Química geral; Práticas fundamentais (Caderno Didático) (Portuguese Edition) [2 ed.] 9786559250349, 9788572695466

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© 2021 by Professores de Química da UFV 1a edição: 1988 1a reimpressão: 1992; 2a reimpressão: 1993 2a edição: 1995 3a edição: 1998 – Série Cadernos Didáticos 1a reimpressão: 1999; 2ª reimpressão: 2002; 3ª reimpressão: 2004; 4a reimpressão: 2005; 5a reimpressão: 2006; 6a reimpressão: 2007; 7a reimpressão: 2008; 8a reimpressão: 2009; 9a reimpressão: 2010. a 1 edição: 2011 – Série Didática 1a reimpressão: 2012 2a edição: 2016 2a edição - Formato eletrônico: 2021 Direitos de edição reservados à Editora UFV. Nenhuma parte desta publicação pode ser reproduzida, apropriada e estocada, por qualquer forma ou meio, sem autorização do detentor dos seus direitos de edição. Impresso no Brasil Ficha catalográfica elaborada pela Seção de Catalogação e Classificação da Biblioteca Central da Universidade Federal de Viçosa - Campus Viçosa Q6 2021

Química geral [recurso eletrônico]: práticas fundamentais / Efraim Lázaro Reis organizar -- 2. ed. -- Viçosa, MG : Ed. UFV, 2021. 1 livro eletrônico (pdf 1,92 MB). -- (Didática) Requisitos do sistema: Adobe Acrobat Reader Disponível em: https://www.editoraufv.com.br/ ISBN 978-65-5925-034-9 1. Química - Manuais de laboratório. 2. Química - Estudo e ensino. I. Reis, Efraim Lázaro, 1953-. II. Série. CDD 22. ed. 542.1

Bibliotecária responsável: Alice Regina Pinto Pires - CRB6 2523 Capa: Miro Saraiva Revisão linguística: Constança Bezerra Albino Chaves Editoração eletrônica: José Roberto da Silva Lana Editora UFV

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Apresentação Esta edição do Caderno Didático nº 21; Química Geral – Práticas Fundamentais – é resultado de vários anos de trabalho. Até 1979, as aulas práticas de Química Geral eram ministradas seguindo-se roteiros isolados. Nesse ano, iniciou-se um trabalho de compilação mais organizada desta disciplina, que culminou na publicação da primeira versão da apostila Práticas de Química Geral, cujos autores foram os professores Per Christian Braathen, Marisa Fontes Soares, Benjamim Gonçalves Milagres, Efraim Lázaro Reis, Maria Coletta Vidigal, Hilbert Pires Henriques e Sílvia Nassif del Lama. A apostila foi reeditada em 1980, com o nome de Práticas Fundamentais de Química Geral. Para essa edição contribuíram também os professores Edilton de Souza Barcellos e Maria Amélia Diamantino Boaventura. O professor Edilton fez ainda as ilustrações do trabalho.. Em 1984, a apostila foi novamente editada com o mesmo nome, tendo como colaboradores adicionais Elizabeth Pacheco Baptista Fontes, Joel Antônio de Oliveira, Renildes Lúcio Ferreira Fontes e Tânia Toledo de Oliveira e Albuquerque. A referida apostila foi oficialmente editada pela primeira vez, em 1986, pela Imprensa Universitária da UFV, com o nº 239, intitulada Química Geral (Práticas Fundamentais), constando como autores os mesmos da versão anterior de 1984. Em 1992, foi reeditada, sem modificações. Em 1995, esta obra foi revisada e atualizada sob o patrocínio do projeto PADCT/ 1993 e, nesta edição, ela mantém o título, mas constando como autores apenas “Professores de Química Geral da UFV”. Esta decisão foi tomada pelos professores do setor de Química Geral do Departamento de Química da UFV, tendo em vista a contribuição fundamental de novos professores, entre estes o professor Paulo Gontijo Veloso de Almeida. Em 1998, foi realizada a terceira edição da apostila, agora como livro da Série Didática, com o mesmo nome e tendo como autores apenas “Professores de Química da UFV”, destacando-se na última edição a valiosa contribuição da professora Mayura Marques M. Rubinger. Foi acatada a sugestão da Editora UFV de constar o nome de um dos professores que organizaram essa obra, no caso o nome do Prof. Paulo Gontijo Veloso de Almeida. Em 2013, o Prof. Paulo Gontijo, com a aquiescência da Editora UFV, delegou a mim a tarefa de manter atualizada a obra, inclusive atentando para o “Novo Acordo Ortográfico”, e, assim, entregamos aos leitores a edição de 2016.

Efraim Lázaro Reis Editor

Viçosa, março de 2016.

Sumário Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório Acidentes de Laboratório e Primeiros Socorros Acidentes por Agentes Físicos Acidentes por Agentes Químicos PRÁTICA Nº 1 - Materiais Comuns de Laboratório PRÁTICA Nº 2 - Materiais e Substâncias: Critérios de Pureza, Fracionamento de Materiais PRÁTICA Nº 3 - Soluções PRÁTICA Nº 4 - Reações Químicas e Energia PRÁTICA Nº 5 - Obtenção e Purificação de Substâncias PRÁTICA Nº 6 - Semelhanças e Diferenças nas Propriedades Químicas de Elementos de uma Mesma Família da Tabela Periódica PRÁTICA Nº 7 - Equilíbrio Químico PRÁTICA Nº 8 - Velocidade das Reações Químicas PRÁTICA Nº 9 - Catálise PRÁTICA Nº 10 - Equilíbrio Ácido-Base PRÁTICA Nº 11 - Titulação de uma Solução de Ácido Forte por uma Solução de Base Forte PRÁTICA Nº 12 - Oxirredução

PRÁTICA Nº 13 - Células Galvânicas (Pilhas) PRÁTICA Nº 14 - Células Eletrolíticas (Eletrólise) Referências

Segurança e Normas de Trabalho em Laboratório O laboratório de química pode ser um local seguro, desde que se trabalhe com prudência, para evitar acidentes. As causas principais de acidentes em laboratório são: descuidos, falta de atenção no trabalho e ignorância de possíveis perigos. Os acidentes podem ser de pequenas ou grandes consequências e, embora estes últimos não sejam dos mais comuns, são, evidentemente, os que mais preocupam. Para evitar quaisquer dessas situações, é necessário que o aluno dê importância às instruções (contidas no roteiro de cada aula) acerca das precauções que devem ser tomadas no laboratório. As operações em laboratório exigem instruções específicas a que cada aluno deve obedecer, para sua própria segurança e a de seus colegas. Por esse motivo, a seguir, têm-se algumas regras gerais que devem ser obedecidas por todos aqueles que trabalham em laboratório de química.

Orientações 1 - Não brincar em serviço; lembrar-se de que o laboratório é lugar para trabalho sério. 2 - Qualquer acidente deve ser comunicado imediatamente ao professor. 3 - Usar sempre avental e, quando necessário, óculos de proteção. Não se devem usar lentes de contacto durante o trabalho em laboratório. 4 - Nunca trabalhar sozinho no laboratório: é conveniente fazê-lo durante o período de aulas e na presença de outra pessoa. 5 - Não se deve fumar dentro do laboratório.

6 - Ler atentamente os rótulos dos frascos dos reagentes; antes de utilizá-los, fazer a leitura, pelo menos duas vezes, a fim de evitar enganos. 7 - Evitar derramamento de líquidos, mas, se o fizer, limpar imediatamente o local (consultar o professor). 8 - Se alguma solução ou reagente respingar na pele ou nos olhos, lavar imediatamente com bastante água corrente e comunicar o professor (consultar na página 14, Acidentes de Laboratório e Primeiros Socorros). 9 - Não tocar ou provar quaisquer produtos químicos ou soluções, a menos que haja autorização do professor. 10 - Nunca esquecer solventes inflamáveis, mesmo em pequenas quantidades, junto ou próximo à chama direta, a menos que o frasco esteja sobre refluxo ou ligado a condensador para destilação. 11 - Não transferir ou verter solventes inflamáveis de um frasco a outro quando a chama estiver próxima. 12 - Fazer a destilação de éter de preferência com manta elétrica ou, na sua ausência, com água quente, usando como frasco receptor do solvente um quitasato ligado ao condensador por meio de uma rolha de borracha. A saída lateral do quitasato deve estar ligada a um tubo de borracha que se estende até o chão. 13 - Nunca usar o sulfeto de carbono, CS2 (muito inflamável), exceto com

autorização e instruções específicas. 14 - Medir as substâncias tóxicas ou voláteis preferencialmente na bureta. 15 - Não inalar gases ou vapores desconhecidos; se for possível, evitá-los. Se necessária a inalação, nunca fazê-la diretamente colocando o rosto sobre o recipiente que contém o líquido. Usar a mão para frente e para trás, a pouca distância do recipiente. Aspirar vagarosamente. 16 - Manter a cabeça e o vestuário afastados das chamas. 17 - Quando aquecer uma solução ou substância num tubo de ensaio, não o dirigir no sentido em que você e seus colegas possam ser atingidos por eventuais projeções do seu conteúdo. 18 - É perigoso aquecer ou misturar qualquer espécie de reagentes próximo do rosto. Manter o rosto tão distante quanto possível durante as operações de aquecimento ou de mistura de reagentes. 19 - Não se deve aquecer bruscamente nenhum sólido ou líquido.

20 - Jamais aquecer um sistema completamente fechado, pois poderá haver quebra de aparelhagem com possíveis consequências mais sérias. 21 - Não acender o bico de Bunsen com a janela aberta, pois pode-se formar chama na base e acarretar graves queimaduras ao operador inadvertido. 22 - Verificar as torneiras de gás supostamente fechadas. 23 - Nunca empregar equipamento de vidro trincado ou quebrado; substituílo imediatamente. 24 - Prestar muita atenção quando for manusear materiais de vidro, como tubos e termômetros, pois são frágeis e rompem-se facilmente, provocando acidentes que, com frequência, produzem lesões às vezes graves. 25 - Não abandonar peças de vidro aquecido em qualquer lugar; lembrar-se de que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio. Deixá-las esfriar demoradamente. 26 - Adicionar sempre o ácido lentamente à água para diluir um ácido concentrado. NUNCA ADICIONE ÁGUA AO ÁCIDO, pois o calor desenvolvido é tão forte que podem se formar bolhas de vapor que são expelidas. 27 - Pedir autorização ao professor se quiser modificar o procedimento experimental ou alterar as quantidades ou a natureza dos reagentes a utilizar. 28 - Não devolver sobras de reagentes ao frasco de origem, para não contaminar seu conteúdo, e, pelo mesmo motivo, não introduzir quaisquer objetos nos frascos que contenham soluções, salvo o contagotas próprio de que alguns são dotados. O correto é despejar cuidadosamente num recipiente apropriado aproximadamente a quantidade necessária e, em seguida, retirar dele o volume desejado. 29 - Não utilizar a mesma pipeta para soluções diferentes, pois, com certeza, haveria contaminação com a substância usada anteriormente. 30 - Jogar no recipiente apropriado, destinado ao lixo, todos os sólidos e pedaços de papel usados. Nunca deixar nas pias fósforos usados, cacos de vidro, papel-filtro ou qualquer sólido, ainda que ligeiramente solúvel. 31 - Diluir as soluções residuais com bastante água corrente ao despejá-las nas pias. Quando muito corrosivas, não devem ser descartadas e, sim, estocadas em recipientes apropriados, para posterior recuperação ou eliminação. 32 - Não montar aparelhos sobre a pia, nem jogar destilados nela. 33 - Não aquecer cilindros graduados ou frascos volumétricos.

34 - Cápsulas e cadinhos de porcelana podem ser aquecidos ao rubro, mas o resfriamento deve ser lento. 35 - Quando uma aparelhagem estiver em funcionamento, deve ser continuamente observada com precaução. 36 - Para furar uma rolha de cortiça, usar furador de diâmetro igual ao do tubo de vidro e, se a rolha for de borracha, verificar o diâmetro do tubo e usar o furador de diâmetro imediatamente superior. 37 - Usar o furador de rolhas como instrumento cortante e não como dilacerante. Não furar contra pedaços de madeira, como bordas ou lado de uma cadeira. 38 - Ao forçar tubos de vidro através de uma rolha, não usar nenhuma parte do corpo como suporte. 39 - Nunca tentar introduzir tubos de vidro, termômetros e hastes de funil em rolhas de borracha sem umedecer o tubo e o orifício com água; além disso, proteger as mãos com um pano grosso (toalha). Pegar a rolha firmemente com uma das mãos e, com a outra, introduzir o tubo no orifício, girando a rolha e o tubo em sentidos opostos, de um lado para outro. 40 - Os frascos lavadores (pissetas) devem conter somente água destilada. 41 - Não colocar a rolha do frasco na bancada. Usar o frasco segurando a rolha adequadamente com a mão. 42 - Ao término do uso de uma solução, nunca se esquecer de recolocar a tampa, para evitar a contaminação e a evaporação das substâncias voláteis. 43 - Quando tentar remover um tubo de vidro, termômetro ou haste de funil de uma rolha de borracha, umedecê-los com um pouco d’água e, se a borracha estiver presa ao vidro, não forçar e, sim, cortá-la. 44 - Se uma rolha de vidro esmerilhado aderir ao gargalo do frasco, bater nela levemente com um pedaço de madeira, de baixo para cima, e, se não se soltar, chamar o professor. 45 - Não fazer o vácuo num frasco de fundo chato, a menos que seja de sucção e com paredes grossas (quitasato). Frascos erlenmeyer se quebram facilmente. 46 - Ao transferir ou manejar substâncias que desprendem vapores tóxicos (exemplo: tricloreto de fósforo, bromo, ácido clorossulfônico, cloreto de benzenossulfonila, ácido nítrico fumegante, cloreto de etila etc.), fazê-lo no interior de uma capela de boa tiragem ou então num local de boa ventilação.

47 - Ao verter um líquido de um frasco para outro, evitar que este escorra nos rótulos, protegendo-os devidamente. 48 - A espátula é normalmente recomendada para quebrar sólidos endurecidos nos frascos. Não usar bastão de vidro, porque é possível que quebre e cause prejuízos. 49 - O erlenmeyer é comumente usado para cristalização. Não cristalizar com béquer, a menos que haja autorização para tal. 50 - Não colocar solventes no béquer, mesmo por curto espaço de tempo. 51 - Evitar montagens instáveis de aparelhos, por exemplo suportes de livros, lápis, caixas de fósforo etc. Aparelhos com centro de gravidade elevado devem ser montados e operados com extrema precaução. 52 - Tomar precauções ao lidar com os seguintes compostos de uso comum: a) ácidos concentrados, principalmente os ácidos sulfúrico e nítrico, que queimam violentamente; b) álcalis concentrados: hidróxido de sódio (soda cáustica) e hidróxido de potássio (potassa cáustica); c) compostos de arsênio, antimônio, mercúrio, cobre, chumbo etc.; d) óxido de enxofre(VI), óxido de enxofre(IV), óxido de nitrogênio(V) e óxido de nitrogênio(III); e) gás cloro, vapores de bromo e iodo, gás sulfídrico e monóxido de carbono; f) cianeto (CN–): extremamente tóxico, levando à morte em poucos minutos; e g) outros como o fósforo branco, álcool metílico, tetracloreto de carbono etc. 53 - Conservar limpos a mesa, o equipamento e, ao fim da aula, lavar todo o material de vidro e porcelana utilizado. 54 - Lavar bem as mãos antes de deixar o laboratório. 55 - Consultar o professor quando tiver alguma dúvida. 56 - Lembrar que qualquer experiência em laboratório pode levar mais tempo do que se pensa.

Acidentes de Laboratório e Primeiros Socorros Manter, numa posição de fácil acesso no laboratório, uma caixa de primeiros socorros, contendo os seguintes itens: Ataduras (diversos tamanhos) Gaze Algodão Esparadrapo Vaselina Óleo de oliva Carbonato de amônio Ácido bórico Bicarbonato de sódio (hidrogenocarbonato de sódio) (pó) Iodo (tintura) Cloramina T (pó) Sulfapiridina (pó) Picrato de butesin (pomada) Acriflavina (emulsão) Ácido tânico (geleia) Extintor de incêndio (verificado anualmente) Agulha, linha Pinça Tesouras Conta-gotas Óculos de segurança Ácido acético 1% Ácido bórico 5% Bicarbonato de sódio (hidrogenocarbonato de sódio) (sol. saturada)

Bicarbonato de sódio (hidrogenocarbonato de sódio) 5% Álcool etílico Glicerina Éter de petróleo (PE 80-100 ºC) Mercurocromo Hidróxido de amônio 5% Leite demagnésia Cobertor

Acidentes por Agentes Físicos Produtos químicos inflamáveis em combustão Se durante um processo químico que ocorre no interior de um béquer ou em qualquer outro frasco de vidro ocorrer a queima de um produto químico, primeiramente retire a fonte de calor e, posteriormente, retire oxigênio livre, tampando o frasco com um pano úmido ou um vidro de relógio. Dependendo do tamanho do frasco em combustão, utilizar amianto ou extintores de CO2, mas não água primeiramente. Se a fonte de energia para combustão for corrente elétrica, jamais use água, mesmo após desligar a corrente. Se o combustível for óleo, utilize areia com hidrogenocarbonato de sódio ou cloreto de amônio. Se dispuser de extintor de CO2, utilizá-lo. Neste caso, jamais use água para extinção, porque servirá apenas para espalhar ainda mais o fogo. Se ocorrer a queima da roupa de um operador, não o faça correr, abafe-o com um cobertor ou o leve ao chuveiro, se estiver perto. Encaminhe-o imediatamente para atendimento médico. Fogos “pequenos” podem ser apagados com extintores à base de tetracloreto de carbono sob pressão alta de CO2; a mistura é orientada em direção à chama e o efeito de “acobertamento” (blanketing effect) do CO2 e o peso dos vapores de tetracloreto de carbono extinguirão o fogo. Informações importantes: a) tetracloreto de carbono não deve ser usado em presença de sódio ou potássio, pois pode ocorrer explosão violenta; o laboratório deve ser imediatamente ventilado, a fim de dispersar o fosgênio formado, que é gás altamente tóxico; b) em caso de pequenas queimaduras com fogo ou material aquecido, deve ser feita a aplicação, no local, da pomada picrato de butesin ou à base de

acriflavina. Caso esta não seja disponível, pode-se usar vaselina ou simplesmente ácido pícrico; c) em caso de corte, o ferimento deve ser desinfetado com tintura mertiolato 1:1000 ou solução de mercurocromo. Para diminuir o sangramento, pode ser usada uma solução diluída de cloreto de ferro(III) (FeCl3), que tem propriedades coagulantes; e d) em caso de vidro nos olhos, remover os cacos muito cuidadosamente com pinça ou com o auxílio de um copo lava-olho. Procurar o médico imediatamente. A irritação que se segue, em geral para pequenos acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de rícino nos cantos do olho.

