Preparação e Padronização de Soluções e Mistura de Soluções Químicas, Notas de aula de Física

Baixe Preparação e Padronização de Soluções e Mistura de Soluções Químicas e outras Notas de aula em PDF para Física, somente na Docsity! Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química DISCIPLINA 106202 –QUÍMICA EXPERIMENTAL I MANUAL DE INSTRUÇÕES E ROTEIROS DE EXPERIMENTOS Prof. Dr. Alberto Wisniewski Jr. ARACAJU 2010 2º SEMESTRE Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química SUMÁRIO Programa da disciplina 1 Instruções Gerais 3 1. Experimento 1: Introdução ao laboratório. 4 2. Experimento 2: Calibração de instrumentação analítica. 20 3. Experimento 3: Identificação de elementos e espectro de emissão. 25 4. Experimento 4: Reações Químicas 27 5. Experimento 5: Determinação Gravimétrica 29 6. Experimento 6: Preparo e padronização de soluções 32 7. Experimento 7: Constante de solubilidade e efeito do íon comum 38 8. Experimento 8: Preparo e verificação das propriedades de solução Tampão 41 9. Experimento 9: Mistura de soluções 43 10. Experimento 10: Entalpia de Neutralização 45 11. Experimento 11: Destilação Fracionada 48 Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 3 B. INSTRUÇÕES GERAIS B.1. Atividades pré e pós-laboratório Conforme o cronograma de aulas que o aluno recebe, o mesmo deve ler previamente e com atenção as atividades pertinentes do dia, familiarizando-se com as práticas e técnicas que serão empregadas, compreendendo os objetivos da atividade que será realizada, e identificando os avisos de advertência com relação a segurança durante os trabalhos. Cada experimento descrito neste manual apresenta uma “atividade pré- laboratório”, que deverá ser apresentada OBRIGATÓRIAMENTE ao professor no início da aula. Fica a critério do professor a realização de testes pré ou pós atividades, que consistirá de questão (ões), relacionada ao assunto em pauta. B.2. Atividades em laboratório Estará apto a realizar a atividade de laboratório, o aluno que OBRIGATÓRIAMENTE estiver de GUARDA-PÓ, de posse do CADERNO DE LABORATÓRIO e do MANUAL DE INSTRUÇÕES E ROTEIROS DE EXPERIMENTOS da disciplina. Os experimentos poderão ser realizados individualmente ou em equipe, conforme orientação do professor. O horário de início das atividades será estabelecido pelo professor, sendo a ele tolerado um atraso de 5 minutos. Após este prazo a nota de comportamento será penalizada. B.2.1. Relatório parcial Ao final do experimento o aluno, ou a equipe, deverá apresentar um relatório parcial da atividade realizada. O relatório deverá ser escrito a caneta, de forma legível, objetiva e concisa em folha de papel A4, frente e verso. O relatório deverá ser conter: Identificação (instituição, depto., curso, nome e data), Título, Objetivos Específicos, Resultados e Discussão e Conclusão (vide item 1.5). Modelo Universidade Federal de Sergipe – UFS Centro de Ciências Exatas e Tecnologia – CCET Departamento de Química – DQI Disc. Química Experimental I Prof. Alberto Wisniewski Jr. Experimento: Data: / / Título: uma a duas linhas. Objetivos específicos: apresentar na forma de itens. Resultados e Discussão: discutir o que foi realizado, apresentar os resultados e discutir os resultados. Conclusão: com base na proposta do experimento, concluir se o objetivo principal foi alcançado. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 4 1. EXPERIMENTO 1 Título: Introdução ao trabalho de laboratório Tratamento dos resultados obtidos / Limpeza de vidrarias e descarte de resíduos. 1.1. NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA: 1.1.1. Normas de Segurança: A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara como possa parecer. Com a finalidade de diminuir a freqüência e a gravidade desses eventos, torna-se absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados em laboratório se observe uma série de normas de segurança:  Siga rigorosamente as instruções específicas do professor.  Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso.  Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência.  Não fume no laboratório.  Use um avental apropriado.  Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.  Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases concentrados.  Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela).  Sempre que proceder à diluição de um ácido concentrado, adicione-o lentamente, sob agitação sobre a água, e não o contrário.  Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte à extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima.  Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos.  Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção.  Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e enrole a peça de vidro numa toalha para proteger as mãos.  Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores os vapores que se desprendem do frasco.  Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia.  Ao se retirar do laboratório, verifique se as torneiras (água ou gás) estão fechadas. Desligue todos os aparelhos e deixe todo o equipamento limpo. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 5 1.1.2. Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros:  Queimaduras: a) Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos): No caso de queimaduras graves, elas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. No caso de queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butesina. b) Queimaduras causadas por ácidos: Lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca de cinco minutos. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio e novamente com água. Secar, aplicando então mertiolate. c) Queimaduras causadas por álcalis: Lavar a região atingida imediatamente com bastante água, durante cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com água. Secar a pele e aplicar mertiolate.  Ácidos nos olhos: Nos laboratórios, existem lavadores de olhos acoplados aos chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, após o que se aplica solução de bicarbonato de sódio 1%.  Álcalis nos olhos: Proceder como no item anterior, apenas substituindo a solução básica de bicarbonato por solução de ácido bórico a 1%.  Intoxicações por gases: Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.  Ingestão de substâncias tóxicas: Administrar uma colher de sopa de “antídoto universal”, que é constituído de: duas partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio e uma de ácido tânico. 1.2. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS Todas as medidas de uma propriedade físico-química estão afetadas por uma incerteza, chamada em geral erro, desvio ou imprecisão da medida. Por isso, os resultados das medidas devem ser expressos de modo tal que se possa avaliar a precisão com que elas foram feitas (ou calculadas). Portanto, o número que representa a medida de uma propriedade não pode ter uma quantidade qualquer de algarismos, ele deve conter apenas algarismos que representem realmente a precisão com que a medida foi feita, ou seja, todos os Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 8 Onde é o número de medidas feitas, é o valor de cada medida, é o valor médio das medidas dado: As medidas podem ser exatas e precisas (ideal), podem ser exatas sem serem precisas, podem ser precisas sem serem exatas e podem nem ser exatas e nem precisas. Nos três últimos casos, isto ocorre devido a erros experimentais. A precisão de uma medida pode ser melhorada aumentando-se o número de determinações de uma medida. Figura 1.1. Ilustração da exatidão e precisão utilizando a distribuição de dardos como modelo. 