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Laboratório de química geral e química básica, Notas de estudo de Engenharia Civil

Procedimetos de experimentos e materiais utilizados no laboratório de química

Tipologia: Notas de estudo

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Baixe Laboratório de química geral e química básica e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia Civil, somente na Docsity! UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E QUÍMICA BÁSICA Aluno: ___________________________________________________________ Professor: _________________________________________________________ Período: ______________ Mossoró/RN APOSTILA DO LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL E QUÍMICA BÁSICA Autores: Francisco Klebson Gomes dos Santos Kalyanne Keyly Pereira Gomes Marta Ligia Pereira da Silva Apostila de Laboratório de Química Geral 3 UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL - 1200538 TURMA: 01 PROFESSOR: Nome do Professor Experiência No 1: Medidas e Tratamentos de Dados Equipe 1: João da Silva – jaos@hotmail.com Ilmar Souza – souza@gmail.com Mossoró, 08 de Março de 2010. Apostila de Laboratório de Química Geral 4 2) Normas e Segurança no laboratório Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias tóxicas, inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no laboratório passa pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se algumas normas que deverão ser observadas e seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de Laboratório de Química Geral e Química Básica: - As informações referentes ao experimento a ser realizado deverão ser previamente lidas na apostila como também na bibliografia sugerida para a disciplina. - O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor fará uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte dessa discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua segurança. - É proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as experimentações. Usar calça comprida e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma vez que uma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com reagentes danosos. - O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de proteção individual indispensável ao experimentador. - Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. - Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino advêm da falta de atenção do aluno experimentador. - Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a aula prática, ao final da experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água destilada e ordenado na bancada, exatamente da forma como foi inicialmente encontrado. - Cada grupo deverá apresentar o relatório da aula anterior para efeito da pontuação referente às aulas práticas. - Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. Apostila de Laboratório de Química Geral 5 - Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a prova escrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à participação do aluno nas aulas práticas e entrega do relatório. - Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários (óculos de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma experiência. - Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer a liberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc. - Mantenha a bancada limpa e desocupada, colocando sobre ela apenas o indispensável, evitando colocar cadernos, bolsas, cadernos etc. - Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. Nunca adicionar água a um ácido concentrado! - Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que a boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção de líquido quente. - Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome da substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. - Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. - Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o olfato do experimentador. 3) Seleção e manuseio de reagentes e produtos químicos 3.1 - Classificação dos Produtos Químicos 3.1.1 - Grau do Reagente Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os padrões mínimos estabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da American Chemical Society Apostila de Laboratório de Química Geral 8 Estante para tubos de ensaio: suporte de tubos de ensaio. Bureta: Usada para medidas precisas de líquidos. Triângulo de porcelana: Usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimento no bico de Bunsen. Funil de decantação: Usado para separação de líquidos imicíveis. Funil de decantação: Usado para separação de líquidos imicíveis. Almofariz e pistilo: Usado para triturar e pulverizar sólidos. Placa de Petri: usada para fins diversos. Tripé de ferro: Usado para sustentar a tela de amianto. .Pisseta: Usada para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. Picnômetro: Usado para determinar a densidade de líquidos. Cuba de vidro: Usada para banhos de gelo e fins diversos. Cápsula de porcelana: Usada para evaporar líquidos em soluções. Vidro de relógio: Usado para cobrir beckers em evaporações, pesagens etc Dessecador: Usado para resfriar substâncias em ausência de umidade. Pinça metálica Casteloy: Usada para transporte de cadinhos e outros fins. Balão volumétrico: Usado para preparar e diluir soluções. Termômetro: Usado para medidas de temperatura. Funil de Buchner: Usado para filtração a vácuo. Kitassato: Usado para filtração a vácuo. Garra metálica: Usada em filtrações, sustentação de peças, tais como condensador, funil de decantação e outros fins. Suporte universal. Anel para funil Mufa: Suporte para a garra de condensador. Escova de limpeza: Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. Escova de limpeza: Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. Apostila de Laboratório de Química Geral 9 Espátulas: Usada para transferência de substâncias sólidas. Bastão de vidro: Usado para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração e outros Pêra: Usada para pipetar soluções. Mufla: Usada para calcinações (até 1500°C) Estufa: Usada para secagem de materiais (até 200 °C). Pinça de Hoffman: Usada para impedir ou diminuir fluxos gasosos. Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Condensador: Usado para condensar os gases ou vapores na destilação. Sistema de destilação: Usado na separação de duas ou mais substâncias com base em suas diferentes volatilidades. Quadro 2.1 – Equipamentos e vidrarias e suas aplicações 1) Operações no laboratório e aparelhagem Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas, são usados equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas algumas das aparelhagens utilizadas em laboratório, assim como as principais operações realizadas. 1.1) Bico de Bunsen e estudo da chama Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se comumente um aparelho denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece na Figura 2.1 abaixo, a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode ser de combustão completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A forma correta de usar o bico de Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a válvula de gás e acender. A chama será larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a chama fique azul, que é a ideal para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de cores distintas: um mais interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama laranja é oxidante, a amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente o ápice do cone azul. Apostila de Laboratório de Química Geral 10 Figura 2.1: Representação do bico de Bunsen. 1.2) Balança e pesagem No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada com o uso de balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa ser utilizada para se obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos exatas também são empregadas para as medidas de massa quando a demanda por confiabilidade não for crítica. A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser desenvolvido. É importante salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos diretamente sobre o prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra vidraria. Figura 2.2: Balança analitica com a vidraria adequada para realização de pesagens. Apostila de Laboratório de Química Geral 13 Figura 2.4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração clássica com o prato abaixo da célula. (b) Configuração com prato acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica abrigado em um gabinete dotado de janelas. Precauções no Uso de uma Balança Analítica A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa manusear com cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções detalhadas com relação ao processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe as seguintes regras gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a marca ou modelo: 1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da balança. 2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem colocados sobre o prato devem ser limitados a metais inertes, plásticos inertes e materiais vítreos. 3. Observe as precauções especiais para a pesagem de líquidos. 4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de ajustes. 5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um pincel feito de pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou poeira. 6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à temperatura ambiente antes de pesá-lo. 7. Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus dedos por objetos secos. Apostila de Laboratório de Química Geral 14 Utilização de uma Balança Analítica Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de balança. Uma delas é pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico, determinando a massa deste por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a vidraria a ser utilizada na pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do reagente. Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes procedimentos: a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja, deve-se regular girando-se os “pés”. b) Fecham-se as portas de vidro. c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”. d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a porta. e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e anota-se a massa. Preste atenção a unidade de medida (mg, g, ...). f) A última casa decimal é a incerteza. 1.3) Medidas de volume Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os quais aparecem descritos na Figura 2.5, podem ser classificados em dois grupos: a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida de um único volume de líquido. Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica. b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a qual permite a medida de diversos volumes de um líquido. Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta. Figura 2.5: Exemplos de aparelhos volumétricos. Apostila de Laboratório de Química Geral 15 A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da natureza das forças intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície geralmente apresenta-se curva, podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se comparar o menisco (ponto de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do líquido) com as linhas no aparelho, conforme Figura 2.6. Figura 2.6: Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de um liquido na sua interface com a atmosfera. Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está sujeita a erros devido a: a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela variação de temperatura; b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida; c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos; d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura. Para evitar este erro, deve-se sempre posicionar o aparelho de forma que o nível do líquido esteja na altura dos olhos, conforme mostrado na Figura 2.7. Apostila de Laboratório de Química Geral 18 solução com uma pipeta ou bureta) ou indiretamente, a partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da concentração de uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). Quando se fala de algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos que representam um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a precisão de uma medida. A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à direita do último algarismo significativo: CASO REGRA EXEMPLO MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499 IGUAL A 5 Se o último algarismo significativo for par – mantém- se igual. Se o último algarismo significativo for ímpar – aumenta 1 unidade Par: 3,2845 = 3,284 Ímpar: 9,135 = 9,14 MENOR QUE 5 Mantém-se igual 2,1921 = 2,192 Pós-Laboratório 1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de um bico de Bunsen, indicando o ponto mais quente. 2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por diferença, de 5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio) igual a 10,2590g. 3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo? 4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente líquido, qual o material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados necessários? 5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas decimais após a vírgula. a) 120, 4784 = __________ b) 83, 1236 = __________ c) 71, 2315 = __________ d) 457,1025 = __________ Apostila de Laboratório de Química Geral 19 Aula 03  Experiência 1: Densidade de sólidos e líquidos  1. Objetivos Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica de picnometria e o princípio de Arquimedes. 2. Considerações gerais Densidade A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a relação entre a sua massa e o seu volume: Picnometria O principal método de medição de densidade absoluta é a picnometria. Esse método consiste na determinação de massa e volume de substâncias líquidas e sólidas. O picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada, vazada por tubo capilar, que permite seu completo enchimento com líquidos. A capacidade volumétrica do instrumento é facilmente determinável pela pesagem de um líquido tomado como padrão de densidade, na temperatura de operação. Princípio de Arquimedes "Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em equilíbrio, dentro de um campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com sentido ascendente, aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja intensidade é igual à do peso do fluido deslocado pelo corpo." Apostila de Figur Densím 3. M • • • • 4. Pro Picnom a) Pes b) Col c) Col líquido; d) Pes e) Esv f) Lav g) Col h) Col i) Pes Laboratór a 3.1. etro. Materi ateriais Picnôm Funil s Pisseta Proveta cedimento etria e o picnôm oque água oque a tam e o picnôm azie o picn e inteirame oque a solu oque a tam e o picnôm io de Quím Um instrum 3.1). Esse massa divid certa quanti parte de ci densímetro cujo peso determinad instrumento por meio d combustíve ais e reage etro imples pequ de 100 mL experimen etro (com a destilada no pa capilar, etro com ág ômetro; nte o picnô ção no picn pa capilar e etro com a ica Geral ento que instrumento ida pelo vo dade de ch ma do tubo no líquido, se iguale o ponto n s são muit a densidad l. ntes eno tal tampa) vaz picnômetr verifique s ua destilad metro com ômetro até enxugue c solução; rege esse mede a d lume. Trat umbo na ba há uma e ele afunda ao dele. a escala, o usados em e o grau Rea • • io e seco; o até que o e ficou che a; a solução a que o níve uidadosame princípio é ensidade d a-se de um se, respons scala desen até desloc A superfí isto é, postos de de pureza gentes Hidróxido Amostra d volume do io e enxug ser analisa l do líquido nte o exces o densím os líquidos tubo de vid ável pelo se hada. Ao ar um volum cie do líq sua densid gasolina p do álcool de sódio 0 e material líquido fiq ue cuidado da (NaOH fique acim so de líqui etro (Figur , ou seja, ro com um u corpo. N mergulhar e de fluid uido indic ade. Esse ara verifica usado com ,5 mol/L sólido ue acima do samente o 0,5 mol/L); a do colo; do; 20 a a a a o o a s r o colo; excesso de Apostila de Laboratório de Química Geral 23 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Balança Analítica • Carbonato de sódio 0,1 M • Frascos pequenos • Cloreto de cálcio ,1 M • Becker • Ácido sulfúrico 0,1 M • Pipetas de 5 e 10 mL 4. Procedimento experimental a) Pipetar 5 ml de solução de