Hqen11 Apoio Al

c a A i c m m í u Q c a e s i c F í s . a n o 1 1 °

m õ e s o S i m h n n i i r b ó s r ó e s a S o d r a Q u e i r T e r e a n a x e e l A ia a M a r i m õ e s ld e S i m i d l t i O a a i i r M a

c a c i m m í u Q

s à o o i A p o d e s a d d i v v i i s s A t a i a a i i r o o t a r o b a L

A cópia ilegal viola os direitos dos autores. Os prejudicados somos todos nós.

Oo

5

A L 1.1

(B) Erros cometidos no tempo de reação – no passo 5, o aquecimento com agitação deve ser feito até se perceber que a reação cessa; no passo 6, a ausência de libertação de vapores de ácido acético é um indicador do finalizar da reação e, no passo 7, o tempo de arrefecimento em repouso para a formação de cristais não deve prolongar-se. Se o aparecimento dos cristais de AAS não for rápido, friccionar as paredes do Erlenmeyer com uma vareta de vidro para criar núcleos de cristalização (técnica de scratching para soluções supersaturadas). 3. Identificação do reagente limitante C6H4COOHOH(L) + (CH3CO)2O(L) → C6H4COOHOCOCH3(s) + CH3COOH(L)

1.a etapa: Cálculo das massas molares de ácido salicílico e de anidrido acético M (C6H4COOHOH) = 138 g mol - 1; M [(CH3CO)2O] = 102 g mol– 1

2.a etapa: Cálculo da massa de um dos reagentes, usando a proporção estequiométrica 138 g (C6H4COOHOH) 5,00 g (C6H4COOHOH ) = ⇔ m = 3,69 g [( CH3CO)2O ] m 102 g [( CH3CO)2O ]

3.a etapa: Cálculo da massa efetivamente usada Dado: Densidade do anidrido acético = 1,08 g cm- 3 r =

m ⇔ m = r * V

⇔m= ,

*

,

⇔m=

, g

Ora, 10,8 g > 3,69 g. Logo, o anidrido acético está em excesso e o reagente limitante é o ácido salicílico. Consulte os recursos digitais relativos a esta atividade laboratorial, referenciados no caderno Planificações presente neste Dossiê do Professor.

1 . 1 L A

a r o t i d E o t r o P © L A A P D 1 1 N E Q H

l a i r o t a r o b a L e d a d i v i t A

6

A L 1.1

Síntese alternativa Síntese do sulfato de tetraaminocobre(II) mono-hidratado O programa prevê a realização de sínteses alternativas à do ácido acetilsalicílico, desde que estejam implícitas as mesmas técnicas utilizadas nesta síntese. Propomos aqui uma síntese alternativa que produz bons resultados – a síntese do sulfato de tetraaminocobre(II) mono-hidratado:

Cu2 + (aq) + SO24 - (aq) + 4 NH3(aq) + H2O(L) → Cu(NH3)4SO4 H2O(s) .

Notas sobre segurança Material/Equipamento ⬣

⬣

⬣

Almofariz com pilão Balança semianalítica Copo de 100 mL

⬣

Equipamento de filtração a pressão reduzida

⬣

Papel de filtro

⬣

⬣

⬣

Reagentes (produtos) ⬣

⬣

⬣

⬣

Água destilada Álcool etílico 96° NH3 a 25% (m/m) CuSO4.5 H2O

Proveta de 10 mL Vareta Vidro de relógio

Procedimento 1. Diluir 8 mL de amoníaco em 5 mL de água destilada num copo de 100 mL. 2. Reduzir a pó, num almofariz, 0,020 mol de sulfato de cobre penta-hidratado. 1 . 1 L A l a i r o t a r o b a L e d a d i v i t A

3. Adicionar o pó ao conteúdo do copo e agitar até completar a dissolução. 4. Agitar com a vareta, de forma a garantir uma precipitação completa. 5. Medir 8 mL de álcool etílico e adicioná-los, com a ajuda da vareta, ao conteúdo do copo sem agitação. Tapar com o vidro de relógio e deixar em repouso até à aula seguinte (ou uma noite). 6. Deixar sedimentar os cristais e decantar, desprezando o líquido. 7. Transferir os cristais para um filtro, previamente pesado, e lavá-los, a pressão reduzida, com adições sucessivas de 2 a 5 mL de álcool etílico e secá-los, em vácuo, tendo o cuidado de não romper o papel de filtro. 8. Lavar finalmente os cristais, ainda no filtro, com 5 mL de álcool etílico e secá-los, em vácuo, tendo o cuidado de não romper o papel de filtro. 9. Secar os cristais com papel absorvente e avaliar a sua massa. Calcular o rendimento. 10. Elaborar o relatório.

H Q E N 1 1 D P -A A L © P o r t o E d i t o r a

9

A L 2.1

2.° Atendendo a que K a é constante a uma temperatura constante, a representação gráfica de [H3O+(aq)]2 em função de c inicial deverá ser uma reta. Assim, introduzindo os dados na máquina de calcular gráfica ou no computador, pode obter-se uma reta, cujo declive é o valor de K a:

Gráfico obtido com uma calculadora gráfica TI84 Plus

Gráfico obtido com uma calculadora gráfica TI-nSpire

Gráfico obtido no computador

Modelo exato – tem em consideração a ionização do ácido, a autoionização da água, o balanço material e o balanço de cargas. Modelo aproximado – não tem em consideração a autoionização da água e considera a concentração inicial do ácido aproximadamente igual à concentração do ácido no equilíbrio. É conhecido que a ionização se torna mais extensa com o efeito da diluição. Contudo, a linha a vermelho traçada para o modelo exato mostra que nesta gama de concentrações esse efeito não é considerável. Consulte os recursos digitais relativos a esta atividade laboratorial, referenciados no caderno Planificações presente neste Dossiê do Professor, particularmente o vídeo realizado pelos autores para esta atividade laboratorial.


