Práticas Laboratoriais

SUMÁRIO

Apresentação .................................................................................................................................................... 3

Estrutura de um relatório para as atividades práticas ................................................................................. 4

Noções básicas de laboratório: Segurança, equipamentos e vidrarias ........................................................ 6

Roteiro das Aulas Experimentais para o 1º Ano do Ensino Médio

Prática 01: Determinando a Densidade ........................................................................................................ 17

Prática 02: Identificando Sistemas Homogêneos e Heterogêneos .............................................................. 18

Prática 03: Lei da Conservação da Massa ................................................................................................... 19

Prática 04: Processos para a Separação de Misturas .................................................................................. 21

Prática 05: Simulando a Chuva Ácida ......................................................................................................... 23

Prática 06: Compostos Iônicos e Moleculares ............................................................................................. 24

Prática 07: Identificação de Ácidos e Bases Utilizando Indicadores Químicos ........................................ 26

Prática 08: Extratos de Pigmentos de Vegetais Usados como Indicadores de Ácidos e Bases ................ 27

Prática 09: Reações Químicas ....................................................................................................................... 29

Prática 10: Simulando o Tratamento de Água ............................................................................................ 30

Prática 11: Reação de Neutralização ............................................................................................................ 32

Prática 12: Identificação de Metais pelo ensaio da Chama ........................................................................ 33

Prática 13: Simulador de Bafômetro ........................................................................................................... 35

Prática 14: Extraindo Álcool do Vinho ........................................................................................................ 36

Prática 15: Propriedades dos Óxidos ........................................................................................................... 37

Prática 16: Resolução de Problemas e Método Científico .......................................................................... 39

Prática 17: Estequiometria das Reações ...................................................................................................... 40

Prática 18: Metais Alcalinos Terrosos .......................................................................................................... 42

Prática 19: Halogênios ................................................................................................................................... 44

Prática 20: Reciclando o Óleo de Cozinha ................................................................................................... 46

3

APRESENTAÇÃO

O presente manual foi elaborado a partir de uma coletânea de atividades práticas, instrumentais

disponibilizados à disciplina de Química, com base em diversas bibliografias, nas propostas curriculares

do Plano de Ação do docente e dentro da realidade do Laboratório Interdisciplinar de Ciências da Escola

Estadual de Educação Profissional Adriano Nobre.

Os experimentos propostos possuem um nível didático, com o objetivo de facilitar a compreen-

são da parte teórica na referida disciplina, aprimorando o conhecimento e, consequentemente, melho-

rando o aprendizado, tornando-o mais significativo.

Além do vínculo pedagógico, também acentuamos a importância da vivência no ambiente labo-

ratorial para a aquisição de novos saberes, já que os avanços das ciências são colocados à nossa disposi-

ção.

Enfim, é através da interação com esse ambiente de aprendizagem e a partir da fundamentação

básica, que se pode despertar para o mundo da pesquisa científica. Portanto, este manual dará suporte

pedagógico, orientando o docente na complementação de sua prática e no cumprimento da carga horária

exigida pelo Sistema Estadual de Educação.

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ESTRUTURA DE UM RELATÓRIO PARA AS ATIVIDADES PRÁTICAS

1- CAPA

2- FOLHA DE ROSTO (opcional)

3- SUMÁRIO OU ÍNDICE (opcional)

4- INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO

5- OBJETIVOS

6- MATERIAIS UTILIZADOS

7- PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

8- RESULTADOS E DISCUSSÃO

9- CONCLUSÃO

10- ANEXOS (opcional)

11- BIBLIOGRAFIA

ITENS NECESSÁRIOS

1- CAPA

É a identificação do relatório e do(s) autores. Deve conter: Nome da escola; disciplina; série; turma; turno;

nome/equipe; título; local; data. Deve ser padronizado e formal.

Escola

Disciplina

Professor

Turma e Turno

TÍTULO DA PRÁTICA

Nome/Equipe

ITAPAJÉ

09 DE MARÇO-2012

2. INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO

É a síntese do conteúdo pesquisado e da prática realizada, de forma ampla e objetiva. É o convite a leitura

do relatório.

3. OBJETIVO(S)

É o motivo/intuito da realização da prática que pode ser fornecido ou não para os alunos. Pode servir de

feed-back ao professor que deseja saber se os alunos captaram os objetivos da prática.

5

4. MATERIAIS UTILIZADOS

É a listagem de todos os equipamentos, vidrarias, reagentes, materiais etc. utilizados durante a realização

da prática. É muito importante para que o aluno saiba identificar e associar a função dos materiais utilizados.

5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Devem ser fornecidos pelo professor para a realização da prática, de forma objetiva e clara, com intuito de

facilitar o entendimento e ação dos alunos durante a realização da prática. No relatório, é cobrado o procedimento

fornecido pelo professor acrescido de um embasamento teórico (pesquisa) para reforçar o experimento realizado,

os métodos e técnicas usadas no trabalho experimental.

6. RESULTADOS E DISCUSSÃO

É uma das partes mais importantes do relatório, pois é onde o aluno expõe os resultados obtidos da prática

realizada, questiona o experimento e relata as facilidades e dificuldades enfrentadas. É onde o professor detecta as

expectativas dos resultados versus resultados adquiridos.

7. CONCLUSÃO

As conclusões são feitas com base nos resultados obtidos; são deduções originadas da discussão destes.

São afirmativas que envolvem a ideia principal do trabalho.

8. ANEXOS

É a parte onde estão anexados: questionário proposto, esquemas, gravuras, tabelas, gráficos, fotocópias,

recortes de jornais, revistas etc. É onde se colocam aditivos que enriquecem o relatório, mas que não são essenci-

ais.

9. BIBLIOGRAFIA

A bibliografia consultada deve ser citada. A citação dos livros ou trabalhos consultados deve conter nome

do autor, título da obra, número da edição, local da publicação, editora, ano da publicação e as páginas: Autor.

Título e subtítulo; Edição (número); local: Editora. Data. Página.

Exemplo: GONDIM, Maria Eunice R.; GOMES, Rickardo Léo Ramos. Práticas de Biologia; Fortaleza: Edições

Demócrito Rocha. 2004.1-122p.

REGRAS BÁSICAS PARA FORMATAÇÃO

Papel A4 branco, impresso em preto (exceto as ilustrações);

Fonte Arial ou Times New Roman, tamanho 12;

Espaçamento entrelinhas duplo;

Alinhamento justificado;

Margens superior e esquerda de 3 cm;

Margens inferior e direita de 2 cm;

Numeração das páginas a partir da introdução.

6

Em laboratórios é primordial que os analistas tenham os devidos cuidados para que possam executar suas

tarefas com tranquilidade, eficiência e segurança. Uma pequena negligência e a falta de informações sobre os peri-

gos de certas atividades experimentais podem resultar em graves acidentes. Além disso, é necessário conhecer o

funcionamento dos equipamentos para que não ocorram acidentes, tais como choques ou descargas elétricas.

OBJETIVOS

Compreender a importância das normas de segurança para a prevenção de acidentes no trabalho em labo-

ratórios;

Conhecer a simbologia de risco (pictogramas) dentro do laboratório que alertam o utilizador acerca do

perigo proveniente dos produtos que o ambiente contém;

Identificar e diferenciar os materiais e equipamentos do laboratório bem como assimilar sua função e mé-

todo de utilização;

Capacitar o aluno a estar no ambiente laboratorial.

