APOSTILA DE QUÍMICA INORGÂNICA II - PRÁTICA E EXPERIMENTAL… (1)

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APOSTILA DE QUÍMICA INORGÂNICA II - PRÁTICA E EXPERIMENTAL… (1) - slide pdf.c om

APOSTILA DE QUÍMICA INORGÂNICA (Licenciatura)

MONTAGEM: PROFESSORES: Edvaldo Caldas Luciano Freitas Zenildo Buarque de Morais Filho DISCENTES: Rafael Montella Rocha Sergio Ricardo Ribeiro Filho

Duque de Caxias – 2011

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UNIGRANRIO – CTA – Curso de Química

ÍNDICE 1. INTRODUÇÃO AO TRABALHO EM LABORATÓRIO 1.1. Preparação para Entrar no Laboratório (Fase Pré-Laboratório) 1.2. Instruções para as Aulas de Laboratório 1.3. O Caderno de Laboratório

03 03 04 04

1.4. Após Finalização do Experimento (Fase Pós-Laboratório) 05 1.5. A Redação Científica: Relatório 08 2. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 12 2.1. Normas Básicas de Segurança no Laboratório 12 2.2. Descarte de Rejeitos (Resíduos) 14 2.3. Acidentes Comuns em Laboratório e Primeiros Socorros 16 3. EXPERIMENTOS 18 O 3.1. EXPERIMENTO N 01 – Tabela Periódica - Um Super Trunfo para Alunos do Ensino Fundamental e Médio 18 3.2. 3.3. 3.4. 3.5.

3.6. 3.7. 3.8. 3.9. 3.10. 3.11. 3.12.

EXPERIMENTO NO 02 – Determinação do raio atômico de alguns metais 21 O EXPERIMENTO N 03 – Pilhas modificadas empregadas no acendimento de lâmpadas 24 EXPERIMENTO NO 04 – Experiências sobre solos 27 O EXPERIMENTO N 05 – Escurecimento e Limpeza de Objetos de Prata - Um Experimento Simples e de Fácil Execução Envolvendo Reações de OxidaçãoRedução 32 EXPERIMENTO NO 06 – Alterações de Cores dos Vegetais por Cozimento: Experimento de Química Inorgânica Biológica 34 EXPERIMENTO NO 07 – Experimentos com Alumínio 36 O EXPERIMENTO N 08 – Reagente limitante de uma reação envolvendo metais 39 EXPERIMENTO NO 09 – Análise de Chama 41 O EXPERIMENTO N 10 – Reagindo Metais 45 O EXPERIMENTO N 11 – Reações de Precipitação 47 EXPERIMENTO NO 12 – Gestão de Resíduos de Laboratório: Uma Abordagem para o Ensino Médio 49

4. FONTES BIBLIOGRÁFICAS

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ANEXO 1: TABELA PERIÓDICA

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ANEXO 2: MODELO DE RELATÓRIO

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1. INTRODUÇÃO AO TRABALHO EM LABORATÓRIO O Laboratório Químico é um lugar de experimentação onde os acadêmicos terão a oportunidade de aprender Química de um ponto de vista que nunca poderiam atingir por intermédio de livros, demonstrações ou filmes; é a possibilidade de alcançar maior compreensão da Química e a oportunidade de ver e trabalhar com as próprias mãos. Para atingir esses objetivos, são necessárias qualidades tais como dedicação, interesse, curiosidade, pontualidade, disciplina, etc. Aprender o manuseio de compostos e a manipulação de aparelhos é obviamente uma parte essencial à educação dos profissionais das Áreas de Ciências Exatas e Biológicas. Para ajudar o desenvolvimento de boas técnicas, várias sugestões são apresentadas: 



Nunca começar uma experiência sem antes compreendê-la totalmente; isto significa estudar o experimento antes de entrar no laboratório . Esmero é muito importante para uma boa técnica. Descuidar ao manusear compostos químicos e aparelhos, pode não somente levar a maus resultados, como também é perigoso. Há geralmente uma razão de como e porque cada operação é desenvolvida como descrita na literatura, embora a razão, a princípio, possa não ser óbvia para o estudante iniciante. O laboratório químico contém as seguintes características de segurança: • •

Janelas amplas que possibilitam boa ventilação do ambiente; Lava-olhos e chuveiro – dispositivos para uso em emergências;

•

Extintores de incêndio próximos ao laboratório;

•

Salas anexas para aparelhagem (balanças, aparelhos para ponto fusão, dentre outros);

•

Ampla iluminação e

•

Bancadas revestidas com material que permita fácil limpeza.

1.1. Preparação para Entrar no Laboratório (Fase Pré-Laboratório) Desde o início da disciplina o aluno recebe o cronograma das aulas experimentais. A fase pré-laboratório tem como objetivo familiarizar o aluno com o experimento a ser realizado. Leia com antecedência o roteiro da aula a ser realizada, procurando compreender os objetivos e os procedimentos a serem adotados, e dê especial atenção às advertências em relação à segurança.


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1.2. Instruções para as Aulas de Laboratório O aluno deverá portar os seguintes materiais obrigatórios para freqüentar as aulas práticas: um guarda-pó, o Caderno de Laboratório e o roteiro do experimento a ser executada no dia. No início da aula o professor dará orientações pertinentes ao experimento da aula; é interessante anotar no Caderno de Laboratório estas orientações. Ao final da aula, descarte em recipientes adequados os resíduos e lave toda a vidraria. Em geral a vidraria pode ser lavado com detergente e uma escova apropriada. Enxague várias vezes com água da torneira, e duas ou três vezes com água destilada; não é necessário enxugar nenhum material, que será guardado molhado (mas não sujo). Lembre-se que este material será utilizada por alunos da próxima aula do Laboratório de Química 1.3. O Caderno de Laboratório O Caderno de Laboratório deve conter todo o registro das atividades efetuadas no laboratório, numa linguagem direta e resumida, mas de forma COMPLETA. Estas notações devem ser realizadas, na maior parte, durante a própria aula. Os preparativos pré-laboratoriais devem ser feitos antes da realização do experimento, enquanto as discussões e conclusões podem ser registradas depois. Entretanto os dados e observações devem ser anotados durante a própria aula, para evitar que se percam informações armazenadas de memória. Seguindo este procedimento, economiza-se tempo e trabalho. Para um bom registro de informações observem as seguintes recomendações: •

Iniciar sempre o registro com o número do experimento (ou da aula) e a data. Em seguida anote o título e faça um breve resumo do que será feito durante a aula, contendo os objetivos e os procedimentos. Eventualmente, dependendo do que for ser realizado, o procedimento poderá ser melhor descrito através de um fluxograma, principalmente quando envolver várias etapas. Nesta fase está incluída também a construção de tabelas para anotações dos dados experimentais. As anotações dos dados e das observações devem ser individuais. Habitue-se a fazer os registros à tinta, e as eventuais retificações não deverão ocultar as anotações incorretas. Freqüentemente os dados considerados aparentemente errados, podem se revelar valiosos posteriormente.

•

A análise dos dados, suas discussões e as conclusões tiradas são partes importantes do trabalho experimental. Nesta fase estão incluídos os cálculos, a construção de gráficos e as avaliações comparativas de dados obtidos pelas equipes. Desta análise são obtidas conclusões que respondem ao questionamento(s) inicial(ais). Lembre-se que um experimento é planejado para obter dados que permitam responder a alguma questão, originada pela 4


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simples curiosidade, por dúvidas ou polêmicas. O registro das conclusões deve ficar no caderno, sendo que alguns autores consideram esta parte como a mais importante do trabalho. 1.4. Após Finalização do Experimento (Fase Pós-Laboratório) Finalizado o experimento e com todos os materiais limpos e guardados, realize a “Tarefa pós-laboratório” do roteiro. Em geral esta tarefa é constituída por questões que o auxiliará na interpretação dos dados coletados. A tarefa pós-laboratório deverá ser feita antes da próxima aula no Caderno de Laboratório, pois será cobrada pelo professor. Anotação dos Dados em Experimentos de Química

⇒

O registro de dados coletados no laboratório tem tanta importância quanto os procedimentos para a execução do experimento. As anotações no caderno de laboratório deverão ser úteis para consultas futuras para você ou para seus colegas, o que ocorrerá somente se forem feitas de forma clara, concisa e bem organizada. Habitue-se ainda a representar os dados dentro das normas adotadas pela comunidade científica. Anotação de Uma Grandeza Física

⇒

O valor de uma grandeza física pode ser expresso como o produto de um valor numérico e uma unidade : grandeza física = valor numérico x unidade. A utilização de símbolos torna a representação bastante compacta e, uma vez que se torna um hábito, facilita muito a leitura. Alguns símbolos usuais para as grandezas comumentes encontradas na Química são: V – volume, m – massa, P – pressão, n – quantidade de matéria, T – temperatura, entre outras que você terá oportunidade de encontrar nas aulas práticas. Exemplos :

V = 250 mL; m = 4,125 g; n = 2,5.10-5 mol.

As grandezas físicas, os valores numéricos e as unidades podem ser manipuladas através das regras ordinárias da álgebra. Também se pode multiplicar ou dividir este quociente pelo fator exponencial de base 10, para simplificar o valor. Exemplo : P = 3500 mmHg = 3,5 x 10 3 mmHg


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Apresentação de Dados em Tabelas

⇒

Uma tabela consiste em um arranjo retangular de células contendo dados. A localização de uma célula na tabela pode ser especificado pela linha (no sentido vertical) e pela coluna (no sentido horizontal). O exemplo a seguir demonstra como construir uma tabela. Exemplo : em 5 béqueres, identificados como A, B, C, D e E, serão misturadas soluções de iodeto de sódio e de nitrato de chumbo, onde se espera que ocorra a precipitação de um dos produtos. Deve ser construída uma tabela onde conste, para cada béquer, os seguintes dados: volume da solução de iodeto de sódio, volume da solução de nitrato de chumbo, quantidade de iodeto de sódio, quantidade de nitrato de chumbo e a massa do precipitado obtido. TABELA 1: massa de precipitado obtido pela reação entre soluções de NaI 0,50 mol L -1 e de Pb(NO3)2 0,50 mol L-1 Béquer V (NaI)/mL V [Pb(NO3)2]/mL n (NaI)/(10-3 mol) n [Pb(NO3)2]/(10-3 mol) m (ppt)/g A 0,0 5,0 0,0 2,5 0,00 B

5,0

5,0

2,5

2,5

0,58

C

10,0

5,0

5,0

2,5

1,15

D

15,0

5,0

7,5

2,5

1,15

E

20,0

5,0

10,0

2,5

1,15

Neste caso, pode-se organizar os dados de cada béquer em uma linha; assim, em cada coluna deverá constar cada um dos dados requeridos. Na primeira linha deve-se especificar o tipo de informação contida em cada uma das colunas. A tabela deve ser antecedida por um título que fornece informação necessária para permitir a sua interpretação, de forma independente e autosuficiente. Apresentação de Dados em Gráficos

⇒

Há várias maneiras de se representar dados na forma de gráficos, e nesta seção será explicada como construir um gráfico de coordenadas cartesianas, ou do tipo x -y . Este tipo de gráfico é útil para correlacionar duas grandezas entre si, onde se considera que uma das grandezas (variável dependente) é função de uma outra (variável independente).