1 . 2 L A l a i r o t a r o b a L e d a d i v i t A

11

A L 2.2

⬣

⬣

A riqueza da exploração desta atividade, tanto pelo 1.° processo como pelo 2.° processo, dispensa a formulação de questões pós-laboratoriais, já que muitas questões terão de ser resolvidas antes e durante a realização da atividade. Será conveniente ler o que se diz na AL 2.4, na página 15 deste caderno, no que se refere ao traçado manual de uma curva.

Protocolo completo para utilização de Lab Cradle, sensor de pH e calculadora gráfica TI-nSpire 2.° processo (utilização de uma calculadora gráfica TI-nSpire, com sensor de pH)

Material/Equipamento ⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

Agitador magnético + barra magnética Bureta de 50 mL e respetivo suporte Lab Cradle


Água desionizada Indicador ácido-base (azul de bromotimol) (facultativo)

Copo de 100 mL

⬣

Solução aquosa de HCL ≈ 0,1 mol dm- 3

Esguicho Máquina de calcular TI-nSpire

⬣

⬣

Solução de NaOH de concentração rigorosa 0,1000 mol dm- 3

Pipeta volumétrica de 20,00 mL Pompete Sensor de pH e respetivo suporte

Procedimento 1. Encher a bureta, com os devidos cuidados, com solução de HCL. 2. Ajuste a calculadora ao Lab Cradle. 3. Ligar o sensor de pH ao canal 1 (CH1) do Lab Cradle. Visualize o ecrã da calculadora para verificar se o sensor de pH já foi reconhecido. 4. Para proceder à calibração do sensor de pH, executar os seguintes passos: Clicar em menu, 1: Experiência, A: Calibrar. Escolha Dois Pontos. Retirar o elétrodo do sensor de pH da solução de armazenagem, lavar com água desionizada e secar cuidadosamente com papel absorvente macio. ⬣

⬣

5. Colocar o elétrodo do sensor de pH numa solução-tampão de pH conhecido (por exemplo, pH = 4) e, após estabilizar o valor da diferença de potencial que surge no ecrã, escrever 4 e premir Enter (ou clicar com o cursor no centro do touchpad ). a r o t i d E o t r o P © L A A P D 1 1 N E Q H

6. Retirar o elétrodo da solução, lavá-lo com água desionizada e secar cuidadosamente com papel absorvente macio e mergulhar noutra solução-tampão de pH conhecido (pH = 7) e repetir o procedimento anterior, registando 7 e premir Enter.


12

A L 2.2

7. Repetir o procedimento de lavagem e secagem do elétrodo. 8. Após a calibração do sensor de pH, clicar em menu, 1: Experiência, 7: Eventos com entrada. Em eventos deve escrever-se Volume titulante, uma vez que se vai recolher valores de pH em função do volume de titulante adicionado. 9. Medir 20,00 mL de solução de HCL para o copo e adicionar 2-3 gotas de indicador. 10. Colocar a barra magnética dentro do copo e ligar o agitador magnético. Colocar o sensor de pH no copo, de tal modo que a barra magnética não toque no elétrodo. 11. No ecrã de configuração clicar na seta verde e iniciar o processo de recolha. 12. Após a estabilização do valor de pH, clicar na máquina fotográfica e introduzir o valor 0 (zero) para o volume de titulante adicionado. Clicar Enter . O valor de pH fica registado no ecrã. Nota: Os valores recolhidos durante a experiência ficam registados nas listas de dados e estatística. 13. Iniciar a titulação com adições sucessivas de 2 mL de titulante, fazendo registos de valores de volume até um total de 16 mL (aproximadamente ). 14. Continuar a titulação com adições de 0,5 mL de titulante, até ao total de 18 mL, depois 0,1 mL até cerca de 22 mL e continuar até cerca de 30 mL com adições sucessivas de cerca de 2 mL. Por cada adição de titulante deve ir registando o volume final adicionado e não apenas o volume que adicionou. 15. Para terminar, pressionar o quadrado vermelho. Aparece de imediato um gráfico de pH em função do volume de titulante adicionado.

Conclusões Apresenta-se uma curva de uma titulação traçada a partir dos valores de pH em função do volume de titulante adicionado (em mL), com uma calculadora gráfica TI-nSpire.


⬣

⬣

Determinar o valor do pH no ponto de equivalência (ponto de inflexão da curva) e do volume equivalente. Calcular a concentração da solução de HCL.

Consulte os recursos digitais relativos a esta atividade laboratorial, referenciados no caderno Planificações presente neste Dossiê do Professor.