NORMAS DE SEGURANÇA

Observe a disposição dos instrumentos, aparelhagem, portas, chuveiro de emergência e extintor de incên-

dio (leia as instruções e familiarize-se com o seu uso);

Use jaleco de mangas compridas, longo até os joelhos e sapatos fechado;

Não fume e nem converse desnecessariamente;

Comidas e bebidas não devem ser ingeridas no recinto do laboratório;

Evite o contato de sua pele, boca, olhos e ouvidos com substâncias químicas;

Usar óculos de segurança: evite o uso de lentes de contato no laboratório;

Cuidado ao manusear substâncias ácidas ou básicas muito fortes, soluções e frascos aquecidos;

Materiais sólidos não devem ser descartados na pia;

Os experimentos que liberam vapores ou gases tóxicos e irritantes devem ser conduzidos em câmara de

exaustão (capela);

Não deixe próximo ao fogo, substâncias químicas inflamáveis;

Ao diluir um ácido, adicione-o lentamente sobre a água, agitando a solução. NUNCA adicione a água so-

bre o ácido concentrado;

Ao aquecer um tubo de ensaio não o oriente em direção a você ou ao colega pode ocorrer projeções e res-

pingos da solução;

Não pipete soluções com a boca;

Não cheire diretamente um frasco contendo qualquer produto químico. Os vapores desprendidos do frasco

devem ser deslocados com a mão, em direção ao nariz;

Evite derramar reagentes sobre a bancada de trabalho;

Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato momento;

NOÇÕES BÁSICAS DE LABORATÓRIO: SEGURANÇA, EQUIPAMENTOS E

VIDRARIAS

7

Mantenha o rosto sempre afastado do recipiente onde esteja ocorrendo uma reação química;

Sempre após a manipulação de substâncias químicas e antes de deixar o laboratório lavar as mãos;

Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não usado. Ele pode ter sido

contaminado;

Se tiver cabelos longos, leve-os presos ao realizar qualquer experiência no laboratório;

Não abra qualquer recipiente antes de reconhecer seu conteúdo pelo rótulo. Informe-se sobre os símbolos

que nele aparecem;

Ao término da aula, desligar todos os equipamentos, fechar pontos de água e registro de gás;

Antes de iniciar o trabalho prático, leia as instruções referentes ao experimento.

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PICTOGRAMAS DE PERIGO

INFLAMÁVEL:

quando visualizá-lo em

um frasco de reagente,

tome cuidado para não

expor o produto perto

de chamas ou de luga-

res quentes (abafados).

CORROSIVO: símbolo

presente em frascos de áci-

dos fortes (como ácido sulfú-

rico, ácido clorídrico, etc.).

Tome cuidado para que o

ácido não respingue em você,

o contato com a pele causa

sérias queimaduras.

RADIOATIVIDADE:

identifica os produtos quí-

micos radioativos, estes são

perigosos em contato com

a pele, para manuseá-los é

preciso um intenso cuidado

(luvas e macacão de segu-

rança).

POSSIBILIDADE DE

CHOQUE ELÉTRICO:

o local marcado com este

aviso é perigoso por con-

ter eletricidade exposta,

se não tomar cuidado o

choque elétrico pode ser

inevitável.

TÓXICO: pode causar

danos variáveis, podendo

provocar a morte. Não se

deve permitir o contato

com a pele ou roupa. Não

ingerir ou respirar os

vapores. Usar luvas du-

rante o manuseio.

EXPLOSIVO (INSTÁ-

VEL):

evitar choques ou coli-

sões. Movimentar com

cuidado, com adequada

proteção dos olhos, pele e

vestuário. Manter afasta-

do de chama.

PERIGOSO PARA O AMBIENTE:

substância que provoca danos

ao meio ambiente. Deve ser

conveniente neutralizada ou

tratada antes de descartá-la.

NOCIVO (Xn) e IRRITANTE (Xi): provoca danos

na saúde, quer em contatos casuais e em contatos pro-

longados. Não se deve permitir o contato com pele ou

roupa, ingerir ou inalar. Deve ser usada máscara prote-

tora.

OXIDANTE (COMBURENTE): substância que em contato com uma fonte de

ignição permite o início ou a intensificação de uma combustão. Manter afastado

de chamas.

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EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA E DE PROTEÇÃO INDIVIDUAL (EPI)

Avental, jalecos ou roupas de proteção.

Luvas.

Proteção facial/ocular e proteção respiratória.

Chuveiro de emergência.

Caixa de primeiros socorros.

Lavador de olhos.

Extintor de incêndio com área sinalizada.

Capela para a exaustão de gases e vapores.

Porta com abertura para a parte externa (emergência).

ACIDENTES E PRIMEIROS SOCORROS NO LABORATÓRIO

ACIDENTE PROCEDIMENTO

CORTES Remover estilhaços, lavar com água corrente, desinfectar e proteger o lo-

cal.

QUEIMADURAS

QUÍMICAS

Devem ser lavadas com grande quantidade de água fria por pelo menos 10

minutos. A água fria reduz a velocidade da reação e dilui o reagente dimi-

nuindo o dano causado à pele.

Na queimadura por ácido lave com solução de bicarbonato de sódio e a se-

guir novamente com água.

No caso de ingestão de ácidos, bochechar vigorosamente com água dando-

se a seguir água para beber e em casos mais severos, leite de magnésia.

Na queimadura por álcalis, após lavagem abundante, tratar com solução de

ácido acético 1% e novamente com água.

No caso de ingestão, além da lavagem inicial, dê água seguida de vinagre

para beber ou ainda grande quantidade de suco de lima. Procure orientação

médica.

RESPINGOS QUÍMI-

COS NOS OLHOS

A lavagem deve ser feita com grandes quantidades de água mantendo os

olhos abertos com os dedos. Se o respingo por ácido, aplicar a seguir solu-

ção de bicarbonato de sódio a 1% e se for básico, solução de ácido bórico a

1%.

QUEIMADURAS POR

CHAMAS OU OBJE-

TOS AQUECIDOS

A primeira providência a ser tomada no caso de queimadura com o fogo é

abafar as chamas, envolvendo a vítima em cobertor. Se as roupas estiverem

aderidas à superfície da pele, não se deve tentar removê-las e sim, cortá-las

cuidadosamente ao redor da área queimada.

Se houver necessidade de bandagens, estas devem ser colocadas firmemen-

te, nunca apertadas.

No caso de queimaduras graves, o ferimento deve ser coberto com gaze es-

terilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%.

INTOXICAÇÃO POR

GASES Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar.

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EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO

VIDRARIAS

TUBO DE ENSAIO

Utilizado principalmente para efetuar

reações químicas em pequena escala, principalmente em testes de reações.

BÉQUER

Utilizado para o preparo de soluções, aquecimento

de líquido, recristalização, pesagem, etc.

ERLENMEYER

Frasco utilizado para aquecer líquidos e para efetuar titulações.

KITASSATO

Frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado

em conjunto para filtração sob

sucção (a vácuo).

FUNIL DE VIDRO

Utilizado na transferência de líquidos e em filtrações simples.

O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico.

.

BURETA Usada para medir volumes precisos de líquidos e em análises volumétricas (titulações).

11

BALÃO VOLUMÉTRICO

Recipiente destinado a conter um determinado volume de líqui-

do; utilizado no preparo de soluções de concentração definidas.

PROVETA OU CILINDRO GRADUADO Destinado a medidas aproximadas de volumes de líquidos.

PIPETA GRADUADA

Usada para medir volumes variáveis de líquidos.

PIPETA VOLUMÉTRICA

Usada para escoar volumes fixos de líquidos.

BASTÃO DE VIDRO

Utilizado para ajudar na dissolução de

substâncias, na agitação e transferência de líquidos.

12

DESSECADOR

Utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para

manter as substâncias sob pressão reduzida.

CONDENSADOR

Equipamento destinado à condensação de vapores, em

destilações ou aquecimentos sob refluxo.

FUNIL DE SEPARAÇÃO

Equipamento para separar líquidos não miscíveis.

BALÃO DE FUNDO CHATO

Frasco destinado a aquecer líquidos ou para efetuar reações

com desprendimento de gases.

BALÃO DE FUNDO REDONDO

Utilizado para aquecimento de soluções em destilações

e aquecimento sob refluxo.

VIDRO DE RELÓGIO

Usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos.

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MATERIAL EM PORCELANA

FUNIL DE BUCHNER

Utilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um

kitassato.

CÁPSULA

Usada para evaporar líquidos em soluções.

ALMOFARIZ E PISTILO

Destinados à pulverização de sólidos.

14

EQUIPAMENTOS

BALANÇA

Utilizado para quantificar medidas precisas de substâncias.

.

ESTUFA

Equipamento empregado na secagem de materiais,

por aquecimento, em geral até 200ºC.

MANTA ELÉTRICA

Utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em balão de fundo re-

dondo.

AGITADOR MAGÉTICO

Utilizado para agitar soluções.

CENTRÍFUGA

Instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em suspensão em líquidos.

BICO DE BUNSEN (gás)

Sistema de fornecimento de energia na forma de

calor.

pHMETRO

Utilizado para identificar o nível de acidez e basicidade de uma substância

ou sistema.

15

MATERIAIS DIVERSOS

ANEL METÁLICO

Usado para apoiar funis durante filtrações.

.

ESPÁTULA Utilizado para manipulação de sólidos em pequena

quantidade.

.

GARRAS

Usado em conjunto com o suporte universal para

suspender vidrarias ou equipamentos.

.