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Se for tomada como exemplo a tabela acima, pode-se ver que a massa do precipitado é função da quantidade adicionada de iodeto de sódio. Deve-se então traçar os eixos coordenados x e y , subdividindo-os segundo uma escala espaçada em intervalos uniformes e que representem valores numéricos simples, conforme o Gráfico 1. Note que a escala y , por exemplo, está espaçada em intervalos uniformes e com números simples, e não como: 0, 0,58 e 1,15, apesar de serem estes os valores da tabela. Uma vez definidas as escalas dos eixos, assinale cada ponto nas posições (x ,y )correspondentes. Em cada eixo, além das subdivisões e dos valores numéricos, deverão constar também o quociente entre a grandeza e a unidade. Para se traçar o gráfico, deve-se ter uma expectativa do tipo de curva ou de reta que deveráser utilizada. No exemplo dado, devem ser traçadas duas retas, sendo que uma delas deve passar pela origem (0,0). Tem-se então uma figura do tipo apresentada no Gráfico 2. Para se saber que tipo de curva deve ser traçada, deve-se ter uma idéia de qual relação existe entre as variáveis independente e dependente. Para tanto, é necessário saber quais princípios químicos e físicos estão afetando as variáveis em questão. No exemplo dado, pode-se esperar que amassa do precipitado produzido deve ser proporcional à quantidade do reagente NaI adicionado, que resulta em uma reta ascendente. Entretanto, quando o outro reagente - Pb(NO3)2 - é totalmente consumido, não há uma produção maior de precipitado, por mais que se adicione NaI; por isso observa-se a segunda reta, de massa constante. Trabalho em Equipe

⇒

Todos os trabalhos serão realizados por equipes de dois ou mais alunos. Compreenda, pois, o seu papel e colabore para que os trabalhos realizados sejam o resultado de um esforço conjunto. Na solução de problemas surgidos esforce-se ao máximo para resolve-los, consultando o professor sempre que for preciso. Procure estar presente na hora marcada para o início das aulas e evite saídas desnecessárias durante os trabalhos de laboratório. Relatório das Aulas Práticas

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É muito importante que o estudante tenha o seu caderno de laboratório para anotar todos os dados, observações e resultados obtidos em determinada experiência. 7 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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Todo profissional, no exercício de sua atividade, necessita se comunicar, seja sob a forma escrita ou oral. A elaboração de relatórios de aulas práticas consiste num treinamento de comunicação. O enfoque a ser dado a um relatório não é apenas o de responder a um questionário ou escrever aleatoriamente sobre o trabalho realizado; deve, porém, ser encarado como uma comunicação sobre uma atividade prática realizada, dirigida não apenas ao professor, mas a qualquer leitor que se interesse pelo assunto. Antes de iniciar a elaboração de um relatório, é necessário pensar no assunto a ser relatado, analisar os aspectos importantes que devam ser abordados e planejar uma seqüência lógica de exposição. Com esta análise preliminar estarão sendo definidos os aspectos essenciais do trabalho a serem mencionados. 1.5. A Redação Científica: Relatório Observações Gerais:  





O tempo verbal deve ser padronizado num texto. Uma vez passado, sempre passado... Tente usar a terceira pessoa e evitar “no nosso experimento”, “meus resultados” “pipetamos” etc.... preferir “no experimento realizado.....” , “os resultados obtidos....” Defina os itens do seu relatório com clareza. Agrupe assuntos semelhantes e separe assuntos não relacionados. Use subitens para organizar melhor os assuntos; Sempre procure numerar os itens para facilitar o acompanhamento da hierarquia dos itens (se a hierarquia for importante, evite marcadores);

  



Use termos técnicos; Respeite a grafia corretas de nomes científicos; Padronize a formatação: tamanhos e tipos de letras, tanto no texto quanto nos títulos; procure usar parágrafos alinhados pelas duas margens (esquerda e direita); mantenha sempre a mesma quantidade de espaços entre parágrafos e títulos, etc; Não enfeite demais seu relatório. Ele é um texto técnico e deve ter aspecto profissional. È bom ter uma capa com: Nome da Instituição, nome da disciplina, título da prática (ou práticas), integrantes do grupo e turma.

Um texto científico deve conter no mínimo as seguintes partes: INTRODUÇÃO, DESENVOLVIMENTO e CONCLUSÃO. O relato por escrito, de forma ordenada e minuciosa daquilo que se observou no laboratório durante o experimento é denominado RELATÓRIO. Tratando-se de um relatório de uma disciplina experimental aconselhamos compô-lo de forma a conter os seguintes tópicos:


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TÍTULO: Uma frase sucinta, indicando a idéia principal do experimento.

•

RESUMO: Descrever em um texto de poucas linhas (cinco no máximo) uma idéia geral do experimento efetuado, relatando rapidamente os resultados obtidos e as conclusões a que se chegou.

•

FUNDAMENTOS TEÓRICOS: Apresentar um pequeno resumo da teoria em que o

•

experimento se baseia, correlacionando sua importância para a compreensão desse conteúdo. OBJETIVO: Um pequeno parágrafo indicando os objetivos a que se pretende alcançar.

•

PARTE EXPERIMENTAL: Um texto, descrevendo a metodologia empregada para a realização do experimento. Geralmente é subdividido em duas partes:

•

•

Materiais e Reagentes: Um texto, apresentando a lista de materiais e reagentes utilizados no experimento, especificando o fabricante e o modelo de cada equipamento, assim como a procedência e o grau de pureza dos reagentes utilizados.

•

Procedimento: Um texto, descrevendo de forma detalhada e ordenada as etapas necessárias à realização do experimento.

RESULTADOS E DISCUSSÃO: Um texto, apresentando resultados na forma de dados coletados em laboratório e outros resultados, que possam ser calculados a partir dos dados. Todos os resultados devem ser apresentados na forma de tabelas, gráficos, equações químicas, esquemas, diagramas, imagens fotográficas ou outras figuras. Em seguida, apresenta-se uma discussão concisa e objetiva dos resultados, a partir das teorias e conhecimentos científicos prévios sobre o assunto, de modo a se chegar a conclusões.

•

CONCLUSÃO: Um texto, apresentando uma síntese sobre as conclusões alcançadas. Enumeram-se os resultados mais significativos do trabalho. Não se deve apresentar nenhuma conclusão que não seja fruto da discussão.

•

REFERÊNCIAS: Livros, artigos científicos e documentos citados no relatório (inclusive páginas da web) devem ser indicados a cada vez que forem utilizados. Recomenda-se a formatação das referências segundo norma da Associação Brasileira de Normas Técnicas (ABNT).

•

Um Exemplo de Relatório

⇒

Observação: O modelo de relatório que se segue, deve servir apenas como um indicativo sobre tópicos a serem relatados em suas descrições dos experimentos efetuados. A maneira de como escrever, deve seguir o estilo e a liberdade de expressão de cada grupo, para que possamos manter a personalidade de cada um.


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DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DO CHUMBO SÓLIDO RESUMO A densidade do chumbo sólido foi determinada, na temperatura de 303,15 K, pela razão entre a massa e o volume de corpos de chumbo de tamanhos variados. Obteve-se o valor 11,4 ± 0,001 g / cm3, o qual apresenta boa concordância com o valor reportado na literatura. INTRODUÇÃO O chumbo é um elemento químico metálico, de número atômico 82, que funde na temperatura de 600,6 K. Seu símbolo químico é Pb. É aplicado em proteção contra radiação ionizante, em acumuladores (baterias), soldas, munição, além de outras. (BARBOSA, 1999) Densidade é a razão entre a massa e o volume de um dado corpo ou substância ( vide Equação 1). É uma propriedade física que pode ser utilizada para identificar substâncias. Pelo fato dos sólidos serem bem pouco compressíveis, a densidade dos sólidos não varia muito com a temperatura. Já os líquidos e os gases apresentam uma variação de densidade considerável em função da temperatura. (1) massa densidade = volume

OBJETIVO O objetivo deste experimento é determinar a densidade do chumbo sólido e compará-lo com o valor 11,35 g / cm 3 apresentado na literatura. (KOTZ, 2002) PARTE EXPERIMENTAL Materiais e Reagentes Os seguintes materiais, disponíveis no laboratório de ensino de Química, foram utilizados neste experimento: • Proveta de vidro (capacidade: 50,0 cm3) •

Balança semi-analítica (precisão ±0,001 g) – Fabricante: Gehaka ; modelo:

As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório de ensino de Química, foram utilizadas neste experimento: •

Água destilada

•

Corpos de chumbo (tamanhos variados) 10


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Procedimento Foram pesados três corpos de chumbo, de tamanhos variados, em uma balança semianalítica, anotando-se suas massas com precisão de ±0,001 g. Cada corpo de chumbo foi imerso em uma proveta de vidro, de capacidade igual a 50,0 cm3, contendo previamente 25,0 cm3 de água destilada. A seguir, anotou-se o volume de água deslocado após a imersão do corpo de chumbo. Todo o procedimento foi feito na temperatura ambiente do laboratório, igual a 303,15 K. RESULTADOS E DISCUSSÃO Os valores das massas dos corpos de chumbo e dos volumes de água deslocados após a imersão de cada corpo estão apresentados na Tabela 1. Assumiu-se que o volume deslocado de água corresponde ao volume do corpo imerso. A densidade de cada corpo de chumbo foi calculada, a partir dos valores medidos de massa e de volume, utilizando a Equação 1. Por fim, determinou-se o valor médio da densidade do chumbo e o respectivo desvio-padrão, que mede a precisão do resultado. O valor obtido para a densidade do chumbo é igual a 11,4 ± 0,001 g / cm3 e apresenta uma boa concordância com o valor da literatura 11,35 g / cm 3. (KOTZ, 2002) Tabela 1. Valores das massas dos corpos de chumbo, dos volumes de água deslocados e das densidades calculadas. Corpo de Chumbo massa / g volume / cm3 densidade / g/cm3 1 57,5 5,0 11,5 2 79,8 7,0 11,4 3 101,7 9,0 11,3 11,4 média desvio-padrão ± 0,1 CONCLUSÃO A partir de medidas de massa e de volume de corpos de chumbo de tamanhos variados, determinou-se o valor 11,4 ± 0,001 g/cm3 para a densidade do chumbo sólido, na temperatura de 303,15 K. Este valor apresenta uma boa concordância com o valor 11,35 g/cm 3, reportado na literatura. REFERÊNCIAS BARBOSA, A. L. Dicionário de Química. AB Editora: Goiânia, 1999. p.81. KOTZ, J. C.; TREICHEL, Jr. P. Química e Reações Químicas. 4.ed., v.1, LTC Editora S.A.: Rio de Janeiro, 2002. 11 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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2. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 2.1. Normas Básicas de Segurança no Laboratório A segurança no laboratório é uma responsabilidade que deve ser assumida por professores, monitores e alunos. No recinto do laboratório não é permitida brincadeiras ou atitudes que possam provocar danos para si ou outras pessoas. Apesar disso, os laboratórios de química não são necessariamente lugares perigosos embora muito dos perigos estejam associados a eles. Acidentes são, na maioria das vezes, causados por falta de cuidado, ignorância e desinteresse pelo assunto. Embora não seja possível enumerar todas as causas de possíveis acidentes num laboratório, existem alguns cuidados que são básicos e que, se observados, ajudam a evitá-los. 1. É PROIBIDO comer, beber ou fumar no laboratório; 2. Evite trabalhar sozinho no laboratório, a presença de outras pessoas será sempre uma valiosa ajuda em caso de acidentes; 3. Prepare-se antes de tentar realizar os experimentos. Procure ler e entender os roteiros experimentais; consulte a literatura especializada. Em caso de dúvidas, discuta o assunto com o professor antes de tentar fazer o experimento; 4. Utilize sempre que necessário materiais que possam garantir maior segurança no trabalho tais como: luvas, pinça, óculos (obrigatório), jaleco (obrigatório) etc. Procure manter seu jaleco limpo. 5. Conserve sempre limpos os equipamentos, vidrarias e sua bancada de trabalho. Evite derramar líquidos, mas se o fizer, limpe o local imediatamente; 6. Gavetas e portas dos armários devem ser mantidas sempre fechadas quando não estiverem sendo utilizadas; 7. Ao término do período de laboratório, lave o material utilizado, limpe sua bancada de trabalho, seu banco, a pia e outras áreas de uso em comum. Verifique se os equipamentos estão limpos e desligados e os frascos reagentes fechados; 8. Lave suas mãos freqüentemente durante o trabalho prático, especialmente se algum reagente químico for respingado. Ao final do trabalho, antes de deixar o laboratório, lave as mãos; 9. Antes de manusear um reagente químico qualquer, deve-se conhecer as propriedades químicas, físicas e toxicológicas deste, seu manuseio seguro e medidas de primeiros socorros em caso de acidente. Para isto deve-se consultar o Index Merck ou fichas toxicológicas dos produtos.


