Análise de processos físico-químicos II
2) Determinação da solubilidade do sulfato de prata
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Atividades práticas de físico-química
- Transferir, quantitativamente, 10,0 mL da amostra de sulfato de prata para um erlenmeyer de 250 mL. Adicionar 1,0 mL de solução de sulfato férrico amo-niacal e 5,0 mL de solução de ácido nítrico 6,0 mol/L. Homogeneizar.
- Adicionar 30,0 mL de água destilada, homogeneizar e titular com solução padrão de tiocianato de potássio 0,050 mol/L até a coloração marrom averme-lhada persistir mesmo sob forte agitação.
- Repetir o procedimento em triplicata.
- Determinar as concentrações em mol/L e em g/L do sulfato de prata na so-lução saturada, com base nas reações envolvidas na titulação.
SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE:
Discuta com os alunos os conceitos envolvidos na solubilidade de diferentes tipos de sais e a relação entre material precipitado e íons solvatados. É interessante falar também sobre a tabela de materiais que formam precipitados em diferentes meios reacionais, revisando as evidências de reação nas reações de dupla troca.
Propositalmente, não forneça aos alunos as fórmulas moleculares dos reagentes que serão utilizados para que eles mesmos as construam e calculem as massas molares.
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Atividades práticas de físico-química
Efeito do catalisador sobre a velocidade da reação Objetivos
- Demonstrar como um catalisador influencia a velocidade de uma reação.
- Avaliar a velocidade de uma reação na presença e na ausência de um catalisador.
Conceitos teóricos
Quando um catalisador está presente em um sistema em equilíbrio, ele pro-voca um aumento na velocidade das reações direta e inversa. Portanto, ao intro-duzir um catalisador no início de uma reação, ocorrerá uma alteração no tem-po necessário para o estabelecimento do equilíbrio químico. No entanto, não há alteração em termos da composição do sistema, ou seja, a concentração das substâncias participantes não mudam com a presença de um catalisador.
Materiais Reagentes
Béquer 100 mL Água oxigenada 30 volumes
Cuba de vidro (1) Iodeto de potássio 1,0 % - KI
Funil de decantação de 250 mL com rolha (1) Água destilada Garra (1)
Kitassato de 250 mL (1) Mangueira de látex (1) Mufa (1)
Proveta de 100 mL (1) Suporte universal (1)
Procedimento experimental
Em um kitassato, adicionar 25 mL de solução de água oxigenada. Fechar o kitassato com um funil de decantação e montar o sistema confor-me a figura abaixo, prendendo a proveta com um suporte universal:
Aguardar cerca de 20 minutos e anotar a va-riação de volume em decorrência da decomposi-ção da água oxigenada.
Passados os 20 minutos, adicionar 20 mL de solução de iodeto de potássio ao funil de decantação. Em seguida, adicionar lentamente a solução ao kitassato.
Observar a variação de volume de gás gerado com a adição do KI.0 SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE:
Discuta com os alunos os conceitos envolvidos na decomposição da água oxigenada.
Lembre-se de mencionar que a reação estava ocorrendo antes da adição da solução de KI, mas em velocidade baixa – como era perceptível pela formação de poucas bolhas. Quando se adiciona KI(aq), a reação passa a ocorrer em uma velocidade maior, ou seja, ocorre a formação de uma quantidade maior de gás (observável pela variação de volume da proveta) em um intervalo de tempo menor.
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Atividades práticas de físico-química
Equilíbrio químico na água mineral com gás Objetivo
- Observar o equilíbrio químico envolvendo o dióxido de carbono (CO2) em água mineral gaseificada, utilizando indicador ácido-base.
Conceitos teóricos
Nem todas as reações químicas ocorrem em um único sentido. Muitas delas são reversíveis, em maior ou em menor extensão. No início de um processo re-versível, a reação ocorre no sentido do consumo dos reagentes e da formação dos produtos. Mas, logo que se formam algumas moléculas do produto, a rea-ção no sentido inverso também começa a ocorrer. Quando as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de variar com o tempo, o processo atingiu o equilíbrio.
Todos os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, ou seja, as reações químicas continuam a ocorrer simultaneamente na mesma velocidade, no senti-do da formação tanto senti-dos produtos (sentisenti-do direto) como senti-dos reagentes (sentisenti-do inverso). Suas concentrações, entretanto, permanecem constantes.
Materiais Reagentes
Bastão de vidro (1) Água mineral com gás
Béquer de 100 mL (1) Indicador azul de bromotimol
Bico de Bunsen (1) Papel indicador de pH
Proveta de 50 mL (1) Tripé com tela de amianto (1)
Procedimento experimental
Em um béquer de 100 mL, adicione 50 mL de água gaseificada gelada, ve-rifique o pH com o papel indicador e adicione três gotas do indicador azul de bromotimol.
