbulhamento, tem-se cola.
Teste de Acidez
Os sucos de alguns vegetais e outras plantas podem funcionar como indicadores de pH, ou seja, de quão ácido ou básico é uma substância. Nas escolas ensinam-se o que é ácido e o que é base, mas não explicam como se pode verificar.
É muito fácil! Cozinhe uma couve vermelha até ela ficar tenra, macia, e com um filtro coe o suco dela num vasilhame. Quando um pouquinho deste suco é adicionado a um ácido, tal como o vinagre, o resultado é que o suco ficará mais vermelho. Já em uma base, como a amônia, o suco tornar-se-á azul ou verde. É possível substituir a couve vermelha por beterraba, mas o resultado não é tão bom. De qualquer forma, procure saber com seu professor outros alimentos que sejam ácidos ou bases, e experimente!
A propósito, Coca-Cola é ácido ou base?
Fazendo Sabão!
É muito fácil fazer. Tome uma colher de sopa de margarina e coloque numa latinha de conserva, até derreter. Adicione hidróxido de sódio (NaOH) a 25% - mais conhecido como soda cáustica - aos pouquinhos, misturando sempre com um palitinho de sorvete (você pode encontrar esta substância em casas revendedoras de produtos químicos, ou mesmo falando com o seu professor de química). Ponha o material em um molde e deixe esfriar. E pronto! Temos um sabão caseiro!
Quimicamente, o que ocorreu foi uma reação do éster de ácido graxo contido na margarina com o hidróxido de sódio. Esta reação chama-se saponificação, é um tipo de reação orgânica e é feita em grande escala nos laboratórios produtores de sabões:
Éster + Base -> Sal de Ácido Graxo (ou Sabão) + Glicerol (ou Glicerina)
Sangue de Mentirinha!
De tanto assistir filmes de terror, ou mesmo filmes de ação, onde o mocinho tem sempre que apanhar primeiro, cabe sempre uma constatação e ao mesmo tempo uma pergunta: "- Nossa, quanto sangue!". É claro, tudo é de mentirinha mas, na maioria das vezes (quando não há efeitos especiais) os diretores de filmes recorrem ao velho-truque-do-sangue-de-mentirinha. Mistura-se mel com corante vermelho, daqueles usados para preparar alimentos. O resultado é um belo vermelho de dar gosto a vampiro! O resultado é impressionante. Contudo, é sempre bom tomar cuidado, pois o material pode manchar roupas e tapetes facilmente.
Outra forma de fazê-lo, esta sem manchar roupas, é medir 6ml (mililitros) de água e 1ml de detergente com amoníaco (se não tiver este produto no laboratório de química da escola, um pouquinho do limpador Ajax®, facilmente encontrado nos supermercados, resolve). Adicione, com um conta-gotas, 2 a 3 gotas de fenolftaleína (se também não tiver fácil, um pouquinho de Lactopurga® da farmácia funciona). Coloque a solução num frasco de spray (do tipo desodorante). Ao expirar num tecido branco, ele fica imediatamente manchado de vermelho. Aos poucos a mancha desaparece porque a solução básica (o Ajax) é volátil. A reação química é a seguinte:
NH4OH -> NH3 + H2O
P.S. Atenção: como muito bem lembrado pelo leitor Fernando Giannini de Souza, não se pode lavar a peça de roupa, após o experimento, com sabão sem antes lavar (somente) com água. O sabão contém NaOH que é básico mas não é volátil - e pode manchar a roupa!
Carta Química!
Berílio Horizonte, zinco de benzeno de 1999.
Querida Valência:
Não estou sendo precipitado e nem desejo catalisar nenhuma reação irresversível entre nós dois, mas sinto que estrôncio perdidamente apaixonado por você. Sabismuto bem que a amo. De antimônio posso lhe assegurar que não sou nenhum érbio e que trabário muito para levar uma vida estável.
Lembro-me de que tudo começou nurârio passado, com um arsênio de mão, quando atravessávamos uma ponte de hidrogênio. Você estava em um carro prata, com rodas de magnésio. Houve uma atração forte entre nós dois, acertamos os nossos coeficientes, compartilhamos nossos elétrons, e a ligação foi inevitável. Inclusive depois, quando lhe telefonei, mesmo tomada de enxofre, você respondeu carinhosamente: "Proton, com quem tenho o praseodímio de falar?" Nosso namoro é cério, estava índio muito bem, como se morássemos em um palácio de ouro, e nunca causou nehum escândio. Eu brometo que nunca haverá gálio entre nós e até já disse quimicasaria com você.