14

A L 2.3

⬣

Tabela 2 – Reações de metais com ácido clorídrico Zn

Cu

Mg

AL

Sn

Fe

HCL(aq)

O ácido clorídrico é um ácido forte, pelo que o podemos representar por H +(aq): 2 H+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g)

6 H+(aq) + 2 AL(s) → 2 AL3+(aq) + 3 H2(g)

H+(aq) + Cu(s) → não há reação

2 H+(aq) + Sn(s) → Sn2+(aq) + H2(g)

2 H+(aq) + Mg(s) → Mg2+(aq) + H2(g)

2 H+(aq) + Fe(s) → Fe2+(aq) + H2(g)

Resposta às questões pós-laboratoriais 1. A atividade é realizada em microescala, pelo que os riscos são reduzidos. Para além disso, a concen-

tração do ácido utilizado é baixa. 2. Como se verificou na construção da série eletroquímica, alguns metais são atacados por soluções

em que estão presentes iões metálicos, como, por exemplo, em alguns alimentos, podendo haver oxidação não desejada do metal da embalagem, que irá contaminar o alimento. 3. Dada a posição de Zn na série eletroquímica, acima de Fe, é um redutor mais forte do que o ferro,

pelo que se oxida preferencialmente ao ferro, protegendo-o. 4. Como se verificou na construção da série eletroquímica, um ácido forte diluído apenas ataca os me-

tais que na série eletroquímica estão acima de H 2(g), ou seja, aqueles cujos catiões têm um poder redutor mais forte que do H+(aq), e não ataca o cobre (II), cujo catião (Cu2+) fica abaixo de H +, por ser um redutor mais fraco, o que acontece com todos os metais nas mesmas condições, como Ag, Hg, ... 5. 5.1. É o cobre, pois não apresenta reação com nenhum dos catiões metálicos testados. Isto resulta

do facto de o cobre ser um redutor mais fraco do que qualquer um dos metais testados na série eletroquímica. 5.2. As soluções do catião Mg 2+, visto não apresentarem reação com nenhum dos metais testados. Isto resulta de o magnésio ser o metal com menor poder oxidante de todos os metais testados. 3 . 2 L A l a i r o t a r o b a L e d a d i v i t A

A série eletroquímica e t n e c s e r c e t n a d i x o r e d o P

Mg AS Zn Fe Sn H2 Cu

e t n e c s e r c r o t u d e r r e d o P



16

A L 2.4

Método II Protocolo completo para utilização de Lab Cradle, sensor de temperatura e máquina TI-nSpire Material/Equipamento ⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

Balança semianalítica Contentor para resíduos (frasco de vidro) Cabo de ligação à máquina de calcular CBL2

Esguicho

⬣

Máquina de calcular TI-nSpire

⬣

⬣

⬣

Nitrato de potássio(s)

⬣

Água desionizada

Copo de forma alta de 250 mL Copo de 400 mL

⬣

⬣

Reagentes (produtos)

Lab Cradle (interface para ligar o sensor à calculadora) Placa elétrica de aquecimento Sensor de temperatura

⬣

Tubos de ensaio (20 × 200) com tampa (ver imagem)

⬣

Varetas de vidro

Procedimento 1. Distribuir por 5 tubos de ensaio, devidamente etiquetados, as seguintes massas de nitrato de potássio: 4,0 g; 6,0 g; 8,0 g; 10,0 g; 11,0 g 2. Adicionar a cada tubo 10 mL de água destilada. Agitar com uma vareta fina até dissolver a maior quantidade possível de nitrato de potássio. 3. Ajustar a calculadora ao Lab Cradle e ligar a este último o sensor de temperatura no canal 1 (CH1). Pressionar firmemente as pontas dos cabos.

4 . 2 L

4. Abrir a aplicação Vernier Data Quest da calculadora. O sensor é imediatamente reconhecido no ecrã da calculadora.

A l a i r o t a r o b a L e d a d i v i t A

5. Como se pretende configurar a calculadora e a interface para o sensor de temperatura, deve clicar-se em menu, 1: Experiência, 7: Modo de recolha, 2: Eventos com entrada. Em eventos, deve escrever-se solubilidade, uma vez que se vão recolher valores de temperatura em função da solubilidade.


17

A L 2.4

Surge no ecrã da calculadora uma máquina fotográfica ao lado da seta verde que se destina a iniciar a recolha de dados.

Para capturar o valor da temperatura da solução clique na máquina fotográfica. 6. Encher um copo de 400 mL, até três quartos com água da torneira. Colocar sobre uma placa elétrica

quente. Aqueça o banho de água a cerca de 90 °C e mantenha a água a esta temperatura. Colocar o sensor de temperatura num suporte com garra e noz; introduzir no banho-maria para monitorizar a temperatura e para aquecer a sonda. CUIDADO: Manter o fio do sensor afastado da placa de aquecimento. 7. Fixar um dos tubos de ensaio com uma garra no suporte universal. Introduzir o tubo de ensaio na

água, como se mostra na figura. Nota: Para dissolver a totalidade de KNO 3, os tubos de ensaio 3, 4 e 5 precisam de ser aquecidos a

uma temperatura mais elevada do que os tubos de ensaio 1 e 2. Usar a vareta para agitar a mistura até que KNO3 fique completamente dissolvido. Não deixar o tubo de ensaio em banho-maria por mais tempo do que o necessário para dissolver o sólido. 8. Recolher os dados de temperatura-solubilidade. a. Quando KNO3 está completamente dissolvido, clique na seta verde do ecrã principal para iniciar a

recolha de temperaturas. b. Retire o sensor de temperatura do banho, seque-o e introduza-o no tubo de teste. c. Retire o tubo do banho com a ajuda de uma pinça e volte-o para a luz para procurar o primeiro sinal de formação de cristais. Ao mesmo tempo, agite lentamente a solução com o sensor de temperatura. d. Quando começa a ocorrer a cristalização, clique na máquina fotográfica do ecrã para guardar a temperatura. Introduza a massa (g) na calculadora. O valor a introduzir é o valor de solubilidade

na coluna 3 da tabela:


Tubo de ensaio

Massa de KNO3 g/10 mL H 2O

Solubilidade / (g de KNO3 /100 g de H2O)

1

4,0

40

2

6,0

60

3

8,0

80

4

10,0

100

5

12,0

120

e. Depois de guardar o par de dados temperatura-solubilidade, colocar o tubo de ensaio no suporte

e o sensor de temperatura no banho-maria para o próximo ensaio.

