Relatórios Das Aulas Práticas De Química Geral

Publicado em: 01/07/2009 |Comentário: 3 | Acessos: 46,188 |

Ariadne Botto Fiorot

Érico Antônio Marciano

Josiane Pezzin

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

RELATÓRIOS DAS AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL

 

Relatório científico submetido à disciplina de Química Geral, tendo como professor responsável Johnson Pontes de Moura.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

São Mateus, 2009

  1. PRÁTICA 3 – SOLUÇÕES

 

  1. OBJETIVOS

 

-       Compreender a natureza e a importância das soluções;

-       Distinguir os tipos de soluções;

-       Compreender os conceitos de solubilidade;

-       Relacionar grandezas para os materiais.

 

  1. CONSIDERAÇÕES INICIAIS

 

Muitas reações químicas são realizadas com os reagentes dissolvidos em certos solventes, ou seja, em solução. O solvente facilita o contato entre as partículas que irão reagir.

A água é um solvente muito importante, que dissolve grande número de outras substâncias. É chamada, então, de solvente universal, e as soluções em que ela é o solvente são chamadas soluções aquosas.

Freqüentemente o aquecimento aumenta a solubilidade de uma substância em um dado solvente. Há substâncias que são solúveis em um determinado solvente no qual outras são insolúveis. Isso varia de acordo com a natureza da matéria e com as forças das ligações soluto-soluto, soluto-solvente, e solvente-solvente.

As solubilidades das substâncias são normalmente dadas em livros de referência. Muitas vezes é importante conhecer a quantidade de soluto dissolvido em uma determinada quantidade de solvente, ou de solução.

Algumas das maneiras pra se expressar a relação entre grandezas de um material são:

a)    Fração em massa: relação entre a massa de uma substância e a massa do material.

 

Wi = mi/mt

 

Normalmente é expressa em fração percentual em massa (título).

 

b)    Fração entre a quantidade de matéria ou fração em mol: relação entre a quantidade de matéria de uma substância com a quantidade de matéria do material.

 

Xi = ni/nt

 

c)    Concentração: relação entre a quantidade de uma substância e o volume do material.

 

Concentração em massa:

 

Yi = mi/VT

 

Concentração em quantidade de matéria:

 

Ci = [ i ] = ni/vt

 

As soluções aquosas podem ser iônicas ou moleculares; as iônicas conduzem eletricidade, mas não o fazem as moleculares.

 

  1. MATERIAIS E REAGENTES

 

Balança analítica                                                        FeSO4        

Balões volumétricos de 50 mL                                   CCl4

Bastão de vidro                                                          Sacarose   

Béqueres de 100 mL                                                  KI

Bico de gás                                                                Pb(NO3)2

Funil analítico                                                             I2

Papel-filtro

Pipetas graduadas de 10 mL

Pisseta

Tela de amianto

Tripé

Tubos de ensaio

 

  1. PARTE EXPERIMENTAL (PROCEDIMENTOS, OBSERVAÇÕES E ANÁLISE DE RESULTADOS)

 

1) Foram colocados 5g de sulfato ferroso em um béquer de 100ml e adicionou-se aos poucos água sob agitação. O mesmo foi feito com a sacarose e observou-se que o FeSO4 é mais solúvel em água do que a sacarose, a temperatura ambiente, pois foi dissolvido com um volume bem menor de água.

2) Não foi testada a condutividade elétrica no laboratório, mas sabe-se que o sulfato ferroso é um composto iônico e, portanto, conduz eletricidade. A sacarose é um composto molecular, portanto não possui condutividade elétrica.

3) Cálculo da massa do KI necessário para formar uma solução 0,1mol/l:

? g de KI – 166 g/1 mol x 0.1 mol= 16.6 g

?g de KI – 16.6 g/1 L x 0.050 L = 0.83 g

Usando a metade do metade do volume, a massa também se reduz a metade:

0.83 g x 0.5 = 0.415 g

 

 

Cálculo da massa de Pb(NO)3 para formar 50ml de uma solução 0.05 mol/L:

? mol de Pb(NO)3 – 0.05 mol/L x 0.05 L = 0.0025 mol

? g de Pb(NO)3 – 331.2 g/mol x 0.0025 mol = 0.828 g

Usando a metade do volume:

0.828 g x 0.5 = 0.414 g

Foram preparadas as duas soluções usando metade do volume, ou seja, 25 ml de cada solução.