Espero que você não esteja saturada, pois devemos buscar uma reação de adição e não de substituição.
Soube que a Inês lhe contou que eu a embromo: manganês cuidar do seu cobre e acredite níquel que digo, pois saiba qe eu nunca agi de modo estanho. Caso algum dia apronte alguma, eu sugiro que procure um avogrado e que me metais na cadeia.
Sinceramente, não sei por que você está a procura de um processo de separação, como se fóssemos misturas e não substâncias puras! Mesmo sendo um pouco volátil, nosso relacionamento não pode dar errádio. Se isso acontecesse, irídio emboro urânio de raiva. Espero que você não tenha tido mais contato com o Hélio (que é um nobre!), nem com o Túlio e nem com os estrangeiros (Germânio, Polônio e Frâncio). Esses casos devem sofrer uma neutralização ou, pelo menos, uma grande diluição.
Antes de deitar-me, ainda com o abajur acesio, descalcio meus sapatos e mercúrio no silício da noite, pensando no nosso amor que está acarbono e sinto-me sódio. Gostaria de deslocar este equilíbrio e fazer com que tudo voltasse à normalidade inicial. Sem você minha vida teria uma densidade desprezível, seria praticamente um vácuo perfeito. Você é a luz que me alumíno e estou triste porque atualmente nosso relacionamento possui pH maior que 7, isto é, está naquela base. Aproveito para lembrar-lhe de devolver o meu disco da KCl.
Saiba, Valência, que não sais do meu pensamento, em todas as suas camadas.
Abrácidos do:
Marcelantânio
Como Queimar Aço!
Não acredita? Pois bem, no dia-a-dia das fábricas e indústrias, é necessário fundir peças enormes de metal ou mesmo queimar, como geralmente é feito com uma chama especial de oxiacetileno, para fins de soldagem, etc.
Mas o uso destes materiais especiais não são necessários aqui.
Podemos fazer isto, em casa, somente com uma vela! Somente tome cuidado ao manusear com fogo!
Você só precisa de uma vela, pinça (para não queimar as mãos) e palha de aço (o popular Bombril).
Como você sabe, o oxigênio é necessário para a combustão, ou queima. Para se queimar aço facilmente, é necessário fazer com que o ar, e assim o oxigênio, circule livre e abundatemente ao redor do material.
E podemos fazer com a palha de aço, ou Bombril. Tome um tufo deste material, e procure separar os fios o melhor possível. Aproxime-o (com o uso de uma pinça) de uma vela e observe o resultado: parecerem fogos de artifício em miniatura!
Um último cuidado: use algo para reter o aço fundido, como uma bacia velha de metal, que você não precise utilizar mais.
Papel e Cortiça Dançantes
Você só precisa um pedaço de vidro plano, dois livros (para apoio ao vidro), um lenço de seda, papel e cortiça picados e um pouco de glicerina
Ao atritar com o lenço de seda a superfície do vidro (apoiado por dois livros, como indicado na figura acima), você observará que o papel abaixo do vidro começa a dançar!
O que ocorre é a atração provocada pelas cargas elétricas provenientes da eletricidade estática causada pelo atrito do lenço com a superfície do vidro.
Uma variação interessante deste experimento é trocar o papel por cortiça, como indicado na figura acima.
Mais ainda: é possível acumular uma quantidade maior de eletricidade estática e perceber que os pedacinhos de cortiça começam a grudar na superfície do vidro!
Mas o mais interessante é que você pode desenhar, com o auxílio da glicerina, um objeto, e ao atritar com o lenço mais uma vez, observar que a cortiça obedece ao contorno do desenho feito por você!
O segredo é preparar um desenho na parte inferior do vidro (como uma meia-lua, no exemplo). Ao atritar a parte superior do vidro com o lenço de seda os pedaços de cortiça serão atraídos pelo vidro, e quando tiverem contato com a glicerina, irão aderir!
O poder da pressão do ar
Materiais necessários: água, vasilhame de lata e uma chama.
Como todo experimento que envolve fogo, tome cuidado com este!
Por estarmos mergulhados num "mar" de ar, não percebemos a sua grande influência. Este experimento é mais uma incrível demonstração: tome um vasilhame limpo (que possa ser fechado com uma tampa) e adicione um pouco de água.