1.2.3. Unidades de Medidas Os cientistas de todos os campos de conhecimento, adotam um sistema padronizado de medidas, conhecido como Sistema Internacional de Unidades (SI). Esse sistema está baseado nas sete unidades fundamentais apresentadas na Tabela 1.2. Para expressar quantidades pequenas e grandes, em termos de poucos dígitos, são utilizados prefixos juntamente com as unidades básicas (Tabela 1.3). Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 9 Tabela 1.2. Unidades básicas do sistema internacional. Quantidade física Nome da unidade Abreviação Massa Quilograma kg Comprimento Metro m Tempo Segundo s Temperatura kelvin K Quantidade de substância Mol mol Corrente elétrica Ampère A Intensidade luminosa candela cd Tabela 1.3. Principais prefixos utilizados nas unidades quantitativas de análise. Prefixo Fator Decimal equivalente Abreviação kilo 103 1000 k hecto 102 100 h deca 101 10 da deci 10-1 0,1 d centi 10-2 0,01 c mili 10-3 0,001 m micro 10-6 0,000001 µ nano 10-9 0,000000001 n pico 10-12 0,000000000001 p 1.2.4. Medidas de Volume – Vidraria Volumétrica A unidade do volume é o litro (L), definido como decímetro cúbico (dm3). Para se efetuar medidas de volume, faz-se necessário a utilização de pipetas, provetas e buretas. As medidas de volume com esses instrumentos são feitas comparando-se o nível do líquido com os traços marcados na parede do recipiente. Nestes instrumentos ocorre uma concavidade com o líquido, que recebe a denominação de menisco. Para medidas pouco precisas usa-se a proveta, enquanto, para medidas precisas, devemos usar buretas, pipetas e balões volumétricos. As vidrarias precisas são calibradas pelo fabricante a uma temperatura padrão de 20° C, devendo-se, portanto, trabalhar, de preferência nesta temperatura para evitar desvios em virtude de dilatação do material que compõe a vidraria. Os vários tipos de aparelhos podem ser classificados em duas categorias: a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes, indicado pelo fabricante como TD (to deliver): pipetas e buretas. b) Aparelhos calibrados para conter um volume líquido, indicado pelo fabricante como TC (to contain): balões volumétricos. As medidas de volumes líquidos com qualquer dos referidos aparelhos estão sujeitas a uma série de erros devido às seguintes causas: Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 10 a) Ação da tensão superficial. b) Dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura. c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos. d) Erros de paralaxe. A leitura de volume de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do menisco e a de líquidos escuros pela parte superior, como mostra a Figura 3.2, para que sejam evitados os erros de paralaxe. A leitura do nível de líquidos claros deve ser feita na parede inferior do menisco, estando a linha de visão V do operador perpendicular a escala graduada do equipamento. Já a leitura de líquidos escuros deve ser feita pela parte superior para que sejam evitados erros de paralaxe. Figura 1.2. método apropriado para ler um menisco em instrumento graduado. 1.2.5. Medidas de Massa - Balanças As balanças são instrumentos adequados para medir massas. As balanças de laboratório mais utilizadas são as balanças analíticas: (i) as macrobalanças tem capacidade máxima que varia entre 160 a 200 g e precisão de  0,1 mg, (ii) as semimicroanalíticas tem capacidade máxima que varia entre 10 a 30 g e precisão de  0,01 mg, e as (ii) as microanalíticas tem capacidade máxima que varia entre 1 a 3 g e precisão de  0,001 mg. Existem ainda balanças com menor precisão que as analíticas, são as balanças auxiliares (precisão de cerca de 1 mg). Estas balanças auxiliares devem ser usadas sempre que não for necessária uma elevada sensibilidade. O manuseio de uma balança requer muito cuidado, pois são instrumentos delicados e caros. Quando de sua utilização, devem ser observados os seguintes cuidados gerais: * não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança; * os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à temperatura ambiente; * a balança deve ser mantida travada caso não estiver sendo utilizada; * nas balanças analíticas, os objetos devem ser colocados e retirados com a pinça e não com as mãos; Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 13 Dessecador É um recipiente grande provido de tampa bem ajustada, destinado a manter atmosfera anidra. Para tal, o compartimento inferior é carregado com agente dessecante, como CaCl2 anidro ou sílica-gel. Usado para secagem e proteção contra umidade de materiais higroscópicos; cadinhos quando aquecidos podem ser resfriados em seu interior, para posterior secagem, etc... Balão volumétrico Possui volume definido e é utilizado para o preparo de soluções em laboratório. Não se deve armazenar solução em balão volumétrico. Balão de fundo chato Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser aquecido sobre o TRIPÉ com TELA DE AMIANTO. Balão de fundo redondo Utilizado principalmente em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo, acoplado a ROTAEVAPORADOR. Cadinho Geralmente de porcelana é usado para aquecer substâncias a seco e com grande intensidade, por isto pode ser levado diretamente ao bico de bunsen ou em fornos (mufla) a altas temperaturas. Almofariz com pistilo Usado na trituração e pulverização de sólidos. Suporte Universal Utilizado em operações como: filtração, suporte para condensador, bureta, sistemas de destilação etc. Serve também para sustentar peças em geral. Bico de Bunsen É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Anel Usado como suporte do funil em filtração Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 14 Tripé Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias diversas de laboratório. É utilizado em conjunto com a tela de amianto. Tela de amianto Suporte para as peças serem aquecidas. O amianto é uma fibra natural sintética, largamente utilizado na indústria devido a suas propriedades físico-químicas: Alta resistência mecânica e a elevadas temperaturas, incombustibilidade, boa qualidade isolante, durabilidade, flexibilidade, indestrutibilidade, resistente ao ataque de ácidos, álcalis e bactérias. A função do amianto é distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de Bunsen. É extraído fundamentalmente de rochas compostas de silicatos hidratados de magnésio, onde apenas de 5 a 10% se encontram em sua forma fibrosa de interesse comercial. Bureta Aparelho utilizado em análises volumétricas. Pipeta graduada Utilizada para medir pequenos volumes. Mede volumes variáveis. Não pode ser aquecida. Pipeta volumétrica Usada para medir e transferir volume de líquidos. Não pode ser aquecida, pois possui grande precisão de medida. Proveta Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida. Estante ou grade É usada para suporte de os TUBOS DE ENSAIO Garra de condensador Usada para prender o condensador à haste do suporte ou outras peças como balões, erlenmeyers etc. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 15 Pinça de madeira Usada para prender o TUBO DE ENSAIO durante o aquecimento. Pinça metálica Usada para manipular objetos aquecidos. Garra dupla Utilizada para fixar buretas. Pisseta Usada para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de água, álcool ou outros solventes. 1.3.2. Limpeza de vidrarias Toda a vidraria utilizada em uma análise química deve estar perfeitamente limpa antes do uso, pois a presença de substâncias contaminantes pode induzir erros no resultado final da análise. Existem vários métodos para o procedimento de limpeza de vidrarias, mas geralmente é lavada com o auxílio de escovas e solução de detergente neutro, enxaguados com água corrente (torneira) e posteriormente três vezes com água pura (destilada ou deionizada) secando em um local protegido da poeira ou em estufas de secagem (exceto vidrarias volumétricas). 1.3.3. Água para uso laboratorial O trabalho de análise química envolve o consumo de quantidades consideráveis de água na lavagem de utensílios, preparo de soluções, extrações, lavagem de precipitados, etc. Porém, a água da “torneira” possui quantidades apreciáveis de Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Cl-, SO4 2- e CO3 2-, que contaminam ou podem interferir na correta quantificação de diversos procedimentos químicos. O grau de purificação das águas depende da análise a ser realizada, se os elementos de interesse tiverem grande concentração, é Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 18 É importante notar que alguns catálogos de reagentes já indicam procedimentos de como descartar resíduos dos produtos, ou através do código que constam no rótulo do frasco dos reagentes. 1.5. RELATÓRIOS O desenvolvimento correto da prática, a precisão dos dados empíricos e o domínio teórico do assunto relacionado com a prática são alguns fatores essenciais para um bom desenvolvimento das disciplinas experimentais. No entanto é necessário apresentá-los em forma de texto organizado e lógico. Esse é o papel do relatório. Depois de realizada cada prática você terá que prepará-lo, em letra legível ou digitada e aguardar para posteriores cobranças por parte do professor. O relatório deve ser dividido em 05 seções básicas como mostramos abaixo: Título da prática Introdução Deve situar o leitor no assunto a ser abordado. Faça uma breve descrição dos aspectos teóricos ou princípios envolvidos, preocupando-se em inserir nessa seção os seguintes aspectos:  Princípios teóricos em que se baseia a prática;  Relevância da prática;  Objetivos da prática. Procedimento Experimental Descreva como o experimento foi feito incluindo, se for o caso, qualquer modificação no procedimento apresentado no roteiro. Escreva nessa seção apenas o que você executou “usando as mãos”. No relatório você deve apresentar o procedimento realizado de modo bem mais sucinto e objetivo do que o apresentado no roteiro, mas sem suprimir fatos ou atividades importantes. Resultados e discussões Trata-se da parte essencial do relatório. Descreva todas as observações feitas, os dados coletados e os cálculos, se necessário. Deve-se também discuti-los, baseando-se nos princípios teóricos envolvidos. Sempre que possível apresente as equações químicas relacionadas, explicando-as a partir de suas observações. Na medida do possível, tente agrupar seus dados em tabelas, facilitando dessa maneira a compreensão e organização dos resultados. Nos cálculos devem ser mostradas todas as equações envolvidas e aproximações se forem feitas. Os gráficos devem seguir algumas normas: Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 19  Coloque o título no gráfico, p. ex. Temperatura x Pressão;  Explicite as unidades de medidas nos eixos cartesianos;  Use escala apropriada de modo que os dados fiquem adequadamente espaçados. Conclusões Aqui você deve, como o próprio nome sugere, concluir o relatório. Relacione suas conclusões com o objetivo apresentado na introdução. Comente sobre os pontos positivos e a eficiência da prática. Tente levantar possíveis erros e sugestões para otimização do experimento. No final do relatório devem ser respondidas as perguntas existentes no final do roteiro experimental Referências Bibliográficas: Aqui você deve usar Livros e artigos para escrever o relatório, indicados no texto e relacionados neste item conforme exemplos abaixo: no texto: ... segundo Baccan (2005) ou segundo Passos et al. (2005).... neste item: BACCAN, N.; DE ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3ª. Ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2001. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 20 2. EXPERIMENTO 2 Título: Calibração de instrumentação analítica para medição de volume, massa e temperatura. 2.1. INTRODUÇÃO A metrologia é uma das funções básicas necessárias a todo Sistema de Garantia da Qualidade. Efetivar a qualidade depende fundamentalmente da quantificação das características do produto e do processo. Esta quantificação é conseguida através de: · definição das unidades padronizadas, conhecidas por unidade de medida, que permitem a conversão de abstrações como comprimento e massa em grandezas quantificáveis como metro, quilograma, etc; · instrumentos que são calibrados em termos destas unidades de medidas padronizadas; · uso destes instrumentos para quantificar ou medir as "dimensões" do produto ou processo de análise. A este item, inclui-se o OPERADOR, que é, talvez, o mais importante. É ele a parte inteligente na apreciação das medidas. De sua habilidade depende, em grande parte, a precisão conseguida. É necessário ao operador: - conhecer o instrumento; - adaptar-se as circunstâncias; - escolher o método mais aconselhável para interpretar os resultados. Ex: Condições observadas em um Laboratório de Metrologia. - Temperatura 20±1°C; - Grau Higrométrico controlado (55%) Obs: o cloreto de cálcio industrial retira cerca de 15% da umidade; - Ausência de vibrações e oscilações; - Espaço suficiente; - Boa iluminação; - Limpeza etc. 2.1.1.Tipos de medidas e medições A partir da noção de que fundamentalmente medir é comparar, tem-se que uma medida pode ser obtida por dois métodos distintos: 2.1.1.1. Medição por comparação DIRETA Compara-se o objeto da medida com uma escala conveniente, obtendo- se um resultado em valor absoluto e unidade coerente. Por exemplo: medição da distância entre dois traços utilizando-se uma régua graduada. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 23 2.3. ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO Pesquisar a densidade da água entre 20 – 30 oC (escala unitária). Estes dados podem ser obtidos no CRC Handbook of Chemistry and Physics. 2.4. PROCEDIMENTO 2.2.1. Verificação do volume de uma pipeta (método gravimétrico). Pegue uma pipeta volumétrica de 5 mL, previamente limpa e seca, ambientalize-a com H2O destilada. Em uma balança coloque um béquer com capacidade para 100 mL e anote o seu peso (não zere ou tare a balança). Faça uma pipetagem usando H2O destilada e transfira para o béquer ainda na balança. Tome cuidado para que todo o material seja transferido e que nada caia fora do béquer e anote a massa indicada pela balança. Repita este procedimento mais 9 vezes acrescentando a H2O pipetada sempre sobre a massa anterior medida, sendo que ao fim deve-se ter 10 medidas de massa e um volume de 50 mL dentro do béquer. 