HQEN11DP-AAL – 2


18

A L 2.4

9. Repetir os passos 8. e 9. para cada um dos outros quatro tubos de teste. A calculadora vai registando esses pares de dados introduzidos e assim que terminar poderá construir o gráfico desejado.

Algumas sugestões para economizar tempo: ⬣

⬣

⬣

Um membro do grupo pode ir agitando a mistura de KNO 3-água até que se dissolva, enquanto o outro parceiro observa a cristalização e introduz os pares de dados na máquina de calcular TI. Os tubos de ensaio 1 e 2 podem ser arrefecidos a temperaturas mais baixas, usando a água fria da torneira no copo de 250 mL. A temperatura baixa muito mais rapidamente do que exposto ao ar. Se os cristais se formarem muito rapidamente, reaquecer o tubo de ensaio no banho de água quente para redissolver o sólido. Em seguida, repetir o arrefecimento e recolher o par de dados.

10. Após a recolha dos dados de todos os ensaios, pressione no quadrado para parar a recolha de dados. Guardar as soluções de KNO3 num frasco contentor para posterior recristalização. Para obter o gráfico da solubilidade em função da temperatura clique em Doc., logo depois em 4: Inserir e 7: Dados e Estatística. Surge um novo documento de trabalho no qual pode visualizar (ecrã A) os pontos que inseriu “desarrumados”. Clique com o cursor para adicionar a variável no eixo das abcissas: selecione a temperatura. Os pontos “arrumam-se” todos neste eixo (ecrã B). Logo de seguida, clique para adicionar a variável no eixo das ordenadas e surge finalmente o gráfico (ecrã C).


A

B

C

11. Analisar os pontos ao longo da curva no gráfico obtido. Posicionando o cursor nos pontos assinalados pode verificar quais as suas coordenadas, ou seja, os valores da temperatura e da solubilidade. 12. Imprimir, se possível, uma cópia do gráfico de solubilidade vs. temperatura. Se não imprimir um gráfico, trace, manualmente, a curva de solubilidade de KNO 3 vs. temperatura, com os dados recolhidos.


19

A L 2.4

Processamento de dados Em virtude de se ter apenas um conjunto limitado de pontos, é útil pedir a curva de regressão quadrática, ou seja, a curva que melhor se ajusta ao conjunto de pontos experimentais. Assim, clicando em menu, 4: Analisar, 6: Regressão e 4: Regressão Quadrática surgirá a curva de regressão e a equação da parábola.

Discussão/Apresentação dos resultados 1. Reunir os resultados experimentais de todos os grupos e construir uma tabela como a seguinte: Tubo

Solubilidade / (g/100 g de H2O)

Temperatura/°C

1

40,0

25,1

2

60,0

41,5

3

80,0

48,9

4

100,0

54,5

5

120,0

62,1

2. Comparar o gráfico de solubilidade (massa de nitrato de potássio dissolvido em 100 g de água)/tem-

peratura (°C) com o gráfico anterior (padrão). 3. Discutir as limitações do processo experimental. 4. Elaborar o relatório do trabalho efetuado onde conste: ⬣

o diagrama sequencial das operações efetuadas para a recuperação do soluto utilizado;

⬣

a resposta às questões pós-laboratoriais;

4 . 2 L

⬣

a resposta ao problema.

A

Respostas às questões pós-laboratoriais 1. Variável com o perfil de cada turma/escola. a r o t i d E o t r o P © L A A P D 1 1 N E Q H

2. – O afastamento do frasco de sólido da bancada de trabalho, dado KNO 3 ser comburente.

– O cuidado no manuseamento de fontes de calor (bico de Bunsen, placa de aquecimento ou manta de aquecimento) e de equipamentos quentes. 3. O aumento da temperatura favorece a solubilidade, como se deduz da interpretação do gráfico

apresentado.

l a i r o t a r o b a L e d a d i v i t A

20

A L 2.4

4. Deve fazer-se o traçado da melhor curva, não se deverá traçar uma linha unindo ponto a ponto, mas sim unir-se os pontos que aparentam ficar situados numa curva idêntica, e deixar tantos pontos para cima como para baixo da curva. Na realização da experiência cometem-se vários erros, que se refletem no valor obtido na determinação da temperatura e no cálculo da solubilidade a essa temperatura. 5. Ce2(SO4)3 – sulfato de cério; Na 2SO4 – sulfato de sódio, a partir de cerca de 32 °C. 6. (A) saturada; (B) insaturada; (C) insaturada. 7. Segundo o gráfico, a solubilidade de KNO 3 em água à temperatura de 50 °C terá um valor entre 80 g/100 g de H2O e 100 g/100 g de H 2O. Logo, à temperatura de 50 °C, a massa de 50 g de KNO 3 estará completamente dissolvida em 100 g de H 2O.