Na2CO3 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; b) Pipetar 5 ml de solução de CaCl2 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; c) Pipetar 10 ml de solução de H2SO4 (0,1 M) e colocar em um frasco. Fechar o frasco; d) Verificar se os frascos estão completamente secos e pesá-los juntos; Anotar a massa do conjunto; e) Fora da balança, adicionar a solução de CaCl2 (0,1 M) na solução de Na2CO3 (0,1 M) e tampar ambos os frascos. Agitar levemente o frasco que contém as duas soluções e verificar o que ocorre; f) Pesar novamente o conjunto de frascos e anotar a massa; g) Novamente fora da balança, adicionar a solução de H2SO4 (0,1 M) no frasco que contém a solução. Tampar o frasco rapidamente e agitar. Observar o que ocorre. h) Pesar mais uma vez o conjunto e anotar a massa. Tabela de Resultados Objeto Massa Apostila de Laboratório de Química Geral 24 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. RUSSELL, John B., Química geral, 2a. Ed, vol 1,São Paulo, Ed Pearson Makron Books,1994. Pós-Laboratório 1. Com base nos dados obtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa? 2. Calcule o número de mols de cada solução utilizada neste experimento. 3. Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas. 4. Qual a origem da turvação observada na primeira reação? 5. Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3. Suponha que uma solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 g de Ba(NO3)2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados? Apostila de Laboratório de Química Geral 25 Aula 05  Experiência 3: Forças intermoleculares  1. Objetivos Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e exercitar as medições de volume. 2. Considerações gerais A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e voláteis, derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em motores de combustão interna, é também usada como solvente, na indústria, para óleos e gorduras. Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo - era simplesmente a fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras técnicas surgiram, numa tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um deles é o craqueamento, que consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no petróleo, em outras menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento térmico foi utilizado até meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o craqueamento catalítico, método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a polimerização, que é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e butileno, em moléculas maiores, dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que combina uma olefina e uma molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de hidrocarbonetos de cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada. Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram a utilizar uma mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é diminuir o impacto ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além de ser renovável, o seu uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um lado existem vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão à corrosão, maior regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e aumento de produção de óxidos de nitrogênio. O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por Portaria do Ministério da Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo de álcool etílico anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007. A Ex 1. In 2. So N solve e a ág Em Uma tende Pr C Tí M ula 06  periênc Objetivo teirar o alu Conside luções são as soluções nte. Assim ua, o solve geral as s substância a se dissol incipais tip oncentraçã tulo: é a re olaridade: Apos ia 4: Solu s no com os c rações gera misturas ho , o dispers , por exemp nte. ubstâncias polar tend ver num so os de conce o comum: lação entre é a quantida tila de Lab ções  álculos e p is mogêneas o recebe o lo, quando inorgânica e a dissol lvente apol ntrações indica a ma a massa do de de mols oratório de reparo de s de duas ou nome de dissolvem s são polare ver num so ar. ssa de solu soluto e a m de soluto p Química G oluções. mais subst soluto, e o os açúcar e s, enquanto lvente pol to presente assa da so resente em eral âncias. dispersant m água, o a as orgânic ar. Uma su em cada lit lução. cada litro d e é denom çúcar é o s as são apo bstância a ro de soluç e solução. 28 inado oluto lares. polar ão. Fr núme M Kg). 3. 4. Pr a) b) mL e c) com ação molar ro de mols olalidade: é Materia • Balão • Balão • Bastão • Becke • Espátu • Funil • Pipeta • Pisset Procedim eparo da so Em uma Coloque transfira o Espere o água destila Apos : é a relaç da solução a relação is e reagen Materi volumétric volumétric de vidro r de 100 mL la simples a ento expe lução de H capela, me cerca de 1 volume de balão esfr da; tila de Lab ão entre o . entre o núm tes ais o de 25 mL o de 250 m rimental Cl 0,5 mol/ ça numa pr 00 mL de ácido medi iar até a te oratório de número de ero de mol L L. oveta, 10,4 água destil do para est mperatura Química G mols do s s do soluto • Acid • Hidr mL de HCl ada em um e balão; ambiente e eral oluto (ou d , e a massa Reagent o clorídric óxido de só concentrad balão volu complete e solvente do solvente es o (HCl) dio (NaOH o; métrico de , até o men 29 ) e o (em ) 250 isco, Apostila de Laboratório de Química Geral 30 d) Faça uma homogeneização por inversão; e) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e rotule com os dados da solução e o número de sua turma; Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L. f) Meça 5,0 mL da solução de HCl, 0,5 mol/L, preparada anteriormente, e transfira para um balão de 25 mL; g) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o procedimento de preparo indicado anteriormente. Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L. h) Pese 5,0 g de NaOH em um Becker limpo e seco; i) Dissolva-o, no próprio Becker, com água destilada; j) Transfira a solução para um balão de 250 mL, e siga os procedimentos de preparo de soluções; k) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule. l) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização nas próximas experiências. 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. 702 p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Pós-Laboratório 1. O que é solução? 2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução concentrada de uma determinada substância? Apostila de Laboratório de Química Geral 33 • Pipeta volumétrica de 5 mL – 01 • Pisseta – 01 • Proveta de 10 mL – 01 • Suporte para bureta – 01 4. Procedimento experimental a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L, utilizando um funil; b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o desaparecimento de bolhas: c) Complete o volume com a solução e zere a bureta; d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira para um erlenmeyer de 125 mL; e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína; f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a solução da base seja adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea persistente. g) Anote o valor de hidróxido de sódio gasto na titulação Tabela de Resultados Volume inicial Volume Final 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. 911 p. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4a. Ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Apostila de Laboratório de Química Geral 34 JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed. Editora Guanabara Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992. Pós-Laboratório 1) O que é titulação e qual sua finalidade? 2) Para que serve um indicador? 3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão em uma titulação. 4) Calcule a concentração verdadeira de HCl. Apostila de Laboratório de Química Geral 35 Aula 07  EXPERIÊNCIA 5: Destilação Simples   1. Objetivos Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos adquiridos nas aulas anteriores para realizar uma destilação simples, se inteirando também sobre a vidraria utilizada para preparação de um sistema de destilação simples; do conceito de ponto de ebulição e do conceito de pressão de vapor.. 2. Considerações gerais A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de líquidos devido ser bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários, apresenta grande qualidade na separação. A destilação também apresenta boa versatilidade, pois pode ser usada para separar líquidos de outras substâncias que podem ser sólidas ou líquidas também, desde que tenham pontos de ebulição bem distintos. 3. Materiais e reagentes Materiais/Quantidade Reagentes • Balão de fundo redondo – 01 • Cloreto de sódio NaCl • Termômetro – 01 • Pedras de destilação • Nitrato de prata AgNO3 • Erlenmeyer de 125 mL – 01 • Funil simples – 01 • Garra metálica – 01 • Aquecedor – 01 • Adaptador para condensador – 01 • Condensador – 01 • Suporte – 01 Apostila de Laboratório de Química Geral 38 5. Referências ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. Pós-Laboratório 1. Em que se baseia o princípio da destilação simples e em que tipos de amostra ela pode ser usada? 2. Qual reação explica a formação do precipitado branco de AgCl? 3. Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a turvação do destilado o que pode ter ocorrido? 4. Qual a função das pedras de ebulição? Apostila de Laboratório de Química Geral 39 Aula 08  EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria   1. Objetivos Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um metal e o calor de neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base forte. 2. Considerações gerais Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa transformação. O aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais simples deles, o calorímetro de água. Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de água, a água que ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a elevação ou abaixamento da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a quantidade de calor liberada ou absorvida na transformação através da expressão: Q = m.cp.Δt onde: Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou cal); m = massa da substância (g); cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C ou cal/g °C); Δt = variação de temperatura (°C). a. Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água do Calorímetro (C) Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de água fria e quente. Apostila de Laboratório de Química Geral 40 A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado) como sendo a quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua temperatura aumente em 1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é determinada colocando-se uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada temperatura (tágua fria) em seu interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua quente) a uma outra temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final (tequilíbrio), e calcula-se C a partir da relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido (Qcedido). Qcedido + Qrecebido = 0 Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água fria) = 0 mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio–tágua quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua fria)+mágua fria.cágua fria.