2.2.2. Calibração da indicação de temperatura de um termômetro (método comparativo). Utilize um termômetro calibrado com certificação RBC como referência. Coloque em um béquer H2O e gelo até atingir a temperatura de 5 ºC. Coloque o termômetro de referência e o termômetro a ser calibrado dentro do béquer. Anote a temperatura indicada por ambos os termômetros. Com o auxílio de um bico de bunsen aqueça gradualmente o béquer fazendo anotações da temperatura de 5 em 5 ºC, até atingir 40 ºC . 2.2.3. Verificação do volume de uma bureta (método gravimétrico). Ligue a balança com pelo menos 30 minutos de antecedência para a mesma atingir o equilíbrio. Coloque sobre o prato da balança um béquer com capacidade para 50 mL. Com o auxílio de um suporte universal e de garras apropriadas, monte sobre o béquer que encontra-se no prato da balança um sistema com uma bureta com capacidade de 25 mL. Retire a bureta do suporte, ambientalize e preencha a bureta com H2O destilada até a marca do zero da bureta. Retorne a bureta ao suporte. Anote a massa do béquer vazio(não zere ou tare a balança). Libere então 2,5 mL de H2O da bureta recebendo no béquer sobre a balança. Anote a massa obtida. Libere mais 2,5 mL recebendo no mesmo béquer e anote a massa obtida. Repita este procedimento até atingir a capacidade total da bureta. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 24 2.4. PÓS-LABORATÓRIO No item 2.2.1 deve ser calculado a média das leituras, o desvio padrão, o erro relativo e o erro absoluto. No item 2.2.2 deve ser construído um gráfico entre a Temperatura do termômetro referência versus o termômetro a ser verificado. Encontre o valor do coeficiente linear, coeficiente angular, r2 e demonstre a equação da reta. Calcule o erro absoluto e relativo para cada ponto registrado. No item 2.2.3 construa um gráfico do volume real versus o volume obtido Encontre o valor do coeficiente linear, coeficiente angular, r2 e demonstre a equação da reta. Calcule o erro absoluto e relativo para cada ponto registrado. 2.4.1. Questionário 1. Escreva uma equação de reta genérica. 2. O que é Coeficiente Angular e Linear? 3. Quais as principais variáveis na verificação volumétrica pelo método gravimétrico? 4. Qual a diferença entre Calibração e Verificação? 5. O que é erro aleatório e sistemático? 2.5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS “Procedimentos Operacionais da REBLAS”, Gerência Geral de Laboratórios de Saúde Pública. – 2. ed. Brasília: ANVISA 2002. http://www.chemkeys.com/bra/ag/tda_8/tda_8.htm acessada em 01/08/2006. INMETRO. “Vocabulário internacional de termos fundamentais e gerais de metrologia”. 3. ed. Rio de Janeiro, 2003. 75p. Ellison, S.L.R.; Rosslein, M.; Williams, A. “EURACHEM/CITAC Guide Quantifying Uncertainty in Analytical Measurement”, Second Edition. Barros Neto, B.; Pimentel, M.F.; Araújo, M.C.U.; “Química Nova”, Vol. 25, No. 5, 856-865, 2002. Rocha Filho, R.C. ; Silva, R.R.. “Cálculos Básicos da Química”. 1ª ed. São Carlos - SP: EdUFSCar - Editora da Universidade Federal de São Carlos, 2006. v. 1. 277 p. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 25 3. EXPERIMENTO 3 Título: Identificação de elementos e espectro de emissão. 3.1. INTRODUÇÃO Os átomos de um dado elemento químico após terem sido excitados por uma fonte de energia emitem radiações eletromagnéticas (E=h) quando retornam ao estado fundamental. Isto origina um espectro de emissão de linhas, cujas linhas são características desse elemento químico já que a energia desta radiação esta relacionada com as transições eletrônicas no átomo. As propriedades dos espectros dos elementos químicos fundamentam um conjunto de técnicas que possibilitam a identificação dos elementos químicos constituintes de um dado composto, por meio da análise dos espectros obtidos, designando-se por análise espectral. O ensaio de chama se baseia na emissão de radiação eletromagnética pelos átomos de um dado elemento químico quando este é excitado por uma chama. A emissão de luz com certa coloração permite identificar visualmente a presença do metal neste composto. A fonte de aquecimento utilizada neste ensaio é o bico de Bunsen, que também é usado para outros tipos aquecimentos efetuados em laboratório, desde o aquecimento de misturas ou soluções, de alguns graus acima da temperatura ambiente, a até calcinações, feitas em cadinhos, que exigem temperaturas de cerca de 600 ºC. As características da chama são mostradas na Figura 3.1. Figura 3.1. Características da chama de um Bico de Bunsen. a) Zona externa: Violeta pálida, quase invisível, onde os gases fracamente expostos ao ar sofrem combustão completa, resultando em CO2 e H2O. Esta zona é chamada de zona oxidante Temperaturas de 1560-1540 ºC). b) Zona intermediaria: Luminosa, caracterizada por combustão incompleta, por deficiência do suprimento de O2. O carbono forma CO, o qual se decompõe pelo calor, resultando diminutas partículas de C (carbono) que, incandescentes, dão luminosidade à chama. Esta zona é chamada de zona redutora (Temperaturas abaixo de 1540 ºC). c) .Zona interna: Limitada por uma “casca” azulada contendo os gases que ainda não sofreram combustão – mistura carburente (Temperaturas em torno de 300 ºC). Não se aplica para aquecer béquer, erlenmeyer, Zona externa Zona intermediária Zona interna Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 28 4.2. OBJETIVO Detectar, de modo qualitativo, evidências de ocorrência ou não de uma reação química. 4.3. ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO Apresentar um esquema da aula em forma de fluxograma, para cada etapa. 4.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1) Colocar em um tubo de ensaio, 2 mL de água destilada e, a seguir, adicionar de uma em uma, seis gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). (ATENÇÃO: VOCÊ VAI ADICIONAR ÁCIDO A ÁGUA! VEJA AS "NORMAS DE SEGURANÇA"). Anotar suas observações. Repetir este teste usando, em vez de ácido sulfúrico concentrado, 1,0 mL da solução preparada anteriormente. 2) Em um tubo de ensaio, colocar 5 mL de água destilada e acrescentar três pequenos fragmentos de hidróxido de sódio (NaOH). NÃO PEGUE COM SEUS DEDOS ESSES FRAGMENTOS! Agitar o tubo cuidadosamente. A notar suas observações. 3) Em um tubo de ensaio, colocar uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido (NH4Cl), e acrescentar, aproximadamente, 2 mL de água destilada. Agitar o tubo, cuidadosamente, e determinar o pH da solução. Anotar suas observações. 4) Repetir o teste anterior, usando sulfito de sódio (Na2S) sólido em lugar de cloreto de amônio. 5) Adicionar um pouco de ácido clorídrico (HCl) diluído (~2 mol.L-1) a um tubo de ensaio contendo um fragmento de mármore. Observar e anotar. 6) Em um tubo de ensaio, dissolver um pouco de sulfato de cobre(II) (CuSO4) em água e, a seguir, colocar uma placa de zinco ou um prego previamente lixado ou uma pequena quantidade de bombril observar o que ocorre após algum tempo. 7) Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 5 mL de uma solução de sulfato ferroso (FeSO4) 0,1 mol.L -1 e acidificá-la com cinco gotas de ácido sulfúrico concentrado. A seguir, adicionar, uma a uma, 10 gotas de solução 0,1 mol.L-1 de permanganato de potássio (KMnO4), agitando o tubo de ensaio após a adição de cada uma delas. Observar e anotar. 