 

4) Pipetou-se 5 ml de cada solução em um mesmo béquer. Observou-se a formação de uma solução amarela com corpo de fundo.

A reação química que ocorreu, foi:

 

2KI + Pb(NO)3  àPbI2↓ + 2KNO3

 

Para saber se as proporções estequiométricas estão corretas é necessário saber o número de mols de cada reagente.

? de mols de KI – 1 mol/166 g x 0.415 g = 0.0025 mol

? de mols de Pb(NO)3 -0.414 g/331.2 g = 0.00125 mol

Segundo a reação:

          

2KI + Pb(NO3)2  àPbI2↓ + 2KNO3

          

Vemos que para cada 1 mol de Pb(NO)3  é necessário 2 mols de KI.        

           Então, para 0.00125 mol de Pb(NO)3, é preciso o dobro de mols de KI:

  1. 0.00125 mol x 2 = 0.0025mol; que é o valor do número de mols do KI na             solução.

         Portanto os reagentes estão em quantidades estequiométricas corretas.

         

5)Triplicou-se o volume da solução usando água destilada e aqueceu-se o sistema. Com o aumento da temperatura ocorreu o aumento da solubilidade do PbI2.

Pode-se concluir que a reação é endotérmica, então, pois quando se aumenta a temperatura do sistema, aumenta-se a velocidade da reação direta - nesse caso, a solubilidade.

 

1)    Não foi realizada.

 

  1. CONSIDERAÇÕES FINAIS

 

            Com a realização desta prática, percebeu-se a importância dos diversos tipos de soluções, suas propriedades e comportamentos específicos. Compreendeu-se, também, a definição e a aplicação da solubilidade nas soluções, bem como a influência da temperatura na mesma (reações endotérmicas e exotérmicas).

            Adquiriu-se também conhecimento sobre métodos de preparo de soluções e uso de equipamentos e vidrarias específicas, bem como aprendeu-se a relacionar grandezas de medidas.

 

           

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. PRÁTICA 4 – Reações Químicas e Energia

 

  1. OBJETIVOS

 

- Distinguir fenômenos físicos e químicos;

- Compreender o que vem a ser uma reação química e a relação desta com a energia.

 

  1. CONSIDERAÇÕES INICIAIS

 

Reação química é o fenômeno no qual os elementos ou substâncias envolvidas sofrem transformações tais que, ao final do processo, são convertidos em substâncias de diferente identidade. Nesse fenômeno há o envolvimento de energia, que é diferenciada nos reagentes e nos produtos da reação química.

Essa diferença gera um aquecimento (reação exotérmica) ou uma perda de calor ( reação endotérmica). Chamamos de calor de reação a energia recebida ou liberada em uma reação química.

A energia em forma de calor liberada ou absorvida durante uma reação é denominada CALOR DE REAÇÃO.

O calor de reação é definida como a diferença de entalpias da reação:

 

                   ∆H = Hprodutos - Hreagentes

 

Em uma reação exotérmica o ∆H é negativo, em uma reação endotérmica o valor da variação de entalpia é positivo.

Para a ocorrência de algumas reações químicas é necessário o fornecimento de uma certa quantidade de energia, denominada energia de ativação.

Algumas reações processam-se espontaneamente, enquanto outras necessitam de fornecimento de energia para serem iniciadas ( energia de ativação).

Os fenômenos químicos, descritos acima, devem ser distinguidos dos físicos, onde a substância envolvida continua inalterada.

  1. MATERIAIS E REAGENTES

 

Bastão de vidro                          

Béquer de 100 mL

Chapa de aquecimento

Conta-gotas

Espátula

NaOH sólido

HCl (conc.)

Papel-tornassol

                                           

  1. PARTE EXPERIMENTAL (PROCEDIMENTOS, OBSERVAÇÕES E RESULTADOS DE ANÁLISES)

 

Colocou-se, em um béquer, uma a três pastilhas de NaOH e adiciona-se, gota a gota, HCl concentrado (ITEM REALIZADO NA CAPELA PELA TÉCNICA EM QUÍMICA PRESENTE NO LABORATÓRIO).