Deixe-o aberto e esquente o vasilhame com água. Quando a água começar a evaporar, retire-o com cuidado da chama e tampe-o. Enquanto o vasilhame resfria, a pressão do ar à sua volta vai forçando suas paredes, amassando-o!
Como isto acontece?
Bom, quando a água estava aquecendo, o vapor foi tomando o espaço que o ar tinha dentro do vasilhame. Podemos dizer que quando a água entrou em ebulição, a maior parte do ar foi expelido para fora do vasilhame, restando bastante vapor d'água. Aí o vasilhame foi fechado, impedindo que ele retornasse à medida que o vapor d'água se condensava no interior do vasilhame. Como a pressão interna vai diminuindo, a pressão externa começa a agir, amassando o vasilhame, ao esfriar tem o vapor d'água transformado em líquido, e só um pouquinho de ar dentro dele. É este desequilíbrio de pressões interna e externa que você acaba observando neste experimento!
Tente este! Mais pressão do ar
Este experimento deixa muita gente encafifada!
Além de simples, mostra um resultado intrigante. Tome uma garrafa e uma bolinha de isopor, ou um pedacinho de papel, como indicado na figura.
Depois... assopre! Tente fazer com que a bolinha de isopor (ou de papel) entre na garrafa!
O que acontece? Por que será?
A razão é que existe ar dentro da garrafa, e na posição que está (quando você assopra), a bolinha tenta ocupar um espaço que já está ocupado! E por isso, a bolinha não entra! É mais uma vez a pressão do ar funcionando!
Golpe de Mestre
Não é preciso ser um exímio lutador de caratê para realizar este experimento: somente duas folhas de papel, uma ripa de madeira, uma ajudazinha da pressão do ar e você para dizer o que está acontecendo!
O ar exerce uma pressão por igual em tudo ao nosso redor. Em especial, neste interessante experimento: coloque uma ripa de madeira entre dois pedaços de jornal sobre uma mesa, como mostrado acima.
Dê uma pancada rápida na extremidade da madeira? O que acontece? Por que o papel não rasga? A pressão do ar entre as folhas de papel mantém a parte da ripa de madeira sobre ela imóvel. A pancada rápida que você exerce não é suficiente para vencer a pressão do ar!
Abrindo Compotas!
Quando você tiver dificuldade em abrir uma compota de geléia ou de azeitonas, utilize um pouco de ciência para não fazer tanto esforço!
Geralmente, para infelicidade das donas de casa, a compota é bem fechada. E muitas das vezes isto não é proposital.
Durante a fabricação destes alimentos geralmente é extraído um pouco de ar, formando um "vácuo" parcial. Se o vasilhame é de vidro e a tampa de metal, você pode esquentar a tampa usando água quente. A tampa vai dilatar mais rapidamente que o vidro, expandindo de forma a facilitar quando você quiser abrí-la.
Um exemplo bastante útil de ciência!
Deixando os cabelos em pé!
Do que você precisa: uma bexiga
Este experimento todo mundo já ouviu falar uma vez na vida... Mas como é que é possível tornar uma bexiga numa espécie de imã?
O que acontece?
O segredo está na eletricidade estática, que surge pelo atrito da bexiga com uma roupa de lã, por exemplo.
É claro que você deve considerar um cabelo seco. Dá para imaginar por que?
Quanto oxigênio existe no ar?
Do que você precisa: uma garrafa de vidro, vela e um prato com água
O ar é composto aproximadamente de 1/5 de oxigênio e quase 4/5 de nitrogênio, além dos demais gases. Você sabia que é possível medir o quanto de oxigênio existe somente com estes materiais?
Encha um prato fundo de água, acenda uma vela e deixe-a flutuar cuidadosamente por sobre a água. Só então cubra-a com a garrafa de vidro, emborcando-a.
A vela vai continuar acesa enquanto houver oxigênio dentro da garrafa. Quando a chama extingüir você vai perceber que o nível da água dentro da garrafa vai subir, aproximadamente 1/5 do volume da garrafa!
O que aconteceu?
Houve uma reação química - chamada combustão - onde o oxigênio do ar reagiu com a chama, produzindo gás carbônico (CO2). Só que o volume ocupado por este gás é muito pequeno, muito menor do que o volume que ocupava o oxigênio (O2). Assim diminiu a pressão resultante dentro da garrafa, e o ar externo então empurrou mais água para dentro da garrafa.