Acidentes por Agentes Químicos Serão citados as principais ações e os locais em que certas substâncias de uso comum agem sobre o organismo, bem como as medidas que logo devem ser tomadas a fim de reduzir seus prejudiciais efeitos. É de conhecimento clássico o chamado antídoto universal, composto de 20 g de carvão ativado pulverizado, 30 g de óxido de magnésio e 4 g de tanino, por litro de água. Sua indicação seria o combate a todos os envenenamentos. Na prática, porém, sua ação não é tão diversificada, sendo, no entanto, útil em muitas ocasiões, o que justifica o interesse de tê-lo disponível. O carvão, pela sua importante propriedade de adsorção, é um elemento essencial, principalmente quando o propósito é inativar o tóxico.

Ácidos Queimaduras com ácido causam forte ardência, pois há corrosão dos tecidos. As lesões com ácido sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3) surgem, respectivamente, com uma coloração esbranquiçada ou amarelada. Segundo alguns autores, pessoas vitimadas pela ingestão de ácido sulfúrico descrevem a dor como supostamente identificada à ingestão de chumbo derretido. São ainda bem agressivos: ácido clorídrico (HCl) e ácido acético (CH3COOH), quando concentrados.

A providência imediata consiste na neutralização do ácido. Para casos em que houve a ingestão, é recomendável um neutralizante via oral, como leite de magnésia, solução de óxido de magnésio ou até mesmo água de cal. Na hipótese de o ácido ter atingido a pele ou mucosa oral, é indicada a lavagem abundante do local com solução de sulfato de magnésio (MgSO4), hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3) ou até mesmo amônia (NH3), sendo esta última utilizada apenas quando a queimadura for na pele.

Para queimaduras graves, aplicar um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de acriflavina. Caso o corrosivo tenha atingido os olhos, deve ser procedida uma lavagem abundante com uma solução de borato de sódio (Na3BO3) ou

hidrogenocarbonato de sódio a 5%, utilizando-se um copo lava-olho. Se o ácido for concentrado, lavar primeiro o olho com grande quantidade de água e continuar com a solução de hidrogenocarbonato de sódio. Em caso de ingestão de ácidos é totalmente contraindicada a indução do vômito (emético).

Bases ou Hidróxidos A ingestão de base como soda cáustica (NaOH) ou potassa cáustica (KOH) é seguida de dor violenta, resultando posteriormente na estenose (estreitamento do esôfago). Como providência imediata, deve ser tomada, via oral, solução diluída de ácido acético (vinagre ou suco de frutas cítricas). Neste caso, é também contraindicada a indução do vômito (emético). As lesões da pele provocadas pelas bases são sentidas como uma sensação da pele escorregadia, havendo consequente descamação do epitélio. Deve então ser feita a lavagem abundante no local, com solução diluída de ácido acético. Para queimaduras mais sérias, aplicar finalmente um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de acriflavina. Nos olhos, procede-se à neutralização com uma solução de ácido bórico (H3BO3) a 5%, precedida de lavagem com água pura.

Cianetos ou Cianuretos A intoxicação por cianeto (CN–) causa a morte em poucos minutos. O combate deve ser rápido e preciso, caso contrário é inútil. Geralmente usa-se o seguinte esquema:

a) solução de vapores de nitrito de amilo enquanto são preparadas as duas soluções seguintes; b) solução de nitrito de sódio (NaNO2) a 3%, injetado intravenosamente na

quantidade de 6 a 8 mL por m2 de superfície corporal. As aplicações devem ser feitas num ritmo de 2,5 a 5 mL por minuto; e c) administração de 5,0 mL de solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a 25%, também por via intravenosa.

Compostos de Chumbo A ingestão de sais de chumbo ou chumbo metálico provoca cólica, podendo-se seguir repercussões neuromusculares ou encefálicas. As medidas de combate à intoxicação visam inativar o chumbo pela formação de quelatos solúveis e elimináveis pela urina. Usam-se atualmente etilenodiaminotetracetato de cálcio (CaEDTA) e (R)-penicilamina. O tratamento destas intoxicações não exigentes de pronta ação, como no caso dos cianetos, deve ser feito pela assistência médica. É contraindicada a ingestão de leite.

Compostos de Mercúrio Os sais de mercúrio são altamente tóxicos. O cloreto de mercúrio(II) (HgCl2), um dos mais comuns, também conhecido como sublimado corrosivo, causa destruição celular por contato direto (precipitação das proteínas celulares). Após a ingestão há fortes dores abdominais, vômitos, diarreia sanguinolenta e gosto metálico. A administração do leite ou clara de ovo provoca a precipitação de íons Hg2+, podendo evitar a morte. Deve ser imediatamente providenciada assistência médica.

Compostos de Antimônio Na intoxicação por estes compostos é de suma importância provocar imediatamente o vômito, quer por excitação direta da faringe com o dedo ou cabo de uma colher, quer pela administração de uma substância que desencadeia este reflexo (emético ou vomitivo).

Compostos de Cobre Os compostos de cobre não induzem à intoxicação importante, em virtude de geralmente provocarem a sua própria eliminação. Assim, o sulfato de cobre(II) (CuSO4), altamente irritante para a mucosa gástrica, desencadeia o vômito que o elimina.

Compostos de Arsênio Um dos compostos de arsênio, responsável por grande número de envenenamentos, é o hexaóxido de arsênio(III) (As4O6). A vítima apresenta-se

com vômitos, diarreia e cãibras musculares. Também aqui o recurso imediato indicado é a provocação do vômito, pela ingestão de uma colher das de chá de mostarda ou uma colher das de sopa de cloreto de sódio ou sulfato de zinco, dissolvido num copo de água quente. É contraindicada a ingestão de leite.

Monóxido de Carbono O monóxido de carbono (CO), sendo um gás incolor, inodoro e com grande afinidade pela hemoglobina das hemácias humanas, tem alta toxicidade. Este gás é, de modo geral, produzido em laboratório sempre que há combustão incompleta dos compostos de carbono. É também encontrado como produto de exaustão de motores movidos a gasolina. Sua intoxicação crescente não implica o aparecimento imediato de dispneia fisiológica, que é o sinal de alarme mais comum em uma asfixia. O

que existe é uma depressão crescente da consciência causada pela anoxia provocada pela baixa do teor circulante de oxiemoglobina, pois a hemoglobina humana tem maior afinidade pelo monóxido de carbono que pelo oxigênio. A remoção da vítima para fora do ambiente é a primeira medida. A inspiração de ar puro pode ser suficiente na maioria dos casos. Para intoxicações em mais alto grau, é recomendável a oxigenoterapia (respiração do oxigênio quase puro).

Gás Sulfídrico ou Ácido Sulfídrico A sua inalação provoca cefaleia, náuseas e vômito. Como providência imediata, deve ser abandonado o local e, posteriormente, sugere-se uma inalação de amônia a 5%.

Bromo, Cloro e Iodo A aspiração dos vapores do bromo ou do gás cloro conduz a uma irritação grave da mucosa respiratória. Como providência imediata, deve ser abandonado o local e feita inalação com gás amoníaco ou gargarejo com hidrogenocarbonato de sódio. A seguir, dar ao paciente pastilhas à base de eucalipto ou essência diluída de menta pipérica ou de canela, para aliviar a traqueia e os pulmões. Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração artificial. No caso da ingestão de bromo, é eficaz a administração oral de leite ou albumina. Na pele, o combate pode ser feito usando a amônia diretamente. Nos olhos, deve-se lavar continuamente com grande quantidade de água e, a seguir, com solução de hidrogenocarbonato de sódio. Pode-se também lavar imediatamente a parte afetada com éter de petróleo (PE = 100 oC) à vontade, friccionando bem a pele com glicerina. Decorrido algum tempo, remover a glicerina superficial e aplicar uma pomada à base de acriflavina ou de picrato de butesin. O iodo sólido corrói a pele, conferindo-lhe coloração amarela. Deve então ser diluído com álcool até sua completa remoção. Seus vapores, quando de sua

sublimação, são também altamente irritantes. No caso de intoxicações, é indicada a inalação de vapores de éter sulfúrico.

Fenol ou Ácido Fênico O fenol (C6H5OH) lesa a pele, tornando-a esbranquiçada. Sua ação pode

ser combatida pela lavagem com álcool comum (C2H5OH).

Em caso de ingestão, recomenda-se, via oral, uma solução de álcool a 55 o GL, ou bebidas de forte teor alcoólico como o uísque e o conhaque.

Álcool Metílico O álcool metílico pode causar sérios distúrbios metabólicos e até cegueira. Como providência imediata, deve ser provocado o vômito e feita a ingestão de álcool etílico diluído ou de bebidas alcoólicas fortes. Seu contato com a pele deve ser evitado.

Queimaduras por Sódio Metálico Se porventura restarem alguns fragmentos de sódio metálico na pele, remover cuidadosamente com pinça. Lavar à vontade com água, seguido de uma solução de ácido acético 1% e, finalmente, cobrir com gaze umedecida em óleo de oliva ou geleia de acriflavina.

Queimaduras por Fósforo Lavar bem com água fria e tratar com solução de nitrato de prata 1%.

Queimaduras por Sulfato de Metila

Lavar imediatamente e à vontade com solução de amônia concentrada, friccionando suavemente com chumaço de algodão umedecido em solução de amônia concentrada.

Substâncias Orgânicas na Pele Lavar à vontade com álcool, depois com sabão e água quente.

PRÁTICA Nº 1 Materiais Comuns de Laboratório Objetivos a) introduzir as principais técnicas de utilização de equipamento de laboratório; e b) colocar o aluno em contato com o equipamento utilizado nos trabalhos de laboratório.

Introdução Para se desenvolver um experimento é necessário, dentre outros cuidados, o conhecimento do material a ser utilizado. O equipamento de laboratório de química constitui-se de, basicamente, vidro, porcelana, polietileno e madeira. O emprego e o manuseio adequados são indispensáveis não só para evitar acidentes, mas também perdas ou danos no instrumental. Deve-se observar também o tamanho ou a capacidade dos instrumentos que vão ser utilizados, de acordo com a quantidade de substância empregada. A seguir, serão fornecidos os nomes e os principais usos dos instrumentos esquematizados. Quando possível, será fornecida a descrição do manuseio do referido instrumento. Utensílios para conter volume – São enquadrados, neste item, aqueles utensílios usados no preparo de soluções, em evaporações, armazenamento de

líquidos, para conter reagentes durante uma reação, receber produtos de uma reação etc. 1 - FRASCOS PARA REATIVOS – Feitos com material de vidro ou plástico, providos ou não de tampa esmerilhada, com bordas cilíndricas: os de gargalo estreito são utilizados para conter líquidos; os de gargalo largo, para manter substâncias sólidas. São encontrados em vários tamanhos, apropriados para conter volumes de 10 mL até 20.000 mL. Diferem-se, quanto à cor, em frascos incolores e frascos de cor âmbar. Os primeiros são utilizados para reativos e substâncias não sujeitas a alterações pela reação da luz, enquanto os segundos são usados para reativos e substâncias que sofrem alterações em presença de luz.

Figura 1.1 - Frasco para reativos. 2 - FRASCO ERLENMEYER – É um frasco de vidro, em forma de um cone truncado, com a base menor aberta e cilíndrica. Usado em titulações, em evaporações lentas, para conter volumes durante uma reação, líquidos sujeitos a pequenos aquecimentos e para recolher destilados.

Figura 1.2 - Erlenmeyer. 3 - BÉQUER – Tem o formato de um copo devidro. Há o copo de forma alta (copo Berzelius) e o de forma baixa (copo Griffin). A sua extremidade aberta é provida de bordas arredondadas, possuindo ainda um bico para escoamento. Usado em preparo de soluções, aquecimento de líquidos, para conter volumes de reagentes durante uma reação, medição de massa de sólidos etc. O vidro pirex é resistente a temperaturas elevadas, mas não resiste a variações bruscas de temperatura, que devem ser evitadas. Não resiste também a choques. Ao retirar do aquecimento, é conveniente usar uma pinça.

Figura 1.3 - Béqueres. 4 - TUBOS DE ENSAIO – São de vidro, de forma cilíndrica, tendo aberta uma das extremidades e com bordas arredondadas ou retas. São encontrados em tamanhos variados e sua escolha deve ser proporcional ao volume do líquido a ser trabalhado. São utilizados principalmente para conter pequenos volumes de líquidos em reações, tanto a frio como a quente.

Figura 1.4 - Tubos de ensaio. O aquecimento do tubo de ensaio NÃO deve ser realizado com a boca do tubo no sentido da pessoa operadora nem de qualquer outra pessoa, evitandose, desse modo, que sejam atingidas por possíveis projeções da substância que está sendo aquecida. 5 - FRASCO LAVADOR (PISSETA) – Utilizado no armazenamento de água destilada. Não é permitido introduzir qualquer outro reagente nele, evitandose, dessa maneira, a contaminação da água. Caso seja necessário o seu uso para outro reagente que não a água, ele deverá ser rotulado.

Figura 1.5 - Frasco lavador. 6 - FUNIL ANALÍTICO – Usado em filtrações simples ou na transferência de líquidos de um recipiente para outro.

Figura 1.6 - Funil analítico. 7 - FUNIL DE BUCHNER – Utensílio feito de porcelana, sendo a parte superior cilíndrica separada da inferior cônica por uma placa porosa, que serve de suporte para o papel-filtro. A haste, de calibre maior que o do funil comum, é ajustada em rolhas perfuradas ou em dispositivos especiais de borracha, servindo para vedação. Essas rolhas se ajustam ao gargalo do quitasato. É usado como dispositivo para filtração à pressão reduzida (filtração a vácuo).

Figura 1.7 - Funil de Buchner. 8 - FUNIL DE SEPARAÇÃO – Usado na separação de líquidos imiscíveis (extrações) e na introdução paulatina de líquidos reagentes, durante uma reação química.

Figura 1.8 - Funis de separação. 9 - FRASCOS QUITASATO – São frascos de vidro resistente, de paredes grossas, de forma semelhante à do erlenmeyer. Na parte mediana do gargalo tem-se uma saída lateral circular, dotada de reentrâncias e saliências necessárias à fixação de cânulos de borracha. Encontram-se desses frascos desde 100 mL até 10.000 mL. O uso principal do quitasato é receber filtrados em filtrações sob pressão reduzida, fazendo-se o vácuo através de sua ligação à bomba de vácuo ou à trompa d’água, pela saída lateral do frasco.

Figura 1.9 - Quitasato. 10 - BALÃO DE FUNDO CHATO – Usado no aquecimento demorado de líquido, armazenamento de soluções a serem esterilizadas, operações empregando pressão atmosférica. Para realizar aquecimento neste equipamento, deve-se usar tela de amianto como proteção.

Figura 1.10 - Balão de fundo chato. 11 - BALÃO DE FUNDO REDONDO – Seu uso é semelhante ao do balão de fundo chato, sendo inconveniente para armazenamento. É um dos utensílios adequados para destilações a vácuo.

Figura 1.11 - Balão de fundo redondo. 12 - BALÃO PARA DESTILAÇÃO – É um balão de vidro com gargalo geralmente longo, provido de uma saída lateral por onde passam os gases e vapores destilados. É usado em destilações simples.

Figura 1.12 - Balão para destilação. Utensílios de uso variado – As operações em química requerem, além dos utensílios anteriormente citados, outros mais específicos, de funções definidas, que auxiliem na manipulação, montagem de aparelhos e nos processos analíticos. Os mais comuns são:

1 - VIDRO DE RELÓGIO – Usado como tampa de frasco para recolhimento de sublimados, medição de massa de substâncias e em evaporações.

Figura 1.13 - Vidro de relógio. 2 - ESPÁTULAS – Existem as de aço inoxidável, de porcelana e de plástico. Podem ou não ser dotadas de colher em uma das extremidades. Servem para a retirada de substâncias químicas sólidas dos seus frascos.

Figura 1.14 - Espátulas. 3 - CADINHOS – São utensílios de forma cônica, apresentando a base maior aberta e a menor fechada e plana. São constituídos de ferro, níquel, platina, porcelana etc. Empregados para secagem, evaporação, aquecimento e calcinação.