PINÇA PARA TUBO DE ENSAIO

Usado para manusear tubos de ensaio durante certas

reações, em especial as de aquecimento.

.

SUPORTE UNIVERSAL

Utilizado para a suspensão de vidrarias e equipamentos.

.

16

TELA DE AMIANTO

Permite o aquecimento de substâncias em vidrarias

impedindo o contato direto com a chama do bico de

Bunsen. É utilizado em conjunto com o tripé.

TRIPÉ

Suporte utilizado com a grade de amianto e o bico de

Bunsen no aquecimento de sistemas.

.

PÊRA

Utilizado em conjunto com a pipeta para realizar a sucção de líquidos.

17

INTRODUÇÃO

Já lhe ocorreu de, ao pegar um objeto, este parecer mais pesado do que devia? Ou mais leve? Você já

parou para pensar por que algumas substâncias são mais pesadas do que outras? Por que um copo de vidro é mais

pesado do que um copo de plástico? Será que é devido ao material do qual ele é feito? Certos materiais têm algumas propriedades que os tornam mais pesados ou mais leves. Isso acontece

porque substâncias diferentes têm quantidades de matéria diferentes por unidade de volume.

Você pode perceber que existe uma relação constante entre a massa e o volume de um mesmo material.

Por ser uma constante, essa relação é uma propriedade característica da matéria, chamada de densidade.

OBJETIVOS

Reconhecer a relação entre densidade e volume;

Determinar a densidade de diferentes materiais através de medidas da massa e volume de cada um.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Massa e volume são propriedades gerais da matéria, ou seja, são propriedades que qualquer material tem

em função da quantidade. A razão entre a massa e o volume de um objeto depende do material do qual ele é feito,

sendo uma propriedade específica de cada material a qual denomina-se densidade. A densidade dos materiais é

uma medida experimental, feita normalmente a 20ºC e 1 atm, variando com a temperatura.

MATERIAL NECESSÁRIO

Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental

Placas (alumínio, zinco, cobre e ferro)

Bolas (isopor e de gude)

Água

Álcool Etílico

Proveta

Balança

PROCEDIMENTO

Determine a massa de cada uma das amostras. Anote o resultado.

Coloque 20 mL de água na proveta.

Adicione separadamente a amostra de cada material.

Meça a diferença entre o volume inicial e o vo-

lume final, esta medida fornecerá o volume da amostra.

Com os resultados obtidos, calcule a densidade

das amostras.

Repita a operação para todas as amostras, utili-

zando agora o álcool etílico.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Por que alguns materiais elevam mais o nível da água

que os outros?

2. Descreva o que acontece com a bola de isopor e com a bola de gude. E o que aconteceu quando se utilizou o

etanol?

Alumínio Zinco Cobre Ferro Bola de gude Isopor

Massa

Volume

Densidade

PRÁTICA 01: DETERMINANDO A DENSIDADE

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INTRODUÇÃO

Para podermos definir a aparência de um material, devemos determinar todos os detalhes possíveis de se

perceber, porém isso irá depender da forma que o material irá ser observado. Se olharmos uma parede feita de

tijolos, de longe iremos perceber que ela é uniforme e teremos a impressão que a parede é feita de um material

avermelhado, já se olharmos essa parede de perto os detalhes são notáveis.

Vê-se então que alguns sistemas se apresentam uniformes, como a água límpida, um fragmento de ouro e

outros não uniformes, como uma pedra que possui pontos claros e pontos escuros, um pedaço de madeira com

veios de diferentes cores, surgindo em decorrência dessas observações os sistemas homogêneos e os sistemas hete-

rogêneos.

OBJETIVOS

Identificar experimentalmente sistemas homogêneos e sistemas heterogêneos;

Distinguir fases e componentes de um sistema.


Quando se observa e se estuda uma porção limitada da matéria, passamos a chamá-la de sistema em estu-

do. Um sistema, em função do seu aspecto visual ou macroscópico, pode ser classificado em sistema homogêneo e

sistema heterogêneo.

O sistema homogêneo apresenta aspecto contínuo, ou seja, é constituído por uma única fase, podendo ser

constituído por uma ou mais substâncias que se apresentam uniformes e com características iguais em todos os

seus pontos. O sistema heterogêneo apresenta aspecto descontínuo, pode ser constituído por uma única substância

em diferentes estados físicos ou por mais de uma substância.

É importante ressaltar que nem sempre a quantidade de componentes representará a mesma quantidade de

fases, ou seja, de partes uniformes entre si, mas diferentes umas com as outras.



Álcool etílico

Acetona

Benzina

Iodo sólido

Água

Estante para tubo de ensaio

Tubo de ensaio

Pipeta

PROCEDIMENTO

Coloque 2 mL de álcool no tubo A, 2 mL de acetona no tubo B, 2 mL de benzina no tubo C e 2 mL de

água no tubo D.

Adicione um cristal de iodo em cada um dos tubos de ensaio.

Deixe em repouso por cerca de um minuto e observe cuidadosamente os quatro sistemas.

Misture os conteúdos dos tubos A e B, agite e deixe em repouso.

Misture agora os conteúdos dos tubos C e D, agite e deixe em repouso.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Informe a fórmula dos reagentes utilizados.

2. Descreva as observações percebidas durante a realização de cada item do procedimento: número de fases, a

classificação do sistema, as cores inicial e final.

3. E ao misturar os conteúdos, o que aconteceu?

PRÁTICA 02: IDENTIFICANDO SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNEOS

19

INTRODUÇÃO

Antoine Laurent Lavoisier, considerado pai da química moderna, era um químico francês que em 1785

descobriu a Lei de Conservação das Massas, enunciada das seguintes formas: “Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma”

“Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total

após a reação” “Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os áto-

mos apenas se rearranjam. Os agregados atômicos das substâncias reagentes são desfeitos e novos agregados

atômicos são formados”

OBJETIVOS

Verificar experimentalmente a Lei de Lavoisier, ou seja, que a soma das massas dos reagentes é igual à

soma das massas dos produtos em uma reação química;

Mostrar ao aluno que a massa em uma reação química se conserva, porém, se a reação envolver substân-

cias gasosas, para que a conservação da massa seja percebida, o sistema deve ser fechado.


Preocupado em utilizar métodos quantitativos, Lavoisier tinha a balança como um de seus principais ins-

trumentos em atividades experimentais. Uma dessas atividades consistia em pesar as substâncias participantes de

uma reação química, antes e depois que ela ocorresse. Queimando-se magnésio, cientistas anteriores a Lavoisier

observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, notavam uma perda de massa. Coube a

Lavoisier esclarecer que as diferenças de massas eram devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações.

Lavoisier verificou que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fe-

chado, sendo assim, concluiu que a soma total das massas dos reagentes é igual a soma total das massas dos produ-

tos, ou seja, num sistema fechado a massa total permanece constante. Esta observação foi confirmada ao longo dos

tempos, não se verificando qualquer exceção.



Bicarbonato de sódio

Água

Vinagre

Proveta

Pipeta

Balança

Espátula

Garrafa PET pequena

Tubo de ensaio

Béquer

Pinça

PROCEDIMENTO

Adicione uma espátula de bicarbonato de sódio dentro da garrafa PET.

Adicione 40 mL de água dentro da garrafa, dissolvendo todo o bicarbonato.

Coloque 5 mL de ácido acético em um tubo de ensaio.

Coloque o tubo de ensaio dentro da garrafa PET e feche o recipiente.

Pese o recipiente e seu conteúdo, sem permitir que os líquidos se misturem.

Anote a massa obtida.

Incline o frasco estabelecendo o contato entre os reagentes.

Observe se existe a evidência de reação química.

Pese novamente o recipiente e seus conteúdos.

PRÁTICA 03: LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA

20

PÓS-LABORATÓRIO

1. Equacione a reação química envolvida no procedimento, informando a nomenclatura e a função química das

substâncias envolvidas na atividade prática.

2. O peso antes e depois da reação apresentou diferença? Explique o resultado obtido.

3. Classifique as substâncias em compostas ou simples, informando os elementos químicos presentes em cada uma.

21

INTRODUÇÃO

A separação de misturas é tarefa essencial em laboratórios químicos como em várias atividades humanas

relacionadas com a obtenção de materiais. Em nosso dia a dia é corriqueiro realizarmos separações de misturas,

como por exemplo: ao passarmos o café, observamos que a borra (a parte sólida) é retida no coador, e a parte lí-

quida que nos interessa, contém a cafeína. No entanto, é necessário o conhecimento sobre o que são misturas, sua

classificação e como podemos separá-las.