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10. Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes químicos para evitar pegar o frasco errado. Certifique-se de que o reagente contido no frasco é exatamente o citado no roteiro experimental; 11. Nunca torne a colocar no frasco, o reagente não utilizado. Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes, exceto o conta-gotas de que alguns são providos; 12. Evite contato físico com qualquer tipo de reagente químico. Tenha cuidado ao manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases - use a CAPELA; 13. A diluição de ácidos concentrados deve ser feita adicionando-se o ácido, lentamente, com agitação constante, sobre a água - com essa metodologia adequada, o calor gerado no processo de mistura, é absorvido e dissipado no meio. NUNCA proceda ao contrário (água sobre o ácido). 14. Nunca deixe frascos contendo reagentes químicos inflamáveis próximos à chama; 15. Não deixe nenhuma substância sendo aquecida por longo tempo sem supervisão; 16. Não jogue nenhum material sólido dentro das pias ou ralos. O material inútil (rejeito) deve ser descartado de maneira apropriada; 17. Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sobre o nariz. Desloque os vapores que se desprendem do frasco com a mão para a sua direção; 18. Use a CAPELA para experiências que envolvem o uso ou liberação de gases tóxicos ou corrosivos; 19. Não aqueça tubos de ensaio com a extremidade aberta voltada para si mesmo ou para alguém próximo. Sempre que possível o aquecimento deve ser feito na CAPELA; 20. Não deixe recipientes quentes em lugares em que possam ser pegos inadvertidamente. Lembre-se de que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio; 21. Não pipete de maneira alguma, líquidos corrosivos ou venenosos, por sucção, com a boca. Procure usar sempre a “pêra de sucção” para pipetar. 22. O bico de Bunsen deve permanecer aceso somente quando estiver sendo utilizado; 23. Não trabalhe com material imperfeito; 24. Em caso de acidentes, comunique o professor imediatamente. Ele deverá decidir sobre a gravidade do acidente e tomar as atitudes necessárias; 25. Em caso de possuir alguma alergia, estar grávida ou em qualquer outra situação que possa ser afetado quando exposto a determinados reagentes químicos, comunique o professor logo no primeiro dia de aula; 26. Em caso de incêndio este deverá ser abafado imediatamente com uma toalha ou, se necessário, com o auxilio do extintor de incêndio apropriado; 27. Comunique o professor, monitor ou técnico sempre que notar algo anormal no laboratório; 28. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor. Caso deseje tentar qualquer modificação do roteiro experimental discuta com o professor antes de fazê-lo;


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29. No laboratório é OBRIGATÓRIO o uso do jaleco, de óculos de segurança (para quem não usa óculos de grau), de calça comprida e sapato fechado. Mantenha sempre o cabelo preso. 2.2. Descarte de Rejeitos (Resíduos) A finalidade destas indicações é transformar produtos químicos ativados em derivados inócuos para permitir o recolhimento e eliminação segura. Ao se manejar produtos químicos de laboratório e principalmente ao se desativar produtos químicos deve-se ter a máxima precaução, visto que são muitas vezes reações perigosas. Todos os trabalhos devem ser executados por pessoal habilitado com o uso de roupas e material de proteção adequados a cada finalidade. Insiste-se para que a inativação seja feita em escala reduzida, podendo-se fazer adaptações. As substâncias vencidas e/ou contaminadas que forem dispostas para descarte deverão ser conservadas em sua embalagem original, conservando todas as informações contidas nos rótulos. A metodologia a seguir deverá ser executada em todos os locais geradores de Resíduos de laboratório.

1. Solventes orgânicos isentos de halogênios - Recipiente Coletor A. 2. Solventes orgânicos contendo halogênios - Recipiente Coletor B. 3. Reagentes orgânicos relativamente inertes, do ponto de vista químico, recolhidos no

4.

5.

6.

7.

recipiente coletor A. Se contiverem halogênios no Coletor B. Resíduos sólidos no Coletor C. Soluções aquosas de ácidos orgânicos são neutralizadas cuidadosamente com bicarbonato de sódio ou hidróxido de sódio - Recipiente Coletor D. Os ácidos carboxílicos aromáticos são precipitados com ácido clorídrico diluído e filtrados. O precipitado é recolhido no Coletor C e a solução aquosa no Coletor D. Bases orgânicas e aminas na forma dissociada - Recipiente Coletor A ou B. Recomendase freqüentemente, para se evitar maiores odores, a cuidadosa neutralização com ácido clorídrico ou sulfúrico diluído. Nitrilos e mercaptanas são oxidados por agitação por várias horas (preferivelmente à noite) com solução de hipoclorito de sódio. Um possível excesso de oxidante é eliminado com tiossulfato de sódio. A fase orgânica é recolhida no recipiente A ou B e a fase aquosa no recipiente D. Aldeídos hidrossolúveis são transformados com uma solução concentrada de hidrogenossulfito de sódio a derivados de bissulfitos. Recipiente Coletor A ou B.


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8. Compostos organometálicos, geralmente dispersos em solventes orgânicos, sensíveis a hidrólise, são gotejados cuidadosamente sob agitação em n-butanol na capela. Agita-se durante a noite e se adiciona de imediato um excesso de água. A fase orgânica é recolhida no Coletor A e a fase aquosa no recipiente D. 9. Produtos cancerígenos e compostos combustíveis, classificados como tóxicos ou muito tóxicos - Recipiente Coletor F. 10. Peróxidos orgânicos são destruídos e as fases orgânicas colocadas no recipiente A ou B e aquosa no recipiente D. 11. Halogenetos de ácido são transformados em ésteres metílicos usando-se excesso de metanol. Para acelerar a reação pode-se adicionar algumas gotas de ácido clorídrico. Neutraliza-se com solução de hidróxido de potássio. Recipiente Coletor B. 12. Ácidos inorgânicos são diluídos em processo normal ou em alguns casos sob agitação em capela adicionando-se água. A seguir neutraliza-se com solução de hidróxido de sódio. Recipiente Coletor D. 13. Bases inorgânicas são diluídas como ácidos e neutralizadas com ácido sulfúrico. Recipiente Coletor D. 14. Sais inorgânicos - Recipiente Coletor I. Soluções - Recipiente Coletor D. 15. Soluções e sólidos que contém metais pesados - Recipiente Coletor E. 16. No caso de sais de tálio, altamente tóxicos e suas soluções aquosas é necessário precaução especial - Recipiente Coletor E. As soluções são precipitadas com hidróxido de sódio (formam-se óxidos de tálio) com condições de neutralização. 17. Compostos inorgânicos de selênio - Recipiente Coletor E. O selênio elementar pode ser recuperado oxidando-se os concentrados em capela com ácido nítrico concentrado. Após a adição de hidrogenossulfito de sódio o selênio elementar é precipitado. Recipiente Coletor E. 18. No caso de berílio e sais de berílio (altamente cancerígenos) recomenda-se precauções especiais. Recipiente Coletor E. 19. Compostos de urânio e tório devem ser eliminados conforme legislação especial. 20. Resíduo inorgânico de mercúrio - Recipiente Coletor G. 21. Resíduo inorgânico de prata- Recipiente Coletor H. 22. Cianetos são oxidados com hipoclorito de sódio, preferencialmente à noite. O excesso de oxidante é destruído com tiossulfato. Recipiente Coletor D. 23. Peróxidos inorgânicos são oxidados com bromo ou iodo e tratados com tiossulfato de sódio. Recipiente Coletor D. 24. Ácido fluorídrico e soluções de fluoretos inorgânicos são tratados com carbonato de cálcio e filtra-se o precipitado. Sólido - Recipiente Coletor I e solução aquosa - Recipiente Coletor D.


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25. Resíduos de halogênios inorgânicos, líquidos e sensíveis à hidrólise são agitados na capela em solução de ferro e deixados em repouso, durante à noite. Neutraliza-se com solução de hidróxido de sódio. Recipiente Coletor E. 26. Fósforo e seus compostos são muito inflamáveis. A desativação deve ser feita em atmosfera de gás protetor em capela. Adiciona-se 100 mL de solução de hipoclorito de sódio 5% contendo 5 mL de hidróxido de sódio 50%, gota a gota. Em banho de gelo, à substância que se quer desativar. Os produtos de oxidação são precipitados e separados por sucção. Precipitado - Recipiente Coletor I e solução aquosa - Recipiente Coletor D. 27. Metais alcalinos e amidas de metais alcalinos, bem como os hidretos, decompõem-se explosivamente com a água. Por isso estes compostos são colocados com a máxima precaução em 2-propanol, em capela com tela protetora e óculos de segurança. Se a reação ocorrer muito lentamente pode-se acelerar com adição cuidadosa de metanol. Em caso de aquecimento da solução alcóolica deve-se interromper o processo de destruição da amostra. Obs. Nunca esfriar com gelo, água ou gelo seco. Recomenda-se deixar em repouso durante a noite, diluindo-se no dia seguinte com um pouco de água e neutralizando-se com ácido sulfúrico. Recipiente Coletor A. 28. Os resíduos que contenham metais preciosos devem ser recolhidos no recipiente Coletor H para reciclagem. Solução aquosa - Recipiente Coletor D. 29. Alquilas de alumínio são extremamente sensíveis à hidrólise. Para o manejo seguro destes recomenda-se o uso de seringa especial. Deve-se colocar se possível no frasco original ou no Recipiente Coletor F. 30. Os produtos para limpeza quando contenham substâncias contaminantes são colocados no recipiente D. As informações aqui contidas foram adaptadas de publicações da SIGMA-ALDRICH. http://unigranrio.com.br/residuos/informacoes_residuos.html 2.3. Acidentes Comuns em Laboratorio e Primeiro Socorros I.

QUEIMADURAS a) Causadas pelo calor - quando leves, aplicar pomada de Picrato de Butesina e, quando graves, devem ser cobertas com gaze esterilizada, previamente umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%. b) Causadas por ácidos - deve-se lavar imediatamente a região com bastante água durante pelo menos 5 minutos. Em seguida, tratar com solução de bicarbonato de sódio a 5% e lavar novamente com água. Secar o local e aplicar Merthiolate. 16


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c) Causadas por bases - proceder como em b, aplicando solução de ácido acético 1%. II.

ÁCIDOS NOS OLHOS – Deve-ser lavar com bastante água durante aproximadamente 15 minutos e aplicar solução de bicarbonato de sódio 1%.

III.

BASES NOS OLHOS – Proceder como em II e aplicar solução de ácido bórico 1%.

IV.

INTOXICAÇÃO POR GASES – Remover a vítima para um ambiente arejado e deixar descansar. Em caso de asfixia fazer respiração artificial.

V.

INGESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS – Recomenda-se beber muita água e em seguida beber:

a) Um copo de solução de bicarbonato de sódio 1% ou leite de magnésia, em caso de ingestão de ácidos; b) Um copo de solução de ácido cítrico ou ácido acético a 2%, em caso de ingestão de bases.