Figura 1.15 - Cadinhos. 4 - HASTE UNIVERSAL – Consta de uma base retangular de ferro ou de madeira, onde se adapta, em perpendicular, uma haste de ferro cilíndrica por meio de rosqueamento. Serve para sustentar e prender utensílios por meio de garras.

Figura 1.16 - Haste universal. 5 - CÁPSULA (de porcelana ou de vidro) – Utilizada para evaporação, aquecimento e preparação de misturas.

Figura 1.17 - Cápsula. 6 - BICO DE BUNSEN – Empregado para aquecimento.

Figura 1.18 - Bico de Bunsen.

7 - CONDENSADORES – São utensílios de vidro usados para condensação dos vapores que desprendem de líquidos em ebulição. Os mais comuns são: a) condensador reto – apresenta uma superfície de condensação pequena e não é apropriado para líquidos muito voláteis; b) condensador de bolas – empregado em refluxo, isto é, para condensar os vapores que saem do balão, de modo que o líquido escorra de volta, continuamente; c) condensador de serpentina – proporciona maior superfície de condensação. É usado principalmente na condensação de vapores de líquidos voláteis.

Figura 1.19 - Condensadores: a) reto; b) de bola; e c) de serpentina. 8 - TRIPÉ – Apresenta-se na forma de um arco de ferro redondo ou chato, ao qual se ligam três hastes, também de ferro, que servirão de pés. Sua principal função é sustentar a tela de amianto.

Figura 1.20 - Tripé. 9 - TELA DE AMIANTO – Tem a forma de um quadrado de arames entrelaçados em rede e, na parte central, é dotada de um círculo de amianto. É

usada para aquecimento indireto de utensílios de vidro, porcelana etc., distribuindo o calor uniformemente.

Figura 1.21 - Tela de amianto. 10 - BASTÃO (de vidro) – Tem a forma cilíndrica, é maciço e de comprimento e diâmetro variados. Utilizado na introdução de líquidos em frascos de gargalo estreito ou para qualquer transferência de substâncias de um frasco para outro. Também auxilia na dissolução de solutos, por agitação feita circularmente.

Figura 1.22 - Bastões de vidro. 11 - GARRAS – Apresentam-se principalmente nas formas indicadas pela figura. São feitas de alumínio ou ferro, podendo ou não ser dotadas de mufas. Ligam-se à haste do suporte por meio de parafusos e destinam-se à sustentação de utensílios.

Figura 1.23 - Garras. 12 - MUFA – É um adaptador de ferro ou alumínio, com parafusos nas duas extremidades, que liga outros utensílios ao suporte universal, por exemplo garras que não apresentam este dispositivo.

Figura 1.24 - Mufa. 13 - PINÇAS – São utensílios de ferro ou madeira destinados a segurar principalmente tubos de ensaio, cadinhos, cápsulas, quando submetidos a aquecimento.

Figura 1.25 - Pinça. Utensílios para medir volumes – São destinados a fornecer volumes variados ou definidos no preparo de soluções e reagentes durante uma reação e em outras operações de laboratório. Nunca devem ser levados à estufa de secagem em temperaturas elevadas. Todo utensílio para medir volume traz a marca do fabricante relacionada com a temperatura em que foi calibrado e é nessa temperatura de graduação que fornece o volume mais exato. Os principais são os seguintes: 1 PROVETAS – São confeccionadas em vidro ou plástico, têm forma cilíndrica, sendo uma das extremidades aberta e a outra constituída de uma base chata e pesada de forma circular ou hexagonal. Por serem graduadas, podem fornecer volumes variados de líquido até a sua capacidade máxima. São

apresentadas em diversos tamanhos e capacidades, que variam de 10 mL até 2.000 mL.

Figura 1.26 - Proveta. 2 BURETAS – São aparelhos para medidas precisas de volume, especialmente nos casos de titulação. A torneira esmerilhada da bureta deve ser cuidadosamente lubrificada com silicone ou vaselina, para que possa girar suavemente, evitando-se que algum fragmento de graxa vá obstruir sua saída. Para medidas de bases alcalinas fortes, as buretas com torneiras improvisadas com tubos de borracha são mais usadas que as providas de rolha esmerilhada.

Figura 1.27 - Bureta.

Devem estar limpas para que o líquido, ao escoar, não deixe gotas nas paredes internas. Antes de serem usadas devem ser lavadas com detergente, enxaguadas em seguida com água corrente, várias vezes com água destilada e depois lavadas três vezes com pequenas porções do líquido a ser medido. Não se devem usar escovas para lavagem de buretas, nem colocá-las depois de lavadas na estufa. Quando se usa uma bureta diariamente, é melhor deixá-la cheia de água destilada e presa ao suporte, entre os períodos de trabalho no laboratório, protegendo sua abertura com papel de filtro ou com uma rolha. Ao usar a bureta, devem-se levar em consideração as seguintes observações: encher a bureta de tal forma que não fiquem bolhas de ar no seu interior; certificar-se de que a bureta se encontra na posição vertical; deixar cair rapidamente uma porção do líquido da bureta, para encher a parte da rolha esmerilhada e a ponta, de tal modo que nenhuma bolha de ar permaneça nessa parte; anotar a posição inicial do menisco; quando o líquido estiver caindo, evitar projeções no frasco receptor. 3 - BALÕES VOLUMÉTRICOS – São utensílios de vidro que se apresentam na forma de um globo de fundo chato, provido de um gargalo longo e estreito, de bordas arredondadas, aos quais são adaptadas rolhas esmerilhadas ou rolhas de teflon. Ainda no gargalo, vê-se uma marca circular que serve como referência à medida do volume. Apresentam-se em tamanhos variados e caracterizam-se por fornecerem volumes definidos, de acordo com a capacidade em mililitros. São mais usados no preparo de soluções e reagentes, quando se deseja uma concentração a mais exata possível.

Figura 1.28 - Balão volumétrico. 4 - PIPETA – A pipeta deve estar completamente limpa, para que, ao escoar o líquido, não sobrem gotas nas paredes internas. Como todos os instrumentos de medidas de volume, não pode ser aquecida para não haver danificação de sua escala ou modificação em sua capacidade, causada pela dilatação do vidro. A técnica de pipetar consiste em fazer sucção, em sua extremidade mais larga, com a boca e, imediatamente, obstruir esta extremidade com o dedo indicador; pode-se também pipetar usando-se, peras de borracha apropriadas. Para ajustar o menisco ou escoar o líquido, basta diminuir a pressão do indicador sobre ela. NÃO se deve soprar a pipeta ao final do escoamento, a não ser que o fabricante o recomende.

Figura 1.29 - Pipetas: a) volumétrica e b) graduada.

Materiais e Reagentes Béquer de 50 ou 100 mL

FeSO4 0,1 mol/L (acidulado)

Bureta de 25 ou 50 mL

KMnO4 0,02 mol/L

Erlenmeyer de 100 ou 150 mL Frasco lavador (pisseta) Garras

Haste universal Pipeta graduada de 10 mL Pipeta volumétrica de 10 mL Proveta de 50 mL ou 100 mL

Parte Experimental A Figura 1.30 ilustra como deve ser feita a leitura em equipamento para medir volumes.

Figura 1.30 - Leitura em equipamento para medir volumes. Para se evitarem erros na leitura do volume, em razão do efeito de paralaxe, é sempre necessário que a leitura seja feita com o aparelho na posição vertical e na altura dos olhos do observador. Quando o líquido a ser medido for incolor ou levemente colorido, a leitura do volume é feita observando-se a parte inferior do menisco. Se o líquido for colorido, de tal modo que impeça a verificação do menisco inferior, observa-se, então, sua parte superior. Seguem algumas operações que têm como objetivo comparar volumes medidos com buretas e pipetas, precisas e exatas, com os mesmos volumes medidos em instrumentos mais grosseiros como a proveta.

1 - Observe o material para o seu trabalho em grupo. Anote as diferenças entre a pipeta graduada e a pipeta volumétrica. Usando a pipeta graduada, pipete de um béquer 9 mL de H2O destilada e transfira-os para o erlenmeyer. Tente fazer o mesmo, usando a pipeta volumétrica. Você agora está apto a citar pelo menos uma vantagem em se usar a pipeta graduada. Existe alguma vantagem em se usar a pipeta volumétrica?

2 - Adicione com pipeta volumétrica cinco porções sucessivas de 10 mL de H2O destilada a uma proveta. Após cada adição, anote a leitura do volume de H2O na proveta.

3 - Faça uma montagem, conforme a Figura 1.31.

Figura 1.31 - Montagem para utilização da bureta e proveta. Encha a bureta com H2O destilada. Retire as bolhas de ar e “zere” o aparelho (0 mL), recebendo o excesso de H2O destilada em béquer. Transfira

sucessivamente cinco porções de 10 mL da bureta para a proveta. Anote os volumes lidos na proveta, após cada adição de 10 mL. Você observou

diferenças entre os volumes lidos na bureta ou pipeta e na proveta? Em caso afirmativo, a que se atribuem as diferenças observadas? Em caso negativo, pode-se afirmar que não houve erro nas medições? 4 - Encha novamente a bureta com solução de KMnO4 0,02 mol/L

procedendo como anteriormente. Pipete 10 mL de solução de FeSO4 0,1

mol/L previamente acidulada, com pipeta volumétrica. Transfira esta solução para um erlenmeyer (Figura 1.32). Inicie a titulação, adicionando à solução de FeSO4 a solução de KMnO4, vagarosamente, até o não desaparecimento da cor da solução de KMnO4. Anote o volume gasto de KMnO4. Transfira o

conteúdo do erlenmeyer para uma proveta e faça a leitura do volume. Você observou algum erro quando fez a medição?

Figura 1.32 - Montagem para titulação de FeSO4 com KMnO4.

PRÁTICA Nº 2 Materiais e Substâncias: Critérios de Pureza, Fracionamento de Materiais Objetivos a) distinguir substâncias e materiais; e b) aprender técnicas de fracionamento.

Introdução Diz-se que matéria é tudo que tem existência concreta, tudo que ocupa lugar no espaço, tudo que tem massa. Seria desnecessário dizer que a matéria se apresenta sob formas muito variadas: água, rocha, carvão, ferro, petróleo, oxigênio etc. Os diferentes tipos de matéria são denominados SUBSTÂNCIAS. Na natureza, porém, as substâncias normalmente encontram-se misturadas e, assim, são denominadas materiais. Uma das mais importantes tarefas dos químicos é fracionar esses materiais, obtendo as substâncias correspondentes. Deve-se, portanto, fazer distinção entre substâncias e materiais. Às vezes, é fácil distinguir substância de material, uma vez que as substâncias são sempre homogêneas (um só aspecto, uma só fase), ao passo que os materiais podem ser heterogêneos (mais de um aspecto, mais de uma fase). No entanto, certos materiais são facilmente confundidos com

substâncias, porque são também homogêneos (água salgada, por exemplo, constituída da substância água com a substância sal). Distinguem-se, assim, dois tipos de materiais: material heterogêneo (facilmente identificado) e material homogêneo (que pode ser confundido com substância). Distinguir uma substância de um material homogêneo, embora mais difícil que distinguir de um material heterogêneo, é perfeitamente viável, uma vez que as substâncias caracterizam-se por possuírem um conjunto de propriedades físicas e químicas específicas (um conjunto diferente para cada substância), fixas e constantes, o que não acontece com os materiais. Dentre estas propriedades, são muito importantes o ponto de fusão (a temperatura em que um sólido se funde), o ponto de ebulição (a temperatura em que um líquido ferve) e a densidade (razão entre a massa do corpo e o volume que ocupa, geralmente dada em g/cm3). Por exemplo: a água (H O) tem ponto de fusão (PF) igual a 0 oC e o ponto de ebulição (PE) igual a 100 oC, ambos a 1 atm de pressão, e densidade (ρ) igual a 1 g/cm3 a 4 oC. A água salgada, que é material homogêneo, já apresenta variação de temperatura durante a fusão e a ebulição. Os valores de densidade e temperatura de início da fusão e ebulição variam conforme as quantidades relativas de água e sal. Os materiais, portanto, não têm ponto de fusão e de ebulição. As substâncias, ao contrário, possuem ponto de fusão e ponto de ebulição, uma vez que a temperatura permanece constante durante suas mudanças de fase. As diferenças nas curvas de aquecimento de uma substância e um material são mostradas na Figura 2.1. Além disso, os materiais (heterogêneos e homogêneos) são, de modo geral, fáceis de fracionar em seus componentes (substâncias) por processos físicos, como filtração, centrifugação, destilação etc.

Figura 2.1 - Curvas de aquecimento. O material homogêneo pode se classificar em: soluções e misturas. Mistura é material cujas substâncias constituintes formam material homogêneo de aspecto uniforme em qualquer proporção. Material homogêneo cujas substâncias constituintes não formam material de aspecto uniforme em qualquer proporção é denominado solução. Como exemplo de mistura têm-se água e etanol, que formam material uniforme em qualquer proporção. Como modelo de solução têm-se água e cloreto de sódio, que só formam material uniforme até a proporção máxima de 35,7 gramas por 100 g de água, quando a temperatura é de 0 oC. Deve-se ainda salientar que há dois tipos distintos de substâncias: Substâncias simples – presença de um só elemento químico. Exemplo: ferro (Fe), ouro (Au) etc. Substâncias compostas – presença de mais de um elemento químico. Exemplo: água (H2O), álcool (C2H5OH) etc. Substância composta é frequentemente confundida com material, embora existam diferenças fundamentais entre eles, como no caso da substância composta sulfeto de ferro(II) (FeS) e o material constituído pelas substâncias ferro (Fe) e enxofre (S). No primeiro caso, o ferro e o enxofre vêm tão intimamente ligados (ligação química) que nem um nem outro mantêm suas

propriedades originais, nem mesmo são facilmente separáveis. Nos materiais ferro e enxofre, cada substância componente (ferro e enxofre) mantém as suas propriedades individuais e é facilmente separada uma da outra.

Material e Reagentes Balão de destilação

Tela de amianto

Bastão de vidro

Termômetro (0-100 oC)

Béqueres de 100 mL

Tripé

Bico de gás ou chapa elétrica 

Enxofre

Condensador

KI 0,1 mol/L

Funil analítico

Pb(NO3)2 0,05 mol/L

Garras

Vinho

Haste universal Papel-filtro (qualitativo)

Parte Experimental Distinção entre materiais e substâncias 1 Observe atentamente as amostras contidas nos tubos de ensaio tampados e classifique-as em substâncias (simples ou compostas), material homogêneo e material heterogêneo, de acordo com as informações fornecidas na Tabela 2.1 e suas observações. Tabela 2.1 - Conteúdo das amostras para análise Nº

AMOSTRA

CONTEÚDO

1

Enxofre

S8

2

Vinho

CH3CH2OH + H2O + resíduos

3

Álcool

CH3CH2OH

4

PbI2(aq) em excesso

PbI2 + H2O

5

Solução de KI

KI + H2O (0,1 mol/L)

6

Solução de Pb(NO3)2

Pb(NO3)2 + H2O (0,05 mol/L)

7

Desconhecida

8

Desconhecida

Caso não se soubesse que a amostra nº 3 é álcool, o que fazer para se certificar disso?

Critérios de pureza 2 - Analise a amostra nº 7, procedendo como se segue. Coloque cerca de 50 mL da amostra em um béquer e inicie o aquecimento sobre uma chapa aquecedora (ou tela de amianto e bico de Bunsen, caso a amostra não contenha componente inflamável). Anote a temperatura da amostra, com o auxílio de um termômetro, de minuto em minuto (ou em intervalos maiores, se conveniente) até a ebulição. Continue o aquecimento e a anotação da temperatura por mais 15 minutos e verifique se durante a ebulição a temperatura continua a subir ou não. De posse dos dados, faça um gráfico de temperatura x tempo. Durante a ebulição, a temperatura variou? A amostra é uma substância ou um material? 3 - Repita o procedimento anterior com a amostra nº 8. Houve variação de temperatura durante a ebulição? Trata-se de um material ou de uma substância?

Fracionamento de materiais 4 - Coloque cerca de 10 mL da amostra nº 7 em um béquer e leve ao aquecimento até a secura. Ficou resíduo no béquer? 5 - Repita o procedimento com a amostra nº 8. Ficou resíduo no béquer? Em caso afirmativo, ocorreu o fracionamento da amostra. Qual o nome da técnica utilizada neste procedimento? 6 - Em um béquer, junte aproximadamente 3 mL de cada uma das amostras nº 5 e nº 6. O que se observa? Classifique o sistema formado. Que procedimento poderia ser usado para separar seus constituintes? Justifique. Em se tratando de materiais heterogêneos de sólidos e líquidos, a técnica de fracionamento geralmente usada é a filtração. A Figura 2.2 ilustra a maneira correta de se realizar uma filtração. Monte a aparelhagem e execute a filtração. Que substância ficou no papel-filtro (resíduo)? Que substâncias passaram por ele (filtrado)? Com o auxílio de uma pisseta, lave o precipitado com água por três vezes. Justifique a realização desta operação. Com o auxílio de uma espátula, coloque o precipitado num frasco apropriado.

Figura 2.2 - Filtração simples. 7 - Para fracionar material constituído de dois líquidos miscíveis, em geral, a melhor técnica talvez seja a da destilação. A amostra nº 2 é um material

homogêneo, cujos principais componentes são a água (PE = 100 ºC) e o álcool (PE = 78 ºC). Monte a aparelhagem, conforme mostrado na Figura 2.3, para separar os dois. Em que princípio se baseia esta separação? Observe o aumento da temperatura durante esta experiência, a qual, como se trata de um material, varia durante a ebulição. Ao atingir os 90 oC, troque o recipiente de coleta do destilado. Assim você obterá duas frações.