Aqueça a solução, agitando-a constantemente com um bastão de vidro.
Observe a coloração da solução no decorrer do experimento, mantendo o aque-cimento brando. Após mudanças significativas de cor, verifique novamente o pH da solução.
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Atividades práticas de físico-química
SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE:
Como esse experimento é relativamente rápido (cerca de 20 minutos), sugerimos realizá-lo com dois grupos por vez. Assim, o professor pode discutir os conceitos abaixo com os alunos durante o experimento, e depois fazer uma breve conclusão em sala de aula:
Conceitos a serem abordados: relação do equilíbrio químico entre o ácido carbônico, gás carbônico e água; relação do equilíbrio químico com a mudança de cor em função do pH da solução; escolha do indicador; princípio de Le Chatelier; formação de sais solúveis (ácidos e alcalinos) no meio aquoso e sua relação com a cor da solução.
É válido o docente, terminando a discussão com os grupos, acidificar novamente a solução no final do experimento, demonstrando aos alunos a relação entre pH e equilíbrio gasoso. Outra sugestão é adicionar uma pequena alíquota da solução (cerca de 5 mL) em um tubo de ensaio, e pedir que os alunos assoprem-na com um canudo até notarem uma pequena mudança na coloração.
Desenvolva o relatório em aula, exigindo que os alunos 1) identifiquem as equações de equilíbrio químico observadas no experimento e 2) construam uma tabela relacionando as fórmulas dos possíveis sais solúveis formados nos diferentes pH da solução. Também é interessante discutir se o experimento poderia ser realizado com água mineral gasosa à temperatura ambiente ou com água mineral sem gás.
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Atividades práticas de físico-química
Preparação de sistemas tamponantes Objetivo
- Preparar soluções-tampão com diversos valores de pH, a partir dos cálculos da equação de Henderson-Hasselbach.
Conceitos teóricos
Soluções-tampão são aquelas utilizadas para manter o pH dentro de uma faixa ideal em determinado procedimento laboratorial. Embora haja soluções--tampão no mercado, na maioria das vezes, elas são preparadas pelo usuário.
Para isso, é necessário conhecimento teórico sobre tampões e familiaridade com operações matemáticas.
Uma solução-tampão é composta de um par: ácido fraco (ácido conjugado) e seu sal (base conjugada). Mas um tampão pode também ser composto de uma base fraca (base conjugada) e seu respectivo par (ácido conjugado).
Exemplificando, o tampão acetato é composto de ácido acético (H3CCOOH) e íon acetato (H3CCOO-). Ele pode ser preparado a partir do ácido acético e de um de seus sais (acetato de sódio ou potássio).
Entretanto, mesmo não havendo o sal acetato no laboratório, é possível pre-parar tampão acetato só a partir de ácido acético, adicionando-se NaOH ou KOH para gerar o sal correspondente.
Materiais Reagentes
Balões volumétricos de 100 mL (2) Ácido acético glacial Bastão de vidro (1) Acetato de sódio P.A Béqueres de 150 mL (2) Água destilada Espátulas metálicas (2) Cloreto de amônio P.A Pipetas graduadas de 5 mL (2) Hidróxido de amônio P.A
Procedimento experimental
- Preparar, a partir do hidróxido de amônio P.A e do ácido acético glacial, 100 mL de solução a 0,5 mol/L de cada reagente.
- Considerando as razões molares, para soluções de pH 4,0 e de pH 10, temos, respectivamente:
- Determinar a massa de CH3COONa a ser adicionada na solução de CH3COOH, de modo a obter um tampão de pH 4.
- Determinar também a massa de NH4Cl a ser adicionada na solução de NH4OH, de modo a obter um tampão de pH 10 (ignorar variações de volume).
- Pesar a massa determinada de cada sal em um béquer de 150 mL. Transferir todo o conteúdo de cada balão ao béquer contendo seu respectivo sal.
Homogeneizar com o auxílio de um bastão de vidro.
- Determinar o pH de cada solução-tampão obtida com um pHmetro.
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Atividades práticas de físico-química
SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE:
Ao explicar a equação de Henderson-Hasselbach em sala de aula, considere nos cálculos a concentração molar e a atividade iônica do meio, a qual provoca uma pequena variação no pH.
Também é interessante abordar a razão ácido/sal ou sal/base para que os alunos percebam que é possível produzir vários tampões a partir das concentrações do sistema tamponante.