            Observou-se, então, a formação de um precipitado branco, e um aumento na temperatura do sistema; notou-se, ainda, que a reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio ocorre de maneira espontânea e intensa, com liberação de vapor d’água. A reação exotérmica que ocorre é a representada abaixo:

 

NaOH(s) + HCl(l) → NaCl(s) + H2O(v)↑

 

            O ácido clorídrico reage com o hidróxido de sódio com liberação de energia, produzindo cloreto de sódio e vapor d’água (reação de neutralização).

            Utilizou-se um papel de tornassol para a verificação do pH no béquer com a solução resultante, o qual indicou que a solução estava muito ácida – com isso, percebeu-se que havia excesso de ácido clorídrico no sistema.

            Lavou-se a solução resultante 3 vezes com álcool etílico, para a retirada do excesso de ácido clorídrico. Levou-se, então, o béquer com o cloreto de sódio e vestígios de álcool etílico até a chapa de aquecimento, para a evaporação do álcool e obtenção de sal sólido; porém, devido ao limite de tempo, não houve possibilidade de terminar a obtenção (ITEM REALIZADO APENAS PELO NOSSO GRUPO).

 

  1. CONSIDERAÇÕES FINAIS

 

            Com a realização desta prática, foi possível a observação e a diferenciação de fenômenos físicos e químicos dentro do laboratório. Acompanhou-se, também, a ocorrência de diversos tipos de reação química, e pode-se classificá-las e analisar seus resultados. Compreendeu-se também a relação das reações químicas com a energia e os conceitos de entalpia, calor de reação e energia de ativação.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. PRÁTICA 5 – Obtenção e Purificação de Substâncias

 

  1. OBJETIVOS

 

- Obter substâncias a partir de outras, por meio de uma reação química;

- Aprender técnicas de saturação.

 

  1. CONSIDERAÇÕES INICIAIS

 

Os produtos naturais são quase invariavelmente mistura. Para analisar a composição de qualquer amostra, precisamos separar seus componentes e identificar cada substância presente.

Existem várias técnicas de separação, como por exemplo a decantação, que faz uso da diferença de densidade; a filtração, que faz uso da diferença de solubilidade; e a destilação, que faz uso das diferenças nos pontos de ebulição.

            Mas, para a obtenção de uma nova substância em forma realmente pura, é necessário misturar os reagentes em proporções exatas de massa (proporções estequiométricas) ou eliminar, depois da reação, o excesso de um dos reagentes. Um exemplo é a obtenção de cloreto de sódio (NaCl) a partir de duas substâncias venenosas e cáusticas, que são ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH), popularmente conhecido como soda cáustica. Segue-se a equação:

 

NaOH(s) + HCl(l) → NaCl(s) + H2O(v)↑

 

  1. MATERIAL E REAGENTES

 

Anel ou argola                          Espátula                                 Proveta de 100 mL         

Bastão de vidro                        Funil analítico                         Pregos pequenos  

Béquer de 100 mL                   Frascos para reativos             Álcool etílico

Béquer de 200 mL                   Haste universal                       HCl (concentrado)

Bico de gás                         H2SO4 20% v/v                             Papel de tornassol

Conta gotas                             Papel-filtro                               NaOH sólido   

Erlenmeyer

  1. PARTE EXPERIMENTAL (PROCEDIMENTOS, OBSERVAÇÕES E ANÁLISE DE RESULTADOS)

 

Obtenção do FeSO4:

            Colocou-se 2,09 g de ferro (Fe) na forma de pregos em um erlenmeyer, e acrescentou-se 50 mL de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) a 20% v/v.

            Observou-se, então um leve desprendimento de gás na superfície dos pregos. Aqueceu-se, então, a solução, e então o borbulhamento em torno dos pregos intensificou-se (a reação entre o ferro e o ácido sulfúrico é, então, endotérmica, pois é favorecida pelo aumento da temperatura do sistema). O borbulhamento é devido ao desprendimento de gás hidrogênio, H2(g). Um odor forte provem do erlenmeyer durante o aquecimento, e deve-se ao desprendimento de gases tóxicos (em pequenas quantidades), provenientes das impurezas contidas nos pregos. Segue-se a equação da reação entre o ferro e o ácido sulfúrico:

 

Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)↑

 

            No fim da reação, observou-se uma mistura constituída de restos de pregos, FeSO4 em solução e impurezas diversas. É, então, um material heterogêneo.