Figura 2.3 - Destilação simples. Sugira um teste para caracterizar as substâncias obtidas nas duas frações. Que substância predomina em cada uma delas?

PRÁTICA Nº 3 Soluções Objetivos a) compreender a natureza e a importância das soluções; b) distinguir tipos de soluções; c) compreender os conceitos de solubilidade; e d) relacionar grandezas para os materiais.

Introdução Muitas reações químicas são realizadas com os reagentes dissolvidos em certos solventes, pois isso favorece sobremaneira o contato entre as partículas, como íons ou moléculas. Esse tipo de sistema constitui um material homogêneo ou SOLUÇÃO. Uma solução é compreendida por um solvente (substância em que se dissolve) e um ou mais solutos (substâncias que se dissolvem). Por exemplo, a água salgada é uma solução na qual o solvente é a água e o soluto é o sal. A água é talvez o mais importante dos solventes, pois é capaz de dissolver grande número de outras substâncias. Chamam-na, por isso, de SOLVENTE UNIVERSAL, e as soluções que a têm como solvente são ditas SOLUÇÕES AQUOSAS, muito importantes em Química. Algumas substâncias dissolvem-se muito bem em dado solvente. Diz-se que elas são muito solúveis nesse solvente. Por exemplo, substâncias como sal comum (NaCl), açúcar comum (C12H22O11), ácido clorídrico (HCl) e álcool

etílico (C2H5OH) são todas muito solúveis em água. Outras substâncias

dissolvem-se muito pouco em dado solvente. Diz-se assim que são pouco solúveis nesse solvente. Por exemplo, as substâncias sulfato de bário (BaSO4), hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) são pouco solúveis em água, embora,

evidentemente, existam casos intermediários. Frequentemente, a solubilidade de uma substância em dado solvente pode ser aumentada mediante aquecimento. Por exemplo, a substância iodeto de chumbo(II) (PbI2) é pouco solúvel em água à temperatura do ambiente e bem

mais solúvel quando em ebulição. As solubilidades de substâncias são normalmente dadas em livros de referências (handbook) em gramas de soluto, que podem ser dissolvidas por 100 gramas de solvente. Outro aspecto muito importante é que uma substância pode ser pouco solúvel em dado solvente e muito solúvel em outro. Por exemplo, açúcar comum (sacarose,C12H22O11) é muito solúvel em água e pouco solúvel em benzeno (C6H6). O iodo, por sua vez, é pouco solúvel em água e, no entanto, é mais solúvel em tetracloreto de carbono (CCl4).

Muitas vezes é importante conhecer as quantidades dos solutos dissolvidos em dada quantidade de solvente ou de solução total. Existem várias maneiras para se expressar a relação entre grandezas para um material, como se observa subsequentemente: a) A relação entre a massa de uma substância e a massa do material é denominada fração em massa (wi):

em que mi = massa da substância i; e    mt = massa do material. Normalmente é expressa em fração porcentual em massa (título). Exemplo: wHCl = 0,36 ou 36% ou 36 cg/g

b) A relação entre a quantidade de matéria de uma substância e a quantidade de matéria do material é denominada fração em quantidade de matéria ou fração em mol (xi):

em que ni = quantidade de matéria da substância i; e    nt = quantidade de matéria total. c) A relação entre a quantidade de uma substância e o volume do material (vt) é denominada concentração.

- Concentração em massa (γi) – relação entre a massa da substância i e o volume do material:

- Concentração em quantidade de matéria ( Ci ou [i]) – Relação entre a quantidade de matéria da substância i e o volume do material:

d) A relação entre a quantidade de matéria do soluto e a massa de solvente expressa em quilogramas é denominada molalidade (b):

em que A = solvente e B = soluto. Em se tratando de soluções aquosas, podem-se distinguir dois tipos de soluções: iônicas ou moleculares. Na primeira, o solvente destrói o retículo cristalino, liberando os íons, e conduz, portanto, eletricidade. Por exemplo:

Na segunda, as moléculas do retículo molecular também se separam, mas o soluto não se altera quimicamente, não conduzindo, portanto, eletricidade. Por exemplo:

Distinguir solução iônica de solução molecular é simples. Basta verificar se ela conduz ou não corrente elétrica por meio de um circuito simples, conforme a Figura 3.1. Se a lâmpada acender, a solução será iônica; em caso contrário, molecular.

Figura 3.1 - Esquema para verificação da condução da corrente elétrica.

Material e Reagentes Balança analítica

FeSO4

Balões volumétricos de 50 mL   

CCl4

Bastão de vidro

Sacarose

Béqueres de 100 mL

KI

Bico de gás

Pb(NO3)2

Funil analítico

I2

Papel-filtro Pipetas graduadas de 10 mL Pisseta Proveta de 10 mL Tela de amianto Tripé Tubos de ensaio

Parte Experimental 1 - Meça a massa de 5 g de FeSO4 em um béquer de 100 mL. Acrescente

lentamente (de 1 em 1 mL) e, sob agitação, o menor volume possível de água necessário para a dissolução completa do soluto. Determine a solubilidade do FeSO4 à temperatura do ambiente. Repita toda a experiência para a sacarose. 2 - Teste a condutividade elétrica da solução de FeSO4 e da solução de

sacarose, utilizando o aparelho conforme esquematizado na Figura 3.1. As duas soluções são iônicas ou moleculares? 3 - Calcule a massa de KI necessária para preparar 25 mL (0,025 litros) de solução 0,1 mol/L desta substância. Calcule a massa de Pb(NO3)2 necessária

para preparar 25 mL (0,025 L) de solução 0,05 mol/L desta substância. As soluções são normalmente feitas para utilização em reações químicas. Proceda conforme mostrado na Figura 3.2 e prepare as duas soluções mencionadas em dois balões volumétricos de 25 mL.

1 - Dissolver o sólido (usar cerca de 5 mL de água destilada). 2 - Transferir para o balão volumétrico. 3 - Lavar o béquer (realizar três lavagens com aproximadamente 5 mL de água cada uma). 4 - Lavar o funil e retirá-lo. 5 - Completar o balão com água destilada. 6 - Homogeneizar a solução.

Figura 3.2 - Sequência de etapas para o preparo de uma solução aquosa. 4 - Pipete 5 mL de cada solução e coloque em um mesmo béquer. Que você observa? Escreva a equação. Neste caso, a reação ocorreu em proporções estequiométricas corretas? Como você poderia retirar da mistura a substância (ou as substâncias) que se precipitou (ou que se precipitaram)? 5 - Triplique o volume da mistura anterior, usando água destilada e leve ao aquecimento. Que se pode concluir quanto ao efeito da temperatura na solubilidade de PbI2 (precipitado amarelo) em água? 6 - Tente dissolver alguns cristais de iodo (I2) em aproximadamente 2 mL de água, utilizando tubos de ensaio rosqueados, para facilitar a agitação. O que

você observa? Em seguida, transfira a solução aquosa de I2 para outro tubo de ensaio (não deixando passar cristais não dissolvidos) e adicione igual volume de tetracloreto de carbono (CCl4). Observe a cor do CCl4 antes da adição. Agite e descreva o fenômeno. Que conclusão pode ser tirada a respeito da solubilidade do iodo em CCl4 e H2O? Para facilitar sua conclusão, as constantes de equilíbrio do iodo são:

K = 1,35 x 10-3 mol/L em água e Kc = 1,12 x 10-1 mol/L em CCl4

PRÁTICA Nº 4 Reações Químicas e Energia Objetivos a) distinguir fenômenos físicos e químicos; e b) compreender o que vem a ser uma reação química e a relação desta com a energia.

Introdução Fenômeno é tudo que ocorre na natureza. É comum distinguir fenômeno físico de fenômeno químico, sendo o último geralmente denominado REAÇÃO QUÍMICA. Durante um fenômeno físico, a substância ou substâncias continuam inalteradas. Por exemplo, partir uma barra de magnésio em dois pedaços constitui um fenômeno físico, pois os dois pedaços resultantes continuam sendo magnésio. A queda de um corpo é também um fenômeno físico, pois a essência do corpo permanece a mesma, isto é, a substância ou as substâncias que constituem esse corpo continuam inalteradas. Durante um fenômeno químico ou REAÇÃO QUÍMICA ocorrem profundas modificações, ou seja, a substância ou as substâncias envolvidas transformam-se em outra(s) substância(s) inteiramente diferente(s) das originais. Por exemplo, ao aquecer uma barra de magnésio (Mg) num ambiente em que existe oxigênio (no ar, por exemplo), ela se transforma em outra substância, nada parecida com a original, isto é, transforma-se em óxido de magnésio (MgO), havendo ainda grande desprendimento de ENERGIA em

forma de calor e luz. Outro exemplo: na queima de papel, que é essencialmente a substância celulose, este se transforma em, pelo menos, três novas substâncias, que são: gás carbônico (CO2), água (H2O) e carbono (C), além de liberar grande quantidade de energia em forma de calor. Deduz-se, a partir do que foi apresentado anteriormente, um aspecto muito importante no que se refere aos fenômenos químicos ou REAÇÕES QUÍMICAS é que a ENERGIA contida nos reagentes é, de forma geral, diferente da encontrada nos produtos da reação. Essa diferença resulta em AQUECIMENTO ou em RESFRIAMENTO do sistema em que ocorre a reação. No primeiro caso, a energia dos produtos é menor que a dos reagentes, e essa diferença é liberada para o ambiente, de modo geral sob forma de calor (uma forma de energia), sendo este tipo chamada reação EXOTÉRMICA (calor para fora). No segundo caso, a energia dos produtos é maior que a dos reagentes, sendo a diferença então absorvida do meio ambiente, e tem-se então um tipo de reação dita ENDOTÉRMICA (calor para dentro). A maior parte das reações é exotérmica, porque existe uma tendência natural no sentido de ser conseguido um estado de menor energia, isto é, as reações químicas são favorecidas quando resultam em novas substâncias com menor conteúdo energético que as substâncias reagentes. A energia, em forma de calor, absorvida ou liberada durante uma reação química, é denominada CALOR DE REAÇÃO. Sem entrar em muitos detalhes, é conveniente mencionar que o CALOR DE REAÇÃO depende das condições em que a reação se processa, principalmente se esta ocorre em volume constante (sistema fechado) ou em pressão constante (sistema aberto). O segundo caso é mais comum, já que, na maioria das vezes, as reações químicas se processam em sistemas abertos, como em béqueres, tubo de ensaio etc. Neste caso, o CALOR DE REAÇÃO é definido como a diferença entre as ENTALPIAS (H) dos reagentes e produtos, e assim tem-se que: ΔH = Hprodutos - Hreagentes ΔH será negativo para uma reação exotérmica, já que a entalpia dos produtos será menor que a dos reagentes. Obviamente, ΔH será positivo para as reações endotérmicas.

Outro aspecto importante no que se refere às reações químicas é que algumas ocorrem prontamente, enquanto para outras é necessário fornecer certa quantidade de energia, geralmente sob a forma de calor, para que a reação possa começar ou, pelo menos, processar-se a uma velocidade mensurável. Esta energia é denominada ENERGIA DE ATIVAÇÃO. Por exemplo, para ocorrer a reação entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH), produzindo sal comum (NaCl) e água (H2O), basta o simples

contato entre os reagentes. Isto ocorre porque, nas condições do ambiente, as substâncias envolvidas já dispõem da energia de ativação necessária. A reação entre o magnésio (Mg) e o gás oxigênio (O2) necessita de maior energia de ativação do que a fornecida pelas condições do ambiente, sendo preciso, portanto, aquecer o metal (Figura 4.1).

Figura 4.1 - Reações exotérmicas: a) sem energia de ativação; e b) com energia de ativação. Como mencionado, reações exotérmicas são mais comuns e existem muitos exemplos para demonstrações em laboratório. Há também casos de reações endotérmicas, como a reação entre o tiocianato de amônio e o hidróxido de bário (Figura 4.2).

Figura 4.2 - Reação endotérmica. Embora as reações químicas possam ser feitas entre substâncias puras, com maior frequência são realizadas com os reagentes dissolvidos num solvente (água, por exemplo), pois isto facilita sobremaneira o contato entre as espécies fundamentais das substâncias reagentes (moléculas, íons etc.). Representam-se as reações químicas por EQUAÇÕES QUÍMICAS, nas quais são mostradas as fórmulas dos reagentes do lado esquerdo e as fórmulas dos produtos do lado direito, em proporções corretas de moléculas, íons e átomos. Por exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O 2Mg + O2 → 2MgO O coeficiente 2 do Mg e do MgO é colocado para que o número de átomos de cada elemento seja o mesmo de um lado e do outro da equação química, em obediência à lei da conservação da matéria de Lavoisier.

Material e Reagentes NH4SCN sólido Ba(OH)2.8H2O sólido NaOH sólido Bastão de vidro

HNO3 (conc.) ou HCl(conc.)

Béquer de 100 mL

Magnésio ou alumínio

Bico de gás

Magnésio ou esponja de aço

Cápsula de porcelana

FeSO4 0,1 mol/L (acidulado)

Conta-gotas

KMnO4 0,02 mol/L

Erlenmeyer de 125 mL   

KMnO4 sólido

Espátula

H2SO4 (conc.)

Pedaço de papelão

Pb(NO3)2 0,05 mol/L

Pinça metálica

Fe2(SO4)3 0,1 mol/L

Tubos de ensaio

NH3 0,1 mol/L + ácido acetilsalicílico (1%)

KI 0,1 mol/L HCl 1:1 v/v

Parte Experimental 1 - Coloque em um béquer uma ou duas pastilhas de hidróxido de sódio (NaOH) e adicione, gota a gota, ácido clorídrico concentrado (HCl). CUIDADO! O que você observa? Houve reação química? Toque o fundo do béquer. O que você sente? A reação é exotérmica ou endotérmica? Escreva a equação da reação. 2 - Pegue um pedaço de magnésio (fita, raspa ou folha) ou esponja de aço e segure-o no ar. Ocorre alguma reação química perceptível? Aqueça o material na chama de um bico de Bunsen (ou mesmo na chama de um isqueiro), segurando-o com o auxílio de uma pinça. Deixe o produto da reação cair dentro de uma cápsula de porcelana. Houve fenômeno físico ou fenômeno químico? Descreva o produto desta reação (cor, aparência etc.), destacando as diferenças entre este e a substância original. A reação necessita de energia de ativação? Esta reação, mesmo necessitando de energia de ativação, uma vez iniciada, libera ou absorve energia? Escreva a equação da reação. 3 - Coloque em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução aquosa de sulfato de ferro(II) (FeSO4) 0,1 mol/L previamente acidulada com ácido sulfúrico (H2SO4). Acrescente, gota a gota, uma solução de permanganato

de potássio (KMnO4) 0,02 mol/L. Ocorre alguma reação química? Por quê?

Como você sabe que esta reação chegou ao fim? Escreva a equação da reação. 4 - Coloque um pedaço de magnésio ou alumínio num tubo de ensaio contendo cerca de 2 mL de ácido clorídrico (HCl) l:l. O que você observa? Escreva a equação da reação. 5 - Coloque num tubo de ensaio cerca de 1 mL de uma solução aquosa de nitrato de chumbo(II) (Pb(NO3)2) 0,05 mol/L e acrescente em seguida o mesmo volume de uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI) 0,1

mol/L. O que você observa? Como separar o sólido formado do resto do sistema? Escreva a equação da reação. 6 - Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução aquosa de sulfato de ferro(III) (Fe2(SO4)3) 0,1 mol/L ou outro sal solúvel de ferro(III) e acrescente, em seguida, igual volume de uma solução amoniacal de ácido acetilsalicílico 1% (NH3 0,1 mol/L + C9H8O4 1%). O que acontece? Escreva

a equação da reação. 7 - Coloque numa cápsula de porcelana um pouco de permanganato de potássio sólido (KMnO4) e acrescente algumas gotas de ácido sulfúrico

concentrado (CUIDADO!). Toque nesta mistura com um chumaço de algodão, pedaço de pano ou papel enrolado num bastão de vidro. CUIDADO! Mantenha o rosto afastado da cápsula! O que você observa? Escreva a equação da reação. 8 - Coloque 8 g de tiocianato de amônio (NH4SCN) sólido num erlenmeyer de 125 mL. Acrescente 16 gramas de hidróxido de bário octaidratado Ba(OH)2.8H2O sólido. Agite o erlenmeyer. Em seguida, coloque-o em cima

de um pedaço de papelão previamente molhado com alguns mililitros de água. Espere cerca de cinco minutos e levante o erlenmeyer. O que acontece? Qual a explicação para o fenômeno observado? Escreva a equação da reação.

PRÁTICA Nº 5 Obtenção e Purificação de Substâncias Objetivos a) obter substâncias a partir de outras por meio de uma reação química; e b) aprender técnicas de separação.