Diagrama sequencial para recuperação de KNO3 A primeira operação será juntar todos os restos de KNO 3 utilizados por todos os grupos num só copo de precipitação. Restos de KNO3 Adição de água destilada quente, até dissolução completa, com agitação

Solução concentrada de KNO 3 com eventuais impurezas Filtração a quente, com todo o material previamente aquecido: funil, filtro de pregas, placa de Petri para receber o filtrado – rapidez de operação

Solução de KNO 3 purificado

Arrefecimento lento


KNO3 cristalizado

KNO3(s) Guardar em frasco de sólidos limpo, seco e rotulado



21

Questões sobre

A L 1.1

Síntese do ácido acetilsalicílico 1

1

Considere a seguinte informação, relativa à síntese do sulfato de tetraaminocobre(II) mono-hidratado.

Notas sobre segurança

Cu + (aq) + SO4 - (aq) + 4 NH3(aq) + H2O(L) → Cu(NH3)4SO4 H2O(s) .

Material/Equipamento ⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

⬣

Almofariz com pilão Balança semianalítica Copo de 100 mL Equipamento de filtração a pressão reduzida


⬣

⬣

⬣

Água destilada Álcool etílico 96° NH3 a 25% (m/m) CuSO4.5 H2O

Papel de filtro Proveta de 10 mL

⬣

Vareta

⬣

Vidro de relógio

Procedimento 1. Diluir 8 mL de amoníaco em 5 mL de água destilada num copo de 100 mL. 2. Reduzir a pó, num almofariz, 0,020 mol de sulfato de cobre penta-hidratado. 3. Adicionar o pó ao conteúdo do copo e agitar até completar a dissolução. 4. Agitar com a vareta, de forma a garantir uma precipitação completa. 5. Medir 8 mL de álcool etílico e adicioná-los, com a ajuda da vareta, ao conteúdo do copo sem agitação. Tapar com o vidro de relógio e deixar em repouso até à aula seguinte (ou uma noite). 6. Deixar sedimentar os cristais e decantar, desprezando o líquido. 7. Transferir os cristais para um filtro, previamente pesado, e lavá-los, a pressão reduzida, com adições sucessivas de 2 a 5 mL de álcool etílico e secá-los, em vácuo, tendo o cuidado de não romper o papel de filtro. a r o t i d E o t r o P © L A A P D 1 1 N E Q H

8. Lavar finalmente os cristais, ainda no filtro, com 5 mL de álcool etílico e secá-los, em vácuo, tendo o cuidado de não romper o papel de filtro. 9. Secar os cristais com papel absorvente e avaliar a sua massa. Calcular o rendimento. 10. Elaborar o relatório.

1 . 1 L A e r b o s s e õ t s e u Q

22

1.1. Identifique os EPI (Equipamentos de Proteção Individual) simbolizados na segurança. 1.2. Na lista do material do protocolo, está referido “equipamento de filtração a pressão reduzida”. Indique todas as peças que fazem parte deste equipamento. 1.3. Calcule a massa de amoníaco presente na mistura preparada no ponto 1 do protocolo. Dado: A densidade da solução de amoníaco indicada nos reagentes (25% m/m) é 0,91 g cm- 3.

1.4. Calcule a massa que irá avaliar no ponto 2 do protocolo. 1.5. O álcool etílico aparece frequentemente no protocolo. Contudo, não faz parte da equação da reação. Sugira um possível papel desempenhado por este álcool neste procedimento. 1.6. Haverá nesta reação de síntese reagente limitante? Prove a sua existência/não existência. 1.7. Considere que obteve uma massa de cristais igual a 4,11 g. Calcule o rendimento da reação. Apresente todas as etapas de resolução. Dado: M [Cu(NH3)4SO4.H2O] = 245,79 g mol- 1 1.8. Um grupo da turma estava muito intrigado com o valor do rendimento que obteve: 121%! Depois de conferir todos os cálculos, o valor encontrado estava correto. Comente-o, sugerindo os erros que poderiam ter conduzido a este resultado.



23

Questões sobre

A L 1.2

Efeito da concentração no equilíbrio químico Um equilíbrio químico interessante sob o ponto de vista das alterações de cores é o que se estabelece entre os iões complexos de cobalto [CoCL4]2-(aq), de cor azul, e [Co(H2O)6]2+(aq), de cor rosa, segundo a equação: [CoCL4]2-(aq) + 6 H2O(L) ⇌ [Co(H2O)6]2+(aq) + 4 CL-(aq) azul rosa

DH < 0

A figura representa os resultados de uma atividade laboratorial realizada em microescala. A coluna 1 representa o estado de equilíbrio de partida. As restantes colunas indicam outros estados de equilíbrio provocados pela alteração na concentração dos inter venientes da reação.

Dados: – a dissolução de CoCL2(s) em água provoca a imediata formação de [Co(H2O)6]2+(aq); – H2SO4(conc) é um agente fortemente desidratante; – quando se adiciona HC L(conc) a uma solução de [Co(H 2O)6]2+(aq), forma-se o ião [CoCL4]2-(aq). As alterações ao equilíbrio foram provocadas por adição de:

(A) CoCL2(s) (B) H2SO4(conc) (C) NaCL(s) (D) HCL(conc) (E) H2O(L) (F) Uma solução aquosa que não reage com nenhum dos intervenientes da reação. 1

1

Complete com uma das letras A, B, C, D, E e F as seguintes frases, justificando a sua opção. I – Se à coluna 1, se adicionar … o resultado pode ser o da coluna 2.