            Procedeu-se, então, a uma filtração simples, utilizando-se um suporte de metal com argola, onde encaixou-se um funil analítico; dobrou-se, então, um papel de filtro quantitativo e procedeu-se à filtração da solução heterogênea, recolhendo-se o material filtrado num béquer.

            Obteve-se, então, um material homogêneo, composto por sulfato ferroso aquoso, excesso de água e eventual excesso de ácido sulfúrico, já que não foram utilizadas proporções estequiométricas dos reagentes. Poderia-se obter o sulfato ferroso puro por aquecimento para evaporação da água, mas o processo seria longo e causaria a oxidação parcial do Fe2+ para o Fe3+.

            A maneira utilizada foi a adição de álcool etílico, composto muito volátil e no qual o sulfato ferroso tem pouca solubilidade. Adicionou-se 50 mL de álcool etílico à solução contendo o sulfato ferroso e agitou-se com o bastão de vidro. O material tornou-se, então, heterogênio, devido à formação de corpo de fundo (o sulfato ferroso dissolveu-se apenas em pequena quantidade no álcool etílico). Não pôde ser realizada a filtração a vácuo do material por falta de tempo para a realização da prática.

 

Obtenção de NaCl:

 

            Procedimento realizado na prática anterior (vide último relatório).

 

  1. CONSIDERAÇÕES FINAIS

 

            Realizou-se a obtenção de substâncias no laboratório, o que proporcionou o aumento do interesse pelas práticas químicas e o aprendizado de técnicas de laboratório. Foram assimilados também os conceitos de separação de misturas; estas técnicas foram aplicadas com sucesso, o que fundamentou o estudo teórico da disciplina.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. PRÁTICA 07 – EQUILÍBRIO QUÍMICO

 

  1. OBJETIVOS

 

- Caracterizar os estados de equilíbrio dos sistemas químicos;

- Reconhecer os fatores que influem no equilíbrio químico: princípio de Lê Chatelier;

- Determinar uma constante de equilíbrio.

 

  1. CONSIDERAÇÕES INICIAIS

 

Equilíbrio químico ocorre quando num sistema a velocidade da reação direta (reagentes à produtos) é igual a velocidade da reação inversa ( produtos à reagentes ). Diz-se que a reação encontra-se em equilíbrio químico.

Observando a seguinte reação:

 

H2(g) + I2(g)          2HI(g)

 

Seria esperado que na reação de um mol de H2 com um mol de I2, obteríamos dois mols de HI, mas através de experimentos práticos, ainda que em altas temperaturas constata-se a formação de no máximo 1,6 mol de HI; resta ainda no sistema 0,2 mol de cada reagente.  

Essa reação assim como a maioria das que ocorre na natureza, ou em laboratórios, não possui um rendimento de 100%, pois há sobra de reagentes.

A partir do momento em que as propriedades macroscópicas do sistema não se alteram dizemos que ele se encontra em equilíbrio.

Na formação de HI pela reação entre H2 e I2, as reações diretas e inversas ocorrem simultaneamente, segundo o esquema:

 

Reação I (direta): H2 + I2 à 2HI

Reação II (inversa) 2HI à H2 + I2

 

No início, a reação I é rápida, enquanto a II ocorre muito lentamente. Isso ocorre por que a velocidade de uma reação química depende das concentrações das espécies que estão reagindo.

Conforme o tempo da reação aumenta, as concentrações de H2 e I2 diminuem, tornando a reação I, por conseqüência, mais lenta. Por outro lado, a concentração do produto HI aumenta gradativamente, o que acelera a velocidade da reação II.

Esse tipo de reação é chamada de reversível, e o sistema pode ser representado “unindo” as duas reações, como se segue:

 

H2(g) + I2(g)          2HI(g)

 

           A extensão de uma reação reversível é representada pela constante de equilíbrio (K) expressa abaixo para a reação estudada.