Introdução Conforme visto na prática anterior, novas substâncias podem ser obtidas por intermédio de reações químicas. Por exemplo, com ferro (Fe) e ácido sulfúrico (H2SO4), obtêm-se as substâncias sulfato de ferro (II) (FeSO4) (usado

em drágeas medicinais contra anemia) e gás hidrogênio (H2), de acordo com a equação

Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) No entanto, para se obter a nova substância em forma realmente pura, é necessário misturar os reagentes em proporções exatas de massa (proporções estequiométricas) ou eliminar, depois da reação, o excesso de um dos reagentes. Se a reação for realizada em meio aquoso (o que é muito comum), tem-se ainda que eliminar a água. Além disso, se resultar numa reação mais que uma substância, obter-se-á, na realidade, uma mistura, que deverá ser fracionada, separando-se as diferentes substâncias. Outro exemplo é a obtenção da substância cloreto de sódio (NaCl), a partir de duas substâncias venenosas e cáusticas, que são ácido clorídrico (HCl)

e hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH), de acordo com a equação HCl(aq) + NaOH(s) → NaCl(s) + H2O(l)

Material e Reagentes Anel ou garra

Espátula

Quitasato

Bastão de vidro

Frasco para reativos

Béquer de 100 mL

Funil analítico

Béquer de 250 mL

Funil de Buchner

Chapa aquecedora ou bico de gás

Haste universal

Álcool etílico

Papel-filtro

HCl (conc.)

Conta-gotas

Papel-tornassol

H2SO4 20% v/v

Erlenmeyer

Proveta de 100 ou 50 mL

NaOH sólido

Esponja de aço ou pregos pequenos

Parte Experimental Obtenção do FeSO4 Coloque num erlenmeyer 5 g de ferro (Fe) na forma de esponja de aço (ou em forma de pregos) e acrescente 50 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) a 20% v/v. O que você observa? A reação a frio é lenta e, por

isso, é conveniente aquecer a mistura. O odor desagradável que se percebe na obtenção do FeSO4 é causado pelo desprendimento de gases tóxicos (em

pequenas quantidades), provenientes das impurezas contidas nos pregos. No fim da reação, pode-se observar uma mistura constituída de restos de pregos,

FeSO4 em solução e impurezas diversas. Trata-se de um material homogêneo

ou heterogêneo? Para separar o FeSO4 dissolvido em água do restante da mistura, faça uma filtração simples, conforme mostrado na Figura 5.1.

Figura 5.1 - Filtração simples. No béquer obtém-se um material homogêneo. Quais os componentes desse material? Dê uma sugestão de como se pode separar o FeSO4 do material

homogêneo. Uma das possíveis sugestões é a evaporação da água. No entanto, esse processo tem seus inconvenientes, pois levará muito tempo e, além disso, causará a oxidação parcial do Fe2+ para Fe3+, transformando parte do FeSO4 em Fe2(SO4)3.

Um método bem melhor é adicionar à solução aquosa outro solvente, no qual o FeSO4 seja pouco solúvel, como o álcool comum ou álcool etílico. Adicione mais ou menos 50 mL de álcool etílico (se necessário, adicione mais) ao béquer contendo a solução de FeSO4 e agite com bastão de vidro. O que acontece? O material resultante é homogêneo ou heterogêneo? Faça a filtração a vácuo, conforme mostrado na Figura 5.2.

Figura 5.2 - Filtração a vácuo. Salvo a contaminação pelo álcool, o FeSO4 (ou melhor, FeSO4 .7H2O) está bastante puro. Para fins de armazenamento, a contaminação pelo álcool é até vantajosa, pois impede a oxidação do FeSO4 .7H2O.

Com o auxílio de uma espátula, transfira o produto obtido para o frasco para reativos, rotulado, que se encontra no laboratório. A sequência de operações realizadas na obtenção do FeSO4 é esquematizada no fluxograma mostrado na Figura 5.3.

Figura 5.3 - Fluxograma da obtenção do FeSO4.

Obtenção do NaCl Coloque 10 pastilhas de hidróxido de sódio (NaOH) de qualidade PA (para análise) num béquer de 50 mL. Com o auxílio de conta-gotas, adicione ácido clorídrico (HCl) concentrado de qualidade PA até aparentar que todo o NaOH foi consumido. Adicione então mais um pouco (algumas gotas). Que você observa? Como não se utilizaram quantidades estequiométricas dos reagentes, é necessário colocar um deles em excesso. Qual você sugere? Responda, considerando as seguintes informações: NaOH - pouco solúvel em álcool etílico; NaOH - não evapora em baixas temperaturas; HCl - muito solúvel em álcool etílico; HCl - evapora em baixas temperaturas; NaCl - não evapora em baixas temperaturas; NaCl - muito solúvel em água; e NaCl - pouco solúvel em álcool etílico. Conclui-se que o excesso de HCl é conveniente por ser de mais fácil eliminação que o de NaOH. Para certificar se realmente há HCl em excesso no sistema, verifica-se o pH com papel-tornassol azul que, em meio ácido, se torna vermelho. Sugira agora um processo para eliminar o HCl em excesso. Uma sugestão é retirar o HCl por adições de água e evaporações sucessivas. Uma vez que este processo requer mais tempo, é mais conveniente usar o álcool etílico. Coloque então 20 mL de álcool etílico no béquer contendo o material. Agite com bastão, deixe decantar o NaCl e, por escoamento, elimine a solução sobrenadante. Repita esse procedimento por três ou mais vezes, para eliminar todo o HCl em excesso. Coloque o béquer, contendo sal úmido, numa chapa aquecedora e aqueça até a secura, revolvendo o sólido com um bastão de vidro durante o processo. Deixe resfriar o béquer e, com o auxílio de uma espátula, coloque o sal obtido num frasco para reativos, que se encontra no laboratório.

A sequência de operações realizadas na obtenção do NaCl pode ser esquematizada no fluxograma mostrado na Figura 5.4.

Figura 5.4 - Fluxograma da obtenção do NaCl.

PRÁTICA Nº 6 Semelhanças e Diferenças nas Propriedades Químicas de Elementos de uma Mesma Família da Tabela Periódica Objetivos a) verificar quais elementos de uma mesma família possuem propriedades químicas semelhantes; e b) observar a diferença de eletropositividades (no caso de metais) e eletronegatividades (no caso de ametais) entre os elementos de uma mesma família.

Introdução Elementos de uma mesma família da tabela periódica apresentam propriedades químicas semelhantes. Isto ocorre porque as estruturas eletrônicas periféricas (última camada de valência) são iguais, pelo menos entre os elementos representativos. Uma vez que as propriedades químicas dos elementos dependem, em grande parte, da estrutura eletrônica da camada de valência, compreendem-se as semelhanças entre os elementos de uma mesma família. Já as propriedades são apenas semelhantes e não iguais, existindo, de modo geral, também diferenças importantes.

Nesta prática, serão estudadas experimentalmente semelhanças e diferenças entre os elementos, na forma elementar ou iônica, das seguintes famílias: a) 1 - Família dos metais alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Estes elementos caracterizam-se por apresentar apenas um elétron na camada de valência, elétron este facilmente doável, transformando-se os átomos em íons positivos de carga 1+. Exemplo: Na → Na+ + 1e– Por doarem com facilidade o elétron de valência, diz-se que estes elementos são muito eletropositivos. b) 2 - Família dos metais alcalino-terrosos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Estes elementos caracterizam-se por apresentar dois elétrons na camada de valência, que são facilmente doáveis, transformando-se em íons positivos de carga 2+. São também muito eletropositivos. Exemplo: Mg → Mg2+ + 2 e– c) 17 - Família dos ametais halogênios: F, Cl, Br, I, At. Estes elementos possuem sete elétrons na sua camada de valência e, ao contrário dos metais, tendem a receber elétrons em vez de doá-los, transformando-se em íons negativos de carga 1-. Esses elementos são muito eletronegativos, pela facilidade com que ganham elétrons. Exemplo: Br + 2 e– → 2 Br– A facilidade de ceder elétrons varia dentro das famílias dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como a facilidade de receber elétrons dentro da família dos halogênios.

Material e Reagentes Bastão de vidro

Sódio

KCl ou

Béqueres de 100 mL   Potássio

NaCl 1,0 mol/L

Bico de gás

Magnésio

KBr 1,0 mol/L

Conta-gotas

Cálcio

Pb(NO3)2 0,05 mol/L

Espátula

HNO3 ou

Amido 1%

Pipeta de 10 mL

HCl 1 mol/L

Cl2(aq)

Proveta de 50 mL

Fenolftaleína   Br2(aq)

Tela de amianto

KI 0,1 mol/L

Tubos de ensaio Vidro de relógio

Parte Experimental 1 - Observe as características físicas do sódio (cor, brilho, consistência). Adicione um pedaço de sódio a um béquer contendo cerca de 50 mL de H2O. O que você nota? Escreva a equação química da reação. . Adicione ao béquer algumas gotas de solução alcoólica do indicador fenolftaleína. O que você observa? . Adicione à solução alguns mL de HNO3 ou HCl 1 mol/L, sob a agitação, até o

desaparecimento da cor resultante da operação anterior. Que tipo de reação ocorreu? Escreva a equação da reação. 2 - Repita agora as mesmas experiências partindo de um pedaço de potássio. Descreva as diferenças observadas. . Pelas observações, qual dos dois elementos é o mais eletropositivo? Por quê? Como deve, então, variar a eletropositividade dentro da família dos metais alcalinos? Sugira uma explicação teórica para isso (lembrete: como o potássio tem maior número atômico, o seu átomo é também maior). 3 - Adicione a dois béqueres de 100 mL contendo água destilada até 2/3 de suas capacidades pedaços dos metais cálcio e magnésio, respectivamente. A seguir adicione gotas de solução de fenolftaleína e aguarde por alguns momentos. O que você observa? Escreva as equações químicas das reações. . Pelas observações, qual dos dois elementos é mais eletropositivo? Por quê? Como deve então variar a eletropositividade dentro da família dos metais alcalino-terrosos?

4 - Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 1,0 mol/L de Cl– (na forma de NaCl) e adicione igual volume de solução 0,05 mol/ L de Pb2+ (na forma de Pb(NO ) ). O que você observa? Escreva a equação da reação. . Repita o procedimento usando uma solução 1,0 mol/L de Br– (na forma de KBr) em lugar da solução de Cl–. O que você observa? Escreva a equação da reação. . Repita o procedimento usando uma solução 0,1 mol/L de I– (na forma de KI), em lugar da solução de Cl–. O que você observa? Escreva a equação da reação. Estas experiências mostram alguma semelhança em termos de propriedades químicas para os elementos desta família? Explique. 5 - As reações que se seguem têm o objetivo de ordenar os elementos cloro, bromo e iodo, de acordo com sua eletronegatividade. . Coloque em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI e, em outro tubo, igual volume de solução 1,0 mol/L de KBr. Adicione respectivamente aos tubos contendo KBr e KI o mesmo volume de solução aquosa de cloro. O que você observa? . Em termos de eletronegatividade, que se pode concluir? Escreva as equações das reações. A presença de I2 pode ser comprovada pela adição ao tubo de ensaio correspondente de gotas de solução de amido, que é um indicador para iodo molecular (I2). Amido em presença de iodo molecular produz

composto de cor azul. . Nas duas reações anteriores, a solução de cloro foi testada e, pelos resultados, concluiu-se que o cloro é mais eletronegativo entre estes três elementos (Cl, Br e I), restando saber a ordem de eletronegatividade entre os dois últimos (Br e I). Para isso proceda da seguinte maneira: - Pegue um tubo de ensaio e transfira para ele cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI. Adicione igual volume de solução aquosa de bromo (não pipete essa solução). O que você observa? - Adicione também 1 mL de solução de amido. Pelo observado, o que se pode concluir? Escreva a equação da reação. - Analisando estes resultados, a que conclusão você chega quanto à eletronegatividade destes elementos? Qual é o mais eletronegativo e qual o

menos? Como - deve variar a eletronegatividade dentro do grupo ou da família dos halogênios?

PRÁTICA Nº 7 Equilíbrio Químico Objetivos a) caracterizar o estado de equilíbrio de sistemas químicos; b) reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico: Princípio de Le Chatelier; e c) determinar uma constante de equilíbrio.

Introdução Muitas reações químicas não se processam totalmente, como se poderia esperar. Por exemplo, reagindo 1 mol de H2 com 1 mol de I2, poder-se-iam esperar obter 2 mol de HI, de acordo com a equação

No entanto, mesmo à temperatura de 400 oC não se obtém mais que 1,6 mol de HI, restando ainda no sistema 0,2 mol de H2 e 0,2 mol de I2. Além disso, mantendo-se constantes as condições do sistema, estas concentrações não variam mais com o tempo. A partir do tempo em que as propriedades

macroscópicas do sistema não mais se alteram, diz-se que o sistema está em equilíbrio. No exemplo citado, uma propriedade macroscópica muito importante é a cor do sistema por causa do reagente I2. No início da reação, a intensidade da

cor é máxima, diminuindo com o tempo, até permanecer constante no equilíbrio. Neste caso, a permanência da cor é importante indicação de que realmente a reação não se processou até o fim, pois, se isso acontecesse, o sistema final seria incolor. À primeira vista, poder-se-ia ter a impressão de que o equilíbrio é ESTÁTICO, isto é, que a reação simplesmente parou em determinado ponto. No entanto, experiências (inclusive com radioisótopos) mostram que, na realidade, o equilíbrio é DINÂMICO, ocorrendo, simultaneamente, duas reações: uma formando HI a partir de H2 e I2 e a outra, em sentido contrário, reproduzindo os reagentes H2 e I2 a partir do produto formado HI. Dessa forma pode-se escrever:

Reação I: H2 + I2 → 2HI Reação II: 2HI → H2 + I2 No equilíbrio, as velocidades com que estas reações ocorrem são iguais, explicando-se, dessa maneira, porque nada mais se modifica sob o aspecto macroscópico. É fácil compreender que, no início, a reação I é rápida, e a reação II é muito lenta. Isso ocorre porque a velocidade de uma reação química depende, evidentemente, das concentrações das espécies que estão reagindo. Dessa forma, no início, praticamente só existem H2 e I2. À medida que a reação prossegue, são reduzidas as concentrações de H2 e

I2, diminuindo a velocidade da reação I. Já a concentração do produto HI vai

aumentando gradativamente, aumentando também a velocidade da reação II. As equações das duas reações podem ser escritas numa só equação, como se segue:

H2(g) + I2(g) 2HI(g) A extensão de uma reação desse tipo é representada por uma expressão de equilíbrio, denominada constante de equilíbrio, que é assim representada:

Considerando a reação genérica    aA + bB

cC + dD

a sua constante de equilíbrio será assim expressa: [C]c . [D]d

O ponto de equilíbrio e, portanto, a extensão da reação podem ser deslocados, mudando-se as condições do sistema. Os principais fatores que influem sobre o equilíbrio químico são: a) concentração das espécies envolvidas na reação; b) temperatura; e c) variação de volume. A influência dos fatores mencionados pode ser estudada com fundamento no princípio de Le Chatelier, segundo o qual um sistema em equilíbrio tende a anular ou, pelo menos, atenuar os efeitos de forças que agem sobre ele. a - Efeito da Concentração Analisando-se a equação da reação abaixo e também sua expressão de equilíbrio, é fácil verificar que, alterando-se as concentrações de reagentes ou produtos, o equilíbrio se deslocará em um ou outro sentido, aumentando ou diminuindo a extensão da reação:

quê?

Obs.: A concentração de H2O(l) não entra na expressão de equilíbrio. Por

Aumentando-se, por exemplo, a acidez do sistema (o que significa aumentar a concentração da espécie H+), o equilíbrio se deslocará no sentido de formar mais Cr2 O72–. Porém, se reduzir a acidez (o que pode ser feito

adicionando-se ao sistema uma base, ou seja, OH–, que consome os íons H+), o equilíbrio se deslocará em sentido contrário. b - Efeito da Temperatura Aumento de temperatura provocará deslocamento de equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Da mesma maneira, diminuição de temperatura causará deslocamento de equilíbrio no sentido da reação exotérmica. Tentando-se dissolver, por exemplo, o sal iodeto de chumbo(II) (PbI2) em água, à temperatura do ambiente, observa-se que apenas uma pequena quantidade do sal se dissolve, por ser o sal PbI2 pouco solúvel em água. Após a dissolução, estabelece-se o equilíbrio, expresso pela equação a seguir:

cuja expressão do equilíbrio é a seguinte:

Obs.: A concentração do sólido não entra na expressão. Por quê? Este tipo de equilíbrio é, como se vê, expresso por um produto de concentrações iônicas e, por isso, a constante de equilíbrio é normalmente denominada PRODUTO DE SOLUBILIDADE. Logo, K = [Pb2+] . [I–]2 Aquecendo este sistema, no entanto, o equilíbrio se deslocará no sentido da dissolução (e, consequentemente, dissociação), podendo-se dissolver todo o sal, se a quantidade não for muito grande. O efeito da temperatura é um pouco mais drástico que no caso da concentração, porque a temperatura não desloca apenas o equilíbrio, mas modifica também o valor da constante de equilíbrio, que depende desse fator. c - Efeito da Variação de Volume Aumento do volume de um sistema gasoso em equilíbrio aumenta o espaço entre as partículas. O equilíbrio se deslocará no sentido de diminuir este espaço quando possível, ou seja, aumentar o número de partículas. Logo, para o sistema:

um aumento de volume deslocará o equilíbrio no sentido de formar mais NO2 (marrom), aumentando a intensidade da coloração.

Material e Reagentes Bastão de vidro

K2CrO4 0,1 mol/L

Béquer de 100 mL

K2Cr2O7 0,1 mol/L

Bico de gás

HNO3 ou HCl 1 mol/L

Chapa de aquecimento  

NaOH ou KOH 1 mol/L

Conta-gotas

PbI2

Funil analítico

Ca(OH)2

Papel-filtro

BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol/L

Papel indicador de pH Potenciômetro Tela de amianto Tubos de ensaio

Parte Experimental 1 - Coloque em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7

0,1 mol/L, e em outro tubo, ponha igual volume de solução de K2CrO4 0,1

mol/L. . Qual a cor característica de cada solução? Qual o íon responsável pela cor em cada solução? . Adicione à solução de K2Cr2O7, usando um conta-gotas, solução de NaOH 1

mol/L até mudança de cor. De que cor ficou? . Adicione à solução de K2CrO4 solução de HCl 1 mol/L até mudança de cor.

