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.