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Atividades práticas de físico-química
Processos endotérmicos e exotérmicos Objetivos
- Verificar o processo energético envolvido no preparo e mistura de algumas soluções.
- Construir gráficos que expressem a relação temperatura x tempo das mis-turas envolvidas.
Conceitos teóricos
Termoquímica é o estudo quantitativo das variações térmicas que acompa-nham as reações químicas. Em geral, existe um balanço de energia em cada re-ação química, o qual se relaciona com a transferência de calor entre as substân-cias envolvidas e/ou em função dos movimentos entre átomos e moléculas, que pode ser qualificado com temperatura e quantificado utilizando a escala de um termômetro.
O calor liberado ou absorvido por um sistema que sofre uma reação química é determinado por aparelhos chamados calorímetros. Um calorímetro é consti-tuído de um recipiente com paredes adiabáticas, provido de um agitador e de um termômetro para medir as variações de temperatura ao longo da reação.
O calor liberado ou absorvido em uma reação é determinado pela expressão:
Q = m.c.∆t, onde:
Q é a quantidade de calor liberado ou absorvido pela reação, expresso em calorias (cal) ou em joules (J);
m é a massa em gramas;
c é o calor específico do líquido presente no calorímetro;
∆t é a variação de temperatura decorrente da reação.
O calor específico, também chamado capacidade calorífica é a quantidade de calor necessária para aumentar em um Kelvin a temperatura de um grama de uma substância. O calor específico está relacionado a três fatores: a quantidade de material, a magnitude da variação de temperatura e a identidade do material que ganha ou perde calor.
Materiais Reagentes
Balança analítica Cloreto de amônio P.A - NH4OH
Bastão de vidro (1) Hidróxido de sódio P.A - NaOH
Copos de isopor para latinhas de bebida (2) Cronômetro
Erlenmeyer de 125 mL (2) Erlenmeyer de 250 mL (1) Espátulas plásticas (2) Proveta de 50 mL (1) Termômetro (1)
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Atividades práticas de físico-química
Procedimento experimental
- Transferir 50 mL de água para um erlenmeyer de 125 mL previamente colo-cado no copo de isopor. Com um termômetro, verificar a temperatura da água.
- Pesar, em papel acetinado, 0,50 g de NaOH. Adicioná-lo ao erlenmeyer.
- Homogeneizar a mistura, medindo sua temperatura a cada dois minutos.
Considerar como tempo inicial o momento em que se adiciona o soluto e, como tempo final, o momento em que não se verifica mais variação de temperatura.
- Repetir o procedimento para o NH4Cl, empregando uma massa de 1,33 g do reagente.
- Transferir para o erlenmeyer de 250 mL primeiro a solução de NaOH e de-pois a solução de NH4Cl. Acompanhar a temperatura da mistura a cada dois mi-nutos, até que cessem as variações.
SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE
Como essa prática pode ser realizada em uma única aula, peça, na aula seguinte, que os alunos façam um relatório sucinto, demonstrando: 1) as reações químicas envolvidas (dissociação iônica e reação da mistura) e 2) um gráfico da variação da temperatura x tempo de reação/dissociação.
Discuta com a turma as diferenças entre o processo endotérmico e exotérmico pela interpretação gráfica, utilizando a equação que calcula a quantidade de energia envolvida do processo: Q = m.c.∆t.
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Atividades práticas de físico-química
Equilíbrio gasoso e princípio de le chatelier Objetivo
- Avaliar o efeito da temperatura no deslocamento do estado de equilíbrio de uma reação química em fase gasosa.
Conceitos teóricos
O princípio de Le Chatelier diz respeito aos fatores que deslocam o equilí-brio químico, que, em essência, são três: concentração, pressão e temperatura.
Formalmente, o princípio pode ser assim descrito: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”. Os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos e passíveis de responder às mudanças nas condições sob as quais ocorrem as reações. Se uma reação química está em equilíbrio, vai tender a permanecer nesse estado.
Se ela não está em equilíbrio, vai tender a alcançá-lo.
Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os rea-gentes se transformam em produtos, então a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação inversa aumente e se iguale com a nova taxa no sentido direto. Se a mudança reduz a taxa da reação no sentido direto, então os produtos se decompõem em reagentes, até que as duas taxas se igualem novamente.