De que cor ficou? . Houve deslocamento do equilíbrio nos dois tubos? Justifique. 2 - Coloque em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução de K2CrO4 0,1

mol/L e igual volume de BaCl2 ou Ba(NO3)2 0,1 mol/L. Em outro tubo de

ensaio, coloque volumes iguais de K2Cr2O7 0,1 mol/L e BaCl2 ou Ba(NO3)2

0,1 mol/L. O que se observa? . Acrescente ao primeiro tubo, gota a gota, solução de HCl 1 mol/L e, ao segundo tubo, coloque solução de NaOH 1 mol/L, também gota a gota. O que se verifica em cada tubo?

Obs.: O produto de solubilidade do BaCrO4 é 8,5 x 10-11 e o BaCr2O7 é solúvel. 3 - Tente dissolver uma pequena massa de PbI2 em cerca de 20 mL de H2O

destilada. Escreva a equação de equilíbrio da reação reversível. Que você pode dizer a respeito de sua solubilidade em água? . Aqueça, agora, o sistema durante algum tempo. Que conclusão você pode tirar deste resultado? Deixe a solução resfriar em repouso. Que aconteceu? Explique. 4 - Tente dissolver uma pequena massa de Ca(OH)2 em cerca de 50 mL de água (agite com bastão de vidro durante alguns minutos). Que você observa? Que se pode concluir a respeito da solubilidade do Ca(OH)2 em água? O equilíbrio que se estabelece é o seguinte: cuja expressão de equilíbrio é: [Ca2+][OH–]2 = K = K em que o Kps é o produto de solubilidade e as concentrações de Ca2+ e

OH– apresentam os valores: [Ca2+] = x mol/L

[OH–] = 2x mol/L, ou seja, [Ca2+] = [OH–]/2 Desse modo, para se calcular o Kps, basta que seja determinado o valor da

concentração de apenas um dos íons. Como a [OH–] é a medida da BASICIDADE da solução ou indiretamente do pOH, é muito fácil determinar a concentração dessa espécie, pois

O pH pode ser determinado por meio de um potenciômetro com um eletrodo de vidro.

Filtre a mistura e meça o pH do filtrado. Calcule o valor do pOH e da [OH–]. Qual o valor do produto de solubilidade? Compare o resultado com o valor de tabela 1,3 x 10–6.

PRÁTICA Nº 8 Velocidade das Reações Químicas Objetivos a) mostrar que reações químicas ocorrem em diferentes velocidades; b) mostrar, num caso particular, como é possível medir a velocidade de uma reação; c) verificar a influência da temperatura na velocidade das reações químicas; e d) verificar a influência da concentração dos reagentes na velocidade das reações químicas.

Introdução Fenômenos químicos ou reações químicas ocorrem, como se observa facilmente, em diferentes velocidades. Algumas são muito rápidas, como é o caso da maioria das reações entre íons em solução. Por exemplo: Pb2+ (aq) + 2I– (aq) → PbI2(s) Outras são mais lentas, como a reação entre o metal ferro e o ácido sulfúrico, conforme a equação Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) Outras, ainda, são extremamente lentas, como a reação entre H2 e O2, na

formação da água, em condições ambientais normais.

Em geral, as reações que não envolvem reagrupamentos de ligações são mais rápidas que as que os envolvem, embora haja exceções. A velocidade de uma reação depende dos seguintes fatores: 1 - Natureza dos reagentes Reações entre íons são geralmente rápidas e, entre moléculas, na maioria das vezes lentas. 2 - Quantidade ou concentrações dos reagentes A teoria da colisão define o papel da concentração e da temperatura na velocidade das reações. De acordo com essa teoria, as molécu-las devem colidir para reagir. Quando um aumento da concentração de um reagente leva a uma velocidade maior da reação, isso se deve à maior frequência de choques efetivos entre as espécies reagentes (Figura 8.1).

Figura 8.1 - Recipientes de concentrações diferentes. Obs.: A velocidade da reação no frasco da direita é maior porque a maior concentração de reagentes neste frasco provoca maior número de colisões

entre as moléculas. 3 - Temperatura Para ocorrer reações entre moléculas, por exemplo, é necessário que os choques sejam suficientemente energéticos, para causarem ruptura de ligações químicas já existentes. Quando se aquece um sistema, aumenta-se a energia das moléculas (Figura 8.2), aumentando, portanto, a eficiência dos choques intermoleculares e, consequentemente, a velocidade da reação química.

Figura 8.2 - Distribuição de partículas por energia em duas temperaturas diferentes: Temperatura T2 > T1. 4 - Catalisador Catalisadores são substâncias que, por processos frequentemente complicados, têm a capacidade de diminuir a barreira (energia de ativação) de uma reação química, causando, portanto, de modo geral, aumento na velocidade da reação química, conforme poder-se-á verificar na prática sobre catálise (Prática nº 9).

Define-se velocidade de reação como o decréscimo da concentração do reagente ou de um dos reagentes na unidade de tempo, ou seja:

É importante medir a velocidade de uma reação química e, também, reconhecer quando esta acabou, uma vez que as espécies em reação (átomos, íons ou moléculas) são invisíveis. Poder-se-ia analisar, de tempo em tempo, uma alíquota do sistema para determinar quanto resta de um reagente, em certo momento, ou quanto surgiu de um produto. Um outro método seria acompanhar as variações das propriedades macroscópicas (pressão, temperatura, cor etc.) durante a reação. Quando tais variações não mais ocorrerem com o passar do tempo, a reação terá chegado ao seu final. Muitas vezes não acontecem variações perceptíveis, o que, evidentemente, dificulta a medição. Esta dificuldade, frequentemente, é contornada por meio de uma indicação engenhosamente provocada de uma propriedade que, pelo menos, indique o fim da reação, por exemplo, pelo aparecimento ou desaparecimento da cor do sistema. No caso que será estudado, o término da reação é indicado pelo descoramento do sistema em estudo. Serão investigados os efeitos dos fatores concentração e temperatura, executando experiências com a reação entre permanganato de potássio e sacarose, em meio ácido.

Material e Reagentes Béqueres de 100 mL      

KMnO4 0,0025 mol/L

Bico de gás

Sacarose 1 mol/L

Cronômetro

H2SO4 2 mol/L

Pipetas graduadas de 10 mL Rolha de borracha Tela de amianto

Termômetro Tubos de ensaio

Parte Experimental Efeito da concentração 1 - Em um suporte para tubos de ensaio, coloque cinco tubos numerados. Pipete 12 mL de solução de sacarose 1 mol/L e coloque no tubo 1; adicione 10 mL desta mesma solução ao tubo 2; 8 mL ao tubo 3; 6 mL ao tubo 4; e 4 mL ao tubo 5. 2 - Adicione 2 mL de H2O destilada ao tubo 2; 4 mL ao tubo 3; 6 mL ao tubo 4; e 8 mL ao tubo 5. 3 - Adicione a cada tubo 2 mL de H2SO4 2 mol/L.

4 - Em outros cinco tubos de ensaio, adicione 4 mL de KMnO4 0,0025 mol/L

em cada um. 5 - Adicione o conteúdo de um dos tubos de KMnO4 ao tubo 5. Coloque uma

rolha adequada na extremidade do tubo e agite rapidamente, virando o tubo de cabeça para baixo por duas ou três vezes. Marque o tempo (em segundos), desde o momento em que se iniciou a adição até o descoramento da mistura. 6 - Prossiga da mesma forma com os outros tubos. Anote o tempo gasto para cada reação. 7 - Calcule a concentração da sacarose em cada tubo de ensaio, imediatamente após a mistura, isto é, antes de a reação ocorrer (Tabela 8.1). De posse dos dados, construa um gráfico da concentração de sacarose versus o tempo necessário para o desaparecimento da cor de KMnO4 em cada tubo de ensaio. Qual a relação observada entre a concentração do reagente e a velocidade com que a reação se processa? Quais as concentrações do KMnO4 e do H2SO4 em cada tubo de ensaio, imediatamente após a mistura? Por que é importante manter o volume em 18 mL?

Tabela 8.1 - Volumes (em mL) adicionados a cada tubo de ensaio

Tubo No

1

2

3

4

5

Sacarose 1 mol/L

12

10

8

6

4

H2O

0

2

4

6

8

H2SO4

2

2

2

2

2

KMnO4

4

4

4

4

4

2 mol/L 0,0025 mol/L Efeito da Temperatura Nesta experiência, mantém-se constante a concentração dos reagentes e varia-se a temperatura. 1 - Coloque seis tubos de ensaio em um suporte. Pipete para três destes tubos 6 mL de solução de sacarose 1 mol/L, 6 mL de H2O e 2 mL de H2SO4 2 mol/L. Para os outros três tubos, pipete 4 mL de solução de KMnO4 0,0025

mol/L. 2 - Pegue dois tubos, um com solução de sacarose e outro com solução de KMnO4, e coloque-os em banho de gelo, até a temperatura atingir cerca de

0 oC. Misture rapidamente os conteúdos dos tubos em um único e volte-o para o banho de gelo. É importante anotar a temperatura em que a reação ocorreu. Não deixe de marcar o tempo de reação e anotá-lo. 3 - Proceda do mesmo modo em banho-maria. Esta reação deverá ser realizada em temperatura próxima de 50 oC. Anote o tempo. 4 - Os dois tubos restantes encontram-se à temperatura do ambiente. Misture rapidamente e anote o tempo da reação. Qual a relação observada entre a temperatura em que se processa a reação e a velocidade de descoramento completo do KMnO4?

PRÁTICA Nº 9 Catálise Objetivos a) verificar o efeito de um catalisador em uma reação química; b) caracterizar a ação catalítica de algumas substâncias; e c) caracterizar catálise homogênea e catálise heterogênea.

Introdução Algumas substâncias têm a propriedade de alterar a velocidade de reações químicas que ocorrem lentamente. Estas substâncias são denominadas catalisadoras, enquanto o processo de aumento da velocidade de uma reação por meio deles é chamado de catálise. O catalisador tem como propriedade importante a de não ser consumido na reação, permanecendo ao final desta inalterado em suas propriedades químicas. Ele atua geralmente em pequenas quantidades, modificando o caminho de uma reação específica, diminuindo sua energia de ativação, conforme apresentado na Figura 9.1. A catálise pode ser classificada em homogênea ou heterogênea. A catálise é homogênea quando as substâncias participantes da reação e também o catalisador estão todos em um mesmo estado físico (por exemplo: quando todos são gases ou estão em solução aquosa). A catálise é heterogênea quando as substâncias reagentes e o catalisador não estão todos em um mesmo estado físico (exemplo: um catalisador sólido acelera uma reação em que participam apenas gases).

Catálise Homogênea Como ilustração de catálise homogênea será considerada a reação de decomposição da água oxigenada (H2O2) em presença do cátion ferro(II). A equação da reação é dada por

2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)

Figura 9.1 - Caminho da reação sem catalisador e com catalisador. Em condições normais, essa reação se processa lentamente, em razão da alta energia de ativação requerida para que ela ocorra. A função do cátion ferro(II) deve ser o fornecimento de uma nova trajetória que possua menor energia de ativação. Pode-se esquematizar a reação de catálise em duas etapas. Na primeira, o cátion ferro(II) é oxidado a cátion ferro(III) de acordo com a equação H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O Na segunda, o cátion ferro(III) é reduzido novamente a cátion ferro(II) de acordo com a equação

H2O + 2Fe3+ → 2Fe2+ + O2 + 2H+ Em conjunto, estas duas reações formam um processo em cadeia, cuja reação é a decomposição da H2O2: H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O H2O2 + 2Fe3+ → 2Fe2+ + O + 2H+ Reação total: 2H2O2 → 2H2O + O2 Como se pode ver, o cátion ferro(II) catalisa a reação, permanecendo inalterado ao final desta. Catálise Heterogênea Como exemplo de catálise heterogênea será considerada a reação entre H2(g) e O2(g). A reação é dada pela equação 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) A energia de ativação da reação, representada pela equação acima, pode ser reduzida, bastando para isso executá-la com platina sólida, que atuará como agente catalisador. A platina, ao diminuir a energia de ativação, aumentará a velocidade dessa reação. Como os reagentes e produtos são gases e o catalisador é sólido, isso caracteriza uma catálise heterogênea por estarem esses componentes em fases diferentes. A ação catalítica da platina está ilustrada na Figura 9.2.

1) O gás O2 é colocado em presença de platina sólida.

2) A molécula de O2 adere à superfície e reage rompendo a ligação O-O, formando duas ligações platinaoxigênio. 3) A molécula de H2 liga-se ao átomo de oxigênio aderido à platina, formando o complexo ativado, constituído de duas ligações O-H, e uma ligação oxigênio-platina. 4) A ligação oxigênio-platina é rompida para liberar H2O.

Figura 9.2 - Sequência de etapas da ação catalítica da platina na formação da água.

Material e Reagentes Cronômetro

Lasca de madeira

Erlenmeyer de 125 mL

H2O2 10 volumes

Espátula

MnO2

Pipetas graduadas de 10 mL  

KMnO4 0,1 mol/L

Tubos de ensaio

Ácido oxálico 0,3 mol/L

H2SO4 2 mol/L MnSO4 0,3 mol/L

Parte Experimental Catálise Heterogênea Será estudada a decomposição de água oxigenada representada pela equação 2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g) O catalisador será o dióxido de manganês(MnO2), que é sólido.

1 - Tome um tubo de ensaio e adicione a ele cercade 2 mL de H2O2 a 10

volumes. Observe se está havendo alguma reação. Adicione ao meio uma pitada de dióxido de manganês (MnO2). Verifique o que acontece e anote.

Que conclusões você pode tirar a respeito da velocidade da reação antes da adição do MnO2 e após?

2 - Prepare uma lasca de madeira, coloque fogo e introduza sua extremidade em brasa dentro de um erlenmeyer contendo cerca de 20 mL de H2O2, sem tocar a superfície do líquido. Observe o que acontece e anote. Que se pode concluir? Adicione a seguir uma pitada de dióxido de manganês. Introduza novamente a extremidade em brasa da lasca de madeira dentro do erlenmeyer sem tocar a superfície do líquido. O que se observa? Que se pode concluir? Catálise Homogênea

Será estudada a oxidação do ácido oxálico pelo permanganato de potássio em presença de ácido sulfúrico diluído. A reação é catalisada pelo sulfato de manganês e representada pela seguinte equação: 5C2O4H2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O

PARTE A 1 - Em um tubo de ensaio, coloque 2 mL de solução de ácido oxálico 0,3 mol/L, 2 mL de H2SO4 2 mol/L e 2 mL de H2O (tubo I).

2 - Pipete 1 mL de solução de KMnO4 0,1 mol/L e coloque em outro tubo de ensaio (tubo II). 3 - Prepare o relógio para fazer a leitura do tempo da reação. 4 - Adicione ao tubo II a solução do tubo I. Homogeneize e anote o tempo gasto para descoramento completo da solução. PARTE B 1 - Em um tubo de ensaio, coloque 2 mL de solução de ácido oxálico 0,3 mol/L, 2 mL de H2SO4 2 mol/L e 2 mL de solução de MnSO4 0,3 mol/L

(Tubo I). 2 - Pipete 1 mL de solução de KMnO4 0,1 mol/L e coloque em outro tubo de

ensaio (Tubo II). 3 - Adicione ao tubo II a solução do tubo I. Homogeneize e anote o tempo gasto para descoloramento completo da solução. Houve variação no tempo de reação? Que se pode concluir a respeito dos resultados? Na reação da parte A, a cor se mantém uniforme durante algum tempo, tendo uma variação mais brusca já ao final da reação. Sugira uma possível explicação para o que ocorreu (para facilitar, consulte novamente a equação da reação química envolvida). Caso você julgue necessário, repita o procedimento da parte A.

PRÁTICA Nº 10 Equilíbrio Ácido-Base Objetivos a) medir o pH de uma de solução utilizando-se de dois processos: indicadores visuais ácido-base e potenciômetro; b) comparar os dois processos de medida de pH; e c) efetuar cálculos com os valores de pH encontrados na determinação das constantes de equilíbrio Ka e Kb.

Introdução Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de fundamental importância em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes necessários. Uma solução ácida pode ser reconhecida por um conjunto de propriedades características, como: – possui sabor azedo; – reage com certos metais (Zn, Mg, Fe etc.), produzindo sais e liberando gás hidrogênio (H2); – muda a cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base; – neutraliza as propriedades características das soluções básicas; e – possui, a 25 oC, pH abaixo de 7.

Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de propriedades características, por exemplo: – possui sabor amargo; – é escorregadia ao tato; – muda a cor dos indicadores ácido-base; – neutraliza as propriedades características das soluções ácidas; e – possui, a 25 oC, pH acima de 7. De acordo com a teoria de Arrhenius, o que causa acidez é a espécie H+(aq)

produzida quando certas substâncias (ÁCIDOS) se dissolvem em água e se ionizam.