OBJETIVOS

Conhecer e realizar processos de separação de misturas;

Identificar os equipamentos mais comuns em um laboratório de Química.


Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Geralmente,

as substâncias estão presentes na formação dos vários tipos de mistura, que são

associações de duas ou várias substâncias diferentes sem necessariamente

serem definidas proporções e que também suas moléculas ou íons permaneçam

inalterados. De acordo com o tipo de mistura e dependendo da natureza dos seus

componentes, utilizamos um conjunto de processos para o controle de maté-

rias-primas, análise e obtenção das substâncias que deram origem à mistura.



Enxofre

Sulfato de cobre

Ácido acético

Álcool etílico

Água

Leite

Hidróxido de amônio

Almofariz e pistilo

Béquer

Tubo de ensaio

Balança

Papel de filtro

Bastão de vidro

Espátula

Centrífuga

Funil de vidro

Vidro de relógio

Canetas: preta, verde, vermelha.

PROCEDIMENTOS

EXPERIMENTO I - Separação da mistura de enxofre e sulfato de cobre

Pese 1 g de enxofre e 2 g de sulfato de cobre em cápsulas diferentes. Macere os sólidos.

Coloque em um béquer o sulfato de cobre e adicione 5 mL de água até a total dissolução.

Acrescente a massa de enxofre e misture com o bastão de vidro.

Filtre a mistura contida no béquer, lavando a substância retida no papel de filtro.

Abra o papel de filtro e deixe secar a substância por ele retida.

EXPERIMENTO II - Separação do Leite

Coloque 5 mL de leite em um tubo de ensaio e acrescente 20 gotas de ácido acético Agite com o bastão.

Coloque a solução em um tubo de ensaio e centrifugue-a por 3 minutos.

EXPERIMENTO III - Corrida de cores

Pegue duas tiras de papel (de forma retangular com 4 cm de largura e 10 cm de altura) e em cada uma de-

las, marque três pontos com cores diferentes. Os pontos devem ser desenhados a um dedo da extremidade

do papel.

PRÁTICA 04: PROCESSOS PARA A SEPARAÇÃO DE MISTURAS

22

Prenda o papel no palito, e coloque-o dentro de um béquer com água e outra no béquer com álcool, de

forma que o papel fique tocando a fase móvel sem tocar as cores. Tampe com o vidro de relógio.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Classifique a mistura nos procedimentos acima. Qual o método utilizado para fazer a separação dos componen-

tes dos experimentos 1, 2 e 3?

2. A água dissolve o enxofre ou o sulfato de cobre? Qual a substância retida no papel de filtro?

3. Após centrifugar a mistura de leite e ácido acético, quais os componentes obtidos em cada fase?

4. Pesquise três tipos de mistura: classifique-as, informe o número de fases, componentes e indique o método de

separação adequado.

23

INTRODUÇÃO

Entre os vários problemas ambientais consequentes da Revolução Industrial está a chuva ácida. A chuva

contém um pequeno grau natural de acidez, que por sua vez, não agride o meio ambiente. No entanto, esse proces-

so é intensificado em virtude do grande lançamento de gases poluentes na atmosfera, fenômeno esse, que ocorre

principalmente nas cidades industrializadas, com grande quantidade de veículos automotores e em locais onde

estão instaladas usinas termoelétricas. Entretanto, em função das correntes atmosféricas, as chuvas ácidas podem

ser desencadeadas em locais distantes de onde os poluentes foram emitidos.

OBJETIVOS

Reproduzir em laboratório o fenômeno que acontece na atmosfera quando óxidos diversos reagem com a

água provocando o surgimento de ácidos;

Possibilitar ao aluno reconhecer e compreender de forma integrada e significativa às transformações quí-

micas que ocorrem no processo natural da atmosfera.


Pode-se dizer que as chuvas "normais" são ligeiramente ácidas, pois apresentam um valor de pH próximo

de 5,6. Essa acidez natural é causada pela dissociação do dióxido de carbono em água, formando um ácido fraco,

conhecido como ácido carbônico.

A chuva propriamente ácida possui um valor de pH inferior a 4,5 e ocorre quando existe na atmosfera um

número muito grande de óxidos (SO2, NO, NO2, N2O5) que, quando combinam-se com o hidrogênio presente na

atmosfera em forma de vapor, formam os ácidos nítrico ou sulfúrico. Ao caírem na superfície, alteram a composição química do solo e das águas, atingem as cadeias alimenta-

res, destroem florestas e lavouras, atacam estruturas metálicas, monumentos e edificações.



Enxofre

Água

Solução de caráter básico (amoníaco)

Fenolftaleína

Recipiente com tampa rosqueável

Proveta

Bico de Bunsen

Fio de cobre ou arame

PROCEDIMENTO

Coloque 50 mL água no frasco de vidro e adicione 1,0 mL da solução básica.

Acrescente 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína ou extrato de repolho roxo (solução alcoólica) no

frasco até que haja uma mudança de cor.

Fixe o enxofre no fio de cobre e leve ao fogo.

Assim que o enxofre sofrer a queima, transfira-o para o frasco

de vidro. Ao observar a formação dos gases, tampe o frasco ra-

pidamente.

Agite lentamente e o frasco para dissolver os gases na água.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Mostre as equações presentes na reação de formação da chuva ácida.

2. Informe a nomenclatura e a função química de cada participante da

reação.

3. O que acontece do ponto de vista químico, após a agitação do frasco

tampado?

4. Como deve ser o pH no frasco antes e depois da reação?

PRÁTICA 05: SIMULANDO A CHUVA ÁCIDA

24

INTRODUÇÃO

Os átomos raramente podem ser encontrados isolados. Observa-se que a maioria dos elementos estão

combinados com outros elementos e se assim não fosse como seriam formadas as inúmeras substâncias que conhe-

cemos? Substâncias essenciais à vida como água e gás oxigênio, compostos úteis em nosso cotidiano: aço, cloreto de

sódio, sacarose e etanol. Como você pode perceber, ao nosso redor estão presentes diversas substâncias, cada qual

com uma composição química distinta, sendo formadas por átomos de elementos químicos que se encontram com-

binados. Portanto, para a existência dessas substâncias é necessário que os átomos possuam afinidade para unirem-

se por meio das forças existentes, denominadas de ligações químicas.

OBJETIVO

Distinguir substâncias iônicas de substâncias moleculares pelo ponto de fusão e solubilidade.


As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as substâncias ou compostos.

Porém, essa união não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas, tais como: afinidade (relacio-

nada às configurações eletrônicas), contato, energia etc. Os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possí-

vel, é por isso que essa união existe, ocorrendo interações entre os átomos instáveis em busca da estabilidade. As

ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos: ligação iônica,através

do compartilhamento de elétrons: ligação covalente, existe também a ligação metálica onde os elétrons passam a

se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração que mantém os átomos metálicos unidos.



Água

Etanol

Parafina

Cloreto de sódio ou açúcar

Enxofre

Iodo

Carbamida (uréia)

Acetato de potássio

Balança

Chapa aquecedora

Espátula

Tubo de ensaio


Béquer

Bastão de vidro

Marcador de vidro

Proveta

Pipeta

Funil de vidro

PROCEDIMENTO

Cubra uma tela de amianto com folha de papel alumínio.

Pese massas iguais de cada um dos reagentes e coloque-as a uma pequena distância do centro em posições

equidistantes uma das outras e do centro, formando um quadrado.

Acenda o bico de Bunsen e verifique se a chama está exatamente no centro do círculo da tela de amianto.

Observe os materiais durante o aquecimento e anote na tabela a ordem em que entram em fusão. Indique

com “n” na tabela a substância que não fundiu.

Coloque 10 mL de água em quatro tubos de ensaio e acrescente amostras dos reagentes.

Coloque 10 mL de álcool etílico nos quatro tubos restantes e acrescente amostras dos reagentes.

Observe e registre a solubilidade dos reagentes nos diferentes solventes.

PRÁTICA 06: COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES

25

DADOS

Composto Características Ordem de fusão Solubilidade

em H2O

Solubilidade

em álcool

PÓS-LABORATÓRIO

1. Relacione as principais diferenças entre compostos iônicos e moleculares. 2. Com o auxílio da tabela periódica, faça a distribuição eletrônica para os elementos presentes nas substâncias da

uréia, iodo e cloreto de sódio. Em seguida, esquematize as fórmulas de Lewis, estrutural, molecular e informe o

tipo de ligação dessas substâncias.