Construindo uma bússola
O primeiro a utilizar uma bússola, segundo registros da história, foi Peter Peregrinus, em 1269, mas mesmo ele não soube explicar por que uma bússola sempre aponta para o Norte.
Somente William Gilbert (1544-1603) explicou satisfatoriamente o fenômeno, ao dizer que o planeta Terra funcionava como um enorme magneto!.
Você também pode fazer um, em casa, com materiais simples: uma agulha, rolha de cortiça, faca, um vasilhame com água e um imã de verdade.
Primeiro, corte a cortiça com mais ou menos 1 centímetro de altura, formando um disco. Faça um pequeno espaço para poder deixar a agulha fixa na rolha de cortiça. Depois magnetize a agulha, como ilustrado: escolha uma das extremidades (a da ponta mais fina, por exemplo) e por umas 20 vezes sempre na mesma direção passe a agulha por entre um dos magnetos. Só então fixe-a na cortiça e coloque-os sobre um vasilhame com água. Mexa na cortiça: você verá que ela sempre irá apontar para uma mesma direção: a direção norte-sul.
Osmose
Tome duas batatas de tamanho aproximadamente igual (ou corte uma batata maior na metade). Descaque-as, e cozinhe uma delas por uns 10 ou 20 minutos, mas não deixe-a despedaçar de tanto cozinhar, OK?
Depois faça uma cavidade de igual tamanho em ambas, e coloque o mesmo tanto de açúcar. Deixe ambas num prato com água por 24h.
O que acontece?
A cavidade com açúcar da batata crua terá adsorvido água durante este tempo, enquanto a da batata cozida não.
Numa planta viva o processo de troca de fluídos, como a água, é chamado de osmose. As células ainda vivas da batata crua continuaram trocando água e nutrientes durante o tempo que você ficou esperando, enquanto que na batata cozida isto não aconteceu, pois as células não resistiram ao cozimento.
Açúcar atrai água - Sabão repele água
Você só precisa de um vasilhame, palitos de fósforo, algodão, açúcar e sabão (ou detergente) para observar um experimento bastante interessante em casa.
Quebre os palitos em pedaços pequenos, deixando-os flutuar.
Prepare uma solução com bastante água e açúcar e outra com sabão ou detergente.
Tome um pedaço de algodão e molhe-o com a solução de açúcar. Aproxime o algodão dos palitos de fósforo. O que você observa?
Os palitos aproximam-se, atraídos pelo açúcar!
O contrário acontece quando você adiciona gotas de sabão ou detergente próximo aos palitos: eles repelem-se!
Oxidação
Do que você precisa: palha de aço (ou Bombril), barbante, lápis, copo, prato e água
Porém a combustão não é a única maneira de demonstrar a quantidade de oxigênio existente no ar. Quando o ferro oxida, também utiliza o oxigênio (O2) neste processo, chamado de oxidação: só que leva mais tempo!
Amarre um chumaço de palha de aço (ou Bombril) num lápis utilizando um barbante, como mostrado na figura. Molhe-o com água, tome um copo junto com um prato com água e emborque-o, deixando o lápis amarrado com a palha de aço dentro.
Espere por alguns dias. O que acontece é que o nível da água dentro do copo sobe igualmente (como no experimento da combustão), pois o oxigênio dentro do copo reagiu quimicamente com o Bombril, fazendo a pressão dentro do copo diminuir. Assim, o ar externo, ao notar esta diferença de pressão, empurra a água para dentro do copo, equilibrando as pressões interna e externa ao copo.
Quando todo o oxigênio tiver sido utilizado, o volume de água dentro do copo deverá subir 1/5 do volume.
http://www.geocities.com/CollegePark/Bookstore/2334/indice.html
EXPERIMENTOS E DICAS DE QUÍMICA
01- UMA ÓXI-REDUÇÃO DE GRANDE EFEITO VISUAL
MATERIAL: 1-copo 1 fio elétrico desencapado
solução de nitrato de prata [ AgNO3(aq)] (corrosivo)
PROCEDIMENTO
1. Construa com um fio , um modelo de árvore de natal em um tamanho compatível com o do copo.
2. Após ter introduzido o modelo no copo, coloque a solução de AgNO3 , até cobrí-lo. Deixe o sistema em repouso, volte a observa-lo no dia seguinte e resolva as equações:
a) Qual a cor da solução inicial de AgNO3 ?
b) Qual é o principal constituinte do fio elétrico?
c) Qual é a cor da solução final?
d) Qual é a espécie química responsável por essa coloração?
e) Escreva a equação da reação ocorrida.
f) Escreva a equação iônica dessa reação.
g) Escreva as semi-reações de oxidação e da redução e some-as, obtendo a equação iônica global.
h) Discuta a frase, justificando : "O metal constituinte do fio é o agente oxidante e portanto, a prata é o agente redutor".