De acordo com a teoria (mais avançada e mais geral) de Bronsted e Lowry, o que causa acidez é a espécie H3O+ (aq) produzida pela reação de algumas substâncias com a própria água, conforme a seguir:

O que causa BASICIDADE, por sua vez, segundo a teoria de Arrhenius e também a de Bronsted e Lowry, é a espécie OH–(aq) produzida quando certas

substâncias (BASES) são dissolvidas em água, sofrendo dissociação ou, então, reagindo com a própria água:

O motivo pelo qual uma solução ácida neutraliza (total ou parcialmente) uma solução básica ou vice-versa é facilmente compreendido a partir da formação de água: Como pode-se ver, a reação de neutralização é REVERSÍVEL, embora quase que completamente deslocada no sentido da formação de água. Embora a extensão seja muito pequena, a reação inversa é de enorme importância:

Aplicando a lei do equilíbrio (lei da ação das massas) para a reação inversa:

Como [H2O(l)] é constante (por quê?), obtém-se

Assim, na água pura: e, como sequência, tem-se

A concentração de uma ou outra espécie depende, principalmente, de três fatores: a) quantidade de ácido, ou base, dissolvida (geralmente dada em termos de mol/L); b) número de hidrogênios ou grupos OH ionizáveis por molécula; e c) se o ácido, ou a base, é forte ou fraco. Uma vez que a acidez de uma solução é uma função da [H+(aq)] e a basicidade ou alcalinidade uma função da [OH– (aq)], suas concentrações variam muito durante a neutralização de um ácido por uma base, ou viceversa. Sorensen, um químico dinamarquês, introduziu um sistema indireto de expressar as concentrações destas duas importantes espécies, o pH. O pH de uma solução é expresso de maneira simplificada por

Por analogia, o pOH de uma solução é expresso por

Portanto, em qualquer solução aquosa, a 25 oC. pH + pOH = 14 Considerar-se-ão, a seguir, alguns exemplos de cálculo de pH. Solução 0,1 mol/L de HCl Trata-se de um ácido forte que, pelo menos em soluções diluídas, encontra-se totalmente ionizado, produzindo cada molécula dissolvida um H+ : (aq)

Consequentemente, [H+(aq)] = 0,1 mol/L e pH = 1 Solução 0,1 mol/L de NaOH Trata-se de uma base forte, dissociando-se, portanto, totalmente e produzindo um mol de OH–(aq) por mol de NaOH dissolvido:

Consequentemente, [OH–(aq)] = 0,1 mol/L, pOH = 1 e pH = 13 Solução 0,1 mol/L de CH3COOH (ácido acético) Trata-se de um ácido fraco, cuja ionização é reversível e, portanto, apenas parcial. Além disso, apenas um dos hidrogênios é ionizável. Para facilitar o tratamento matemático, será representado o ácido acético por uma fórmula simplificada, HOAc.

Aplicando a lei de equilíbrio (lei da ação das massas), obtém-se

Como [H+] = [CH COO–] e a concentração de CH3COOH não ionizado é naturalmente igual à concentração analítica da solução (Co) menos o que se ionizou, ou seja, [CH3COOH] = Co – [H+(aq)] obtém-se, então,

Sendo o K do ácido acético igual a 1,8 x 10–5 e a concentração igual a 0,1 mol/L, conclui-se que [H+(aq)] = 1,34 x 10–3 mol/L e pH = 2,88 Solução de 0,1 mol/L de NH3 Trata-se de uma base fraca e, portanto, de ionização reversível e parcial, assim NH3(aq) + H2O

NH+4(aq) + OH– (aq)

A aplicação da lei do equilíbrio é semelhante à do ácido acético e resulta em

Por coincidência, a constante de ionização dessa base é igual à constante de ionização do ácido acético, ou seja, 1,8 x 10–5. Neste exemplo, como Co vale 0,1 mol/L, tem-se

[OH–] = 1,34 x 10–3 mol/L, pOH = 2,88 e pH = 11,12 Solução 0,1 mol/L de CH3COONa (acetato de sódio) Este é um caso mais complicado, pois o acetato de sódio é um sal, que, em solução aquosa comporta-se como base de Bronsted, de acordo com as equações a seguir:

A constante de equilíbrio para a reação da 2ª etapa é dada por

Pela 2ª etapa, observa-se que [CH3COOH(aq)] = [OH–(aq)] Sabe-se, ainda, que [H2O] = constante e tem-se

[CH3COO–(aq)] = C CH

– [OH–(aq)]

OONa 3

Substituindo na expressão da constante de equilíbrio, Kb, obtém-se

Sabendo que Kb = CCH

OONa 3

= 5,6 x 10–10 e que

= 0,1 mol/L, obtém-se

[OH-(aq)] = 7,48 x 10–6 mol/L e pH = 8,88 Solução 0,1 mol/L de NH4Cl (cloreto de amônio) Este é o caso de um sal que, ao ser dissolvido em água, comporta-se como ácido de Bronsted, em razão das seguintes etapas:

Tratamento, em termos de equilíbrio, análogo ao caso do NaOAc, leva à expressão:

Sabendo que Kb = 1,8 x 10–5 e CNH

Cl 4

= 0,1 mol/L, obtém-se

[H+(aq)] = 7,48 x 10–6 mol/L e pH = 5,12 Dois são os métodos principais para se medir o pH de uma solução: a) pelo uso de indicadores ácido-base; e b) por um medidor eletrônico de pH, o potenciômetro. O primeiro método baseia-se na cor que o indicador apresenta no meio em questão. Por exemplo, o papel-tornassol apresenta cor vermelha em solução de pH inferior a 7 e cor azul em solução de pH superior a 7. Esta informação é muito limitada, não revelando o pH exato da solução e, em consequência, quais são exatamente as concentrações das espécies H+(aq) e OH– .

(aq)

É então necessário usar vários indicadores, cada qual mudando de cor em determinada faixa de pH. Assim, um indicador pode informar que o pH de uma solução está acima de 8. Outro pode informar que o pH está acima de 8,5. Um terceiro pode informar que o pH da solução está abaixo de 9, e assim sucessivamente. O indicador nunca vai informar o pH exato de uma solução, mesmo porque um indicador não muda de cor em determinado pH e, sim, em determinada faixa de pH. Por exemplo, o indicador alaranjado de metila muda de vermelho para alaranjado na faixa de pH que vai de 3,1 a 4,4, sendo vermelho em valores de pH inferiores a 3,1 (abaixo da faixa) e alaranjado em valores de pH acima de 4,4 e de uma cor intermediária dentro da faixa. Com vários indicadores, cada qual fornecendo uma informação, pode-se chegar a um resultado bem próximo do pH real da solução ou, pelo menos, a um intervalo bem estreito de pH. O segundo método, mais preciso e exato, consiste no uso de um potenciômetro equipado com eletrodo de vidro, baseado na diferença do potencial eletroquímico entre uma solução de referência e a solução analisada.

Material e Reagentes Potenciômetro com eletrodo   

Timolftaleína

de vidro

Verde-de-bromocresol

Tubos de ensaio

Vermelho-de-metila

Alaranjado-de-metila

HCl 0,1 mol/L

Amarelo-de-alizarina

CH3COOH 0,1 mol/L

Azul-de-bromofenol

CH3COONa 0,1 mol/L

Azul-de-bromotimol

NaOH 0,1 mol/L

Azul-de-timol

NH4Cl 0,1 mol/L

Fenolftaleína

NH3 0,1 mol/L

Parte Experimental A Tabela 10.1 mostra as faixas de viragem de cor de uma série de indicadores ácido-base, que será usada nesta prática, bem como as cores que os indicadores apresentam em valores de pH acima e abaixo dessas faixas. 1 - Pegue quatro tubos de ensaio e coloque em cada um deles cerca de 1 mL de solução 0,1 mol/L de ácido acético. Adicione a cada tubo uma gota dos indicadores azul-de-timol, alaranjado-de-metila, azulde-bromofenol e verde-de-bromocresol, respectivamente. Anote as cores observadas e determine a faixa de pH provável da solução de CH3COOH. 2 - Repita o procedimento do item 1 usando a solução de HCl 0,1 mol/L e os mesmos indicadores. 3 - Repita o procedimento do item 1 usando a solução de NH3 0,1 mol/L e os

indicadores azul-de-timol, fenolftaleína, timolftaleína e amarelodealizarina. 4 - Repita o procedimento do item 1 usando uma solução de NaOH 0,1 mol/ L e os indicadores usados no item 3. 5 - Repita o procedimento do item 1 usando uma solução de CH3COONa 0,1 mol/L e os indicadores azul-de-bromotimol, azul-de-timol, fenolftaleína e timolftaleína.

6 - Repita o procedimento do item 1 usando uma solução de NH4Cl 0,1 mol/ L e os indicadores azul-de-bromofenol, verde-de-bromocresol, vermelho-demetila e azul-de-bromotimol. 7 - Usando o potenciômetro, meça o pH exato das soluções utilizadas nos itens anteriores. Anote os valores obtidos. Qual a vantagem de se usar o potenciômetro nas medidas de pH? Qual a razão de serem observados valores diferentes de pH para as soluções de CH3COOH e HCl 0,1 mol/L e entre NH3 e NaOH 0,1 mol/L? Justifique, pelas equações de equilíbrio, os diferentes valores de pH para as soluções de CH3COOHNa e NH4Cl 0,1

mol/L. Utilizando os valores de pH encontrados para as soluções de CH3COOH e NH3, determine as constantes de ionização do ácido acético e da amônia.

Tabela 10.1 - Alguns indicadores ácido-base Indicador

Intervalo de pH para a mudança de cor

Mudança de cor correspondente

Azul-de-timol

1,2 a 2,8

Vermelho para amarelo

Alaranjado-demetila

3,1 a 4,4

Vermelho para alaranjado

Azul-debromofenol

3,0 a 4,6

Amarelo para violeta

Verde-debromocresol

4,0 a 5,6

Amarelo para azul

Vermelho-demetila

4,4 a 6,2

Vermelho para amarelo

Azul-debromotimol

6,2 a 7,6

Amarelo para azul

Azul-de-timol

8,0 a 9,6

Amarelo para azul

Fenolftaleína

8,0 a 10,0

Incolor para vermelho

Timolftaleína

9,4 a 10,6

Incolor para azul

Amarelo-dealizarina

10,1 a 12,0

Amarelo para vermelho

OBSERVAÇÕES 1 - verifique que o indicador azul-de-timol apresenta duas faixas de viragem distintas. Por isso é citado duas vezes na tabela; e 2 - os indicadores fenolftaleína e timolftaleína, em virtude da pouca solubilidade em água, apresentam abaixo das faixas uma cor esbranquiçada em vez de incolor.

PRÁTICA Nº 11 Titulação de uma Solução de Ácido Forte por uma Solução de Base Forte Objetivos a) mostrar que, por intermédio de uma solução de base forte, de concentração conhecida, é possível determinar a concentração de uma solução do ácido forte ou vice-versa; e b) mostrar como se reconhece o ponto final de uma reação de neutralização ácido-base por meio de um indicador.

Introdução A reação entre um ácido forte e uma base forte pode ser representada pela equação a seguir: HX + MOH → MX + H2O Conhecendo a concentração da base, pode-se determinar a concentração do ácido ou vice-versa. Isto é feito adicionando uma das soluções à outra por intermédio de uma bureta, bastando, então, determinar, por meio de um indicador ácido-base conveniente, o ponto final da reação que, teoricamente, é aquele em que a solução se torna neutra, isto é, pH = 7, a 25 oC. Na realidade, não é necessário usar um indicador que mude de cor exatamente em pH = 7, já que uma das características da neutralização de um ácido forte por uma base forte, ou vice-versa, é que o pH muda abruptamente,

quando faltam apenas gotas para atingir o ponto estequiométrico teórico. Veja o gráfico na Figura 11.1, que mostra a variação do pH de uma solução de HCl 0,1 mol/L à medida que é adicionada solução de NaOH 0,1 mol/L, ou viceversa. Isto quer dizer que se pode usar uma gama de indicadores que mudam de cor, nos intervalos de pH = 4 a pH = 10, sem se cometer um erro significativo. O ponto de viragem da cor é denominado “ponto final”, que não coincide exatamente com o ponto final teórico ou ponto estequiométrico, mas, como se mencionou, o erro será insignificante.

Figura 11.1 - Titulação de um ácido forte por uma base forte e viceversa.

Material e Reagentes

Béquer de 100 mL

H2SO4 x mol/L

Bureta de 25 mL

HCl ou HNO3 x mol/L

Erlenmeyer de 100 mL

NaOH ou KOH 0,1 mol/L

Pipeta volumétrica de 10 mL   Azul-de-bromotimol

Parte Experimental Será feita a titulação de uma solução de HCl ou HNO3, de concentração

desconhecida, por intermédio de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, usando azul-de-bromotimol como indicador, que apresenta as seguintes características: em meio ácido: cor amarela em meio básico: cor azul em meio neutro: cor verde faixa de viragem: 6,2 – 7,6 (pH) 1 - Coloque em um erlenmeyer 10 mL da solução de HCl ou HNO3, de concentração desconhecida, acrescidos de duas gotas de solução indicadora. Observe a cor da solução. Encha agora a bureta com a solução NaOH 0,1 mol/L. Adicione lentamente, por intermédio da bureta, a solução de NaOH 0,1 mol/L, agitando sempre o erlenmeyer que contém a solução ácida, até mudar a cor da solução titulada (cor verde). Anote o volume de NaOH consumido na titulação. Repita a titulação e tire a média dos volumes de NaOH. Calcule a concentração da solução do ácido. 2 - Faça uma nova titulação colocando 10 mL da solução de NaOH 0,1 mol/L no erlenmeyer, acrescidos de duas gotas de solução indicadora, e a solução de HCl ou HNO3 de concentração desconhecida na bureta. Anote o volume do ácido consumido na titulação. Repita a titulação e tire a média dos volumes do ácido. Calcule novamente a concentração do ácido e compare os resultados.

3 - Coloque no erlenmeyer 10 mL da solução de H2SO4 de concentração

desconhecida, acrescidos de duas gotas da solução indicadora. Com a solução de NaOH 0,1 mol/L na bureta, proceda à titulação. Anote o volume de NaOH consumido na titulação. Repita a titulação e tire a média dos volumes de NaOH. Calcule a concentração da solução do ácido.

PRÁTICA Nº 12 Oxirredução Objetivos a) compreender o que é oxidação e redução; e b) verificar as facilidades relativas com que as diferentes espécies químicas (átomos, íons, moléculas) sofrem oxidação ou redução.

Introdução Algumas reações químicas ocorrem com transferência de elétrons de uma espécie química (átomos, íons, radicais) para outra. Uma espécie química atua doando e outra recebendo elétrons. Seja a reação em meio aquoso entre o sal CuSO4 e o metal zinco Zn. O sal CuSO4 em água se dissocia dando íons Cu2+, que irão reagir com o metal zinco, de acordo com a seguinte equação:

Cu2+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + Cu(s) Nesta reação, cada átomo de metal zinco perde dois elétrons para cada íon Cu2+, que se transforma em cobre metálico (átomo neutro), enquanto o zinco se transforma em Zn2+(aq). Podem ser considerados separadamente a doação e o ganho de elétrons, por meio de duas semiequações:

Zn → Zn2+ + 2 e– (OXIDAÇÃO) Cu2+ + 2 e– → Cu (REDUÇÃO) A perda de elétrons recebe o nome de oxidação e o ganho de elétrons, redução. Somando as duas semiequações, tem-se como resultado a equação da reação total de oxirredução:

Por que esse tipo de reação ocorre? A explicação é que, no caso específico de metais, alguns têm maior tendência em existir na forma de metais (átomos neutros) e outros na forma de íons. No exemplo visto anteriormente, fica claro que o metal cobre tende a existir na forma de átomo neutro e o metal zinco, na forma de íon (mais eletropositivo). Assim, o íon Cu2+ (aq) remove do zinco metálico dois elétrons fracamente ligados, transformando o átomo de zinco em íon Zn2+(aq).

Deve também ficar claro que quanto maior o caráter metálico do elemento, maior sua tendência de existir na forma de íons positivos e quanto menor seu caráter metálico maior sua tendência de existir na forma de átomos neutros (forma metálica). Essa maior ou menor tendência de existir na forma de íons ou de átomos neutros é a força motriz de reações de oxirredução envolvendo metais e íons metálicos. Outro aspecto importante é que não pode ocorrer OXIDAÇÃO sem que aconteça simultaneamente uma REDUÇÃO. Na realidade, o metal que se oxida causa a redução do íon do outro metal, e este, por sua vez, ocasiona a oxidação do primeiro. Assim, o metal que se oxida é o AGENTE REDUTOR e o íon que se reduz é o AGENTE OXIDANTE. No exemplo visto, o zinco

metálico Zn se oxida, portanto é agente redutor, enquanto o íon Cu2+(aq) se

reduz, sendo o agente oxidante. As considerações são restritas a metais e íons metálicos para simplificação do assunto. No entanto, considerações similares podem ser feitas para ametais etc.

Material e Reagentes Béquer de 100 mL

MgCl2 0,1 mol/L

Lixa ou esponja de aço  

Pb(NO3)2 0,05 mol/L

Tubos de ensaio

CuSO4 ou Cu(NO3)2 0,1 mol/L

Chumbo

ZnSO4 0,1 mol/L

Cobre

FeSO4 0,1 mol/L

Ferro Magnésio Zinco

Parte Experimental 1 - Prepare cinco tubos de ensaio colocando em cada um cerca de 2 mL de solução de Mg2+ (aq). Para isso pode ser usada uma solução de MgCl2 0,1

mol/L. Coloque, respectivamente, em cada tubo um pedaço dos metais Mg, Zn, Fe, Pb e Cu. Deixe os tubos em repouso por alguns minutos. Em cada caso, observe se houve reação. Escreva as equações das reações que ocorreram. 2 - Lave os metais e repita a experiência usando em lugar da solução de Mg2+ uma solução de Zn2+(aq) (por exemplo, ZnCl2 0,1 mol/L). Em cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram.