III – Se à coluna 3, se adicionar … o resultado pode ser o da coluna 4.

2 . 1 L

IV – Se à coluna 4, se adicionar … o resultado pode ser o da coluna 6.

A

V – Se à coluna 4, se adicionar … o resultado pode ser o da coluna 7.

e r b o s s e õ t s e u Q

II – Se à coluna 2, se adicionar … o resultado pode ser o da coluna 3.

a r o t i d E o t r o P

© L A A P D 1 1

N E Q H

VI – Se à coluna 3, se adicionar … o resultado pode ser o da coluna 5. 2

1

Durante os ensaios, a temperatura não deve variar. Justifique o que poderia acontecer com um aumento e uma diminuição da temperatura.

24

Questões sobre

A L 2.1

Constante de acidez Na aula laboratorial dedicada à AL 2.1, dois grupos de alunos I e II pediram à professora um certo volume de uma solução de ácido acético de concentração rigorosa 0,100 mol dm – 3 para poder determinar a constante de acidez K a deste ácido. Para o efeito, teriam de efetuar várias diluições para obter concentrações rigorosas de soluções mais diluídas e assim o fizeram para as concentrações de 0,0500 mol dm – 3, 0,0400 mol dm– 3 e 0,0100 mol dm– 3. A partir deste ponto, os grupos trabalharam separadamente: – o grupo I iria utilizar um elétrodo medidor de pH, anotaria os valores e determinaria um valor médio; – o grupo II iria utilizar um sensor de pH ligado a um equipamento de recolha e tratamento de dados, que incluía uma interface e uma máquina de calcular gráfica. 1

Indique os fatores de diluição utilizados pelos alunos para preparar cada uma das soluções diluídas.

2

Refira o tratamento prévio a que tanto o medidor de pH quanto o sensor teriam de ser sujeitos.

3

Curiosamente, os valores encontrados por ambos os grupos para os valores de pH foram os mesmos e encontram-se na tabela seguinte.

1

1

1

pH

- 3

c inicial /mol dm

2,87

0,100

3,03

0,0500

3,09

0,0400

3,38

0,0100

K a

3.1. Complete a terceira coluna da tabela, como fariam os alunos do grupo I, apresentando os cál-

culos. 3.2. Calcule o erro absoluto e o erro relativo, atendendo a que o valor tabelado para K a do ácido

acético é 1,76 × 10- 5.

3.3. O grupo II inseriu os dados na sua máquina gráfica e traçou uma reta de [H3O+(aq)]2 = f (c inicial),

que foi a da figura:

1 . 2 L

Equação da reta:

y = 1,84 × 10– 5 x – 4,03 × 10– 8

A e r b o s s e õ t s e u Q

3.3.1. Indique o valor de K a deste ácido, retirado da equação da reta assim obtida. 3.3.2. Calcule o erro absoluto e o erro relativo, atendendo a que o valor tabelado para K a do

ácido acético é 1,76 × 10 - 5.


25

Questões sobre

A L 2.2

Titulação ácido-base 1

1

Uma pastilha de antiácido com a massa de 400 mg contém hidróxido de magnésio ( M = 58,33 g mol- 1). Para determinar a % m/m de Mg(OH)2 na pastilha, procedeu-se do seguinte modo: I.

triturou-se a pastilha num almofariz;

II. dissolveu-se o material triturado em solução de HCL 2,000 mol dm- 3 até ao volume rigoroso de solução de 50,00 mL, com reação completa de Mg(OH) 2; III. titularam-se amostras de 10,00 mL desta solução com uma solução-padrão de NaOH 1,00 mol dm- 3, tendo-se gasto um volume médio de 18,10 mL. 1.1. Complete as frases, utilizando uma das opções destacadas a cor. (A) No final da operação II, pode garantir-se que o conteúdo total de Mg (OH)2 da pastilha gastou-se completamente/não se gastou completamente no decorrer da reação. (B) A titulação vai servir para neutralizar o excesso de HCL/Mg(OH)2 que restou da operação II. 1.2. A lista seguinte traduz a previsão de utilização de 12 peças de material de laboratório e três de

equipamento de segurança individual (EPI), indispensáveis à realização das operações I, II e III. Atribua a cada letra o nome do material e dos EPI de que necessitaria para o efeito. (A) (B) (C) (D) (E) (F) (G) (H) (I) (J) (K) (L) (M) (N) (O) 1.3. As equações (A) e (B) representam as reações ocorridas neste processo. Associe cada uma delas a r o t i d E o t r o P © L A A P D 1 1 N E Q H

às operações II e III. (A) HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCL(aq) + H2O(L) (B) Mg(OH)2(aq) + 2 HCL(aq) → MgCL2(aq) + 2 H2O(L)


26

1.4. Selecione a curva que poderia obter se elaborasse um gráfico da titulação da operação III. (A)

(B) pH 12

pH 12

10

10

8

Ponto de equivalência

8

6

6

4

4

2

2

0

0

3 V titulante / cm

(C)


3 V titulante / cm

(D) pH 12

pH 12

10

10

8


8

6

6

4

4

2

2

0

3 V titulante / cm

0


3 V titulante / cm

1.5. Calcule a % m/m de hidróxido de magnésio na pastilha, apresentando todas as etapas de resolução.



27

Questões sobre

A L 2.3

Série eletroquímica Três alunos foram investigar numa aula laboratorial como seriar alguns metais de acordo com o seu poder redutor crescente. Para tal, fizeram os seguintes procedimentos:

(A) Lixaram a superfície de pequenas aparas de cada metal. (B) Usaram uma placa de microescala e colocaram uma pequena apara de cada metal numa cavidade da placa, de acordo com a figura. (C) Prepararam soluções aquosas de nitratos de cada um dos metais com a concentração de 1,0 mol dm- 3. (D) Colocaram o mesmo número de gotas de cada solução sobre cada apara de metal. Esperaram e observaram os resultados.