 

              [HI]

Keq = --------------              

           [H2][I2]

         

              [1,6]2

Keq = -------------- = 64 mol/ L

           [0,2][0,2]

 

           De forma genérica, considerando a equação:

aA + bB à cC + dD

 

a sua constante de equilíbrio será:

 

       [C]c . [D]d

Keq= ------------

      [A]a. [B]b

 

             Segundo o princípio de Le Chatelier, um sistema em equilíbrio tende a anula ou, pelo menos, atenua os efeitos de forças que agem sobre ele. Os principais fatores que provocam o deslocamento do ponto de equilíbrio de um sistema químico são:

a)    Concentração das espécies envolvidas na reação.

Quanto maior for a concentração dos reagentes maior será velocidade da reação direta, ou seja, no sentido de formar produtos. O inverso ocorre quando há um aumento na concentração do produto – o sistema desloca-se no sentido de formar reagentes.

 

b)    Temperatura

      Temperaturas elevadas favorecem reações endotérmicas, temperaturas baixas favorecem reações exotérmicas.

     

c)    Variação de volume

Aumento do volume de um sistema gasoso em equilíbrio aumenta o espaço entre as partículas, fazendo com que o equilíbrio se desloque no sentido de diminuir esse espaço, quando possível, ou seja, no sentido de aumentar o numero de partículas.

 

  1. MATERIAIS E REAGENTES

 

Bastão de vidro                                 K2CrO4 0,1 mol/L

Béquer de 100 mL                            K2CrO7 0,1 mol/L

Bico de gás                                       HNO3 ou HCl 1,0 mol/L

Conta – gotas                                    NaOH ou KOH 1,0 mol/L

Funil analítico                                    PbI2

Papel – filtro                                      Ca(OH)2

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

Tela de amianto

Tubos de ensaio  

 

 

 

 

  1. PARTE EXPERIMENTAL (PROCEDIMENTOS, OBSERVAÇÕES E ANÁLISE DE RESULTADOS)

 

  1. Colocou-se em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L e, em outro tubo, igual volume de solução de K2CrO4 0,1 mol/L.

Observou-se que a coloração da solução de K2Cr2O7 é alaranjada, e a da solução de K2CrO4  é amarelada. Os íons responsáveis por essa solução são, respectivamente, o íon dicromato (Cr2O72-) e o íon cromato (CrO42-).

 

Adicionou-se à solução de K2Cr2O7, usando um conta-gotas, solução de NaOH 1 mol/L até mudança de cor. A solução tornou-se amarelada.

Adicionou-se à solução de K2CrO4 solução de HCl 1 mol/L até mudança de cor. A solução tornou-se alaranjada.

 

Nos dois tubos, houve deslocamento do equilíbrio. No segundo tubo, houve acréscimo de H+, deslocando o equilíbrio para o lado que mais consome o H+, que é a reação inversa; produziu-se, assim, mais Cr2O72-, que possui coloração alaranjada. Segue-se a equação:

 

Cr2O72-(aq) + HCl(l)       2CrO42-(aq) + 2H+(aq)

                                       amarelado                                       alaranjado

 

 

 

 

 

  1. Colocou-se, em um tubo de ensaio, 2 mL de solução de K2CrO4 0,1 mol/L e igual volume de BaCl2 0,1 mol/L; em outro tubo, pipetou-se o mesmo volume de K2Cr2O7  0,1 mol/L e BaCl2 0,1 mol/L. As soluções de ambos os tubos turvaram-se.

 

K2CrO4 + BaCl2        2KCl + BaCrO4

                         

 

         Acrescentou-se ao primeiro tubo, gota a gota, solução de HCl 1 mol/L. A solução tornou-se límpida e alaranjada, havendo formação de corpo de fundo.

          A dissolução do cromato de bário em água ocorre da seguinte maneira:

 

BaCrO4 + H2O        Ba(OH)2 + CrO42- + H+

 

          Sendo assim, quando se adiciona HCl, há um aumento de prótons H+ no sistema; isso faz com que o equilíbrio seja deslocado no sentido da reação inversa, a que consome esses prótons. Com isso, há um aumento da formação de BaCrO4, que é produzido na reação inversa; este sal tem baixo produto de solubilidade em água (8,5 x 10-11), constituindo, então, o corpo de fundo observado.

 

  1. Dissolveu-se uma pequena massa de PbI2 em 20 mL de água destilada. A reação reversível ocorre de acordo com a equação:

 

PbI2 + 2H2O         Pb(OH)2 + 2HI

 

           A solubilidade do iodeto de chumbo em água destilada, à temperatura ambiente, é baixa.