8) Em um tubo de ensaio, misturar 1,0 mL de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) e 1,0 mL de uma solução de cloreto de sódio NaCl. Observar. A seguir, acrescentar 5,0 mL de hidróxido de amônio (NH4OH). Agitar e observar. 4.5. PÓS-LABORATÓRIO Elaboração do relatório parcial. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 29 1) Classifique as reações químicas observadas nos experimentos anteriores e escreva suas respectivas equações químicas. 4.6. BIBLIOGRAFIA BROWN, T.L. et al. Química a ciência central. Editora Pearson.: São Paulo, 2005. VOGEL, A. Análise Inorgânica Quantitativa, 4ª edição, Rio de Janeiro, Editora Guanabara, 1981. 5. EXPERIMENTO 5 Título: Determinação Gravimétrica 5.1. INTRODUÇÃO A análise gravimétrica é um método analítico quantitativo que está baseado na medida da massa de um composto puro quimicamente relacionado ao analito. O processo, em linhas gerais, envolve cinco etapas: precipitação, filtração, lavagem, secagem ou calcinação e pesagem do precipitado. Na precipitação, o analito a ser dosado reage com um agente precipitante, sendo convertido em um composto pouco solúvel que se separa da solução através da formação de um precipitado. A técnica de precipitação utilizada em laboratório, de modo geral, é feita pela adição do agente precipitante à solução contendo o analito, de forma lenta e sob agitação constante. Na filtração o precipitado é separado do meio em que foi formado. Os meios de filtração são: filtro de papel e cadinhos de filtração. A filtração com papel ocorre pela ação da gravidade. Um filtro de papel circular é dobrado e inserido num funil de vidro, como está ilustrado na Figura 5.1, tomando-se o cuidado de umedecê-lo após sua inserção no funil, de modo a se obter uma boa aderência. O diâmetro do papel-filtro utilizado deve ser tal que sua parte superior deve estar de 1 a 2 cm abaixo da borda do funil de vidro. Figura 5.1. Preparo de filtro de papel. Os cadinhos de filtração são frascos que podem ser de vidro, quartzo, porcelana ou óxido de alumínio, com diversas porisadades. Os cadinhos mais comuns são os de placa com vidro sinterizado e os cadinhos de Gooch (tem o fundo perfurado que suporta uma camada filtrante fibrosa). Com estes cadinhos usa-se vácuo para acelerar a filtração. Um exemplo de montagem para filtração a vácuo é mostrada na Figura 5.2. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 30 Figura 5.2. Filtração a vácuo. As etapas envolvidas na filtração de um precipitado incluem decantação, transferência e lavagem do precipitado, como mostrado na Figura 10.3. Após a decantação, o líquido sobrenadante é transferido primeiro e em seguida o precipitado, deve-se verter a maior quantidade possível do líquido sobrenadante sem movimentar o precipitado contido no béquer. A transferência é feita com o auxílio de um bastão de vidro e filtrado é recolhido em um béquer. A extremidade inferior da haste do funil deve ser encostada na parede interna do béquer usado no recolhimento do filtrado. Figura 5.3. Seqüência de operações utilizadas na transferência e lavagem de um precipitado. Ao precipitado (ainda retido no frasco de precipitação) é adicionado o líquido de lavagem, sendo vigorosamente misturado. O precipitado é decantado e o líquido sobrenadante transferido para o funil. Repete-se este procedimento algumas vezes e, por fim, transfere-se a totalidade do precipitado para o funil e continua-se a lavagem diretamente no filtro, do qual se remove parte da água-mãe que ficou nele retida e eliminam-se as impurezas solúveis e Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 33 soluto e a de solvente numa solução. As formas de expressar a concentração são bastante variadas. Observe alguns exemplos: - Concentração comum (C) É a relação entre a massa de soluto ( em grama ) e o volume da solução (em litro) V m C  - Molaridade ou concentração Molar (M) É a razão entre o nº de mols de soluto o volume da solução em (litro). V n M  -Titulo () É a razão entre massa de soluto e massa de solução. solução soluto m m  6.1.2. Diluição de soluções Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado é a adição de solvente à solução, onde o número de mols do soluto, inicial e final, é o mesmo, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como o n do soluto permanece inalterado durante a diluição, pode-se escrever: 2211 VMVM  onde: M1=concentração da solução inicial V1=volume de solução inicial M2= concentração da solução diluída V2= volume da solução diluída 6.1.3. Padronização de soluções O processo de padronização possibilita verificar o quanto a concentração da solução preparada aproxima-se do valor real. Para a correção da concentração utiliza-se como referência, substâncias que possuem características bem definidas: PADRÕES PRIMÁRIOS. O procedimento para a Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 34 padronização consiste na titulação da solução de concentração a ser determinada, com uma quantidade definida de um padrão primário adequado. Características básicas de um padrão primário  A substância deve ser de fácil obtenção, purificação, conservação e secagem  Deve possuir uma massa molar elevada, para que os erros relativos cometidos nas pesagens não sejam significativos.  As impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida.  Deve ser estável ao ar sob condições ordinárias, se não por longos períodos, pelo menos durante a pesagem.  Não deve ser higroscópico, eflorescente, nem conter água de hidratação  Deve apresentar alta solubilidade  As reações que participa devem ser rápidas e praticamente completas  Não deve formar produto secundário e ser fotossensível. 6.1.4. Titulação ácido-base Titulação é uma técnica de análise empregada para determinar a concentração de soluções. Basicamente, faz-se reagir uma solução de concentração conhecida (titulante) adicionada, cuidadosamente e gradualmente, a uma solução de concentração desconhecida (titulado), na presença de uma substância que indica o término da reação (indicador). Observe o esquema (Figura 6.1): Figura 6.1. Representação do processo de titulação A solução de concentração conhecida é preparada pela dissolução de um padrão primário. A partir dos volumes das soluções e do conhecimento da estequiometria da reação química é possível determinar a concentração da solução desconhecida. É bastante comum o emprego das titulações quantitativas de neutralização, ou seja, aquelas em há reação entre um ácido e uma base, na qual se tem como produto sal e água. O caráter químico da reação pode ser: Neutro: reação entre um ácido forte e base forte, pH=7 Ácido: reação entre ácido forte e base fraca, pH< 7 Básico: reação entre ácido fraco e base forte, pH > 7 Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 35 Durante a titulação, adiciona-se a solução titulante ao titulado, até que se atinja o ponto de equivalência (ponto final teórico), ou seja, o momento em que essas duas soluções reagirem totalmente. Em uma reação ácido-base o ponto de equivalência é evidenciado quando as quantidades de ácido e de base se encontram nas proporções estequiométricas da reação: nácido = nbase (6.1) onde n = número de mols; Levando-se em consideração que a molaridade é: v n M  (6.2) onde: M = molaridade; n = número de mols; v = volume (L); Isolando número de mols da equação temos : Mvn  (6.3) Substituindo (6.3) em (6.1) temos: Mácido Vácido = Mbase Vbase Na prática, é difícil determinar exatamente o ponto de equivalência, sendo detectado, então, o ponto final da titulação. Para identificá-lo é necessário fazemos uso de INDICADORES, isto é, compostos orgânicos que se comportam como ácido ou base fracos e que adquirem coloração diferentes em determinadas faixas de pH. É importante ressaltar que a escolha do indicador irá depender da reação ácido- base que se deseja realizar, ou seja, da faixa de pH da mesma. 