Os resultados foram registados na tabela seguinte: +

AL3 (aq) AL

+

Cu2 (aq)

Zn2 (aq)

não reage

reage

reage

reage

reage

Mg

reage

Cu

não reage

não reage

Zn

não reage

não reage

+

+

HCL(aq)

não reage reage

1

Escreva as equações das reações observadas pelos alunos.

2

Indique a ordem crescente do poder redutor dos metais testados pelos alunos, justificando.

3

Sabendo que H2 tem poder redutor mais forte que Cu mas inferior aos outros metais testados, complete a última coluna da tabela, que traduz os resultados das reações/não reações da última coluna de microescala.

1

1

1


Mg2 (aq)


28

Questões sobre

A L 2.4

Temperatura e solubilidade de um soluto sólido em água O gráfico da figura foi obtido numa aula laboratorial, cujo objetivo era elaborar uma curva de solubilidade do nitrato de potássio. Nele, está representada a melhor cur va para os resultados obtidos. Os pontos obtidos experimentalmente representados a azul resultam de um determinado procedimento, enquanto os pontos representados a vermelho resultam de um procedimento ligeiramente diferente. 120 o i s s

100

á t o p e a d u o g t á a r e t i d n g o 0 d 0 e 1 / d a g d i l i b u l o S

80 60 40 20

0

10

20

30 40 Temperatura / °C

50

Indique a razão pela qual é necessário usar dois procedimentos.

2

Descreva a diferença entre esses dois procedimentos.

3

Indique o significado de “melhor curva”.

4

Num dos ensaios, usou-se 5 g de soluto em 5 g de água. A temperatura de formação de cristais foi 61 °C. O aluno que elaborou o gráfico desprezou este valor por achar que deveria ter ocorrido um erro na sua determinação.

1

1

1

4.1. Concorda com a opinião do aluno? Justifique, usando o gráfico. 4.2. Sugira um erro que poderia ter ocorrido naquela determinação.

A e r b o s s e õ t s e u Q

70

1

1

4 . 2 L

60


29

Propostas de resolução AL 1.1 Síntese do ácido acetilsalicílico 1.1. Luvas e óculos de segurança. 1.2. Bomba de filtração por vácuo ou pressão reduzida, kitasato, funil de Buchner e papel de filtro cortado adequadamente. 1.3. Atendendo à densidade da solução de amoníaco: r =

m m ⇔ 0,91 = ⇔ m = 7,28 g de solução 8,0 V

Atendendo à % m/m:

100

=

m

7,28

⇔ m = 1,82 g de amoníaco

1.4. M(CuSO4.5 H2O) = 249,72 g mol- 1; como m = n *

⇔ m= ,

*

,

⇔ m= ,

g

1.5. Promover uma lavagem eficaz dos cristais e uma secagem mais rápida. 1.6. Atendendo à estequiometria, 1 mol de Cu 2+(aq) ou 1 mol de SO 24- (aq) reagem com 4 mol de NH3, ou seja, com 4 × 17,04 g de amoníaco. Então: , mo 1 mol = ⇔ m (NH3) = 1,36 g 4 * 17,04 g m (NH3) Como 1,36 g < 1,82 g, então o amoníaco está em excesso e o sulfato de cobre penta-hidratado(II) é o reagente limitante.

1.7. 1.a etapa: Cálculo da quantidade teórica de produto de reação Sendo o sulfato de cobre(II) penta-hidratado o reagente limitante, então a quantidade teórica de sulfato de tetraaminocobre(II) mono-hidratado será de 0,020 mol.

2.a etapa: Cálculo da massa teórica de produto Atendendo a que M [Cu(NH3)4SO4.H2O] = 245,79 g mol- 1, corresponderá a uma massa real de produto: m = n * M ⇔ m = 0,020 * 245,79 ⇔ m = 4,92 g

3.a etapa: Cálculo do rendimento h (%) =

mreal , * 100 ⇔ h (%) = * 100 ⇔ h (%) = 83,5% mteórica 4,92

1.8. Um rendimento superior a 100% não tem significado. Logo, poderia ter ocorrido: – avaliação incorreta da massa de CuSO4.5 H2O; – lavagem insuficiente dos cristais com álcool etílico; – uma secagem muito incompleta dos cristais.

AL 1.2 Efeito da concentração no equilíbrio químico 1.

I – E; II – B; III – D; IV – C; V – A; VI – F. Justificação: I – A adição de H2O(L), que faz parte dos reagentes da reação de equilíbrio, faz evoluir este no sentido direto, aumentando a concentração dos produtos, logo, predominando a cor rosa.