Materiais Reagentes
Bico de Bunsen Nitrato de chumbo P.A - Pb(NO3)2 Béquer de 500 mL (2)
Espátula metálica (1) Pinça de madeira (1)
Suporte para tubos de ensaio (1) Tripé com tela de amianto (1) Tubos de ensaio com rolha (2)
Procedimento experimental
Adicionar uma ponta de espátula de nitrato de chumbo a cada tubo de en-saio. Aquecer o sólido no bico de Bunsen até verificar a formação de um gás castanho no tubo. Quando o gás estiver totalmente acastanhado e começando a sair pela boca do tubo, feche-o com a rolha. Faça esse procedimento com ambos os tubos de ensaio e aguarde eles esfriarem.
Em dois béqueres de 500 mL cada um, preparar um banho de gelo com água.
Colocar cerca de 300 mL de água para aquecer, até a ebulição, no tripé com tela de amianto.
Após o resfriamento dos tubos contendo o gás castanho, colocar um deles no banho de gelo e o outro, no banho fervente, por cinco minutos. Observar as alterações de coloração em cada tubo.
Retirar os tubos dos banhos quente e frio, aguardar os mesmos voltarem à tem-peratura ambiente e colocar o tubo que inicialmente estava no banho fervente no
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Atividades práticas de físico-química
banho de gelo e vice-versa. Observar as alterações de coloração em ambos.
Ao término do experimento, colocar os tubos abertos na capela, para a exaustão dos gases.
SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE
Durante o experimento, é interessante discutir com os alunos como a variação da temperatura está influenciando o estado de equilíbrio da reação de decomposição do NO2(g). Também vale relacionar a coloração característica de cada gás (NO2: castanho; N2O4: incolor) com o deslocamento do equilíbrio. É válido, ainda, resgatar o conceito de reação de decomposição, através da reação de formação do NO2 a partir do Pb(NO3)2.
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Atividades práticas de físico-química
CInética química Objetivo
- Avaliar o efeito da variação da concentração dos reagentes sobre a velocida-de velocida-de uma reação química.
Conceitos teóricos
A possibilidade de controlar o tempo em que determinado fenômeno se de-senvolve, tornando-o mais lento ou mais rápido, é um aspecto interessante pre-sente em qualquer pesquisa científica. No âmbito das reações químicas, tal con-ceito é importantíssimo. Na indústria química, é fundamental que os processos de síntese possuam cinética que viabilize a realização de determinada reação. O retardamento da velocidade dos processos corrosivos, por sua vez, é fundamen-tal para aumentar a vida útil dos diversos materiais metálicos.
Uma reação química, realizada sob condições específicas, ocorre em deter-minada velocidade, mas é possível mudá-la alterando as condições nas quais a reação é realizada. Cabe ressaltar que o conceito de velocidade em química se relaciona com a taxa de desenvolvimento de uma reação.
Materiais Reagentes
Tubos de ensaio (6) Água destilada
Suporte para tubos (1) Solução de ácido sulfúrico 0,30 mol/L - H2SO4 Pipeta graduada de 10 mL (1) Solução de tiossulfato de sódio 0,30 mol/L - Na2S2O3 Pera de borracha
Pipeta graduada de 5 mL (2)
Procedimento experimental
Enumerar os seis tubos de ensaio e colocar 6,0 mL de H2SO4 0,30 mol/L, com pipeta graduada, em cada um.
Adicionar volumes crescentes de água e homogeneizar, conforme a tabela:
Tubo Volume de água (mL)
1 0,0
Em cada tubo, colocar volumes crescentes de Na2S2O3 0,30 mol/L, conforme a tabela:
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Atividades práticas de físico-química
Tubo Volume de
Na2S2O3 (mL) Tempo (s)
1 6,0
2 5,0
3 4,0
4 3,0
5 2,0
6 5,0
Após cada adição, medir o tempo necessário para que ocorra a turvação da solução (iniciar a marcação do tempo assim que for feita a adição de Na2S2O3).
Para facilitar a determinação do tempo de reação, marque, em uma folha de sul-fite, uma bolinha preta. Posicione a folha atrás do tubo, marcando quanto tempo passou até não ser mais possível ver a bolinha por trás do tubo.
SUGESTÃO DE AUXÍLIO DOCENTE
Cabe discutir, após o experimento, as diferenças de tempo entre os grupos, que podem decorrer de diferenças na observação visual (influenciada pelo tamanho e pela forma da bolinha preta posicionada atrás do tubo, por exemplo), de erros de pipetagem e de marcação do tempo. Além disso, é importante revisar a relação entre concentração e ocorrência de colisões efetivas entre as espécies reagentes.
Os alunos devem ser incentivados, com base nas observações experimentais, a deduzir qual a espécie responsável pela turvação dos tubos de ensaio e a identificar a reação química envolvida.
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Atividades práticas de físico-química