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3. EXPERIMENTOS 3.1. EXPERIMENTO N0 1 – Tabela Periódica - Um Super Trunfo para Alunos do Ensino Fundamental e Médio

I. Objetivos Este trabalho teve por objetivo o desenvolvimento e a aplicação de um jogo didático, que aborda a Tabela Periódica e as propriedades periódicas, para alunos de Ensino Fundamental e Médio II. Fundamentos Teóricos A busca por novas metodologias e estratégias de ensino para a motivação da aprendizagem, que sejam acessíveis, modernas e de baixo custo, é sempre um desafio para os professores (Rosa e Rossi, 2008; Brasil, 2006). Nessa direção, os jogos didáticos surgem como uma alternativa, pois incentivam o trabalho em equipe e a interação aluno-professor; auxiliam no desenvolvimento de raciocínio e habilidades; e facilitam o aprendizado de conceitos (Vygotsky, 1989). Jogos podem ser considerados educativos se desenvolverem habilidades cognitivas importantes para o processo de aprendizagem, tais como resolução de problemas, percepção, criatividade, raciocínio rápido, dentre outras. Quando um jogo é elaborado com o objetivo de atingir conteúdos específicos para ser utilizado no meio escolar, este é denominado de jogo didático. No entanto, se ele não possuir objetivos pedagógicos claros e sim ênfase ao entretenimento, então os caracterizamos de entretenimento. O jogo educativo deve ter suas funções bem definidas, devendo proporcionar a função lúdica – que está ligada à diversão, ao prazer e ao desprazer – e a função educativa – que tem por objetivos a ampliação dos conhecimentos. Adicionalmente, o jogo educativo contribui para o estreitamento da relação aluno-professor e aluno-aluno, podendo facilitar o processo de inclusão. Resultados positivos têm sido obtidos com a utilização de diversos jogos no ensino de química ou ciências com diferentes enfoques e aplicações (Cunha, 2000). III. Materiais e Reagentes As cartas foram confeccionadas por um aluno do curso de Química Licenciatura como parte do seu trabalho de conclusão de curso. As cartas foram feitas utilizando-se um programa computacional (Microsoft Excel), depois impressas e plastificadas. No entanto, é importante também que os alunos façam parte da confecção das cartas, assim o material sugerido para cada grupo de trabalho compreende: - cartolinas (para confecção das cartas, sugere-se o modelo da Figura 1); - régua; - tesoura; - canetas; - material de pesquisa (livros). IV. Procedimento Experimental Foi desenvolvido um jogo Super Trunfo tendo como tema central a Tabela Periódica dos elementos químicos e assim promover uma abordagem diferente do assunto aos alunos do Ensino Médio e Fundamental. Inicialmente foi realizada uma pesquisa nos livros didáticos para saber quais eram as propriedades periódicas e aperiódicas mais e menos abordadas por estes. Após a obtenção desses dados, optou-se em colocar no jogo algumas das mais abordadas e algumas das menos abordadas ou que são rapidamente trabalhadas pelos professores em sala. 18 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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Assim, após o nome do elemento escrito nas cartas, foram registradas as informações sobre Numero Atômico, Massa Atômica, Ponto de Ebulição, Ponto de Fusão, Densidade, Eletronegatividade e Configuração Eletrônica. No verso das cartas, foi adicionado também um breve histórico do elemento químico, contendo as informações como o nome do descobridor do elemento e o local onde é encontrado. Na Figura 1, encontra-se um exemplo da apresentação das cartas.

Figura 1: Carta do jogo Super Trunfo da Tabela Periódica As regras do jogo são as seguintes: Participantes: dois ou mais jogadores Objetivo: ficar com todas as cartas do adversário por meio dos confrontos de valores de cada elemento. Idade: não determinado, entretanto, como se trata de um jogo com fins didáticos, envolvendo conceitos de química, é relevante que o jogador tenha noções sobre os elementos químicos e suas propriedades (o ideal é a partir da 8ª série do Ensino Fundamental). Preparação: as cartas deverão ser distribuídas em números iguais para cada um dos jogadores. Cada jogador recolhe suas cartas e segura de modo que os adversários não possam vê-las. As cartas conterão informações sobre os elementos como: número atômico; massa atômica; ponto de ebulição; ponto de fusão; densidade; eletronegatividade; configuração eletrônica. Como jogar: a) Se você é o primeiro a jogar, escolha uma carta e, entre as informações contidas nesta, diga o que você quer confrontar com as cartas de seu adversário. Por exemplo: maior ponto de ebulição; menor densidade. Quando seu adversário escolher a carta que ele colocará em disputa, você deve colocar a carta na mesa e, em seguida, seu adversário repete o mesmo ato, confrontando os valores. Quem tiver o valor mais alto ou mais baixo, ganha as cartas da mesa; b) o próximo jogador será o que venceu a rodada anterior. Assim prossegue o jogo até que um dos participantes fique com todas as cartas do jogo, vencendo a partida; c) se dois ou mais jogadores abaixam cartas com o mesmo valor máximo ou mínimo, os demais participantes deixam suas cartas na mesa e a vitória é decidida entre os que empataram. Para isso, quem escolheu inicialmente diz um novo item a ser verificado na próxima carta, ganhando as cartas da rodada quem tiver o valor mais alto ou mais baixo do novo item. 19 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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V.

Questionário

1) Quais foram as dificuldades verificadas na preparação do material? 2) Sugira uma outra atividade que poderia ser empregado igual método lúdico? VI. Referência Bibliográfica GODOI, Thiago Andre de Faria; OLIVEIRA, Hueder Paulo Moisés de; CODOGNOTO, Lúcia. Tabela Periódica - Um Super Trunfo para Alunos do Ensino Fundamental e Médio . QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. Vol. 32, N°1 , FEVEREIRO 2010.


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3.2. EXPERIMENTO N0 2 – Determinação do raio atômico de alguns metais I. Objetivos Este experimento trata da determinação dos raios atômicos dos metais alumínio, ferro e cobre. Tem como aspectos marcantes a percepção do que representa o tamanho do átomo, de como um sólido cristalino se estrutura, da relação existente entre o micro e o macrocosmo e a interdisciplinaridade entre a química, a física e a matemática. II. Fundamentos Teóricos A idéia fundamental é que o volume de um líquido deslocado por determinada massa de um sólido pode ser utilizado para determinar a densidade desse sólido. Alguns ‘tarugos’ metálicos têm as características desejáveis para a realização do experimento. Dimensões de átomos, íons e distâncias de ligação situam-se na faixa de 10 -10 metros (1ângstron ou 100 picometros). Imagine uma fileira de 1 cm de átomos de sódio (raio atômico 185,8 pm): ela seria formada por quase 27 milhões de átomos de sódio: 1 átomo → 2 x 185,8 x 10-12 m n°de átomos → 1 x 10 -2 m III. Materiais e Reagentes • • • •

Garrafas de refrigerante tipo PET de 2 L, com seção cilíndrica uniforme. Régua Barbante ou tiras de papel Pedaços de alumínio, ferro ou cobre, com massas entre 500 e 1000 g, de formas geométricas definidas (cilíndricas, cúbicas ou mais complexas) e também de formas indefinidas.

Balança comum

•

IV. Procedimento Experimental Para sólidos metálicos de forma geométrica definida Pegue um pedaço do metal com forma geométrica definida, determine sua massa em uma balança comum, com precisão de ± 5 g. Determine as dimensões necessárias para o cálculo de seu volume. Procure em livros de matemática a equação adequada a essa figura. Para Sólidos metálicos de forma geométrica definida ou não: determinação da densidade pelo deslocamento de uma coluna de água. Determine inicialmente a massa no aitem anterior. O volume do sólido será determinado pelo deslocamento de do um metal líquido,como no caso água. a) Corte uma garrafa PET na sua parte superior. Cole uma fita adesiva externamente à garrafa, no sentido longitudinal. b) Coloque um volume de água que possa encobrir totalmente a amostra após a sua imersão. Marque o nível da água utilizando uma caneta de escrita fina.


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c) Mergulhe totalmente o metal na água, tomando o cuidado para não deixar ‘espirrar’ água para fora da garrafa. Não deixe bolhas de ar aderidas às paredes do metal. Anote a nova posição do nível da água. d) Com o auxílio de um barbante ou de uma fita de papel, determine o perímetro da circunferência da garrafa sendo o perímetro da circunferência é igual a 2 πr. Calcule o volume de água deslocado.

Hipótese I Considerando um sólido sem espaços vazios entre os átomos. Considere inicialmente que o sólido metálico não tem espaços vazios e que, portanto, seja formado por ‘átomos cúbicos’. Para um mol de átomos há uma massa correspondente (massa molar, M ) e um volume molar (V m). A partir da densidade experimental pode se calcular V m: d = M / V m Para se determinar o volume de um átomo divide-se V m pela constante de Avogadro. Como o átomo foi considerado um cubo compare o volume determinado dessa maneira com o calculado para uma esfera. Use os dados de raios atômicos da tabela a seguir: 22 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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Hipótese II Considerando o sólido como sendo do sistema cúbico simples e que o átomo seja uma esfera (repare que agora já há espaços vazios entre as (esferas) Um mol de átomos corresponde a um mol de celas unitárias. Portanto, o volume molar V m do item anterior é também o volume ocupado por um mol de celas unitárias. A aresta do cubo ( a u) nesse retículo é do tamanho de dois raios atômicos (r at): a u = 2 r at. Como o volume da cela unitária (V u) relaciona-se com a aresta por: V u = (a u)3 O raio atômico pode ser calculado.

V. Questionário 1) Pode-se perguntar: a) Com essas reduzidas dimensões, é possível obter os valores de raios atômicos ou iônicos com razoável segurança? Justifique a sua resposta. b) Para isso, sempre será necessário uma aparelhagem muito sofisticada? c) O experimento aqui proposto prova as suas? VI.

Referência Bibliográfica

SIMONI, José de Alencar; TUBINO, Matthieu. Determinação do raio atômico de alguns metais . QUÍMICA NOVA NA ESCOLA, N°9, MAIO 1999


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3.3 EXPERIMENTO N0 3 – Pilhas modificadas empregadas no acendimento de lâmpadas I. Objetivos Este trabalho tem como objetivo a construção de duas pilhas eletroquímicas a partir de materiais de fácil acesso e que permitem acender lâmpadas de pequeno consumo por intervalo de tempo razoável. A ou primeira delas é uma adaptação dao‘pilha de conjunto Daniell’ ede a segunda uma modificação da ‘pilha seca’ de ‘empilhamento’, que envolve mesmo reações da primeira. II. Fundamentos Teóricos O tópico ‘pilhas’ faz parte do conteúdo programático das disciplinas de química ministrado nas escolas do ensino médio. Como exemplo maior, comumente cita-se a pilha de Cu 0|Cu2+||Zn2+|Zn0, conhecida como ‘pilha de Daniell’. Esse dispositivo é constituído basicamente por semicélulas de Cu0|CuSO4 1,0 mol/L e Zn0|ZnSO4 1,0 mol/L, em compartimentos isolados, e unidas por meio de ponte salina; esta última é feita com um tubo de vidro, em forma de U invertido, contendo solução de agar-agar saturada com um eletrólito forte ou apenas solução aquosa saturada de eletrólito, tapada nas extremidades por chumaços de algodão. Devido à relativa facilidade para montar essa pilha, alguns professores chegam a demonstrar, com o auxílio de um voltímetro, a transformação espontânea de energia química em energia livros adotados no voltagem ciclo básico sugerem a possibilidade de o sistema permitir elétrica. acender Alguns lâmpadas pequenas — de ao redor de 1,5 V. III. Materiais e Reagentes Pilha 1 • 1 membrana de casca de salsicha (de celulose regenerada) ou casca de lingüiça (tripa seca bovina), ambas existentes em casas frigoríficas, de 13 cm de comprimento; • Fio de náilon (linha de pesca); • 1 placa de cobre e 1 de zinco (lixadas), de aproximadamente 10 cm x 2 cm x 0,1 cm L de solução saturada NaCl água (sal degcozinha); • 1Sulfato de cobre (CuSOde 1 mol/L (12,5 em 50 mL de água), encontrado em lojas de 4. 5H 2O),em artigos de jardinagem e casas agropecuárias; • Lâmpada de 1,5 V (farolete pequeno) com os pólos ligados a fios. • 1 garrafa plástica descartável de refrigerante 2 L; • 1 placa de madeira ou isopor, com dois orifícios (3,5 cm de diâmetro) separados por 1,5 cm (essa peça serve somente para suporte); • Fita adesiva; • Elástico; • Multímetro (opcional). Pilha 2 • 2 placas de cobre e 2 de zinco (lixadas); • 42 tiras de feltro (tecido); papelão (usado em confeitarias na embalagem de bolos), todas as tiras medindo 10cm x 2 cm; • Sulfato de cobre (CuSO4.5H2O), 1 mol/L (aproximadamente 6,2 g em 25 mL de água); • Aproximadamente 100 mL de solução saturada de NaCl em água (sal de cozinha); • Fita adesiva • Lâmpada de 1,5 V com os pólos ligados a fios.


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IV. Procedimento Experimental A compartimentalização da semicélula de cobre é feita na casca, que é uma membrana porosa e permite o fluxo de íons. Lave muito bem a membrana com água e detergente; corte a garrafa plástica a uma altura de 15 cm da base (formando um recipiente) e corte o bocal, conectando uma das extremidades da casca a este, conforme mostra a Figura 1.

Apóie o bocal de garrafa (com a membrana) no suporte de madeira/isopor. Adicione, pelo bocal, a solução de CuSO4. Introduza o conjunto no recipiente plástico contendo a solução de NaCl saturado. A seguir coloque a placa de cobre na solução de sulfato de cobre e a placa de zinco diretamente na solução de NaCl (use o outro orifício do suporte); conecte os fios da lâmpada às placas metálicas com fita adesiva, conforme mostrado na Figura 2. Observe o efeito.