II – A adição de H 2SO4(conc) retira água do equilíbrio e este evolui no sentido de a repor, ou seja, no sentido inverso, predominando a cor azul. III – A adição de HC L(conc) provoca o aumento de concentração de [CoCL4]2-(aq) no equilíbrio e este evolui no sentido direto, aumentando a concentração dos produtos, logo, predominando a cor rosa. IV – A adição de NaCL(s) provoca o aumento da concentração de C L–(aq) no equilíbrio e este evolui no sentido inverso, predominando a cor azul.

o ã ç u l o s e r e d s a t s o p o r P

30

Propostas de resolução

V – A adição de CoC L2(s) faz aumentar a concentração de [Co(H2O)6]2+(aq) no equilíbrio e este evolui no sentido inverso, predominando a cor azul. VI – A adição de uma solução aquosa que não reage com nenhum dos intervenientes da reação provoca apenas um pequeno efeito de diluição com ligeiro desvio para o azul, ou seja, no sentido direto, já que a água é um reagente. Todos os resultados estão de acordo com a previsão feita segundo o Princípio de Le Châtelier.

2.

O controlo de variáveis exige que a temperatura se mantenha constante, pois uma variação de temperatura alteraria o equilíbrio, mudando mesmo o valor da sua constante. Assim, sendo a reação exotérmica (DH < 0): – um aumento de temperatura provocaria uma evolução do equilíbrio no sentido inverso, com predominância da cor azul; – uma diminuição da temperatura implicaria uma evolução do equilíbrio no sentido direto, com predominância da cor rosa.

AL 2.1 Constante de acidez 1.

Fator de diluição, ¶ = Deste modo, ¶ 1 =

2.

c inicial . c final

, , , = 2; ¶ 2 = = 2,5; ¶ 3 = = 10. 0,0500 0,0400 0,0100

Calibração.

3.1. pH

c inicial /mol dm

- 3

K a -5

2,87

0,100

1,82 * 10

3,03

0,0500

1,74 * 10

3,09

0,0400

1,65 * 10

3,38

0,0100

1,74 * 10

-5 -5 -5

+

Porque pH = – log [H3O+(aq)] ⇒ [H3O+(aq)] = 10-log [H3O (aq)] No equilíbrio, [H3O+(aq)] = [CH3COO-(aq)] e [CH3COOH(aq)]e ≈ [CH3COOH(aq)]inicial [ H3O+ (aq)] K a =

2

c inicial

3.2. v.m.p de K a: K a =

a1

+

a2

+

4

a3

+

a4

⇔ K a = 1,74 * 10 - 5

E a = 0 1,74 * 10 - 5 - 1,76 * 10 - 5 0 ⇔ E a = 0,02 * 10 - 5


E r% =

0,02 * 10 - 5 * 100 ⇔ E r = 1,14 1,76 * 10 - 5

3.3.1. O declive da reta é 1,84 × 10- 5, que representa o valor de K a 3.3.2. E a = 0 1,84 * 10 - 5 - 1,76 * 10 - 5 0 ⇔ E a = 0,08 * 10 - 5 0,08 * 10 - 5 * 100 ⇔ E r = 4,54 E r% = 1,76 * 10 - 5


Propostas de resolução

31

AL 2.2 Titulação ácido-base 1. 1.1. (A) No final da operação II, pode garantir-se que o conteúdo total de Mg(OH)2 da pastilha gastou-se completamente no decorrer da reação.

(B) A titulação vai servir para neutralizar o excesso de HCL que restou da operação II. 1.2. (A) Balões de Erlenmeyer (matrazes)

(B) Balão volumétrico de 50 mL (C) Pompete ou pipetador (D) Pipeta volumétrica de 10 mL (E) Copo(s) de 50 mL (F) Noz/garra para a bureta (G) Bureta de 25 mL (H) Suporte universal (I) Vareta com extremidade de borracha (polícia) ( J) Garrafa de esguicho (K) Luvas (L) Almofariz (M) Óculos de segurança (N) Indicador ácido-base (O) Bata 1.3. Operação II – Equação (B)

Operação III – Equação (A) 1.4. (C). 1.5. 1.a etapa: Cálculo de n(HCL) gasto na titulação

n(HCL) = n(NaOH) ⇔ n(HCL) = 18,10 × 10- 3 × 1,000 ⇔ n(HCL) = 1,810 × 10- 2 mol 2.a etapa: Cálculo de n(HCL) em excesso depois de neutralizar todo Mg(OH)2

Em 10,00 mL da solução havia 1,810 × 10- 2 mol de HCL; em 50 mL será: n(HCL) = 1,810 × 10- 2 × 5 ⇔ n(HCL) = 9,050 × 10- 2 mol 3.a etapa: Cálculo de n(HCL) usado na operação II

n(HCL) = 50,00 × 10- 3 × 2,000 ⇔ n(HCL) = 0,100 mol 4.a etapa: Cálculo de n(HCL) efetivamente gasto para neutralizar Mg(OH)2

n(HCL) = 0,100 – 9,050 × 10- 2 ⇔ n(HCL) = 0,0095 mol 5.a etapa: Cálculo de n[Mg(OH)2] existente na pastilha

Pela estequiometria da reação ocorrida em II: , n(HCL) = 2 × n[Mg(OH)2] ⇒ n[Mg(OH)2] = 2 a r o t i d E o t r o P © L A A P D 1 1 N E Q H

= 0,00475 mol

6.a etapa: Cálculo da massa de Mg(OH)2

m [Mg(OH)2] = n * M ⇔ m [Mg (OH)2] = 0,00475 × 58,33 ⇔ m[Mg(OH)2] = 0,277 g 7.a etapa: Cálculo da % m/m

% m/m =

, * 100 ⇔ % m/m = 69,3% 0,400


Hqen11 Apoio Al

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