(tequilíbrio–tágua fria) = 0 Para o mesmo calorímetro → mcalorímetro.ccalorímetro = C Assim, Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os acessórios utilizados no experimento. Apostila de Laboratório de Química Geral 43 A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i) decréscimo do tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa condutividade térmica, (ii) agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da temperatura. O tempo de homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os materiais são metais, cerâmicas, rochas ou vidros granulados. A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o exterior, provocando decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor específico sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a utilização de recipientes térmicos ou melhoramento do isolamento. 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Calorímetro de alumínio – 01 • Água destilada • Calorímetro de vidro – 01 • Solução de HCl 0,5 mol/L • Termômetro – 02 • Solução de NaOH 0,5 mol/L • Chapa aquecedora e agitador – 02 • Barra magnética – 01 • Espátula – 01 • Becker 250 mL – 02 • Amostra de metal – 01 • Piceta – 01 • Proveta 100 mL – 03 4. Procedimento experimental a. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro a) Utilizando uma proveta, medir 100 mL de água; Apostila de Laboratório de Química Geral 44 b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura ambiente e agite a água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Meça e anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua fria) e da massa de água (mágua fria); c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 mL de água (mágua quente) e aqueça em um becker até cerca de 50°C (tágua quente); d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do calorímetro, tampe-o. Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no calorímetro. Agite a água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir o equilíbrio térmico. Anote o valor da temperatura final (tequilíbrio). Vágua fria = 100 mL → mágua fria = Vágua quente = 100 mL → mágua quente = tágua fria = tágua quente = tequilíbrio = Dados: 1cal = 4,18J Calor específico da água = 1cal/g °C Densidade da água em função da temperatura Densidade (g/ml) T (°C) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 0,9999 0,9999 1,0000 1,0000 1,0000 1,0000 1,0000 0,9999 0,9999 0,9998 10 0,9997 0,9996 0,9995 0,9994 0,9993 0,9991 0,9990 0,9988 0,9986 0.9984 20 0,9982 0,9980 0,9978 0,9976 0,9973 0,9971 0,9968 0,9965 0,9963 0,9960 30 0,9957 0,9954 0,9951 0,9947 0,9944 0,9941 0,9937 0,9934 0,9930 0,9926 40 0,9922 0,9919 0,9915 0,9911 0,9907 0,9902 0,9898 0,9894 0,9890 0,9885 50 0,9881 0,9876 0,9872 0,9867 0,9862 0,9857 0,9852 0,9848 0,9842 0,9838 60 0,9832 0,9827 0,9822 0,9817 0,9811 0,9806 0,9800 0,9765 0,9789 0,9784 70 0,9778 0,9772 0,9767 0,9761 0,9755 0,9749 0,9743 0,9737 0,9731 0,9724 80 0,9718 0,9712 0,9706 0,9699 0,9693 0,9686 0,9680 0,9673 0,9667 0,9660 90 0,9653 0,9647 0,9640 0,9633 0,9626 0,9619 0,9612 0,9605 0,9598 0,9591 Apostila de Laboratório de Química Geral 45 b. Determinação do calor especifico de um metal a) Coloque 100 mL de água (medidos com a proveta) no calorímetro de alumínio e meça a temperatura da água (tágua). Meça e anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua) e da massa de água (mágua); b) Determine a massa do metal (mmetal) em uma balança; c) Coloque a peça de metal, presa por um fio, em um béquer com água (aproximadamente 100 mL) e aqueça o conjunto até atingir a temperatura de ebulição. Meça e anote esta temperatura que será a temperatura inicial da peça de metal (tmetal); d) Rapidamente retire a peça da água em ebulição e coloque-a no calorímetro e tampe o calorímetro; e) Resfrie o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo no calorímetro; f) Agite a água do calorímetro, até a temperatura ficar constante, ou seja, atingir o equilíbrio térmico. Meça e anote esta temperatura (tequilíbrio) Vágua = 100 mL → mágua = mmetal = tágua = tmetal = tequilíbrio = c. Determinação do calor de neutralização a) Meça 80 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L na proveta e transfira para o calorímetro de vidro. Meça e anote a temperatura (tbase); b) Coloque 80 mL de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L na proveta. Meça e anote a temperatura (tácido); c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a temperatura, anotando o maior valor observado (tequilíbrio). Apostila de Laboratório de Química Geral 48 índice de refração, a atividade ótica, a condutividade elétrica, a concentração de íons hidrogênio, o potencial de um eletrodo, etc. 3. Procedimento experimental a) Em um erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Prepare um relógio para marcar o tempo (segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L. Anote o tempo que a solução leva para descolorir totalmente. b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Acrescente 10 mL de água destilada e adicione a mistura restante, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L, controlando