26

INTRODUÇÃO

Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos

peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se: o sabor azedo, adstringente, a for-

mação de soluções aquosas condutoras de eletricidade, a efervescência, quando em contato com o calcário e a

mudança de cor na presença de substâncias indicadoras ácido-base.

De um modo geral, são substâncias tóxicas e corrosivas, portanto deve-se evitar contato com a pele, inge-

ri-las ou respirá-las.

OBJETIVOS

Identificar as soluções de caráter ácido, neutro e básico;

Observar a viragem de cor dos indicadores de acordo com a escala de pH.


A medida de acidez ou alcalinidade de uma solução pode ser realizada através do uso de indicadores áci-

do-base e também através da medida do pH da solução, denominado potencial hidrogeniônico. O pH é uma escala

que vai de 0 a 14 e fundamenta-se na quantidade de íons hidrogênio que estão contidos numa solução. Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e

outra em meio básico. Há diversos indicadores que podem nos dizer sobre a acidez ou sobre a alcalinidade de uma

solução.



Ácido Clorídrico

Hidróxido de Sódio

Água

Hidróxido de Amônio

Ácido Acético

Tubo de ensaio

Pipeta graduada e Pasteur


PROCEDIMENTO

Coloque 5 mL de água, 5 mL de ácido clorídrico, 5 mL de hidróxido de sódio, 5 mL de hidróxido de

amônio e 5 mL de ácido acético em diferentes tubos de ensaio.

Repita a etapa anterior.

Adicione 1 gota de fenolftaleína em cada sistema (1ª etapa).

Adicione 1 gota de azul de bromotimol em cada sistema (2ª etapa). Anote as cores dos sistemas na tabela.

Fenolftaleína Azul de Bromotimol

Água

Ácido Clorídrico


Ácido Acético


PÓS-LABORATÓRIO

1. Através das colorações obtidas, informe se as substâncias analisadas apresentam comportamento ácido, básico

ou neutro. 2. Informe a fórmula molecular dos reagentes analisados e em quais substâncias do nosso cotidiano podem ser

encontrados.

3. Com o auxílio das fitas indicadoras de pH, faça a leitura numérica aproximada do potencial hidrogeniônico

dessas amostras.

PRÁTICA 07: IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES UTILIZANDO INDICADORES

QUÍMICOS

27

INTRODUÇÃO

Costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivas, capazes de dissolver me-

tais como se fossem comprimidos efervescentes, os ácidos e as bases atuam em nosso cotidiano continuamente e

bem menos agressivos do que se imagina.

São componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene e cosméticos, maté-

rias-primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. De um modo geral, e dependendo do

seu uso, são substâncias tóxicas e corrosivas, portanto deve-se ter o cuidado e saber como utilizá-las de maneira

adequada.

OBJETIVOS

Preparar extratos de produtos naturais;

Investigar as propriedades ácidas e básicas de produtos do cotidiano, utilizando como indicador ácido-

base o extrato de repolho roxo;

Estabelecer escalas de pH com indicadores naturais.


Muitos indicadores são pigmentos com fórmulas complexas que são sintetizados através de reações que

também são complexas. Alguns indicadores, contudo, são facilmente retirados de plantas comuns, seja de flores ou

da casca de seus frutos ou de hortaliças. As substâncias responsáveis pela coloração destes tecidos vegetais são as antocianinas, principais cromó-

foros encontrados nas flores vermelhas, azuis e púrpuras.



Solução de Repolho Roxo

Leite de Magnésia

Detergente

Suco de Limão

Água Sanitária

Creme Dental

Leite

Shampoo

Ácido Muriático

Amoníaco

Solução de Sabão

Tubo de Ensaio

Pipeta

Estante para Tubo de Ensaio

Marcadores para Vidro

PROCEDIMENTO

PARTE I – PREPARAÇÃO DA SOLUÇÃO INDICADORA NATURAL

Em um béquer de 500 mL adicione algumas folhas trituradas de repolho roxo, adicione água e submeta a

aquecimento até que você perceba o ganho de coloração pela água.

Filtre a solução e distribua cerca de 50 mL dessa solução para cada bancada.

PARTE II – PREPARAÇÃO DA ESCALA DE pH

Adicione 5 mL de cada uma das soluções em tubos de ensaio diferentes.

Acrescente 5 mL do extrato de repolho roxo a cada uma dessas soluções. Observe a cor, compare com a

escala da fita indicadora de pH e atribua um valor numérico.

PRÁTICA 08: EXTRATOS DE PIGMENTOS DE VEGETAIS USADOS COMO

INDICADORES DE ÁCIDOS E BASES

28

PARTE III – IDENTIFICANDO A ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES ATRAVÉS DA ANÁLISE

DE COLORAÇÃO

Identifique os tubos de ensaio e a cada um deles adicione 5 mL de cada uma das amostras. Em seguida,

acrescente a cada tubo a mesma medida do extrato de repolho. Observe a cor e anote na tabela.

Amostra Repolho roxo Propriedades pH

PÓS-LABORATÓRIO

1. O que é um indicador ácido-base?

2. Através das colorações obtidas, indique na tabela se as substâncias analisadas apresentam comportamento áci-

do, básico ou neutro.

3. Informe o componente químico presente nessas substâncias que lhes conferem caráter ácido e básico.

4. Com o auxílio das fitas indicadoras de pH, faça a leitura numérica aproximada do potencial hidrogeniônico

dessas amostras.

29

INTRODUÇÃO

Você já percebeu como as reações químicas estão presentes em nosso dia a dia? Sabemos que para o carro

entrar em movimento devemos colocar gasolina. Esse combustível através de uma reação química com o oxigênio

do ar produz dióxido de carbono, água e a energia que é utilizada para fazer que o carro se mova. Certamente você também já ouviu falar em “cálculos renais”, popularmente conhecidos como pedras nos

rins. Infelizmente é mais um exemplo de reação química que ocorre no organismo humano pelo excesso, princi-

palmente do oxalato de cálcio e do fosfato de cálcio, substâncias muito pouco solúveis e, que dependendo de suas

concentrações são acumuladas nos rins ou nos canais urinários ocasionando a formação das pedras.

OBJETIVOS

Reconhecer as evidências para a ocorrência das reações químicas;

Realizar reações químicas e classificá-las;

Representar as reações químicas através das equações químicas.


Uma reação química ocorre quando determinadas substâncias sofrem transformações em relação ao seu

estado inicial, aparecendo novas substâncias. As ligações entre os átomos e moléculas devem ser rompidas e de-

vem ser restabelecidas de outra maneira. A ocorrência de reações químicas geralmente são bem visíveis, mas em certas situações os reagentes se

encontram com impurezas e as reações não acontecem com total aproveitamento. Para a representação de uma

reação química, fazemos uso da equação química correspondente. Essa equação descreve as composições de rea-

gentes e produtos e a relação de igualdade entre as quantidades de seus elementos químicos.



Lâmina de Ferro

Sulfato de Cobre

Dicromato de Amônio

Magnésio em fitas


Estante para tubos de ensaio

Tubos de ensaio

Pipeta

Bico de Bunsen

Espátula

Pinça

PROCEDIMENTO

Coloque um pedaço do metal ferro em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL da solução de sulfato

de cobre II. Aguarde alguns minutos e registre suas observações.

Adicione a um tubo de ensaio uma espátula de dicromato de amônio. Aquecer e registrar o ocorrido.

Com o auxílio de uma pinça, leve algumas fitas de magnésio à chama do bico de Bunsen. Anote as obser-

vações. Recolha a cinza esbranquiçada resultante em um tubo de ensaio;

A este tubo, adicionar 3 mL de água e duas gotas de fenolftaleína. Agitar e observar atentamente o que

ocorre.

Adicione 4 mL da solução de sulfato de cobre II a um tubo de ensaio e acrescentar 3 mL de hidróxido de

amônio. Registre o ocorrido.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Como podemos constatar a ocorrência de reações químicas?

2. Equacione, classifique e efetue o balanceamento das reações químicas observadas em cada um dos itens do

procedimento.

3. Informe a função química de cada substância envolvida nas reações.

PRÁTICA 09: REAÇÕES QUÍMICAS

30

INTRODUÇÃO

A água desempenha um papel essencial nas funções do corpo humano, como por exemplo: digestão, ab-

sorção, respiração, transporte de nutrientes, excreção de substâncias, eliminando as toxinas através da urina e da

transpiração, auxilia na regulação da temperatura do corpo humano, além de estar presente no plasma sanguíneo,

nas articulações e até nos ossos. Na sua falta, o sistema natural de limpeza e desintoxicação do organismo fica sempre muito prejudicado,

contribuindo para o aparecimento das mais inúmeras doenças. Portanto, a água é uma das substâncias mais impor-

tante e necessária aos organismos vivos. É o principal componente das células e um solvente biológico universal.