 

           Aqueceu-se o sistema durante cerca de 40 minutos, observando-se, com isso, que houve uma dissolução maior do iodeto de chumbo II; ou seja, o aumento da temperatura favoreceu o deslocamento do equilíbrio no sentido da reação direta. A reação direta é, então, endotérmica.

 

              Se houvesse continuidade da prática – e então o resfriamento do sistema – provavelmente se observaria que, enquanto o sistema permanecesse em repouso, o equilíbrio não se alteraria, e, logo após uma movimentação ou mesmo acréscimo de alguma substância ao sistema, haveria aumento de corpo de fundo (iodeto de chumbo II). Isso ocorre porque uma solução supersaturada é instável, e qualquer perturbação leve no sistema provoca a precipitação do excesso de soluto.

 

  1. Colocou-se uma pequena massa de hidróxido de cálcio em um béquer de 100 mL e adicionou-se 50 mL de água destilada; agitou-se a solução com um bastão de vidro durante cerca de 2 minutos.

          Observou-se que a base formou um corpo de fundo, sendo apenas uma parte desta dissolvida na água destilada. Observou-se, ainda, que o processo de dissolução ocorre lentamente. Conclui-se, então, que há uma baixa solubilidade do Ca(OH)2 em água.

Segue-se a equação do equilíbrio que se forma:

 

Ca(OH)2(sólido)          Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

 

           A expressão de equilíbrio da reação reversível acima é:

 

[Ca2+][OH-]2 = Keq = Kps

                    Procedeu-se, então, à filtração da solução, e a medição de seu pH através do equipamento pHmetro, seguindo técnicas específicas. O resultado para esta medição foi pH = 12.

 

Cálculos:

 

                    Se pH + pOH = 14, então, substituindo, temos:

 

12 + pOH = 14, então: pOH = 2

pOH = - log [OH-]

2 = - log [OH-]

[OH-] = 1x10-2 mol.L-1

 

                    Pela equação de dissociação do hidróxido de cálcio, temos que, a cada duas hidroxilas formadas, forma-se apenas 1 mol de Ca2+. Se temos, então, 1x10-2 mol de hidroxila, teremos a metade de mols de íons cálcio:

[Ca2+] = 1x10-2/2

[Ca2+] = 5x10-3 mol.L-1

 

                    Sabendo-se que a fórmula do Kps nesse equilíbrio é:

Kps = [Ca2+][OH-]2

                    Substituindo os valores, temos:

Kps = [5x10-3][ 1x10-2]2

Kps = 5x10-7

 

 

                          Comparando o resultado obtido na prática com o valor de tabela (1,3x10-6), nota-se que a discrepância é muito grande. Isso provavelmente deve-se à enorme instabilidade do pHmetro. O equipamento apresentava muitas oscilações, e não fixava um valor específico constante; parte-se daí o erro, pois com um resultado errado de pH, todos os cálculos subseqüentes são afetados.

 

  1. CONSIDERAÇÕES FINAIS

 

                          Conclui-se que o estado de equilíbrio ocorre quando a velocidade da reação inversa se iguala à velocidade da reação direta. Nas aulas práticas, o Princípio de Le Chatelier foi observado e comprovamos assim o deslocamento que o aumento de determinada espécie química causa em um equilíbrio no sentido de consumir a espécie em excesso.

                          Concluiu-se também que a constante de equilíbrio sofre variações de acordo com o deslocamento do equilíbrio, estando intimamente ligada aos fatores que interferem no equilíbrio químico, como por exemplo a temperatura e a pressão.

 

 

 

 

 

  1. PRÁTICA 8 – VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS

 

5.1. OBJETIVOS

 

- Mostrar que reações químicas ocorrem em diferentes velocidades;

- Mostrar, num caso particular, como é possível medir a velocidade de uma reação;

- Verificar a influência da temperatura na velocidade das reações químicas;

- Verificar a influência da concentração dos reagentes na velocidade das reações químicas.

 

5.2. CONSIDERAÇÕES INICIAIS

 

As reações químicas ocorrem em diferentes velocidades. Algumas são muito rápidas, como é o caso da maioria das reações entre íons numa solução.