Cascas de ovos apresentam como principal componente, o carbonato de cálcio (CaCO3) que, ao ser atacado por ácidos, libera gás carbônico.
Em um recipiente de vidro provido de uma rolha à qual foi adaptado um tubo plástico , coloque casacas de ovos e cubra-as com vinagre (ácido acético).
02- REAÇÃO DE DESLOCAMENTO
As reações podem ser classificadas, como já vimos, em reações de síntese, análise (decomposição), simples troca (deslocamento) e dupla troca.
Nesse experimento executaremos duas reações de um mesmo tipo.
MATERIAL
Fita de magnésio; Lamparina; Pinça ou pregador de madeira; Comprimido de Lactopurga;
Água.
PROCEDIMENTO
1. Com o auxílio da pinça, queime uma fita de magnésio, aproximando-o da chama da lamparina.
Obs: tomar cuidado pois como ocorrerá a emissão de uma luz branca intensa, evite olhar diretamente para a chama.
2.Observe a fita de magnésio antes da reação e o produto formado e resolva as seguintes questões:
a) Equacione a reação ocorrida entre o magnésio e o oxigênio do ar. Classifique-a
b) Ocorre alteração da massa da fita antes e depois da reação?Justifique.
c) O produto comercializado com o nome de lactopurga apresenta, na sua composição, o indicador ácido - base fenolftaleína .Triture o comprimido e adicione-o a um copo com água. A essa mistura , acrescente o produto da queima do magnésio .Qual é a alteração do sistema perceptível a olho nu? Como você pode justificar esse fato?
d) Equacione a reação que ocorre entre o produto da queima da fita de magnésio e a água. Classifique essa reação
03- DIFERENCIAÇÃO ENTRE UM COMPOSTO IÔNICO E UM MOLECULAR PELO AQUECIMENTO
MATERIAL
Açúcar comum (C6H12O16) Sal de cozinha (NaCl) Enxofre sólido (pó amarelo ) (S8)
Sulfato de cobre (CuSO4) Sulfato de alumínio (Al2(SO4)3).
PROCEDIMENTO:
1. Coloque cada um deles separadamente em um recipiente e os aqueça com cuidado num fogão;
2. Sabendo que os compostos iônicos apresentam elevado ponto de fusão, classifique cada uma das substâncias utilizadas.
Atenção : Realize a experiência em lugar bem ventilado e evite a inalação dos vapores que podem ser produzidos durante o aquecimento do enxofre.
04- DETERMINAÇÃO DE ÁLCOOL NA GASOLINA
MATERIAL Um copo Água Uma régua de 30cm Gasolina
PROCEDIMENTO
1. Adicione um volume de água em um de gasolina (solução 1/1);
2. Agite o sistema e meça o volume inicial e final da gasolina antes e após a agitação;
3. Calcule o volume de álcool que estava dissolvido na gasolina pela subtração:
Válcool dissolvido = Vinicial de gasolina - Vfinal da gasolina
Desta maneira você poderá ser capaz de determinar a porcentagem do álcool na amostra da gasolina pela relação abaixo :
Vinicial de gasolina ------------------------------------------- 100%
Válcool dissolvido ---------------------------------------------- X
Onde X é o valor de álcool na gasolina a ser determinado
05 - IDENTIFICAÇÃO DO DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO NA PRODUÇÃO DO SANGUE DO DIABO
MATERIAl Um copo Bastão de vidro Água Um comprimido de lacto purga
NH4OH (Amoníaco) Conta gotas
PROCEDIMENTO
1. Com o auxílio de um bastão de vidro triture o comprimido de lacto purga em um recipiente (um copo)
2. Acrescente uma pequena quantidade de água suficiente para dissolver o comprimido agitando o sistema
3. Caso exista sólido em suspensão deixe este em repouso e estabeleça a separação do material solúvel;
4. Com a utilização de um conta gotas adicione 2 gotas de amoníaco na solução que contém o lacto purga.
5. Após este procedimento coloque um pouco desta solução em um pedaço de pano e explique com base no equilíbrio químico o desaparecimento da coloração escura no pano.