6.2. OBJETIVO  Preparar e padronizar soluções ácidas e básicas. 6.3. ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO Pesquise porque devemos utilizar preferencialmente água fervida para o preparo de solução de hidróxido de sódio. Qual a faixa de viragem do indicador usado nesta prática? Indique outro indicador caso estivéssemos titulando uma base fraca com um ácido forte. 6.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 6.4.1. Preparo de soluções Materiais e reagentes Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 38 6.5. PÓS - LABORATÓRIO 1) Porque devemos utilizar a capela para manipular ácidos concentrados? 2) Porque a solução de hidróxido de sódio deve ser armazenada em frasco de polietileno? 3) A concentração das soluções preparadas nesta prática é confiável? 4) Quais as reações envolvidas nesta prática? 5) Porque deve-se utilizar no máximo 3 gotas de fenolftaleína? Como se explica a presença de duas cores num mesmo indicador? 6) Descreva o procedimento se na padronização do HCl fosse empregando carbonato de sódio. Qual o indicador que poderia ser utilizado? Por que o HCl durante a prática pode ser padronizado com a solução de NaOH ? 7) Quais são as fontes de erros na padronização de soluções? 6.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS CHRISTIAN, G. D. Analitycal Chemistry, 4ª ediçao, New York, John Wiley e Sons, 1986. OHWEILER, O. A. Química Analítica Quantitativa, 3ª edição, Rio de Janeiro, Livros técnicos e científicos, 1978, vols. 1 e 2. BACCAN, J.C., BARONE, J.S., GODINHO, O. E. S. de Andrade, Analítica Quantitativa Elementar. 3ª Ed. São Paulo: Edgard Blucher. 7. EXPERIMENTO 7 Título: Constante de solubilidade e efeito do íon comum 7.1. INTRODUÇÃO Sais que tem baixa solubilidade em água são chamados de sais pouco solúveis. Uma solução saturada de um sal pouco solúvel é um equilíbrio dinâmico entre o sal sólido e a baixa concentração de seus íons em solução. Calcário aparenta ser insolúvel em seu ambiente natural; embora com o tempo ele se dissolva lentamente devido sua baixa solubilidade. O principal componente do calcário é o carbonato de cálcio, CaCO3. Seu equilíbrio com Ca2+ e CO3 2-favorece a formação do sólido CaCO3 ou, o equilíbrio da equação é deslocado para esquerda. CaCO3(s) Ca 2+ (aq) + CO3 2- (aq) A quantidade do sal no sistema no equilíbrio é uma constante, chamada de constante de solubilidade, Kps. E a expressão é igual a: Kps = [Ca2+] [CO3 2-] Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 39 Essa equação que é um produto da concentração molar do íon Ca2+ e do íon CO3 2-em solução aquosa é uma constante de equilíbrio. Se uma solução tem alta concentração de íon Ca2+, então a concentração de CO3 2- deve ser necessariamente baixa. De acordo com a CRC’s Handbook of Chemistry and Physics, o Kps de CaCO3 é 4,95 x 10 -9 a 25 °C. Em solução saturada, aonde a [Ca2+] = [CO3 2-], a concentração molar de cada íon é: Kps = [Ca 2+] [CO3 2-] = 4,95 x 10-9 [Ca2+] = [CO3 2-] = (4,95 x 10-9)1/2 = 7,04 x 10-5 molL-1 A solubilidade molar de CaCO3 é também 7,04 x 10-5 mol L-1, porque cada mol de CaCO3 fornece 1 mol de Ca2+ e 1 mol de CO3 2- em solução. Lembrete: Solubilidade é diferente da constante do produto de solubilidade. Solubilidade= concentração do sal que foi dissolvido. A expressão da constante é o produto das concentrações dos íons em solução obedecendo os índices estequiométricos. Ex: Ag2CrO4 = 2Ag + + CrO4 2- Kps= [Ag+]2[CrO4 2-] EFEITO DO ÍON COMUM O que acontece a solubilidade de um sal pouco solúvel quando um íon que é comum ao sal é adicionado à solução saturada? De acordo com o principio de Lê Chatelier, seu equilíbrio muda para compensar o íon adicionado para favorecer a formação de mais sal sólido, reduzindo a solubilidade molar do sal. Nessa prática você poderá determinar a constante de solubilidade, Kps, de Ca(OH)2, e a solubilidade molar de Ca(OH)2 na solução saturada e na solução saturada com Ca2+ adicionado. O íon hidroxila, OH-, da solução saturada de Ca(OH)2 é titulada com solução padronizada de ácido clorídrico ao ponto de equivalência, usando o indicador fenolftaleína. De acordo com a equação: Ca(OH)2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Para cada mol de Ca(OH)2 que dissolve, 1 mol Ca 2+ e 2 mol 2 OH - estão presentes na solução. Desse modo, para determinar a [OH-], [Ca2+], a solubilidade molar de Ca(OH)2, e a Kps para Ca(OH)2 pode ser calculado: [Ca2+] = ½ [OH-] Solubilidade molar de Ca(OH)2 = [Ca 2+] = ½ [OH-] Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 40 Ks = [Ca2+][OH-]2 = ( ½ [OH-])[OH-]2 Igualmente, o procedimento semelhante é usado para determinar a solubilidade molar de Ca(OH)2 com o íon comum Ca 2+ adicionado para a solução saturada de Ca(OH)2. 7.2. OBJETIVOS  Determinar a solubilidade molar e a constante de solubilidade de Ca(OH)2.  Determinar a solubilidade molar de Ca(OH)2 na presença de Ca 2+. 7.3. ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO Apresente a constante de solubilidade tabelada para o Ca(OH)2 a 25 ºC. Esta pode ser encontrada em livros de Química Analítica, e será usada para comparação com o valor obtido experimentalmente nesta prática. 7.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Determinar a solubilidade molar e a constante de solubilidade de Ca(OH)2. 1- pipetar 25mL da solução saturada de Ca(OH)2 e transferir para um erlenmeyer e adicionar 2 gotas do indicador fenolftaleína. Medir a temperatura da solução. 2- Titular a solução saturada de Ca(OH)2 com solução padrão de HCl 0,05209 molL -1. Determinar a solubilidade molar de Ca(OH)2 na presença de Ca 2+. Repetir o procedimento 1 e 2 com solução de Ca(OH)2 e CaCl2. 7.5. ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO Preparar o relatório parcial apresentando uma discussão entre o valor tabelado e o encontrado nesta prática. 7.6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA BERAN, J. A. Chemistry in the laboratory – a study of chemical and phisical changes. 2° ed. New York, Chichester, Brisbane, Toronto, Singapore: Jonh Wiley & Sons, 1996. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 43 9. EXPERIMENTO 9 Título: Mistura de soluções. 9.1. INTRODUÇÃO Mistura de soluções de mesmo soluto C3 = C1xV1 + C2xV2 V3 Onde: C3 = concentração final; V3 = volume final; C1= concentração do ácido1; V1 = volume do ácido1; C2= concentração do ácido2; V2 = volume do ácido2. Mistura de soluções diferentes de solutos que reagem entre si C3 = C1xV1 – C2xV2 V3 Onde: C3 = concentração final; V3 = volume final; C1= concentração da base; V1 = volume da base; C2= concentração do ácido; V2 = volume do ácido. 9.2. OBJETIVO:  Entender o processo de vários tipos de misturas.  Determinar quantitativamente o produto resultante de uma delas. 9.3. ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO Dispensados deste item. 9.4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Material utilizado: Bureta de 50 mL, erlenmeyer de 250 mL, proveta de 50 mL, béquer de 250 mL, bastão de vidro e funil. Reagentes: Solução de ácido clorídrico 0,1 M e 0,05 M, solução de hidróxido de sódio 0,1 M - Na OH. Indicador: Fenolftaleína. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 44 Mistura de soluções de mesmo soluto Preparo da solução de HCl  0,08M (a) Calcular os volumes das soluções 0,1M e 0,05M de HCl que deverão ser misturados para preparar 100mL de solução 0,08 M. (b) Medir os volumes calculados utilizando provetas. (c) Transferir para um béquer os volumes calculados. Padronização da solução de HCl  0,08M (a) Pipetar 25 mL da solução obtida no item anterior e transferir para um erlenmeyer. (b) Adicionar 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína. (c) Titular com solução de NaOH 0,1 M até viragem do indicador de incolor para rosa. (d) Determinar a concentração da solução. Mistura de soluções diferentes de solutos que reagem entre si Preparo da solução de NaOH  0,03333 M (a) Calcular os volumes das soluções de NaOH 0,1 M e HCl 0,05 M que devem ser misturadas para se obter 90 mL de uma solução básica na qual a concentração de NaOH seja 0,0333 M. (b) Medir os volumes calculados utilizando proveta. (c) Transferir para um béquer os volumes calculados. Padronização da solução de NaOH  0,03333 M (a) Pipetar 25 mL da solução obtida no item anterior e transferir para um erlenmeyer e adicionar 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína. (b) Titular com solução de HCl 0,05 M até viragem do indicador de rosa para incolor. (c) Determinar a concentração da solução. 9.2. ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO Elaboração do relatório parcial. 9.3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS BROWN, LEMAY E BURSTEN. Química ciência central. 7ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 1997. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 45 10. EXPERIMENTO 10 Título: Entalpia de Neutralização. 10.1. INTRODUÇÃO As soluções diluídas de ácidos e bases fortes podem ser consideradas tendo os seus solutos completamente dissociados em seus íons, ocorrendo o mesmo para os sais de ácidos fortes com bases fracas. Resumidamente, a neutralização em que se envolvem dois reagentes como os citados acima, é descrita na equação (01): )liq(2)aq()aq(3 OH2OHOH   equação (01) Ficando claro que o efeito térmico não depende do cátion e do ânion do ácido. Quando o ácido ou a base não estão completamente dissociados ou ionizados, conforme o caso, a afirmação anterior não é verdadeira. Veja-se o caso do ácido acético que está parcialmente ionizado em solução, sua neutralização pode ser equacionada como segue: OHCOOCHOHCOOHCH 2)aq(3)aq()aq(3   a qual, considerada em dois estágios, é:   OHCOOCHCOOHCH 3)aq(3)aq(3 OH2OHOH 23   O calor desenvolvido, neste caso, de neutralização, é devido à combinação dos íons hidroxônio e hidroxila, menos aquele consumido para ionizar as moléculas do ácido. Como se vê, as entalpias desenvolvidas durante a neutralização podem ser determinadas pela simples técnica de calorimetria. 10.2. OBJETIVOS  Determinar o calor envolvido na reação de neutralização ácido- base através de calorimetria. 10.3. ATIVIDADES PRÉ-LABORATÓRIO Encontre a entalpia de formação da H20(l) e do NaCl(s). Também encontre a entalpia de solubilização do NaCl. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 48 10.5. ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO Elaborar o relatório parcial, avaliando os resultados entre os ácidos avaliados, e correlacionando o resultado para a reação do HCl com NaOH, através da Lei de Hess, com os valores solicitados no item 15.2. 10.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS RANGEL, Renato N. "Práticas De Físico-Química". Vol. 1. Edgard Blücher: São Paulo, 1988. WILSON, J. M. e outros. "Experiments In Physical Chemistry". Pergamon Press, 1962. GUGGENHEIM, E. A. "Physicalchemical Calculations". North Holland Publishing Co. Amsterdam, 1964. MOORE, W. J. "Físico-Química". Ed. Edgard Blücher, 1979. HONGEN, O. A., e outros. "Chemical Process Principles". Part 1. 2nd edition. Wiley Internacional Edition, 1962. FROMHERZ. "Physical-Chemical Calculations In Science And Industry". Butterworths, London, 1964. 11. EXPERIMENTO 11 Título: Destilação fracionada 11.1. INTRODUÇÃO Mistura é a associação de duas ou mais substâncias diferentes cujas estruturas permanecem inalteradas, isto é, não ocorre reação química entre elas. Temos dois tipos de misturas: a) Mistura homogênea: não é possível distinguir superfícies de separação entre seus componentes, nem mesmo com os mais aperfeiçoados aparelhos de aumento, tais como ultramicroscópio ou microscópio eletrônico. b) Mistura heterogênea: é possível distinguir superfícies de separação entre seus componentes, em alguns casos a olho nu, em outros com microscópio comum. É muito comum as substâncias aparecem misturadas na Natureza. Freqüentemente, portanto, é necessário separar as substâncias existentes na mistura, até ficarmos com cada substância totalmente isolada das demais (substância pura). Esta separação chama-se desdobramento, fracionamento ou análise imediata da mistura. Os processos empregados na análise imediata enquadram-se em dois tipos, conforme a mistura seja homogênea ou heterogênea : Nas misturas heterogêneas usam-se os processos mecânicos, que têm por finalidade separar as diferentes fases, obtendo-se deste modo, misturas homogêneas ou substâncias puras. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 49 Nas misturas homogêneas recorre-se a processos mais enérgicos, empregando-se processos físicos ou de fracionamento, pois a mistura homogênea fraciona-se em duas ou mais substâncias puras, isto é, seus componentes. ANÁLISE IMEDIATA Mistura heterogênea (processos mecânicos) Mistura homogênea (processos físicos) SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES DE MISTURAS HETEROGÊNEAS Sólido . Sólido: Catação - Separam-se os componentes sólidos usando a mão ou uma pinça. Ventilação - Usa-se uma corrente de ar para arrastar os componentes de densidade menor. É o que se faz para separar o café da palha; é também o princípio de funcionamento das máquinas de beneficiamento de arroz e cereais: a corrente de ar arrasta a palha ou a casca, e ficam os grãos. Levigação - Consiste em lavar a mistura com uma corrente de água, separando assim o sólido menos denso. É o que se faz no garimpo para separar o ouro da areia. A água arrasta o componente menos denso (a areia), e o ouro, bem mais denso, fica. Separação magnética (ou imantação) - Usada quando um dos sólidos é atraído por um ímã. Esse processo é usado em larga escala para separar alguns minérios de ferro de suas impurezas e, certos filtros instalados junto às chaminés das indústrias funcionam baseados nesse princípio, retendo as partículas paramagnéticas (suscetíveis de magnetização). Flotação - Banha-se a mistura em um líquido de densidade intermediária. O componente menos denso flutua e o mais denso se deposita. É o processo utilizado na separação de certos minérios de suas impurezas (ganga). O minério é banhado em óleo, e as partículas recobertas de óleo ficam menos densas que a água. O minério, então, é mergulhado em água (o líquido de densidade intermediária) e flutua. A ganga se deposita. Peneiração - A utilização de uma peneira permite separar os componentes. É o que faz o pedreiro quando quer obter areia de várias granulações. Cristalização fracionada - Todos os componentes da mistura são dissolvidos em um líquido que, em seguida, sofre evaporação provocando a cristalização separada de cada componente. A cristalização fracionada é usada, por exemplo, nas salinas para obtenção de sais a partir da água do mar. A evaporação da água permite a cristalização de diferentes sais, sendo que o último a ser obtido é o cloreto de sódio (NaCl), usado na alimentação. Dissolução fracionada - Trata-se a mistura com um solvente que dissolva apenas um dos componentes. Por filtração, separam-se os demais. Por evaporação, recupera-se o componente dissolvido. Para separar areia e sal, por exemplo, basta lavar a mistura. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 50 O sal se dissolve na água e a nova mistura é filtrada. A areia fica retida e passam a água e o sal dissolvido. Evapora-se a água e recupera-se o sal. Sólido . Líquido: Decantação - Consiste em deixar a mistura em repouso por certo tempo, até que as partículas de sólido se depositem. Depois, com cuidado, transfere-se o líquido para outro recipiente. O café à moda síria ou árabe não é coado. É servido depois que o pó se deposita. Centrifugação - Consiste em acelerar a decantação pelo uso de centrifugadores (denominados centrífugas). Na centrífuga, devido ao movimento de rotação, as partículas de maior densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do tubo. Para separar as partículas sólidas, ricas em gordura, da fase líquida do leite, as indústrias submetem-no à centrifugação. Filtração - Consiste em fazer passar a mistura por uma parede ou superfície porosa. O sólido fica retido. Esse processo tem largo emprego doméstico; é usado para coar café ou coalhada, para coar um suco através do pano, etc. Em laboratório, podemos usar a filtração denominada simples, onde o meio filtrante (denominado papel de filtro) é adaptado a um funil e a filtração ocorre por ação da gravidade ou a filtração a vácuo, onde a filtração é acelerada pelo acoplamento de uma bomba de vácuo, que faz com que a pressão no interior do recipiente diminua (neste tipo de filtração usa-se um funil especial, denominado funil de Büchner, que permite que se acople a bomba de vácuo). Líquido . Líquido: Decantação - Quando se trata de separar líquidos imiscíveis com densidades diferentes, usa-se um funil de separação (denominado funil ou ampola de decantação ou funil de bromo). Coloca-se a mistura nesse funil e espera-se que as duas fases se separem. Abre-se a torneira e deixa-se escoar o líquido mais denso. O outro estará automaticamente separado. Pode-se utilizar esse processo na mistura água e óleo. Líquido . Gás: A mistura é heterogênea desde que se observem bolhas de gás disseminadas na fase líquida, a exemplo do que acontece nas bebidas gaseificadas. Para separar um líquido de um gás, basta aquecer a mistura e o gás é eliminado. É por isso que a água fervida não tem gosto agradável - elimina-se o oxigênio nela dissolvido. Gás . Sólido: Decantação - A mistura passa através de obstáculos, em forma de zigue-zague, onde as partículas sólidas perdem velocidade e se depositam. Industrialmente, esse processo é feito em equipamento denominado câmara de poeira ou chicana. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 53 Figura 11.1. Aparelho para uma destilação fracionada. 3) Transfira a mistura preparada para o balão de destilação e inicie o processo; 4) Observe a temperatura de destilação, coletando o destilado até a estabilização da temperatura. Então, substitua o frasco de coleta e continue coletando o destilado na faixa de temperatura que permanece constante. Substitua novamente o frasco caso observe alteração brusca na temperatura de destilação; 5) Determine a densidade das frações obtidas, e determine o % de etanol através da tabela em cada uma das frações. 6) Aplique a Lei de Dalton na fração que apresentou temperatura constante, e determine as pressões parciais de cada líquido no ponto de ebulição. Lei de Dalton: 00 BAT PPP  TAA PXP .0  TBB PXP .0  onde Pt é a pressão total; PA0 e PB0 são as pressões dos dois líquidos puros à temperatura de ebulição da mistura; XA e XB são as frações molares de cada líquido. B A BA B BA A B A B A n n nn n nn n X X P P     0 0 onde nA e nB representam o número de mols dos líquidos A e B. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 54 11.5. ATIVIDADES PÓS-LABORATÓRIO Elaborar o relatório parcial, discutindo a questão da eficiência da destilação fracionada de misturas azeótropicas. 11.6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS VOGEL, Arthur Israel. Vogel's textbook of practical organic chemistry. 5. ed. England: Addison Wesley Longman, 1998. 1.514p. Número de Chamada: 547.1 V879v 5. ed. BUENO, W. A. e DEGREVE, L. "Manual De Laboratório De Físico-Química". McGraw-Hill do Brasil, 1980. CASTELLAN, Gilbert William. "Físico-Química". Rio de Janeiro. Livros Técnicos e Científicos, 73, 2v, 1972. Universidade Federal de Sergipe Centro de Ciências Exatas e Tecnologia Departamento de Química 55 Table of Acid and Base Strength Ka Acid Base Name Formula Formula Name Large Perchloric acid HClO4 ClO4 - Perchlorate ion 3.2 * 10 9 Hydroiodic acid HI I- Iodide 1.0 * 10 9 Hydrobromic acid HBr Br- Bromide 1.3 * 10 6 Hydrochloric acid HCl Cl- Chloride 1.0 * 10 3 Sulfuric acid H2SO4 HSO4 - Hydrogen sulfate ion 2.4 * 10 1 Nitric acid HNO3 NO3 - Nitrate ion -------- Hydronium ion H3O+ H2O Water 5.4 * 10 -2 Oxalic acid HO2C2O2H HO2C2O2 - Hydrogen oxalate ion 1.3 * 10 -2 Sulfurous acid H2SO3 HSO3 - Hydrogen sulfite ion 1.0 * 10 -2 Hydrogen sulfate ion HSO4 - SO4 2- Sulfate ion 7.1 * 10 -3 Phosphoric acid H3PO4 H2PO4 - Dihydrogen phosphate ion 7.2 * 10 -4 Nitrous acid HNO2 NO3 - Nitrite ion 6.6 * 10 -4 Hydrofluoric acid HF F - Fluoride ion 1.8 * 10 -4 Methanoic acid HCO2H HCO2 - Methanoate ion 6.3 * 10 -5 Benzoic acid C6H5COOH C6H5COO- Benzoate ion 5.4 * 10 -5 Hydrogen oxalate ion HO2C2O 2- O2C2O2 2- Oxalate ion 1.8 * 10 -5 Ethanoic acid CH3COOH CH3COO Ethanoate (acetate) ion 4.4 * 10 -7 Carbonic acid CO3 2- HCO3 - Hydrogen carbonate ion 1.1 * 10 -7 Hydrosulfuric acid H2S HS- Hydrogen sulfide ion 6.3 * 10 -8 Dihydrogen phosphate ion H2PO4 - HPO4 2- Hydrogen phosphate ion 6.2 * 10 -8 Hydrogen sulfite ion HS - S 2- Sulfite ion 2.9 * 10 -8 Hypochlorous acid HClO ClO - Hypochlorite ion 6.2 * 10 -10 Hydrocyanic acid HCN CN - Cyanide ion 5.8 * 10 -10 Ammonium ion NH4 + NH3 Ammonia 5.8 * 10 -10 Boric acid H3BO3 H2BO3 - Dihydrogen carbonate ion 4.7 * 10 -11 Hydrogen carbonate ion HCO3 - CO3 2- Carbonate ion 4.2 * 10 -13 Hydrogen phosphate ion HPO4 2- PO4 3- Phosphate ion 1.8 * 10 -13 Dihydrogen borate ion H2BO3 - HBO3 2- Hydrogen borate ion 1.3 * 10 -13 Hydrogen sulfide ion HS- S 2- Sulfide ion 1.6 * 10 -14 Hydrogen borate ion HBO3 2- BO3 3- Borate ion --------- water H2O OH- Hydroxide 1. Strong acids are listed at the top left hand corner of the table and have Ka values >1 2. Acid with values less than one are considered weak. 3. The strong bases are listed at the bottom right of the table and get weaker as we move to the top of the table.