Exemplo 1:

 

Pb2+(aq) + 2I-(aq)        PbI2(s)

 

A reação entre o metal ferro (Fe(s)) e o ácido sulfúrico ocorre de maneira mais lenta, conforme a equação:

Exemplo 2:

 

Fe(s) + H2SO4(aq)            FeSO4(aq) + H2(aq)↑

 

Pode-se, ainda, haver reações com velocidade menor do que a reação explicitada na equação acima (extremamente lenta), como é o caso da reação entre hidrogênio gasoso e oxigênio gasoso, formando água (à temperatura ambiente).

 

2H2(g) + O2(g)           2H2O(l)

 

A velocidade de uma reação depende dos seguintes fatores:

 

  1. Da natureza dos reagentes.

Reações entre íons são geralmente mais rápidas; entre moléculas as reações são geralmente mais lentas.

 

  1. Da concentração dos reagentes.

Partindo da teoria da colisão (as moléculas devem colidir para reagir), torna-se explícito o aumento da velocidade da reação quando aumenta a concentração dos reagentes.

 

↑ [Reagentes], então: ↑ número de colisões, então: ↑ velocidade da reação

 

  1. Da temperatura.

Quando nós aumentamos a temperatura de um sistema, aumenta-se a energia das moléculas; considerando que, para ocorrer a reação entre as moléculas, é necessário que a colisão seja suficientemente energética, altas temperaturas aumentam a eficácia entre os choques intermoleculares, conseqüentemente aumentando a velocidade da reação.

 

  1. Do catalisador.

Catalisadores são substâncias que tem a capacidade de diminuir a energia de ativação de uma reação química. Isso pode ser observado na decomposição da água oxigenada em presença de dióxido de manganês, que atua como catalisador, conforme equação abaixo:

 

2H2O2(aq)   MnO2(s)   2H2O(l) + O2(g)

 

 

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

 

V = ∆[r] (por exemplo: em mol/s)

         t 

            Como as espécies em reação (átomos, íons ou moléculas) são invisíveis, é importante medir a velocidade da reação química para reconhecer quando esta acabou.

 

5.3. MATERIAL E REAGENTES

 

- Béqueres de 100 mL

- Bico de gás

- Pipetas graduadas de 10 mL

- Tela de amianto

- Termômetro

- Tubos de ensaio

- Sacarose 1 mol/L

- Ácido sulfúrico 2 mol/L

(Observação: materiais que seriam utilizados caso a prática tivesse sido realizada).

 

5.4. PARTE EXPERIMENTAL (PROCEDIMENTOS, OBSERVAÇÕES E ANÁLISE DE RESULTADOS)

 

            Os procedimentos não foram realizados.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. PRÁTICA 13 – CÉLULAS GALVÂNICAS

 

6.1. OBJETIVO

 

- Compreender que reações de oxirredução podem ser usadas para produzir trabalho útil (corrente elétrica).

 

6.2. CONSIDERAÇÕES INICIAIS

 

            Células galvânicas (ou pilhas) são elementos de circuito que transformam qualquer modalidade de energia em energia elétrica. Como exemplo, temos a Pilha de Daniel, descrita conforme as considerações abaixo:

Quando uma barra de zinco é mergulhada num béquer contendo solução aquosa de sulfato de cobre, ocorre uma reação espontânea de oxirredução:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

 

            Esta reação é evidenciada pela formação de cobre metálico, avermelhado e esponjoso sobre a superfície do zinco. O que ocorre é a oxidação do zinco para Zn2+, e a redução do Cu2+ para cobre metálico.

            Sendo os dois fenômenos dependentes, pode-se obter a reação global pela soma das duas semi-reações:

 

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 é

Cu2+(aq) + 2 é → Cu(s)

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

 

            Potencial de redução é o correspondente a uma semi-reação de redução, enquanto potencial de oxidação é o correspondente a uma semi-reação de oxidação.

            Baseado numa escala numérica que tem por base o potencial padrão do H2(g), sabe-se que o potencial de oxidação é a maior ou menor facilidade com que uma espécie química cede elétrons, e o potencial de redução é a maior ou menor facilidade com que uma espécie química recebe elétrons.