Diante dessas propriedades e em virtude de sua grande necessidade, devemos evitar o desperdício, exigir a

preservação dos recursos hídricos e contribuir para a manutenção de vidas no planeta.

OBJETIVOS

Realizar as etapas do tratamento primário de água e relacioná-las com os processos de separação de mis-

tura;

Reproduzir um processo realizado nas estações de tratamento de água;

Conscientizar para o uso racional da água.


A água é um composto integrado por moléculas formadas por um átomo de oxigênio e dois de hidrogênio,

unidos por meio de ligações químicas. É o único composto do planeta que, na natureza pode ser encontrada em três

estados físicos: sólido (geleiras), líquido (oceanos e rios), e gasoso (vapor d’água na atmosfera). Incolor, inodora e insípida, a água é um composto de grande estabilidade, podendo ser obtida também

pela combustão dos alimentos. É uma molécula polar e que apresenta geometria angular (104,45°). Em nosso or-

ganismo, as reações químicas ocorrem em sua presença. Provavelmente, sem esta substância não existiria vida no

planeta, a água é o componente biológico essencial à manutenção da vida animal e vegetal.



Sulfato de Alumínio

Solução de Hidróxido de Cálcio

Solução de Hipoclorito de Sódio

Água suja

Proveta

Béquer

Bastão de vidro

Erlenmeyer

Funil de vidro

Papel de filtro

PROCEDIMENTO

Separe em um béquer 50 mL de água suja.

Acrescente com uma espátula duas medidas de sulfato de alumínio. Agite com o bastão, até a total disso-

lução.

Com uma espátula acrescente uma medida de hidróxido de cálcio. Agite a mistura.

Deixe em repouso por alguns minutos, observe, anote e explique.

Filtre a mistura no erlenmeyer. Em seguida adicione duas gotas de hipoclorito de sódio.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Informe as principais etapas que ocorrem em uma Estação de Tratamento de Água (ETA) e relate o objetivo de

cada uma.

2. Do ponto de vista químico, o que aconteceu quando foram acrescentados o sulfato de alumínio e o hidróxido de

cálcio?

3. Quais as doenças causadas por água contaminada?

PRÁTICA 10: SIMULANDO O TRATAMENTO DE ÁGUA

31

4. E você, quais suas ações responsáveis com o uso da água?

5. Pesquise as fórmulas dos compostos químicos utilizados no tratamento da água e a função de cada uma.

6. Quais as análises comumente realizadas para um melhor diagnóstico da qualidade da água?

32

INTRODUÇÃO Quem nunca sentiu aquela incômoda sensação de acidez estomacal, a chamada azia? Ela se explica pela

ação do ácido clorídrico (HCl), componente do suco gástrico, presente no estômago. Após a ingestão de alimentos

calóricos, o nosso organismo se vê obrigado a liberar mais quantidade de HCl para auxiliar na digestão pesada,

provocando esse desconforto estomacal. E para neutralizar essa desagradável sensação, necessitamos ingerir um antiácido estomacal, o conhecido

leite de magnésia, cujo princípio ativo desse medicamento nada mais é do que a base Mg(OH)2 – hidróxido de

magnésio. Ela tem a função de neutralizar o meio ácido de seu estômago, daí o alívio imediato.

OBJETIVOS

Identificar e conceituar uma reação de neutralização;

Entender as reações de ácido com base (reação de neutralização) como um caso especial de reação de du-

pla troca.


As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização ou salificação. Depen-

dendo das quantidades de ácido e de base misturados haverá uma neutralização total ou parcial desses reagentes,

produzindo sais que serão classificados em normal, ácidos e básicos.



Ácido Acético

Ácido Clorídrico



Fenolftaleína

Azul de Bromotimol

Béquer

Tubo de ensaio

Estante para tubos de ensaio

Pipeta

PROCEDIMENTO

Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio e 2 gotas de fenolftaleína.

Reserve em um béquer 1 mL de ácido clorídrico e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até observar

a alteração.

Em um segundo tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de amônio e 2 gotas do azul de bromotimol.

Reserve em um béquer 1 mL de ácido clorídrico e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até observar

a alteração.

No terceiro tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio e 2 gotas de fenolftaleína.

Reserve no tubo de ensaio menor 1 mL de ácido acético e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até

observar a alteração.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Equacione as reações descritas nos procedimentos. Classifique os sais obtidos.

2. Pesquise reações de neutralização com a obtenção de sal neutro, hidrogeno-sal e hidróxi-sal, informando a no-

menclatura de reagentes e produtos.

PRÁTICA 11: REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO

33

INTRODUÇÃO

A luz emitida por um elemento químico ocorre no retorno do elétron ao seu orbital de origem. Quando

átomos são aquecidos ou submetidos a uma descarga elétrica, esse fenômeno pode ser observado, por exemplo,

como um vermelho intenso nos luminosos de néon que é ocasionado pela excitação dos átomos de neônio pela

eletricidade, outro exemplo é observado nos fogos de artifício.

OBJETIVOS

Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions;

Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o Modelo Atômico de

Bohr;

Verificar a distribuição eletrônica dos elementos;


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 excita-

ção é então emitida na forma de radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detec-

tar. 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. O teste da chama está fundamentado nos princípios do Modelo Atômico de

Bohr, ficando estabelecido que os átomos possuem regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons –

as chamadas camadas eletrônicas.



Cloreto de Cálcio

Cloreto de Lítio

Cloreto de Bário

Cloreto de Sódio

Cloreto de Potássio

Sulfato de Cobre

Ácido Clorídrico

Béquer

Fios de níquel-cromo ou platina

Vidro de relógio

Espátula

Bico de Bunsen

PROCEDIMENTO

Acenda o bico de gás até obter uma chama quente de cor azul clara.

Limpe os fios metálicos, mergulhando- os em solução de HCl concentrado, previamente colocada no vi-

dro de relógio, e em seguida, aqueça-os na chama do bico de Bunsen.

Mergulhe o fio limpo na amostra em estudo e observe a coloração da chama.

Limpe cuidadosamente os fios metálicos e repita o processo com as outras amostras.

PRÁTICA 12: IDENTIFICAÇÃO DE METAIS PELO ENSAIO DA CHAMA

34

AMOSTRA COR DA CHAMA OBSERVADA COR DA CHAMA ESPERADA METAL

PÓS-LABORATÓRIO

1. Quais os postulados de Bohr?

2. Estes testes são conclusivos para identificar um elemento? Pode ser aplicado a todos os metais?

3. Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não está ocorren-

do transição eletrônica? Justifique.

4. Pesquise sobre o efeito colorido dos fogos de artifícios.

35

INTRODUÇÃO

O consumo exagerado de bebidas alcoólicas tem se tornando um grande problema. A ingestão habitual de

grandes quantidades de álcool pode causar sérios danos. A fiscalização de trânsito usa de recursos para desvendar

se um motorista está ou não embriagado e um deles é o bafômetro. O bafômetro, denominação técnica “etilômetro”, é um aparelho que permite determinar a concentração de

bebida alcoólica, analisando o ar exalado dos pulmões de uma pessoa. Todos os tipos de bafômetros são baseados

em reações químicas, precisamente reações redox (oxidação-redução).

OBJETIVOS

Consolidar o conceito de número de oxidação (Nox);

Identificar a variação de Nox em reações de oxi-redução;

Conceituar oxidante e redutor;

Relacionar o funcionamento do bafômetro com a variação do número de oxidação.


As reações de óxido-redução são aquelas em que a formação de produtos está vinculada a uma transferên-

cia de elétrons entre determinados átomos ou íons das substâncias reagentes fazendo com que o número de oxida-

ção (Nox) de uma substância aumente enquanto o de outra substância diminui. Para se determinar qual espécie de

uma reação química oxidou ou reduziu precisamos determinar a variação do NOX dos átomos na reação sabe-se

que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada

agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante.



Dicromato de Potássio

Álcool Etílico

Água

Ácido Sulfúrico

Tubo de Ensaio

PROCEDIMENTO

Comece preparando a solução ácida: dissolva 5g de dicromato de potássio em 50 mL de água e acrescente

24 mL de ácido sulfúrico (com bastante cuidado).