Pilha 2 Monte a pilha com a seguinte seqüência de empilhamento: placa de cobre, feltro encharcado com a solução de sulfato de cobre; papelão encharcado com a solução de NaCl; feltro encharcado com a solução de NaCl; placa de zinco (Figura 3); continua-se o empilhamento repetindo-se a mesma seqüência. Conecte os fios da lâmpada às placas laterais (de cobre e de zinco). Observe.


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V. Questionário 1. A tensão da pilha depende da superfície de contato entre placa e solução? Sugere-se alterar a área de contato fazendo emergir/imergir parcialmente as placas metálicas da pilha 1 e medindose, durante esse procedimento, a tensão (lembre-se de medir sem a lâmpada). 2. Nas pilhas apresentadas, realmente é a corrente o fator limitante para o acendimento da lâmpada? Sugere-se emergir/imergir as placas metálicas da pilha 1 e observar a intensidade luminosa. 3. Nas pilhas propostas, em vez de soluções contendo íons Zn 2+ utilizaram- se soluções de NaCl. Tal fato gera tensões ligeiramente diferentes de 1,1 V. Por que os resultados qualitativos são os mesmos? 4. Na pilha 1, após uma hora de funcionamento e conhecendo-se a corrente gerada pela mesma, calcule: i) a quantidade de elétrons que circulou pela lâmpada e ii) a massa de cobre depositada no eletrodo de cobre. Compare com o valor experimental, determinando a massa da placa de cobre antes e depois do experimento. VI . Referência Bibliográfica HIOKA, Noboru; MAIONCHI, Florângela; RUBIO, Danil Agar Rocha; GOTO, Patrícia Akemi; FERREIRA, Odair Pastor. Pilhas modificadas empregadas no acendimento de lâmpadas. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. N°8, NOVEMBRO 1998.


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3.4.

EXPERIMENTO N0 4 – Experiências sobre solos

I. Objetivos Esta prática tem o objetivo de propor experimentos simples para estudar a composição dos solos. II. Fundamentos Teóricos A formação do solo pela natureza leva milhares de anos. As rochas, expostas à ação do sol, dos ventos, das chuvas, com o passar do tempo vão se fragmentando e se transformando em outros materiais, como pedra, argila e areia. Da mesma forma e ainda por ação de microorganismos, restos de animais e vegetais vão sofrendo decomposição, formando o húmus, ou seja, a matéria orgânica presente no solo. Os solos são formados por quatro componentes principais: os minerais, a matéria orgânica, a água e o ar. Estão presentes ainda muitos microrganismos importantes na preservação e na fertilidade do solo. O solo destinado à agricultura corresponde a uma camada de 20 a 40 cm de espessura. A produtividade agrícola depende das característica dessa camada, afetada por fatores como temperatura, acidez ou alcalinidade, facilidade de infiltração de água, estrutura e presença de microorganismos. III. Atividades: a) Verificação da condutibilidade elétrica dos solos

A água existente no solo dissolve os minerais solúveis e dessa maneira torna-os disponíveis para as plantas. Podemos evidenciar a presença de minerais solúveis em água no solo mediante medidas de condutibilidade elétrica. Material: Água destilada; • Amostra de solo (colete o solo em um recipiente limpo e seco, evitando solo recém-fertilizado); • 1 colher (de chá) de plástico; • Sistema para aquecimento (lamparina ou bico de gás, tripé com tela refratária); • 1 béquer de 100 mL • 1 sistema elétrico para medir a condutibilidade (vide Figura 1) com lâmpadas de diferentes potências (lâmpada de neon, de 5 e 25 W, por exemplo). Procedimento Coloque água no béquer até metade de sua capacidade (cerca de 50 mL) e, utilizando o sistema, meça a condutibilidade elétrica, introduzindo os fios desencapados do aparelho na água. Meça novamente, desrosqueando as lâmpadas uma a uma. Aqueça a água até próximo à ebulição e meça a condutibilidade da água aquecida. A seguir, adicione quatro colheres da amostra do solo e misture Aqueça por nenhuma mais um ou minutos.acenda, Retire do fogo e teste a condutibilidade solução bem. resultante. Caso dasdois lâmpadas desrosqueie a de maior potênciadae observe. A solução resultante da mistura do solo com água apresenta condutibilidade elétrica maior que a da água destilada, como fica evidenciado pelo acendimento das lâmpadas. No caso da água destilada, apenas a lâmpada de neônio se acende, enquanto no caso do solo acende também, embora fracamente, uma lâmpada de 5 watts. A água destilada conduz fracamente a corrente elétrica porque, sendo eletrólito fraco, a quantidade de íons é muito pequena.


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b) Íons Fe 3+ no solo Podemos também verificar a presença de compostos solúveis de ferro no solo. O elemento ferro é um micronutriente dos vegetais, estando relacionado à formação de clorofila. Material • Solução de ácido clorídrico 3 mol/L (cerca de 22 mL) • Solução de tiocianato de potássio ou de amônio 0,02 mol/L (pode-se usar ‘aspirina’ – veja as notas) • Amostra de solo • 1 béquer de 100 mL • 1 erlenmeyer de 50 mL • 2 tubos de ensaio • 1 funil com suporte • 1 proveta de 25 mL (ou algum utensílio doméstico como mamadeira, jarra graduada etc.) • Papel-filtro (ou coador de papel) • 1 colher (de chá) de plástico • 1 bastão de vidro (ou outro material que sirva para provocar agitação, como palito de madeira) • 1 conta-gotas

Figura 1: Aparelho de condutibilidade. Procedimento Coloque no béquer duas colheres de solo, adicione cerca de 20 mL da solução de ácido clorídrico e agite com o bastão de vidro por alguns minutos. Coloque o papel-filtro no funil e monte um sistema para filtração. Filtre a mistura, recolhendo o filtrado no erlenmeyer. Adicione o filtrado a um dos tubos de ensaio até cerca de 2 cm de altura (mais ou menos 2 mL) e acrescente 5 gotas da solução de tiocianato de potássio (ou de amônio). Agite e observe. No outro tubo de ensaio, coloque a mesma quantidade de ácido clorídrico, adicione 5 gotas da solução de tiocianato, agite e observe. Na interação entre íons Fe 3+(aq) e íons SCN- (aq) ocorre a formação do complexo tiocianoferrato, Fe(SCN)2+ (aq), que apresenta uma cor vermelha intensa, podendo-se assim detectar facilmente a presença dos íons Fe3+. c) pH do solo A dissolução pela água de certos minerais, bem como o uso de alguns fertilizantes, podem tornar o solo ácido, o que prejudica o crescimento de alguns vegetais (soja, feijão, trigo) e diminui a ação de microorganismos presentes no solo. Pode ocorrer também de o solo se tornar alcalino, principalmente em regiões áridas e com pouca chuva. Solos alcalinos podem ser prejudiciais ao crescimento das plantas. A ‘sarda da batatinha’ é causada por uma bactéria que vive em solos alcalinos. Podemos determinar o pH do solo para que possa ser corrigido para melhor se adequar a uma dada cultura.


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Material • Amostra de solo; • Indicador universal verde (pode ser extrato de repolho roxo, papel indicador universal ou papel de tornassol); • Água destilada; • 1 béquer de 50mL; • 2 tubos de ensaio; • 1 conta-gotas; • 1 colher (de chá) de plástico; • Sistema de aquecimento (lamparina ou bico de gás, tripé com tela refratária); • 1 bastão de vidro (ou palito de madeira). Procedimento Coloque um pouco de água destilada no béquer e aqueça até a ebulição. Coloque em um tubo de ensaio uma colher da amostra de solo, adicione água destilada até a altura de 2 cm e agite bem. Espere sedimentar, retire com o conta-gotas o líquido sobrenadante, passando-o para outro tubo, e adicione algumas gotas do indicador (ou coloque uma tira do papel indicador universal, ou um pedaço de papel tornassol azul e um do vermelho). Não jogue fora o conteúdo do tubo. No caso de ter usado extrato de repolho roxo ou solução de indicador universal verde, compare a cor do líquido com uma das escalas abaixo:

No caso de ter usado o papel de tornassol, espere alguns minutos para observar se ocorreu mudança de cor. Se o solo for ácido, o papel de tornassol azul ficará rosa; se for alcalino, o papel de tornassol vermelho ficará levemente azulado. d) Corrigindo o pH do solo Para diminuir a acidez dos solos utiliza-se a calagem, que consiste em adicionar ao solo materiais calcários contenham cálcioser e magnésio (calcários dolomítico ou magnesiano). Para diminuir aque alcalinidade podem adicionados ao solocalcítico, sulfato de ferro II, sulfato de alumínio ou gesso. Matéria • Conteúdo do tubo da experiência anterior (líquido sobrenadante da mistura solo e água); • Carbonato de cálcio; • Sulfato de ferro II;


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Procedimento Se o pH do solo tiver sido menor que 6, adicione ao tubo uma pequena quantidade de carbonato de cálcio (uma pontinha da colher), agite vigorosamente e compare a cor com a escala correspondente ou adicione uma tira de papel indicador universal ou de tornassol vermelho. Se o pH da amostra do solo tiver sido maior que 7, adicione uma pequena quantidade de sulfato de ferro II (uma pontinha da colher), agite vigorosamente e compare a cor com a escala correspondente ou adicione uma tira do papel indicador universal ou de tornassol azul. O carbonato de cálcio, ao ser adicionado ao solo, pode reagir dos seguintes modos: CaCO3(s) + 2H+(aq)

Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)

CaCO3(s) + H2O(l)

Ca2+(aq) + CO32–(aq)

CO32–(aq) + H2O(l)

HCO3-(aq) + OH –(aq)

As espécies CO32–(aq), OH –(aq) e HCO3-(aq) formadas podem reagir com H+(aq) do solo ácido, diminuindo a acidez. O sulfato de ferro diminui a alcalinidade, interagindo com íons OH –: FeSO4(s) + 2OH –(aq)

Fe(OH)2(s) + SO42–(aq)

Em presença de ar o Fe(OH)2 oxida rapidamente: 4Fe(OH)2(s) + 2H2O(l) + O2(g)

4Fe(OH)3(s)

Notas • O teste para íons Fe3+ pode ser feito utilizando-se o ácido acetilsalicílico, contido em comprimidos comerciais de aspirina. Para tal, coloque um pouco de solo em dois béqueres, acrescente água até cerca de dois dedos acima do nível do solo. Pulverize um comprimido de aspirina e adicione em um dos copos. Aguarde três a quatro dias, observando diariamente a cor da fase aquosa. O ácido acetilsalicílico em água sofre hidrólise, formando o ácido salicílico que, devido presença do grupo fenólico, interage com os íons Fe3+, formando um complexo colorido (rosa a àvermelho). • Sobre o extrato de repolho roxo, ver Química Nova na Escola n. 1, p. 32 (1995). • Ao se utilizar o papel de tornassol, deve-se deixá-lo em contato com a fase aquosa por alguns minutos antes de verificar se a cor muda ou não. O papel de tornassol não dá bons resultados em solos ‘levemente ácidos’ e ‘levemente básicos’ (faixa do pH de viragem do tornassol: 4,5 a 8,3). • Receita do indicador universal verde: 0,05 g de azul de bromotimol, 0,012 g de vermelho de metila e 0,10g de fenolftaleína. Dissolver em 100 mL de etanol 70% e adicionar NaOH 0,050 mol/L gota a gota até a solução ficar verde. • O sistema para medida de condutibilidade pode ser feito utilizando uma lâmpada de neônio e um resistor de 560 kW (conhecido como resistor de 560 k).

IV. Questionário 1) Descreva os resultados obtidos em cada experimento. 2) Relacione as práticas com alguns conteúdos estudados, bem como, com as respectivas disciplinas. 3) Relate as principais dificuldades na preparação e realização destas práticas . 30 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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V. Referência bibliográfica: Laboratório Aberto - GEPEQ - IQ – USP. Experimentos sobre Solos. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N°8, NOVEMBRO 1998.


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3.5.