            Por exemplo:

 

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 é                Eoox = +0,76 V

Cu2+(aq) + 2 é → Cu(s)                 Eored = +0,34 V

 

 

            Para calcular o potencial produzido pela pilha, basta somar ao potencial do catodo (potencial de redução) o potencial do anodo (potencial de oxidação):

 

∆Eo = Eored + Eoox = 0,34 V + 0,76 V = 1,10 V

 

 

6.3. MATERIAL E REAGENTES

 

-       Placa de Petri

-       Lâmpada de 1,5 V

-       Papel de filtro

-       Bastão de zinco

-       Chapa de cobre

-       CuSO4 0,1 mol/L

-       ZnSO4 0,1 mol/L

 

6.4. PARTE EXPERIMENTAL (PROCEDIMENTOS, OBSERVAÇÕES E ANÁLISE DE RESULTADOS)

 

            Montou-se a pilha de Daniel, isto é, a de zinco metálico e íons de zinco e cobre metálico e íons de cobre. Procedeu-se da seguinte maneira: Colocou-se uma lâmina de papel de filtro no centro de uma placa de Petri; adicionou-se, então, de um lado, solução de CuSO4 0,1 mol/L, e nela mergulhou-se uma lâmina de cobre metálico; do outro lado, adicionou-se solução de ZnSO4 0,1 mol/L e mergulhou-se nela uma lâmina de zinco metálico. Encaixou-se, então, a pequena lâmpada no sistema, com cada uma de suas duas bases metálicas mergulhada em cada solução na placa de Petri, e em contato com o respectivo metal. Observou-se, então, o acendimento da lâmpada, devido ao funcionamento efetivo da pilha (passagem de corrente elétrica).

            As reações envolvidas nessa célula galvânicas foram as seguintes:

 

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 é           Eoox = +0,76 V

Cu2+(aq) + 2 é → Cu(s)           Eored = +0,34 V

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

∆Eo = Eored + Eoox = 0,34 V + 0,76 V = 1,10 V

 

            A força eletromotriz da pilha é dada pela soma do potencial do catodo (potencial de redução) com o potencial do anodo (potencial de oxidação), como mostrado acima.

            Na pilha, ocorreu processo de oxirredução, que resultou na corrente elétrica; esta possibilitou o acendimento da luz. O zinco foi o agente redutor, sofrendo oxidação, e o cobre foi reduzido, sendo o agente oxidante.

 

  1. CONSIDERAÇÕES FINAIS

 

            Ao realizar-se essa prática, concluiu-se que, num areação de oxirredução, os elétrons em trânsito formam uma corrente elétrica que pode ser utilizada para a produção de energia elétrica (energia química é convertida em energia elétrica). Essa energia pode ser utilizada, por exemplo, no acendimento de lâmpadas e funcionamento de equipamentos elétricos em geral.

            Numa pilha, a corrente elétrica ocorre de maneira organizada, sempre seguindo em direção ao catodo (sentido único). Esta corrente elétrica produz trabalho útil.

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. REFERÊNCIAS

 

- RUSSEL, John B. Química Geral. Vol. I. 2 ed. Makron Books (Grupo Pearson). 2004

 

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    Fonte do Artigo no Artigonal.com: http://www.artigonal.com/quimica-artigos/relatorios-das-aulas-praticas-de-quimica-geral-1006503.html

    Palavras-chave do artigo:

    ensino aulas de laboratorio quimica geral

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    Por: JOHNSON PONTES DE MOURAl Ciências> Químical 01/07/2009 lAcessos: 6,439 lComentário: 2

    O Grupo 14 da tabela periódica é composto pelos elementos carbono, silício, germânio, estanho e chumbo. O carbono tem fundamental importância para os seres vivos, já que forma, por exemplo, a glicose, sua principal fonte de energia. O silício e o germânio contribuem enormemente para a tecnologia eletrônica. O estanho pode tanto ser usado como revestimento quanto em pastas de dente (fluoreto de estanho). O chumbo está presente em esmaltes vítreos, placas positivas de baterias elétricas.

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    Por: JOHNSON PONTES DE MOURAl Ciências> Químical 05/09/2008 lAcessos: 2,347

    Comments on this article

    -1
    shirley 29/06/2010
    gostei muito dos seus relatorios me serviu muitooo...obrigada
    3
    Adriana 15/11/2009
    É sempre bom encontrar ajuda assim! Alívio.
    -3
    alguem 25/10/2009
    Tosco
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