Adicione 5 mL desta solução em um tubo de ensaio.

Acrescente gota a gota de álcool etílico ao tubo de ensaio contendo a solução de dicromato (até que a cor

laranja torne-se verde).

PÓS-LABORATÓRIO

1. Equacione a reação que ocorre no bafômetro?

2. Determine o número de oxidação de cada elemento e identifique o agente redutor e oxidante.

PRÁTICA 13: SIMULADOR DE BAFÔMETRO

36

INTRODUÇÃO

Qual a diferença entre uma bebida destilada e uma fermentada? Tudo se baseia no processo de produção,

onde a bebida poderá ser preparada pelo processo de destilação ou de fermentação. Mas independentemente deste

processo, o composto orgânico que faz com que uma bebida seja classificada como alcoólica é o Etanol. E para obtermos o teor alcoólico nesta bebida faz-se uso de uma Destilação, operação utilizada quer a

nível laboratorial quer industrial, para purificar as matérias primas ou produtos.

OBJETIVOS

Separar o álcool do vinho;

Conhecer as vidrarias necessárias a uma destilação simples.


A destilação é a separação de uma mistura que se baseia na diferença de temperatura de ebulição dos

componentes dos materiais. Durante o aquecimento, as substâncias entram em ebulição de acordo com a tempera-

tura atingida e, então evaporam, depois por refrigeração, voltam ao estado inicial e podem ser recolhidas.

O álcool pode extrair-se do vinho por destilação (álcool vínico ou espírito do vinho) ou de qualquer subs-

tância fermentada. Há outros álcoois que se extraem da aguardente do bagaço (álcool propílico) ou da beterraba

(álcool butílico).



Vinho

Suporte metálico

Manta aquecedora

Balão de destilação

Mangueiras de borracha

Garras metálicas

Condensador

Erlenmeyer

Termômetro

Béquer

PROCEDIMENTO

Monte a aparelhagem para a destilação.

Coloque o vinho no balão de destilação.

Abra com cuidado à entrada de água para o condensador, e depois inicie o aquecimento do balão.

Colete o destilado em um béquer.

Anote a temperatura durante a destilação.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Qual a temperatura de ebulição do vinho nesta destilação? Ela é constante durante a ebulição? Justifique.

2. A temperatura de ebulição da substância álcool será a mesma? Justifique.

3. Qual a finalidade da passagem da água no condensador?

4. Qual a propriedade física utilizada, para separar substâncias por meio da destilação?

5. Diferencie destilação simples de destilação fracionada.

PRÁTICA 14: EXTRAINDO ÁLCOOL DO VINHO

37

INTRODUÇÃO

Você pode ficar muitas horas sem beber água. Pode também ficar até alguns dias sem comer. Mas não

aguentará ficar por mais de algumas dezenas de segundos sem o precioso ar. O desagradável é que de todas as

poluições que vivemos nos tempos atuais, a pior é e será sempre a do ar. Somos dependentes do oxigênio contido no ar para respirar, mas este ar está cheio de poluentes que o

contaminam, gerados principalmente pela queima dos combustíveis fósseis (usinas elétricas a carvão e automóveis

movidos à gasolina e a diesel).

OBJETIVOS

Fazer experiências com óxidos para determinar se os mesmos são ácidos, básicos ou anfóteros;

Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na tabela periódica;

Assimilar os conceitos e propriedades dos óxidos.


Óxidos são compostos binários, onde um dos elementos é obrigatoriamente o oxigênio. Os óxidos ácidos

são formados geralmente por ametais (sendo neste caso compostos geralmente gasosos) ou por metais com número

de oxidação elevado, apresentando-se como compostos moleculares e, em geral, solúveis em água. Os óxidos bási-

cos na maioria são formados por metais e, portanto, são compostos iônicos. Certos óxidos possuem caráter inter-

mediário entre o iônico e o covalente, possuem comportamento ambíguo, são os óxidos anfóteros e existem os que

não reagem com água formando ácido ou base, os óxidos neutros.



Álcool Etílico

Azul de Bromotimol


Fenolftaleína

Água Destilada

Óxido de Magnésio

Óxido de Cálcio

Erlenmeyer

Proveta

Béquer

Canudo

Tubo de ensaio


Balança

PROCEDIMENTO

PARTE I

Meça 25 mL de álcool etílico e transfira para o erlenmeyer.

Adicione 4 gotas do azul de bromotimol e 1 gota de solução 1 mol/L de hidróxido de sódio.

Soprar a solução contida no erlenmeyer.

Anote suas observações.

PARTE II

Coloque 10 mL de água destilada em dois tubos de ensaio.

No tubo 1, adicione 1g de MgO e agite, posteriormente adicione 2 gotas de fenolftaleína em ambos os tu-

bos e observe.

Em dois outros tubos, coloque 10 mL de água destilada. No tubo 3, adicione 1g de CaO e agite, posteri-

ormente adicione 2 gotas de fenolftaleína em ambos os tubos e observe.

PARTE III

Coloque em um béquer cerca de 20 mL de solução aquosa de hidróxido de cálcio.

Adicione a esta solução 2 ou 3 gotas de fenolftaleína;

Com a ajuda de um canudo sopre para a solução e observe.

PRÁTICA 15: PROPRIEDADES DOS ÓXIDOS

38

PÓS-LABORATÓRIO

1. Qual a cor observada quando foi adicionado o azul de bromotimol à solução do erlenmeyer?

2. Qual a cor apresentada quando foi injetado gás carbônico à solução do erlenmeyer?

3. Equacione as reações dos procedimentos 2 e 3, informando o nome das substâncias envolvidas e suas proprieda-

des ácidas ou básicas.

39

INTRODUÇÃO

O método científico é uma poderosa ferramenta de trabalho que foi paulatinamente sendo desenvolvida

pelos cientistas, tendo em vista simplificar a abordagem do trabalho investigativo, facilitando o trabalho do pesqui-

sador, procurando racionalizar a utilização de recursos humanos, técnicos e financeiros. Na verdade, o método científico apresenta aplicação universal ao processo de resolução de um problema

qualquer, mas com certeza é mais amplamente utilizado por investigadores, tecnólogos, engenheiros, técnicos e

outros profissionais mais vinculados à área científica, que o aplicam para a resolução de problemas práticos.

OBJETIVO

Identificar as etapas que rege o funcionamento da investigação científica.


O método científico é constituído de etapas, colocados numa ordem que acaba por permitir seu uso sem

alterações para quase todas as questões a serem investigadas.



Refrigerante (sabor limão ou outro que

não contenha corante)

Palha de Aço

Solução de H2O2 (10 volumes)

Béquer

Pipeta

Fita indicadora de pH

PROCEDIMENTO

Meça o pH inicial do refrigerante por meio do papel indicador de pH.

Adicione a palha de aço no refrigerante e a partir daí, acompanhe a evolução visual do experimento.

Após 20 minutos, adicione o peróxido de hidrogênio, por meio da pipeta, no fundo do béquer.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Anote todos os pensamentos que surgiram durante a atividade prática.

2. Informe as etapas necessárias à investigação científica e associe-as as suas conclusões observadas durante o

procedimento da atividade.

3. Quando você ouve num anúncio de televisão a expressão “cientificamente comprovado”, o que você pensa a

respeito? Você pensa que o que está sendo afirmado é inquestionável ou apenas que os resultados foram obtidos

através da aplicação do método científico? Ou você levanta ainda a hipótese de que o locutor está se utilizando de

um blefe, tentando vender o seu produto?

PRÁTICA 16: RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS E MÉTODO CIENTÍFICO

40

INTRODUÇÃO

A previsão de reações químicas nos diversos processos industriais é de vital importância na rentabilidade

e na sobrevivência de uma indústria ou até mesmo em nosso cotidiano. Nas indústrias, nota-se a preocupação de se

aperfeiçoar produtos e processos para que se tenha a melhor relação custo/benefício possível. No nosso cotidiano, na maioria das vezes, não atentamos para esse conceito, mas ele fica claro, por exem-

plo, ao fazermos um bolo. Normalmente seguimos uma receita, escrita ou que já esteja gravada em nossa memória.

Estes procedimentos que, basicamente, consistem na mensuração e cálculo de quantidade de substâncias envolvi-

das em reações químicas é chamado de estequiometria que deriva do grego stoichea = partes mais simples e me-

treim = medida Na relação da quantidade das substâncias é importante que se conheça as fórmulas, os elementos e a pro-

porção entre esses elementos e substância.