3 - Lave novamente os metais e repita a experiência usando em lugar da solução de Zn2+ (aq) uma solução de Fe2+(aq) (por exemplo, FeCl2 0,1

mol/L). Em cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. 4 - Repita a experiência, colocando cada metal em um tubo de ensaio que contém uma solução de Pb2+(aq) (por exemplo, Pb(NO3)20,1 mol/L). Em

cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. 5 - Repita a experiência, colocando cada metal em um tubo de ensaio que contém uma solução de Cu2+(aq) (por exemplo, Cu(NO3)2 0,1 mol/L). Em

cada caso, observe se houve reação e escreva as equações das reações que ocorreram. 6 - Responda as perguntas referentes aos metais tratados nos itens 1, 2, 3, 4, e 5. Que metal se oxida mais facilmente? Que íon metálico se reduz mais facilmente? Que metal não é oxidado por nenhum dos íons? Que íon não é reduzido por nenhum dos metais? Que espécie química (metal ou íon metálico) é o melhor agente oxidante e qual é o melhor agente redutor? 7 - Alguns íons metálicos em solução aquosa formam soluções coloridas características, como: Zn2+(aq)→ solução incolor Cu2+(aq) → solução azul Fe2+(aq) → solução verde Co2+(aq) → solução rosa Ag+(aq) → solução incolor Tendo isto em mente, faça agora a seguinte experiência: coloque em um béquer, até a metade de sua capacidade, uma solução 0,1 mol/L de Cu2+ (aq).

Pode-se usar solução de CuSO4, por exemplo. Coloque dentro da solução um

pedaço de zinco metálico. Leve à fervura para que a reação química ocorra mais rapidamente. Que você observa? Justifique o fenômeno observado.

PRÁTICA Nº 13 Células Galvânicas (Pilhas) Objetivo Compreender que reações de oxirredução podem ser usadas para produzir trabalho útil (corrente elétrica).

Introdução Conforme visto na prática anterior, quando uma barra de zinco é mergulhada num béquer contendo solução aquosa de sulfato de cobre(II) ocorre uma reação espontânea de oxirredução: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Esta reação é evidenciada pela formação de cobre metálico, avermelhado e esponjoso sobre a superfície do zinco. A cor azul dos íons Cu2+(aq) em solução enfraquece à medida que ele é substituído pelos íons Zn2+incolores. Pela prática anterior, é sabido que o zinco se oxida, doando elétrons para os íons Cu2+(aq) que se reduzem. Considerando separadamente os dois fenômenos, têm-se

Zn → Zn2+ + 2 e– (OXIDAÇÃO) Cu2+ + 2 e– → Cu (REDUÇÃO)

Uma vez que os dois fenômenos são dependentes (um não ocorre sem o outro), para se obter a equação global, que representa o fenômeno, é suficiente somar as duas semirreações:

Estão associados às semirreações potenciais que informam quantitativamente a tendência para que estas ocorram. O potencial correspondente a uma semirreação de redução é dito POTENCIAL DE REDUÇÃO e a uma semirreação de oxidação, POTENCIAL DE OXIDAÇÃO. É importante que se conheçam os potenciais-padrão de redução e oxidação de semirreações. Para isso, montou-se uma escala numérica arbitrária relativa, em que se escolheu a redução do hidrogênio como referência e foi atribuído a ela um potencial zero, ou seja, 2H+(aq) + 2 e– → H2(g) Eo = 0,00V Com esta convenção e sabendo-se que o Eo de uma célula que utiliza a reação Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g) é de 0,76 V, obviamente o potencial-padrão de oxidação do zinco (Eo é +0,76 V.ox) Baseado nesta escala numérica arbitrária relativa, sabe-se que o POTENCIAL DE OXIDAÇÃO é a maior ou menor facilidade com que uma espécie química cede elétrons e o POTENCIAL DE REDUÇÃO é a maior ou menor facilidade com que uma espécie química recebe elétrons. Por exemplo:

Zn → Zn2+ + 2 e–   

Eoox = +0,76 V

Cu2+ + 2 e– → Cu

Eored= +0,34 V

Obs.: O expoente “o” nos potenciais(E) denota condições preestabelecidas (padrões), que são 25 oC e soluções iônicas 1 mol/L, e pressão de 100,000 kPa em se tratando de gases. Para efeitos de comparação, torna-se evidentemente trabalhoso operar com duas escalas, uma com POTENCIAL DE OXIDAÇÃO e outra com POTENCIAL DE REDUÇÃO. Convencionou-se, portanto, usar apenas uma, sendo a mais empregada a escala de potenciais de redução. Assim sendo, em vez de escrever Zn → Zn2+ + 2 e–    Eoox = +0,76 V pode-se escrever a equação da reação inversa que, teoricamente, pode ocorrer: Zn2+ + 2 e– → Zn   

Eored = –0,76 V

A vantagem de se usar apenas uma escala é que, comparando dois potenciais de redução de dois pares de metal íon (por exemplo), pode-se facilmente saber que íon se reduzirá e que metal se oxidará. Colocando um pedaço de cobre metálico numa solução contendo íons de prata (Ag+(aq)), pode-se prever se ocorrerá algum fenômeno ou não, de acordo com os POTENCIAIS DE REDUÇÃO: Ag+ + 1 e– → Ag

Eored = + 0,80 V

Cu2+ + 2 e– → Cu

Eored= + 0,34 V

De acordo com os valores dos POTENCIAIS DE REDUÇÃO, pode-se ver que os íons de prata se reduzem mais facilmente que os de cobre, ou seja, o metal cobre se oxidará com maior facilidade que o metal prata e, portanto, a reação global será

Como se vê, ocorrerá redução dos íons de prata, enquanto o metal cobre se oxidará. Os valores dos potenciais-padrão de redução revelam as tendências das diversas espécies de serem reduzidas ou oxidadas. Quanto maior o potencial, mais espontânea é a referida semirreação de redução. Quando ocorre uma reação espontânea (oxirredução), ENERGIA é liberada e trabalho útil pode ser obtido. Para que isso ocorra, deve-se evitar que os elétrons transferidos passem diretamente dos átomos metálicos para os íons de outro metal. É necessário fazer com que a transferência de elétrons ocorra indiretamente, separando fisicamente os fenômenos de oxidação e redução. Os elétrons doados pelos átomos metálicos devem passar através de um fio condutor antes de reduzirem os íons de outro metal. Neste caso, tem-se uma corrente elétrica que pode realizar trabalho útil, como acender uma lâmpada ou até mover um pequeno motor elétrico. Este é o princípio de funcionamento de uma pilha ou célula galvânica. Na Figura 13.1 está esquematizada uma pilha típica, constituída de zinco e cobre. As duas semirreações que ocorrem são OXIDAÇÃO: Zn → Zn2+ + 2 e– Esta parte da pilha denomina-se ANODO. REDUÇÃO: Cu2+ + 2 e– → Cu Esta parte da pilha denomina-se CATODO.

Figura 13.1 - Pilha ou célula galvânica com ponte salina. À medida que as duas semirreações ocorrem, um excesso de íons positivos (Zn2+ (aq)) tende a se formar na solução de zinco, enquanto a solução de cobre tende a se tornar deficiente em íons positivos, já que os íons Cu2+(aq)

vão se neutralizando. Para manter a neutralidade elétrica, ligam-se as duas semipilhas por meio de uma ponte salina, contendo uma solução iônica, permitindo, desse modo, migração compensatória de íons positivos para o catodo e íons negativos para o anodo. Para que esta pilha possa acender, por exemplo, uma lâmpada de lanterna comum (de 1,5 V), é necessário que ela produza uma diferença de potencial desta ordem. Para calcular o potencial produzido pela pilha, basta somar ao potencial do catodo (potencial de redução) o potencial do anodo (potencial de oxidação):

Esta pilha faria, pelo menos, brilhar a lâmpada de 1,5 V, se não fosse o fato de este circuito produzir uma corrente pequena (amperagem), de acordo com a conhecida equação (lei de Ohm):

em que: i = corrente elétrica V = potencial da pilha; e R = resistência do circuito. Isso pode ser melhorado, substituindo-se a ponte salina por uma parede porosa, já que esta diminui a resistência e, consequentemente, aumenta a intensidade de corrente, conforme mostrado na Figura 13.2. Obs.: Para melhor orientação durante a realização da parte experimental, consulte a Tabela 13.1.

Figura 13.2 - Pilha ou célula galvânica com parede porosa. Tabela 13.1 - Potenciais-padrão de redução de algumas semirreações

SEMIRREAÇÃO

Eo/V

MnO– + 8H+ + 5 e– → Mn2+ + 4H O

1,51

Ag+ + 1 e– → Ag

0,799

Cu2+ + 2 e– → Cu

0,340

Pb2+ + 2 e– → Pb

– 0,126

Sn2+ + 2 e– → Sn

– 0,136

Fe2+ + 2 e– → Fe

– 0,440

Zn2+ + 2 e– → Zn

– 0,763

– 2,37 Mg2+ + 2 e– → Mg De posse da Tabela 13.1, podem-se justificar as reações que ocorreram na prática anterior.

Material e Reagentes Béquer de 250 mL   

Bastão de zinco

Lâmpada de 1,5 V

Chapa de cobre

Lixa

CuSO4 0,1 mol/L

Vela de filtro

KMnO4 0,1 mol/L ZnSO4 0,1 mol/L

Parte Experimental 1 - Monte a pilha descrita na introdução, isto é, a de zinco metálico e íons de zinco e cobre metálico e íons de cobre. Use o sistema de parede porosa para

diminuir a resistência do circuito (Figura 13.2). Coloque em um béquer de 200 mL, até 2/3 de sua capacidade, uma solução de CuSO4 0,1 mol/L e mergulhe nela uma lâmina de cobre metálico. Em seguida, encha um recipiente poroso (vela de filtro) com uma solução de ZnSO4 0,1 mol/L e

mergulhe nela uma lâmina de zinco metálico. Obs.: Ambas as lâminas devem ser, antes, cuidadosamente limpas com lixa. Coloque a vela de filtro dentro do béquer, de acordo com o esquema mostrado na Figura 13.2. Que você observa? Meça a voltagem e anote. Que fenômenos ocorreram no anodo e no catodo? Você observa algum fenômeno visível nas lâminas metálicas? Que solução aumenta de concentração e que solução diminui de concentração durante o funcionamento da pilha? Justifique. 2 - Outro tipo de pilha pode ser montado, conforme mostrado na Figura 13.3, com base na redução de íons MnO–4 e na oxidação do zinco metálico, de acordo com a reação representada pela equação 5Zn(s) + 2MnO–4(aq) + 16H+(aq) → 5Zn2+(aq) + 2Mn2+(aq) + 8H2O(l).

Figura 13.3 - Pilha sem parede porosa. Coloque em um béquer de 200 mL, até cerca de 2/3 de sua capacidade, uma solução de KMnO4 0,1 mol/L previamente acidulada com H2SO4 2

mol/L. Mergulhe o bastão de carvão e o bastão de zinco nessa solução sem deixar que os dois entrem em contato direto. Ligue a lâmpada e observe. O que acontece? Com o auxílio do multímetro, meça a voltagem produzida por esta pilha. Qual dos dois eletrodos é o polo negativo? Qual é o positivo? Onde ocorrem a oxidação e a redução? Dê a equação de redução do MnO– . Dê a equação de oxidação do zinco. Escreva a equação (balanceada) da reação.

PRÁTICA Nº 14 Células Eletrolíticas (Eletrólise) Objetivo Compreender que, por meio de energia elétrica externa, essas células podem provocar fenômenos não espontâneos de OXIRREDUÇÃO.

Introdução Foi visto na prática anterior que uma reação espontânea de oxirredução pode produzir energia elétrica, mediante montagem de uma pilha. Porém, aplicando-se ENERGIA EXTERNA sobre um sistema de íons podem-se inverter os fenômenos que ocorrem espontaneamente. É possível, por exemplo, provocar fenômenos NÃO NATURAIS. Quando se monta a pilha de Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu, verifica-se a ocorrência das seguintes semirreações: No anodo:

Zn(s)→ Zn2+(aq) + 2 e– (OXIDAÇÃO) No catodo: Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) (REDUÇÃO) Somando as duas semirreações, obtém-se:

Zn(s)+ Cu2+ → Zn2+(aq)+ Cu(s) Equação total Estas semirreações acontecem espontaneamente por causa da ocorrência de fenômenos naturais de oxidação e redução, representados pelas reações anteriores. COMO INVERTER ESTES FENÔMENOS? Isto é, como transformar novamente os íons Zn2+(aq) em Zn(s) e o Cu(s)

em Cu2+(s)? Isto pode ser feito submetendo-se o sistema a uma corrente

elétrica contínua externa. Este fenômeno é denominado ELETRÓLISE e o sistema, CÉLULA ELETROLÍTICA. Ligando-se a pilha Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu a uma fonte de corrente contínua em oposição, a reação de oxirredução que nela ocorre é invertida (Figura 14.1).

Figura 14.1 - Célula eletrolítica. As semirreações agora são Zn2+ (aq) + 2 e– → Zn(s)

(REDUÇÃO)

Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e–

(OXIDAÇÃO)

A equação total será, portanto:

Zn2+(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu2+(aq) Nesta experiência usar-se-á o sistema constituído de uma solução de iodeto de potássio (KI). Nesta solução existem os íons K+ + I– . Sabe-se que o potássio (K) é um elemento eletropositivo e o iodo (I), um elemento eletronegativo, e a existência desses íons deve-se à ocorrência de algum fenômeno espontâneo (natural) de oxidação e redução, isto é: K(s) → K+ (aq) + 1 e– (OXIDAÇÃO) 1/2 I2(aq) + 1 e– → I– (aq) (REDUÇÃO) Para provocar a inversão destes fenômenos, ou seja, transformar novamente os íons K+ em potássio metálico (K) e os íons iodeto (I–) em iodo (I2), basta submeter o sistema a uma corrente elétrica externa, como no caso

anterior (eletrólise do sistema zinco/cobre). Os cátions migram para o catodo e são reduzidos. Com o K+ em solução aquosa isto não acontece, pois a água é que recebe elétrons do catodo, conforme mostrado pelas semirreações a seguir: H2O(l) + 1 e– → 1/2 H2(g) + OH–(aq) (–0,83 V) (1) Para a redução eletrolítica do K+, ter-se-ia K+(aq) + 1 e– → K(s) (–2,93 V) (2) Logo, ocorrerá a reação (1) que tem maior potencial de redução e esta (eletrólise de solução aquosa de K+) não é uma boa maneira de se obter o potássio metálico. Os ânions migram para o anodo e são oxidados: I–(aq) → 1/2 I2

(aq)

+ 1 e– (–0,53 V) (3)

Observe que, apesar de o potencial em (3) ser negativo, a reação ocorre por força da energia aplicada ao sistema pela fonte de corrente contínua.

Uma aplicação muito útil da eletrólise é a galvanoplastia, que consiste na eletrodeposição de um metal sobre uma superfície qualquer, para efeitos de proteção ou embelezamento.

Material e Reagentes Béquer de 100 mL

KI 0,1 mol/L

Eletrodos de carvão

Pb(NO3)2 0,1 mol/L

Fonte de corrente contínua   

Amido a 1%

Tubo em U

Fenolftaleína

Parte Experimental 1 - Monte o equipamento conforme mostrado na Figura 14.2. Coloque dentro do tubo em U solução de KI 0,1 mol/L até cobrir cerca de 2/3 do bastão de carvão. Ligue o sistema à fonte de corrente contínua por cerca de cinco minutos. Que você observa? Com o auxílio de um conta-gotas, coloque, de cada lado do tubo em U, algumas gotas de solução de amido e de solução de fenolftaleína. O que você observa? Explique.

Figura 14.2 - Eletrólise de solução de KI(aq). 2 - Coloque em um béquer de 100 mL aproximadamente 50 mL de solução de Pb(NO3)2 0,1 mol/L. Mergulhe na solução um bastão de carvão ligado ao polo positivo da fonte de corrente contínua e um fio de cobre ligado ao polo negativo. Após algum tempo, que você observa nos eletrodos? Que fenômeno ocorreu no eletrodo negativo?

Referências BRAATHEN, P. C. Química geral. Belo Horizonte: Produção Independente, 2011. 701 p. BRAATHEN, P. C. Cálculos estequiométricos – Sem mistério, pensando em mol. Belo Horizonte: Produção Independente, 2011. 156 p. BRAATHEN, P. C.; SOARES, M. F.; MILAGRES, B. G.; REIS, E. L.; VIDIGAL, M. C.; HENRIQUES, H.P.; del LAMA, S.N. Práticas de química geral. Viçosa, MG: Editora UFV, 1979. 102 p. BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1983. 572 p. PIMENTEL, G. C.; SPRATLEY, R. D. Química: um tratamento moderno. São Paulo: Edgard Blucher, 1977. v. 1. 350 p. RUSSELL, John B. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill, 1994. v. 1 e 2, 1427 p. SILVA, R. R. da; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R. C. Introdução à química experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 296 p. ROCHA FILHO, R. C.; SILVA, R. R. da. Introdução aos cálculos da química. São Paulo: Makron, McGraw-Hill, 1992. 275 p.