o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare com o tempo gasto no erlenmeyer do item a. c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Em seguida, coloque 5 gotas de solução de sulfato de manganês 1 mol/L. Adicione 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele do item a. d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Coloque o erlenmeyer em banho-maria 60ºC durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao erlenmeyer, ainda em banho maria, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele observado no experimento do item a. e) Divida um comprimido de Sonrisal® ao meio, reserve uma parte e triture a outra em um almofariz com a ajuda de um pistilo. Coloque cerca de 100 mL de água em 2 béqueres. Adicione simultaneamente aos béqueres o comprimido em pedaço e o triturado. Observe o que ocorre. Tabela de Resultados Reação Item a Item b Item c Item d Tempo Apostila de Laboratório de Química Geral 49 4. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Erlenmeyer • Acido oxálico • Pipeta • Acido sulfúrico • Cronômetro • Permanganato de potássio • Pêra • Sulfato de manganês • Pisseta • Sonrisal® comprimido • Banho-maria • Almofariz e pistilo 5. Referências BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral; 2ª ed; Livros Técnicos e Científicos Editora SA; Rio de Janeiro; 1992. MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4ª. ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Pós-Laboratório 1. Defina velocidade de reação. 2. Explique, a nível molecular, o efeito da diluição sobre a velocidade das reações químicas. 3. Explique a influência da natureza dos reagentes, da temperatura e do catalisador na velocidade das reações químicas. 4. O que é um catalisador? 5. Dê exemplo de um processo em que se almeje a aceleração do mesmo. 6. Dê exemplos de um processo em que se almeje o retardo do mesmo. Apostila de Laboratório de Química Geral 50 Aula 10  EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão   1. Objetivos Entender o funcionamento das soluções tampão. 2. Considerações gerais As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH quando a elas são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre. Essa resistência é resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do tampão. Um tampão é constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada ou de uma base fraca e seu ácido conjugado. Exemplos de soluções tampões: a) Ácido acético + acetato de sódio; b) Ácido bórico + borato de sódio; c) Ácido cítrico + citrato de sódio; d) Ácido fosfórico + fosfato de sódio; e) Amônia + cloreto de amônio. Os tampões têm um papel importante em processos químicos e bioquímicos, nos quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos industriais e fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função seja desempenhada. Por exemplo, o sistema tampão HCO3–/H2CO3 é importante fisiologicamente, uma vez que controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo. Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto ocorre porque essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua constituição. Para que possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos considerar o sistema tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal (acetato de sódio) é um eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente dissociado: Apostila de Laboratório de Química Geral 53 Aplicando-se “-log10” em ambos os lados da expressão acima e como por definição pKa = -logKa e pH = - log[H+], tem-se: Para um tampão feito a partir de uma base: Tem-se: ou 14 Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma rearranjada da expressão da constante de equilíbrio Ka ou Kb, porém extremamente útil no preparo de tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos constituintes para a obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos tampões, quando da adição de H+ ou de OH–. Também permite o cálculo rápido do pH do tampão, quando a proporção dos componentes é conhecida. 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Tubo de ensaio – 06 • Ácido clorídrico 1,0 mol/L • Pipeta de Pasteur – 02 • Hidróxido de sódio 1,0 mol/L • Estante para tubo de ensaio – 01 • Indicador ácido-base natural • Pisseta – 01 • Solução tampão 4. Procedimento experimental 4.1 Preparo de uma solução tampão Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a quantidade em gramas de acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 100 mL de uma solução de Apostila de Laboratório de Química Geral 54 ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para que o tampão tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. 4.2 Variação do pH da água em presença de indicadores ácido-base a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e C; b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de água destilada (3 mL); c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e anote o ocorrido; d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L. Anote o ocorrido e comente. e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L. Anote o ocorrido e comente. 