EXPERIMENTO N0 5 – Escurecimento e Limpeza de Objetos de Prata - Um Experimento Simples e de Fácil Execução Envolvendo Reações de OxidaçãoRedução

I. Objetivos Esta prática tem como objetivo permitir ao professor uma abordagem prática sobre as reações de oxidação-redução, por meio de uma proposta experimental simples: o escurecimento e a limpeza de alguns objetos de prata, empregando materiais alternativos simples e facilmente disponíveis no cotidiano. II. Fundamentos Teóricos Neste artigo, é descrito um experimento simples e de fácil execução, envolvendo reações de oxidação-redução de escurecimento e limpeza de objetos de prata, como brinco e fio de prata enrolado. Esse experimento auxilia os estudantes a compreenderem de uma forma mais fácil os conceitos de oxidação-redução, além de despertar a curiosidade para questões de química que estão presentes no cotidiano. III. Materiais e Reagentes Lista de material necessário para a realização do experimento, de escurecimento e limpeza da prata: • objeto de prata ou recoberto por prata (brinco, acessórios de prata). • 1 béquer de 500 mL ou um frasco de vidro Pyrex; • 3 ovos; • bico de Bunsen ou lamparina; • tripé e tela de amianto; • 1 copo tipo americano; • papel alumínio; • 1 colher de sopa; • sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl); • água; • papel toalha ou lenço de papel; • flanela IV. Procedimento Experimental O trabalho foi dividido eme aduas etapas: a primeira escurecimento do objeto de prata; segunda, ao processo de correspondendo limpeza da prata.ao processo de Escurecimento de um objeto de prata 1) Colocar uma certa quantidade de água em um béquer, suficiente para o cozimento de três ovos; 2) Após 12 minutos de aquecimento, quando os ovos já se encontram cozidos, dar leves batidas nestes, com auxílio de uma colher, até que se observem rachaduras na casca dos ovos, deixando parte da clara exposta; 3) Inserir o objeto de prata e deixar em cozimento por 25 minutos; 4) Parar o cozimento, retirar o objeto de prata, lavar com água de torneira e observar o resultado. 32 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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Limpeza de objeto de prata 1) Aquecer 250 mL de água até a fervura; 2) Adicionar a esta 1 colher (sopa) de sal de cozinha e misturar bem; 3) Forrar a parte interna de um copo tipo americano com papel alumínio e colocar a solução preparada anteriormente; 3) Inserir o objeto de prata e deixar reagir por 3 minutos; 3) Retirar o objeto de prata e lavar com água em abundância; 4) Secar com papel toalha ou lenço de papel e lustrar com uma flanela. Observar o resultado. V. Questionário 1) O que é uma reação de oxidação-redução? 2) Qual o requisito básico para se prever a espontaneidade de uma reação de oxidação-redução? 3) O que indica o valor de potencial-padrão que cada semi-reação de redução apresenta? 4) Compare o potencial-padrão de redução do sulfeto de prata, Ag2S(s), em relação ao do alumínio metálico, Al(s). Por que Ag+(aq) no Ag2S(s) sofre redução? VI. Fonte: SARTORI, Elen R., BATISTA, Érica F.; FATIBELLO-FILHO, Orlando. Escurecimento e Limpeza de Objetos de Prata - Um Experimento Simples e de Fácil Execução Envolvendo Reações de Oxidação-Redução. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA, N° 30, NOVEMBRO 2008.


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3.6.

EXPERIMENTO N0 6 – Alterações de Cores dos Vegetais por Cozimento: Experimento de Química Inorgânica Biológica

I. Objetivos Esse experimento tem por objetivo verificar a mudança que ocorre na coloração de vegetais durante seu processo de aquecimento e, dessa forma, demonstrar a formação das feofitinas. Além de permitir ao discente entender alguns conceitos de bioinorgânica. II. Fundamentos Teóricos A bioinorgânica consiste de uma área da química que estuda a influência de elementos e substâncias inorgânicas nos organismos vivos. Neste conceito encontram-se os vegetais que apresentam na sua constituição a presença de clorofila. A clorofila, substância responsável pela cor verde das plantas, atua como um receptor de energia luminosa na síntese de carboidratos a partir de água e CO2 proveniente do ar, num processo denominado fotossíntese. Ela é uma metalobiomolécula, pois contém um íon Mg(II) em sua estrutura. Quando verduras e vegetais são preparados por meio do cozimento, mudanças químicas podem ocorrer na estrutura da clorofila. Propõe-se um experimento simples para verificar a mudança que ocorre na coloração de vegetais durante o processo de aquecimento e, dessa forma, demonstrar a formação da feofitina. Esse experimento ilustra a importância do íon Mg(II), dito inorgânico, na manutenção da vida. III. Materiais e Reagentes • 3 folhas de couve • Suco de 1 limão • 1 g de bicarbonato de sódio • 450 mL de água • 3 béqueres de 250 mL • Chapa de aquecimento • Papel indicador de pH IV. Procedimento Experimental Numerar os béqueres de 1 a 3. Ao béquer número 1, devem ser adicionados uma folha de couve picada e 150 mL de água. Esse recipiente será o ensaio controle. O béquer número 2 deve conter uma folha de couve picada, 150 mL de água e suco de meio limão. Com auxílio do papel indicador e pH, verificar se o meio está ácido. E ao béquer número 3, devem ser acrescentados uma folha de couve picada, 150 mL de água, suco de meio limão e 1 g de bicarbonato de sódio. Com auxílio do papel indicador de pH, observar se o meio está neutro. Aquecer todos os béqueres por 20 minutos. Observar, anotar e comparar os fenômenos que ocorrem em todos os recipientes.


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V. Questionário 1) Relate qual(is) fatores são responsáveis pelas alterações verificadas. 2) Busque dois exemplos a onde os conceitos de bioinorgânica se aplicam e explique-os. VI. Fonte: Michele F. de Oliveira e Elene C. Pereira-Maia. Alterações de cor dos vegetais por cozimento: Experimento de Química Inorgânica Biológica. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 25, MAIO 2007.


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3.7.

EXPERIMENTO N0 7 – Experimentos com Alumínio

I. Objetivos Esse experimento tem por objetivo propor um conjunto de atividades, a partir de materiais simples e de baixo custo presentes no cotidiano, baseadas na análise da influência de alguns fatores que afetam a velocidade de uma reação química (oxidação do alumínio em meio ácido), tais como: a concentração dos reagentes, a superfície de contato entre os reagentes e a temperatura de reação. II. Fundamentos Teóricos Por ser leve e muito resistente, o alumínio se mostra um metal ideal para uma série de aplicações, dentre as quais se pode citar peças automotivas, revestimentos, embalagens e artefatos de cozinha. Diante da ampla disponibilidade desse metal em nosso dia-a-dia, foi elaborada uma atividade experimental sobre cinética química a partir do estudo dos fatores que afetam a velocidade da reação de oxidação do alumínio em meio ácido, utilizando materiais simples e de baixo custo. III. Materiais e Reagentes • 2 garrafas de PET [poli(tereftalato de etileno)] • Papel alumínio • 4 “anéis” de alumínio retirados de latas de bebidas • Solução “limpa piso” (ou ácido muriático) • Soda cáustica • Cubos de gelo • 2 béqueres de 250 mL • 4 tubos de ensaio • 2 provetas de 10 mL Na ausência de material de laboratório, a vidraria utilizada pode ser substituída por material alternativo, como da copos de vidro ou de plástico.deDaácido mesma forma, na emsolução todas as“limpa etapaspiso” podeé ser utilizada a água torneira. A concentração clorídrico de aproximadamente 5 mol/L, tendo sido previamente determinada por titulação ácido-base. Por sua vez, a solução aquosa de soda cáustica foi preparada na concentração de 4 g/L (0,1 mol/L). No caso dos anéis de alumínio, além de ser um material de fácil aquisição e conhecido pelos alunos, outra grande vantagem do seu emprego é que eles apresentam, praticamente, uniformidade de massa e volume, o que contribui para os experimentos propostos. Medidas básica de segurança Os reagentes devem ser cuidadosamente manipulados, já que a concentração de ácido clorídrico no reagente comercial é aproximadamente 5 mol/L. Assim, recomenda-se que os alunos utilizem guarda-pó, calça comprida e sapato fechado. IV. Procedimento Experimental Abordagem do caráter anfótero do alumínio Em dois tubos de ensaio, adiciona- se quantidades iguais de solução “limpa piso” e solução aquosa de soda cáustica (0,1 mol/L). Em seguida, simultaneamente, adiciona-se um anel de alumínio em cada tubo. O volume utilizado de cada solução deve ser de aproximadamente 1/3 do volume do tubo ou o equivalente para cobrir por completo os anéis de alumínio. Em ambos os tubos, deve ser observado o consumo do metal e intensa formação de gás. Através desses experimentos, é possível comprovar o caráter anfótero do alumínio, já que na solução “limpa piso” 36 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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o reagente predominante é o ácido clorídrico, enquanto na soda cáustica é o hidróxido de sódio. As equações 1 e 2 representam os fenômenos químicos a serem observados para os meios ácido e básico, respectivamente. 2Al(s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) (1) 2Al(s) + 2NaOH(aq) +4H2O(l) →2NaAlO2.2H2O(aq) + 3H2(g) (2) O aumento de temperatura é perceptível em ambos os casos, evidenciando que as reações executadas são exotérmicas. As velocidades da reação de oxidação do metal nos meios analisados podem ser comparadas mediante a intensidade do desprendimento gasoso e do tempo necessário para a dissolução total do material. Nas etapas subseqüentes procura-se abordar os principais fatores que afetam a velocidade desta reação química. Embora a reação ocorra satisfatoriamente nos dois meios testados, nos próximos experimentos optou-se apenas pelo emprego da solução “limpa piso” como reagente. Influência da concentração do ácido clorídrico sobre a velocidade da reação Usando dois tubos de ensaio, ao primeiro adiciona-se 10 mL de solução “limpa piso” e, no segundo, 10 mL desta mesma solução diluída em água na proporção de 50% (v/v). Introduz-se, simultaneamente, um anel de alumínio em cada tubo e compara-se a velocidade de reação nos dois sistemas em função da quantidade de gás produzido. Para feito de comparação, observe os dois tubos após 2 min e 5 min de reação, respectivamente. A partir da diferença visual entre as quantidades de gás formado nos dois sistemas, pode-se constatar que, na solução diluída, a reação é mais lenta, enquanto que, com o reagente comercial (solução concentrada), a reação ocorre de forma mais rápida, com destaque parao tempo de 5 min no qual a quantidade de gás formado é tão intensa que dificulta a visualização do anel. Influência da temperatura do sistema sobre a velocidade da reação Adiciona-se 10 mL de solução “limpa piso” em dois tubos de ensaio. Em um béquer, introduz-se os cubosde gelo e cerca de 100 mL de água. Um dos tubos é colocado no interior do béquer, deixando o sistema em repouso por 5 min. Após esse intervalo, simultaneamente, adiciona-se um anel de alumínio a cada um dos tubos e compara-se a velocidade de reação nos dois sistemas em função da quantidade gás produzido. NesteDecaso, deve-se constatar que com o tubopoderia mantido temperatura ambientede a velocidade é maior. forma análoga, este ensaio também serà realizado com o reagente em contato com banho de aquecimento. Influência da superfície de contato do alumínio sobre a velocidade da reação Em duas garrafas PET, adiciona-se o mesmo volume de solução “limpa piso”. Corta-se dois pedaços de papel alumínio de modo que estes tenham o mesmo tamanho. Faz-se uma pequena bola com um dos pedaços e, simultaneamente, adiciona-se a bola e o outro pedaço (de superfície lisa) a cada uma das duas garrafas, tampando-as em seguida. Compara-se a velocidade de reação nos dois sistemas em função da quantidade de gás produzido e da rapidez com que as amostras de alumínio são consumidas. Durante a realização deste ensaio, visando facilitar a observação, recomenda-se que a solução de ácido muriático esteja previamente resfriada, isto é, seja banho deprotetora” gelo por alguns minutos antes daarealização experimento, pois, uma mergulhada vez rompidaem a “barreira de óxido de alumínio, reação sedotorna muito rápida. Desta forma, caso a solução esteja à temperatura ambiente, as velocidades de reação nas duas garrafas serão muito próximas, dificultando o entendimento do experimento. Recomenda-se o uso das garrafas de PET neste ensaio por serem impermeáveis ao gás hidrogênio e também por facilitarem a comprovação da formação deste produto através do aumento da pressão interna do sistema. Vale destacar também a possibilidade da realização do “teste de chama”, já que o experimento é realizado em sistema fechado, permitindo a identificação qualitativa do gás produzido mediante os efeitos sonoro e visual decorrentes da combustão enérgica do hidrogênio.