06 -REALIZANDO E ANALISANDO REAÇÕES DE DESLOCAMENTO
MATERIALCuSO4 Palha de aço
PROCEDIMENTO
1. Prepare uma solução de CuSO4 (Sulfato de cobre)em água na proporção (1:2) homogenizando a solução e observe a coloração;
2. Corte um pedaço de palhinha de aço , enrole-o e coloque no sistema( solução ) , tente explicar a descoloração da solução.
07 -TESTANDO A VELOCIDADE DAS REAÇÕES
MATERIAL
Um frasco de água oxigenada H2O2 a 10 volumes
Pedaços de batata crua
Pedaços de fígado cru
PROCEDIMENTO
A água oxigenada que pode ser comprada em farmácias, deve ser colocada em dois copos, em quantidades iguais. Em um dos copos, coloque um ou mais pedaços de batata crua ou de fígado cru. No outro copo não acrescente nada . Observe atentamente a velocidade da liberação de bolhas que ocorre nos dois copos.
a) Qual o tipo de reação que ocorre com a substância H2O2.
b) Equacione esta reação.
c) Qual o gás constituinte das bolhas?Como você pode provar?
d) O pedaço de batata usado poderia ser reaproveitado, com o mesmo efeito, em outra reação semelhante?Por que?
e) Em qual dos copos a velocidade da reação é maior? Justifique este fato.
f) Qual é o nome da enzima presente no sangue, na batata e no fígado responsável pelo aumento da velocidade da reação?
g) A formação de bolhas que ocorre quando colocamos água oxigenada em um ferimento indica obrigatoriamente a existência de infecção?
08 -TESTANDO O pH DE MATERIAIS DE USO DOMÉSTICO
Indicadores são substâncias que mudam de cor em função da acidez ou da basicidade de uma solução. Um indicador muito usado em laboratório, obtido pela mistura de um deles, é denominado indicador universal, disponível no comércio e encontrado no laboratório de sua escola.
Usando algumas tiras de papel desse indicador podemos testar a acidez de vários materiais encontrados em nossas casas. Comparando as cores obtidas com o padrão impresso na embalagem, podemos organizar esses materiais de acordo com sua acidez crescente ou decrescente. A seguir damos algumas sugestões ; porém , em função do seu interesse, essa lista pode ser aumentada.
MATERIAL
Tiras de papel do indicador universal
Soluções aquosas de: sabão em pó, produtos com amoníaco, limpa forno, vinagre, refrigerantes, água filtrada, álcool comum, suco de limão.
PROCEDIMENTO
1. Use uma tira diferente para cada solução e observe a cor obtida;
2. Compare com o padrão impresso na embalagem e anote o valor do pH encontrado;
3. Resolva as questões :
a) Monte uma tabela, mostrando os materiais em ordem crescente de pH.
b) Determine, aproximadamente, a [H+], A [OH-] e o pOH de cada um dos materiais.
c) Colha amostra de urina e de saliva e determine seus pH usando o indicador universal. Indique qual apresenta a maior concentração hidrogeniônica.
09 - TRATAMENTO DA ÁGUA
Reproduzir um processo importante realizado nas estações de tratamento de água , ou mesmo em piscinas (floculação), através de uma reação de dupla - troca.
MATERIAL
Um recipiente de vidro
Al2(SO4)3
Ca(OH)2
Terra
PROCEDIMENTO
1. Em aproximadamente 30 mL de água em um recipiente de vidro adicione uma pequena quantidade de terra , com o objetivo de simular uma água suja;
2. Agite o sistema.Acrescente 4 medidas de Al2(SO4)3 e agite até a dissolução;
3. Acrescente 2 medidas de Ca(OH)2;
4. Agite.Aguarde 10 minutos, observe , anote e explique.
10 - PRÁTICA DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS: FLOTAÇÃO
OBJETIVO:
Identificar quais os tipos de misturas sólidas podem ser separadas por flotação, utilizando no experimento materiais alternativos de fácil aquisição.