4.3 Propriedades da solução tampão a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e 3; b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão; c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador ácido-base natural e anote o ocorrido; d) Ao tubo 1 adicione gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L até a modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido. e) Ao tubo 3 adicione gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L até a modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido. f) Ao tubo 2 adicione 4 mL de água. Anote o ocorrido e justifique. Tabela de Resultados - Observações Apostila de Laboratório de Química Geral 55 5. Referências • BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E.; Química – A Ciência Central. 9ª ed.; Pearson ; São Paulo; 2006. • HARRIS, D.C. Análise química quantitativa. 5a ed. Trad. C.A.S. Riehl e A.W.S. Guarino. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2001. Pós-Laboratório 1. De quê é constituído um tampão? 2. Demonstre a partir da constante de equilíbrio, que para um tampão feito a partir de uma base a equação de Henderson-Hasselbalch é 14 . 3. Calcule a concentração em quantidade de matéria e a massa em gramas de acetato de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 250 mL de uma solução de ácido acético (CH3COOH) 0,20 mol/L, para que o tampão tenha pH = 5. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. Obs.: Usar todas as casas decimais. 4. Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 2 mol de NH3 a 2,0 L de uma solução 0,10 mol/L de NH4Cl. O Kb da base é 1,78x10-5. 5. Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 0,03 mol de H2PO4- a 3,0 L de uma solução 0,02 mol/L de HPO42-. (Ka= 6,32 x 10-8). Apostila de Laboratório de Química Geral 58 A proposição do princípio de Le Chatelier é bastante simples: “Quando uma perturbação externa é exercida sobre um sistema em equilíbrio químico, o equilíbrio tende a se ajustar de forma a se contrapor à esta perturbação”. O princípio de Le Chatelier é uma regra que permite prever, qualitativamente, o comportamento de um sistema em equilíbrio quando este sofre alguma perturbação. 2.2.1 Efeito da adição ou remoção de um constituinte Quando adicionamos um constituinte ao sistema reacional em equilíbrio, o equilíbrio se deslocará no sentido de consumir parte do constituinte adicionado. Por outro lado, quando um constituinte é removido do sistema reacional em equilíbrio, este se deslocará no sentido de repor parte do constituinte retirado. 2.2.2 Efeito das variações de temperatura Em uma reação química reversível, caso a reação direta seja exotérmica, a reação inversa será endotérmica, de acordo com a lei de Hess. Quando um sistema reacional em equilíbrio é aquecido, este se deslocará no sentido de absorver o calor que está sendo fornecido ao sistema, favorecendo a reação endotérmica. Ao contrário, quando um sistema em equilíbrio é resfriado se favorece a reação exotérmica, pois o sistema se desloca no intuito de gerar o calor que está sendo perdido. A temperatura é o único parâmetro operacional que altera diretamente o valor da constante de equilíbrio. A figura 01 mostra nos três casos possíveis, a variação da constante de equilíbrio com a temperatura: Apostila de Laboratório de Química Geral 59 Figura 01 – Variação da constante de equilíbrio em função da temperatura para reações (diretas): I – endotérmicas (ΔH > 0), II – atérmicas (ΔH = 0) e III – exotérmicas (ΔH < 0). 2.2.3 Efeito das variações de pressão A variação da pressão só afetará equilíbrios onde exista uma variação na quantidade total de matéria gasosa entre reagentes e produtos. Sistemas reacionais que não envolvem constituintes gasosos, não serão afetados pela pressão. Também, só ocorrerá efeito da variação da pressão sobre o equilíbrio, caso esta seja acompanhada de variações de volume. Quando aumentamos a pressão deslocamos o equilíbrio no sentido da formação de um menor número de moles gasosos. Uma diminuição da pressão deslocará o equilíbrio no sentido da formação de um maior número de moles gasosos. 3. Materiais e reagentes Materiais Reagentes • Banho de gelo • Fenolftaleína 1% • Banho-maria • Cloreto de cobalto II • Bomba à vacuo • Álcool a 95% • Kitassato • Sonrisal® • Pinça de madeira • Cromato de potássio 0,2 mol/L Temperatura Keq I II III Apostila de Laboratório de Química Geral 60 • Pipetas de Pasteur • Sulfato de alumínio 0,2 mol/L • Tubos de ensaio • Acido clorídrico 1 mol/L • Hidróxido de sódio 1 mol/L 4. Procedimento experimental 4.1 Conversão dos íons cromato em íons dicromato: Os íons cromato, CrO42-, de coloração amarelo claro, são convertidos em íons dicromato, Cr2O72-, de coloração alaranjada, segundo a reação: +− + HCrO 22 24 OHOCr 2272 +− a) Em um tubo de ensaio adicione 1 mL (~ 20 gotas) de cromato de potássio 0,2 mol/L (solução amarela) e 1 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Observe o ocorrido, e anote em seguida. b) No mesmo tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio 1,0 mol/L. Observe o ocorrido, e anote em seguida. 4.2 Reação do íon alumínio (Al3+) com íons hidróxido: Os íons alumínio reagem com os íons hidróxido, OH-, formando inicialmente um precipitado branco de hidróxido de alumínio, Al(OH)3 . A adição de um excesso de íons hidróxido provocará, no entanto, a dissolução do precipitado de hidróxido de alumínio, devido à formação de íons complexos tetrahidroxialuminato (solução incolor). As reações envolvidas são: I) −+ + OHAl 33 ↓3)(OHAl (precipitação do hidróxido de alumínio) II) −+↓ OHOHAl 3)( −])([ 4OHAl (formação do complexo tetrahidroxialuminato) a) Adicione cerca de 1 mL de solução de sulfato de alumínio 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, em seguida adicione hidróxido de sódio 1,0 mol/L gota a gota, agitando
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