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V. Questionários 1. A reação de oxidação do alumínio metálico em solução diluída de ácido clorídrico é um processo espontâneo (∆G < 0). Discuta como os fatores entalpia ( ∆H ) e entropia (∆S ) contribuem para a espontaneidade da reação, a partir das observações experimentais e da respectiva equação química. 2. Na realização do ensaio da superfície de contato, ao se empregar o reagente comercial à temperatura ambiente, a velocidade de reação nas duas garrafas é muito próxima. Sugira uma explicação para este fato. 3. O emprego de ácido muriático seria indicado para a limpeza de uma escada de alumínio utilizada durante a pintura de uma casa? VI. Fonte: COSTA, Thiago Santangelo; ORNELAS, Danielle Lanchares; GUIMARÃES, Pedro Ivo Canesso; MERÇON, Fábio. Experimentos com Alumínio . QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N°23, MAIO 2006.


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3.8 EXPERIMENTO N0 8 – Reagente limitante de uma reação envolvendo metais de transição. I. Objetivos Observar e interpretar uma reação com excesso de reagente. II. Fundamentos Teóricos Nas reações industriais dificilmente são utilizadas quantidades estequiométricas exatas dos materiais (lei das proporções definidas). Quase sempre se utiliza em excesso um dos reagentes para garantir que a reação requerida permita o máximo de conversão do reagente mais caro. Por exemplo, na equação 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O(g) a proporção de mols de moléculas de H 2 e de O2 é 2:1 que é a razão estequiométrica dos reagentes para esta reação. Se fossem utilizados 2,5 mols de H2 e 1 mol de O2, haveria excesso do reagente H2e 0,5 mol dele ficaria sem reagir após a reação. Neste caso, diz-se que o oxigênio éreação, o reagente poisencontra-se sua quantidade impede que osfossem 2,5 mols de H 2 sejam na e quelimitante, o hidrogênio em excesso. Caso utilizados 2 molsconsumidos de moléculas de H2 e 1,5 mol de moléculas de O2, o H 2 seria o reagente limitante e o O2estaria em excesso em 0,5 mol. III. Materiais e Reagentes • • • • • • • • •

4x Tubo de ensaio 1x Suporte para tubos Pipetas 1x Funil Papel de filtro 1x suporte universal 1x argola Solução de Cromato de potássio Solução de Nitrato de chumbo

IV. Procedimento Experimental 1°. Colocar em 2 tubos de ensaio 3 ml de cromato de potássio. Usar a pipeta para fazer a transferência. 2°. Acrescentar ao 1°tubo 2 ml de nitrato de chumbo. 3°. Acrescentar ao 2°tubo 4 ml de nitrato de chumbo. 4°Agitar os 2 tubos e deixar em repouso durante 3 minutos. Observar. 5°. Filtrar o, conteúdo do 1°tubo. Dividir o filtrado, igualmente, em dois outros tubos (A e B). Etiquetar e colocar os tubos no suporte. Anotar a cor do filtrado e do precipitado retido no papel de filtro: a) Filtrado:_______; b) Precipitado:_____. 6°. Filtrar o conteúdo do 2° tubo. Dividir o filtrado em dois tubos (C e D). Etiquetar e guardar no suporte para tubos. Não se esqueça de trocar o papel de filtro e lavar o funil. Anotar a cor do filtrado e do precipitado: a) Filtrado:________; b) Precipitado:______. 39 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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7°. Seguir a tabela abaixo para colocar 3 ml de cada reagente indicado nos tubos A, B, C, D: Filtrado do 1°tubo Filtrado do 2°tubo A: Nitrato de chumbo C: Nitrato de chumbo B: Cromato de potássio D: Cromato de potássio 8°. Agitar cada tubo e deixar em repouso por 3 minutos . 9°. Observar cada um dos tubos: A:_______________________; B:_______________________; C:_______________________; D:_______________________. V. Questionário: 1°. Escreva a equação química que represente a reação ocorrida. Identifique o precipitado e o sal presentes na faseobtidos líquida. têm características diferentes? O que se pode supor a partir desta 2°. Os filtrados observação? 3°. Analise as observações feitas no item 9 do procedimento. Qual o reagente em excesso no 1° tubo? E no 2°tubo? 4°. Calcule o numero de mols de cada reagente utilizado nos diversos ensaios. As soluções utilizadas continham 0,10 mols de soluto em 1,00L de solução. 5°. Determine qual é a proporção ideal entre os 2 reagentes utilizados, levando em consideração suas observações e analises feitas até aqui. VI. Fontes: ESPIRIDIÃO, Yvone M.; LIMA, Naídes de C.S. Alves de. Química: dos experimentos à teoria . São Paulo, Nacional, 1977 FOLGUEIRAS Dominguez, S. Reações químicas. Edart/ São Paulo Livraria Editoria Ltda.; São Paulo, 1975 Laboratório Básico Polivalente de Ciências para o 1° Grau: Manual do Professor. Fename/Premen/DEF, Rio de Janeiro, 1978. Química CBA Sistemas Químicos e Investigação dos Sistemas Químicos . Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1973. Química - Uma ciência experimental . 4. Ed. Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1975. RUBEN, Samuel. Manual de Elementos Químicos . São Paulo, Edgard Blücher, 1970. Subsídios para a Implementação de Proposta Curricular de Química para o 2°Grau. SE/Funbec/CENP. São Paulo, 1979. GIL, Victor M.S. Química 10°Ano: Caderno de Laboratório. Gradiva. Lisboa,1994.


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3.9.

EXPERIMENTO N0 9 – Análise de Chama

I. Objetivos Relacionar a cor da chama obtida pelo aquecimento de sais com as mudanças de níveis energéticos do átomo. II. Fundamentos Teóricos Uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas energias são "quantizadas ", isto é, um elétron ocupa sempre um nível energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se, no entanto um elétron for submetido a uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível mais baixo para outro de energia mais alto (excitação). O estado excitado é um estado metal-estável (de curtíssima duração) e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A energia ganha durante a excitação é então emitida na forma de radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detectar. Como o elemento emite uma radiação característica, ela pode ser usada como método analítico. Em geral, os metais, sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons exigem menor energia para serem excitados; por isso foram escolhidos sais de vários destes elementos realização experimento. A partir dodisponíveis Modelo Atômico de Bohr, ficou estabelecidopara quea os átomos deste possuem regiões específicas para acomodar seus elétrons – as chamadas camadas eletrônicas. 2.1. Os postulados de Bohr Usando os conceitos quânticos desenvolvidos para a luz, Bohr propõe os seguintes postulados para o átomo: - O elétron move-se em órbitas circulares em torno do núcleo do átomo; - A energia total de um elétron (potencial + cinética) não pode apresentar qualquer valor, mas sim, valores múltiplos de um quantum; - Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron e ele não emite energia ao percorrê-las; - Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve um quantum de energia. No estado fundamental, de menor energia, os elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. Quando um átomo absorve energia de uma fonte externa, um ou mais elétrons absorvem essa energia e “pulam” para níveis mais energéticos ou externos. Neste caso, diz-se que o átomo encontra-se em um estado excitado. Isso pode ser observado na FIGURA 1.

Se a quantidade de energia for menor do que a diferença entre os níveis (E), o elétron permanece em seu nível de energia. O átomo no estado excitado encontra-se numa situação em que existe espaço livre em níveis de energia mais baixos. Desse modo, o elétron excitado ou algum outro que esteja em níveis acima do espaço livre pode cair deste nível mais externo para ocupar o espaço livre. O átomo, então, volta ao estado normal de energia. Segundo Bohr, um elétron jamais poderia permanecer entre duas órbitas tidas como permitidas. Neste caso ocorre emissão de energia na forma de radiação eletromagnética. Como os átomos podem ter diferentes níveis, 41 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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podem ocorrer diferentes transições eletrônicas (absorção ou emissão), e cada uma dessas possíveis transições envolve um valor bem definido de energia. O teste da chama está fundamentado nos princípios do modelo de Bohr, de que quando certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da camada de valência absorvem essa energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um ou mais elétrons excitados retornam ao estado fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante igual àquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança de nível eletrônico de energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular pode ser utilizada para identificar um referido elemento. Uma chama não-luminosa de Bunsen consiste em 3 partes: um cone interno azul (ADB), compreendendo, principalmente, gás não queimado, uma ponta luminosa em D (que só é visível quando os orifícios de ar estão ligeiramente fechados), um manto externo (ACBD), na qual se produz a combustão completa do gás. As partes principais da chama, de acordo com Bunsen, são claramente indicadas na FIGURA 3 abaixo. A mais baixa temperatura está na base da chama (a), que é empregada para testar substâncias voláteis, a fim de determinar se elas comunicam alguma cor à chama. A parte mais quente da chama é a zona de fusão (b), que fica a cerca de um terço de altura da chama e eqüidistante do interior e exterior do manto. A zona oxidante inferior (c) está situada na borda mais externa de b e pode ser usada para oxidação de substâncias dissolvidas em pérolas de bórax. A zona oxidante superior (d) é a ponta não-luminosa da chama. Nesta região há um grande excesso de oxigênio e a chama não é tão quente. A zona redutora superior (e) está na ponta do cone interno azul e é rica em carbono incandescente. A zona redutora inferior (f), está situada na borda interna do manto próximo ao cone azul.


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III. Materiais e Reagentes •

1x Vidro de relógio

•

7x Fio de níquel-cromo

•

1x Espátula

•

1x Lamparina

•

Ácido clorídrico concentrado

•

Carbonato de cálcio

•

Cloreto de bário

•

Cloreto de sódio

•

Iodeto de sódio

•

Nitrato de potássio

•

Sulfato de cobre

IV. Procedimento Experimental 1°. Colocar uma ponta de espátula do cloreto de sódio no vidro de relógio. 2°. Molhar o fio de níquel-cromo no ácido clorídrico concentrado e no cloreto de sódio. 3°. Levar a ponta do bastão contendo sal à chama oxidante da Lamparina. 4°. Repetir os itens anteriores com os demais sais. Não misture os fios de níquel-cromo. 5°. Observar a cor da chama e preencher a tabela: Sal Cloreto de sódio Iodeto de sódio Nitrato de potássio Nitrato de lítio Sulfato de cobre Cloreto de bário Carbonato de cálcio

Cor

V. Questionário: 1. Qual a função do ácido clorídrico no experimento? 2. A cor é característica do cátion, do anion, ou do composto? Explique. 3. Que tipo de energia é fornecido ao composto? O que é acontece com o elétron ao receber esta energia? 4. Que tipo de energia é liberado? Por quê?


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VI. Fontes: ESPIRIDIÃO, Yvone M.; LIMA, Naídes de C.S. Alves de. Química: dos experimentos à teoria . São Paulo, Nacional, 1977 FOLGUEIRAS Dominguez, S. Reações químicas . Edart/ São Paulo Livraria Editoria Ltda.; São Paulo, 1975. Laboratório Básico Polivalente de 1978. Ciências para o 1° Grau: Manual do Professor. Fename/Premen/DEF, Rio de Janeiro, Química CBA Sistemas Químicos e Investigação dos Sistemas Químicos . Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1973. Química - Uma ciência experimental . 4. Ed. Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1975. RUBEN, Samuel. Manual de Elementos Químicos . São Paulo, Edgard Blücher, 1970. Subsídios para a Implementação de Proposta Curricular de Química para o 2° Grau. SE/Funbec/CENP. São Paulo, 1979. GIL, Victor M.S. Química 10°Ano: Caderno de Laboratório. Gradiva. Lisboa,1994. www.pessoal.utfpr.edu.br/lisandra/.../aula%2002%20ambiental%20alunos.pdf


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3.10. EXPERIMENTO N0 10 – Reagindo Metais I. Objetivos Construir e compreender parte de série de reatividade.