INTRODUÇÃO:
Podemos separar os componentes de uma mistura sólida heterogênea, dependendo da natureza dos componentes e das suas densidades, por um método de fracionamento chamado flotação. O método se baseia na adição de um líquido, com densidade intermediária aos componentes da mistura. Após a adição do líquido apropriado, o sólido mais denso que este líquido fica sedimentado no fundo do recipiente, e o sólido menos denso flutua na superfície do líquido.
MATERIAL
a. Quatro garrafas plásticas transparentes (preferencialmente incolores), cortadas como copos compridos;
b. Água, isopor, gravetos, areia, seixo, sal e crivo;
c. Pincel atômico ou etiquetas numeradas.
FAÇA ASSIM:
a. Numere os copos de 1 a 4;
b. Coloque, no copo de plástico número 1, uma porção de areia e outra de isopor, misture bem. No copo 2, adicione areia e sal, misture bem. No copo 3, a mistura é de areia com seixo e, no copo 4, adicione isopor e alguns gravetos;
c. Adicione água a todos os copos e separe, quando possível, os componentes das misturas iniciais utilizando o crivo.
QUESTÕES:
a. Qual é a função da água no experimento?
b. Poe que o isopor flutuou e a areia sedimentou?
c. Utilizando a flotação foi possível separar a mistura da areia com sal? Como você explica?
d. A flotação é um método adequado para separar os componentes de uma mistura contendo seixo e graveto?
e. Qual material é mais denso: cortiça ou pedra? Como você pode afirmar sem conhecer a densidade absoluta destes sólidos?
f. De acordo com suas observações, que tipos de componentes sólidos de uma mistura podem ser separados por flotação?
11 - ONDE ENCONTRAR OS REAGENTES?
Os reagentes utilizados nas práticas não necessitam de alto grau de pureza, pois as experiências realizadas neste site são, em sua grande maioria, de caráter qualitativo, ou seja, o importante é apenas a visualização do fenômeno.
Inicialmente devemos entender as convenções dos locais onde encontramos nossos reagentes.
Local Código
Produtos químicos I
Farmácias II
Materiais de construção III
Materiais elétricos IV
Supermercados V
Produtos de piscina VI
Distribuidor de gelo VII
Postos de gasolina VIII
Veja agora nossos reagentes, suas fórmulas, seus produtos alternativos e onde encontrá-los.
Nome do reagente Fórmula Presente em Local
Acetato de chumbo (CH3COO)2Pb Água vegeto-mineral; grecin 2000 I e II
Acetona H3CCOCH3 IDEM II
Ácido acético CH3COOH Vinagre V
Ácido clorídrico HCl Ácido muriático III
Água oxigenada H2O2 IDEM V e II
Álcool comum CH3CH2OH IDEM V e II
Bicarbonato de sódio NaHSO4 Fermento e antiácido I, II e V
Cal virgem CaO Cal III
Cloreto de sódio NaCl Sal de cozinha V
Cloreto de potássio KCl Sal sem sódio I, II e V
Cromato de potássio K2CrO4 IDEM I
Cobre Cu Sucata e fio elétrico III
Cloreto de amônio NH4Cl IDEM II
Dicromato de potássio K2Cr2O7 IDEM I
Enxofre S IDEM II
Fenolftaleína * Fórmula 46 /LACTO-PURGA II
Gelo seco CO2 IDEM VII
Gasolina Mistura IDEM VIII
Hidróxido de amônio NH4OH Amoníaco II
Hidróxido de sódio NaOH Soda cáustica V
Hipoclorito de sódio NaClO Água sanitária V
Iodato de potássio KIO3 IDEM I
Iodeto de potássio KI Xarope I e II
Iodo ressublimado I2 IDEM II
Zinco Zn Pilhas usadas I e III
Magnésio Mg Eletrodo de sacrifício VI
Permanganato de potássio KMnO4 IDEM II
Sulfato de cobre CuSO4.5H2O IDEM VI
Sulfato de magnésio MgSO4 Sal amargo II
Sulfato de ferro II FeSO4 Sulfato ferroso II
Tetracloreto de carbono CCl4 IDEM I
Carbonato de cálcio CaCO3 Mármore III
Ácido bórico H3BO3 Água boricada II
Experimentos e dicas - Jorge ABDALLA Derbly
Sites: Qmcweb (UFSC), www.adoroquimica.com.br,
Assinar:
Postagens (Atom)