II. Fundamentos Teóricos Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au Maior reatividade, Menor nobreza

III. Materiais e Reagentes • • • • • • • • • •

4x Tubos de ensaio Pregos pequenos Raspas de cobre Raspas de magnésio Raspas de zinco Ácido clorídrico Cloreto de ferro III Nitrato de magnésio Nitrato de zinco Sulfato de cobre

IV. Procedimento Experimental 1°. Colocar em 4 tubos de ensaio aproximadamente 1 ml de solução de ácido clorídrico. 2°. Acrescentar aos tubos uma raspa de: • 1°tubo: cobre • 2°tubo: magnésio • 3°tubo: zinco • 4°tubo: ferro (prego) 3°. Anotar as observações na tabela abaixo. Note que as observações devem ser feitas após 5 a 10 minutos, pois algumas reações são lentas. 4°. Repetir os itens anteriores trocando a solução e acompanhando a tabela abaixo. Prestar atenção, pois alguns testes não precisam ser feitos, necessitando apenas de três de ensaio.


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x

Ácido clorídrico

Sulfato de Nitrato de Nitrato de Cloreto cobre magnésio zinco de ferro III x x x x

Cobre Magnésio Zinco Ferro

V. Questionário: (1) Analisando as reações dos metais com ácidos clorídricos, coloque os metais em ordem crescente de reatividade. Explique. (2) A reação entre magnésio e sulfato de cobre ocorreu? E a reação inversa, entre cobre e nitrato de magnésio? Explique. (3) Escreva as equações químicas que representam as reações ocorridas. (4) Organize novamente a série de reatividade incluindo o H. VI. Fonte: ESPIRIDIÃO, Yvone M.; LIMA, Naídes de C.S. Alves de. Química: dos experimentos à teoria . São Paulo, Nacional, 1977 FOLGUEIRAS Dominguez, S. Reações químicas . Edart/ São Paulo Livraria Editoria Ltda.; São Paulo, 1975. Laboratório Básico Polivalente de Ciências para o 1° Grau: Manual do Professor. Fename/Premen/DEF, Rio de Janeiro, 1978. Química CBA Sistemas Químicos e Investigação dos Sistemas Químicos . Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1973. Química - Uma ciência experimental . 4. Ed. Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1975. RUBEN, Samuel. Manual de Elementos Químicos . São Paulo, Edgard Blücher, 1970. Subsídios para a Implementação de Proposta Curricular de Química para o 2° Grau. SE/Funbec/CENP. São Paulo, 1979. GIL, Victor M.S. Química 10°Ano: Caderno de Laboratório. Gradiva. Lisboa,1994. http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp07.htm


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3.11. EXPERIMENTO N0 11 – Reações de Precipitação I. Objetivos Discutir a ocorrência de reações de precipitação.

II. Fundamentos Teóricos A formação de substâncias insolúveis durante um processo reacional sempre foi considerado uma das características para determinação de um fenômeno químico. Tal processo contribui em muito na quantificação de grupamentos ou substâncias presentes no meio reacional que se encontram em solução, mas pela simples adição de um reagente específico precipitam e, posteriormente, são separados e quantificados. III. Materiais e Reagentes •

5x Tubos de ensaio

• •

1x proveta 1x estante para tubos de ensaio 1x garra de madeira 1x Lamparina Cloreto de bário Cloreto de ferro III Cloreto de Sódio Cromato de sódio Ferrocianeto de potássio Hidróxido de Amônio Nitrato de Chumbo

• • • • • • • • • • • •

Nitrato Sulfato de de prata Sódio Iodeto de Potássio

IV. Procedimento Experimental 1°. Marcar os cincos tubos de ensaio com as letras: A, B, C, D e E. A cada letra corresponderá uma reação diferente, conforme indicado abaixo: 1°. Reagente | 2°. Reagente A: Nitrato de prata+ Cloreto de sódio B: Nitrato de chumbo+ Iodeto de potássio C: Sulfato de sódio+ cloreto de bário D: Cromato de sódio+cloreto de bário E: Cloreto de ferro III+ ferrocianeto de potássio 2°. Colocar 1 ml do 1° Reagente em cada tubo etiquetado, seguindo a ordem acima. Em outro tubo, colocar 1 ml do 2°reagente. Misturar o conteúdo do 2°tubo ao tubo etiquetado.


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3°. Agitar a mistura e deixar em repouso de 3 a 5 minutos. Anotar as observações dos estados iniciais (antes da mistura) e finais (após a mistura) na tabela abaixo: Tubo A

Reagente Nitrato de prata

B

Cloreto de sódio Nitrato de chumbo Iodeto de potássio Sulfato de sódio

C

Estado Inicial

Estado Final

Cloreto de bário D

Cloreto de ferro III Ferrocianeto de potássio

4°. Acrescentar ao tubo A 2 ml de solução de hidróxido de amônio. Agitar e observar. 5°. Aquecer o tubo B até desaparecer o precipitado. Deixar o tubo em repouso e observar continuamente até voltar à temperatura ambiente. V. Questionário:

O que é um precipitado? 2. Escreva as equações químicas que representam as reações de precipitação 1.

observadas. 3. Por que a mistura do tubo A volta a ficar incolor após a adição de hidróxido de amônio? 4. Por que o precipitado do tubo B desaparece com o aquecimento e volta a aparecer com o resfriamento? VI. Fonte: ESPIRIDIÃO, Yvone M.; LIMA, Naídes de C.S. Alves de. Química: dos experimentos à teoria . São Paulo, Nacional, 1977 FOLGUEIRAS Dominguez, S. Reações químicas . Edart/ São Paulo Livraria Editoria Ltda.; São Paulo, 1975. Laboratório Básico Polivalente de 1978. Ciências para o 1° Grau: Manual do Professor. Fename/Premen/DEF, Rio de Janeiro, Química CBA Sistemas Químicos e Investigação dos Sistemas Químicos . Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1973. Química - Uma ciência experimental . 4. Ed. Edart/São Paulo Livraria Editora Ltda., São Paulo, 1975. RUBEN, Samuel. Manual de Elementos Químicos . São Paulo, Edgard Blücher, 1970. Subsídios para a Implementação de Proposta Curricular de Química para o 2° Grau. SE/Funbec/CENP. São Paulo, 1979. GIL, Victor M.S. Química 10°Ano: Caderno de Laboratório. Gradiva. Lisboa,1994. 48 http://slide pdf.c om/re a de r/full/a postila -de -quimic a -inorga nic a -ii-pra tic a -e -expe r ime nta l-1

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3.12. EXPERIMENTO N0 12 – Gestão de Resíduos de Laboratório: Uma Abordagem para o Ensino Médio I. Objetivos Esse trabalho objetiva facilitar a inculturação nos alunos da necessidade de serem parte integrante de uma relação mais harmoniosa com o ambiente. II. Fundamentos Teóricos Este trabalho mostra a possibilidade, desde o Ensino Médio, de os alunos terem contato com um dos desafios ambientais da atualidade: a gestão e o tratamento dos resíduos gerados em laboratórios de química. Os tratamentos propostos se baseiam nos equilíbrios químicos básicos em solução aquosa (neutralização, precipitação, oxirredução e complexação) e facilitam a assimilação de diversos conceitos. III. Materiais e Reagentes • • • • • • • • • • •

- béquer de 50 ou 100 mL; - bastão de vidro; - funil e suporte; - papel de filtro (filtração rápida, média e lenta); - banho-maria; - tubo de ensaio; - pinça para tubo de ensaio; - proveta graduada de 25 mL; - espátula; - solução de NaOH 6 mol L-1; - zinco em pó; -1

• • • • • • •

Na 2SO4

-1 mol

-- solução 1 L ;L ; solução de de NaF 1 mol - papel indicador universal de pH; - solução de HCl 2 mol L-1; - solução de HNO3 8 mol L-1; - soluções 0,1 mol L-1 dos nitratos dos metais selecionados para este estudo; - frascos coletores para os precipitados e os líquidos finais após os experimentos.

IV. Procedimento Experimental

Descrição do trabalho O critério primordial para iniciar um trabalho, como o que será apresentado, foi a coleta seletiva de resíduos na fonte, gerados a partir de experimentos de aulas práticas (Tabela 1).


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Doze elementos químicos foram selecionados por estarem presentes em substâncias ou materiais utilizados no cotidiano das pessoas. Os resíduos estão divididos em grupos conforme o tipo de reação empregado para tratá-los, o que também facilita a destinação final posterior. Toma-se um volume de 20 mL do resíduo (previamente homogeneizado agitando o frasco que o contém) ou de uma das soluções 0,1 mol L-1 por meio da proveta graduada, transferindo-o para um béquer. Avaliar o pH inicial com papel universal. Adicionar, gota a gota, com agitação manual, o reagente segundo o grupo a que pertence o resíduo ou o metal. Quando o pH chegar a 7 (caso dos grupos 1 e 2), parar a adição. No caso dos grupos 3 e 4, após cessar a precipitação do metal nobre (grupo 3) ou dos metais alcalino-terrosos (grupo 4), adicionar, gota a gota, solução de NaOH até pH 7. A filtração é feita colocando-se um papel de filtro sobre o funil. Em seguida, passar a mistura obtida após o tratamento final dos resíduos ou das soluções dos metais. Recolher o filtrado em béquer, e medir o pH. Esse líquido, que deve ser incolor e sem sólidos em suspensão, deve ter pH próximo ao da água pura (entre 6 e 8). Ajustes eventuais foram feitos adicionando solução de NaOH ou de H2SO4 6 mol L-1, sendo monitorado pelo emprego de papel indicador universal. V. Perspectivas; a) Conteúdos complementares:


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b) Reusos possíveis:

VI. Fonte:

SILVA, Alexander Fidelis da; SOARES, Tamires Rúbia dos Santos, AFONSO, Júlio Carlos. Gestão de Resíduos de Laboratório: Uma Abordagem para o Ensino Médio . QUÍMICA NOVA NA ESCOLA Vol. 32, N° 1 , FEVEREIRO 2010.


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4. FONTES BIBLIOGRÁFICAS 1. Beran, J.A., “Laboratory Manual For Principles of General Chemistry ”, 5a ed.,John Wiley & Sons, New York, 1994. 2. Costa, M.H. & Honda, N.K., “Apostila de Química Gera l – Atividades de Laboratório”, Depto / UFMS,of2000. 3. Química CRC Handbook Chemistry and Physics , 58a /ed. CRC Press, Inc. Florida, 1977. 4. Hunt, H.R., and Block, T.F. “Experiments for General Chemistry ”, 2a Ed. John Wiley & Sons, 1994. 5. Roberts, JR, J.L., Hollemberg, J.L. and Postma, J.M. “General Chemistry in the Laboratory”, 3a Ed. W.H. Freeman and Conpany, New York, 1991. 6. Silva, R.R., Bocchi, N. and Rocha Filho, R.C., “Introdução à Química Experimental ”, McgrawHill, São Paulo, 1990. 7. The Merck Index , 11a. Ed. Merck & Co, Inc. Rahway, 1989. 8. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S.L., Bispo, J.C. “Química Básica Experimental ”, E.P. Parma.


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ANEXO 1: TABELA PERIÓDICA


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ANEXO 2: MODELO DE RELATÓRIO

Curso: Química

Valor do Relatório: XXXX Pontos

Disciplina: XXXXX XXXXXX XXX XXXXXXXXXXXXX XXXXX XXXXXXXXX XXXXXXXXX Professor(a): XXXXXXXXXXXX Alunos(as): _______________________________________________ _______________________________________________ _______________________________________________ OBS : 1. Entregar o relatório em 15 (quinze) dias após a data do experimento. 2. Não serão aceitos relatórios fora do horário de aula da disciplina. 3. Relatórios entregues após a data valerão 50% da nota estipulada.

Data do Experimento: XX/XX/2011

Experimento N 0

Recebido em: _____ / _____ /2011 Matrículas: _____________________________ _____________________________ _____________________________ Nota:

: ____________________________________________________________

1) Objetivo 2) Fundamento Teórico 3) Materiais e Reagentes

Reagentes

Materiais

4) Procedimento Experimental 5) Resultados e Discussão 6) Questionário 7) Conclusões 8) Bibliografia Consultada


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APOSTILA DE QUÍMICA INORGÂNICA II - PRÁTICA E EXPERIMENTAL… (1)

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