OBJETIVOS

Montar a equação da reação que rege o fenômeno em estudo;

Efetuar o acerto dos coeficientes estequiométricos;

Identificar as partes envolvidas no cálculo estequiométrico;

Efetuar as transformações de grandezas e unidades quando necessário;

Efetuar os cálculos estequiométricos.


Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ ou produtos das reações químicas em mols, em

massa, em volume, número de átomos e moléculas, realizado com base na lei da conservação das massas, na lei

das proporções definidas e na lei das proporções múltiplas. As reações químicas ocorrem sempre obedecendo a uma proporção constante que equivale ao coeficiente

estequiométrico das equações. Assim se um dos reagentes possuir uma quantidade acima da proporção estequio-

métrica, esse reagente estará em excesso, logo o outro será o reagente limitante. O reagente em excesso não parti-

cipa dos cálculos estequiométricos. Sabemos que por diversos motivos na maioria das vezes nem todo reagente se transforma em produto. A

quantidade percentual de material transformado é denominada rendimento da reação. O rendimento teórico de uma

reação é sempre 100%.



Cloreto de Sódio + Nitrato de Prata

Água

Cromato de Potássio + Cloreto de Bário

Béquer

Pipeta

Papel de filtro

Funil de vidro

Vidro de relógio

Estufa

Balança

Bastão de vidro

Proveta

Bico de Bunsen

PROCEDIMENTO

PARTE I

Pese em um béquer, 0,3 g de cloreto de sódio e dissolva esta amostra em 5 mL de água.

Pese em um béquer 0,3 g de nitrato de prata e dissolva esta amostra em 5 mL de água.

Adicione a solução de cloreto de sódio ao béquer que contém o nitrato de prata. Observe.

Filtre o precipitado usando um papel de filtro previamente tarado.

Coloque o papel de filtro com o precipitado obtido em um vidro de relógio (também tarado) e deixe secar

na estufa.

PRÁTICA 17: ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES

41

Pese o produto. Anote o seu resultado.

PARTE II

Pese 0,80 g de cromato de potássio, transfira para um béquer e adicione 100 mL de água destilada.

Agite com bastão de vidro até a completa dissolução. Aqueça a solução até iniciar a fervura.

Pese 0,60 g de cloreto de bário, transfira para um béquer e adicione 50 mL de água destilada.

Agite com bastão de vidro até completa dissolução.

Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o bastão.

Pese um papel de filtro. Adapte o papel de filtro ao funil.

Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração.

Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de precipitado. Lave o béquer e o bastão

de vidro com água destilada para remover qualquer resíduo de precipitado.

Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire o papel de filtro e colo-

que-o sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado.

Leve o precipitado para secar em estufa à 150ºC, por quinze minutos. Retire o precipitado seco da estufa e

coloque-o para resfriar num dessecador.

Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Escreva a equação química correspondente a cada procedimento.

2. Qual o produto que precipitou e quanto foi obtido?

3. Qual o rendimento desta sua preparação?

4. Qual foi o reagente limitante?

5. Seu rendimento foi de 100%? Caso contrário, explique por que não obteve um rendimento de 100%.

42

INTRODUÇÃO

Quando se fala em metais necessários para uma vida saudável, todos pensam imediatamente em ferro. No

entanto, existem 14 metais importantes para o ser humano, conhecidos popularmente como sais minerais e estão

presentes nos alimentos. O cálcio é um deles e o mais abundante no organismo. Constitui cerca de 1,5% a 2% do peso do corpo

humano, 99% está nos ossos e dentes e o 1% restante está no sangue e células. No quesito alimentação, é encontra-

do nos derivados do leite de vaca e da soja. Outras fontes são a folha verde escura, como espinafre, brócolis e agri-

ão.

Previne raquitismo, osteoporose, unhas fracas e queda de cabelo; reduz o colesterol; melhora a hiperten-

são arterial e é usado no tratamento contra a obesidade. O excesso provoca a calcificação excessiva dos ossos e

tecidos moles, o surgimento de cálculos nos rins e interfere na absorção de ferro pelo organismo.

OBJETIVOS

Identificar as propriedades dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos;

Observar a solubilidade dos sais de metais alcalinos terrosos.


Os metais alcalinos terrosos são os elementos químicos do grupo II (2A) da tabela periódica. Apresentam

configuração eletrônica terminada em ns2, ou seja, possuem dois elétrons na camada de valência.

São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogênios para formar

sais iônicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos forte-

mente básicos. São todos sólidos.

O nome alcalino-terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Possuem propriedades básicas

(alcalinas). Apresentam eletronegatividade ≤ 1,3 segundo a escala de Pauling. Este valor tende a crescer no grupo

de baixo para cima.

Todos apresentam dois elétrons no seu último nível de energia (em subnível s), com tendência a perdê-los

transformando-se em íons bipositivos, M 2+

. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade

cresce no grupo de cima para baixo, sendo o menos eletropositivo, o berílio. A reatividade dos metais alcalinos

terrosos tende a crescer no mesmo sentido.



Óxido de Cálcio

Óxido de Magnésio

Hidróxido de Bário

Fenolftaleína

Cloreto de Magnésio

Cloreto de Cálcio

Cloreto de Bário

Nitrato de Estrôncio

Ácido Sulfúrico

Cromato de Potássio

Tubo de ensaio

Vidro de relógio

Pipeta

Béquer

Proveta

Funil de vidro

Bastão de vidro

Erlenmeyer


Papel de filtro

Papel indicador de pH

PROCEDIMENTO

PARTE I

Prepare soluções saturadas de óxido de magnésio e óxido de cálcio: adicione ao béquer 25 mL de água

destilada e 1,0 g de óxido de magnésio. Agite bem.

Filtre a mistura tantas vezes quantas forem necessárias, até que tenha obtido um filtrado límpido e trans-

parente.

Repita o procedimento, preparando agora a solução de óxido de cálcio.

Verifique o pH das soluções dos óxidos preparados.

PRÁTICA 18: METAIS ALCALINOS TERROSOS

43

Em 3 tubos de ensaio adicione:

Tubo 1 - 2mL da solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína

Tubo 2 - 2mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína

Tubo 3 - 2mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de fenolftaleína

Observe e anote.

Em um vidro de relógio coloque 2 gotas de cada solução e determine o pH.

Hidróxido pH Observação

1

2

3

PARTE II

Adicionar em um tubo de ensaio 3mL de água de cal a 7ml de água destilada (sol. saturada de hidróxido

de cálcio) e 2 gotas de fenolftaleína. Em seguida, adicionar CO2 com o auxilio de uma pipeta soprando a

solução. Observar.

Colocar 4 tubos de ensaio 5mL das soluções diluídas a 5% de MgCl2 , CaCl2 , Sr(NO3 )2 e BaCl2. Adicio-

nar 2 mL de H2SO4 (1M) aos tubos de ensaio. Observar.

Reação Observação

1

2

3

4

Repetir o item anterior, trocando a adição de H2SO4 por adição de K2CrO4

Reação Observação

1

2

3

4

PÓS-LABORATÓRIO

1. Qual o óxido de metal alcalino terroso mais solúvel em água.

2. Qual a solução é mais fortemente básica? Quais os valores de pH obtidos?

3. Qual a função medicinal do óxido de magnésio? Como é conhecida vulgarmente a solução deste óxido?

4. Qual a solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos ?

5. Que precipitado se formou após a adição de CO2 à solução de água de cal na presença de fenolftaleína? O que

foi observado quando deu-se continuidade a adição de CO2 na solução contendo o precipitado formado?

6. Quais sulfatos se apresentam solúveis e quais se precipitaram (insolúveis)? Relate o aspecto e a coloração de

precipitado. Escreva as reações.

7. Com relação aos cromatos identifique os que foram solúveis e insolúveis através das reações? Explique o moti-

vo da solubilidade?

44

INTRODUÇÃO

Talvez a popularidade desta família esteja relacionada com a de seus integrantes, o Flúor merece destaque

por ser o elemento mais eletronegativo da Tabela Periódica. Além de ser conhecido em uma visita ao dentista:

aquele gelzinho que tem como objetivo proteger os dentes contra cáries, é sim uma forma do elemento Flúor. O Cloro por sua vez, não fica para trás, se tornou popular em nosso dia a dia. A começar pela água que

tomamos, esta é purificada nas ETA’s (Estações de tratamento de água) graças a este componente da Família dos

Halogênios. O Cloro tem o poder de eliminar micro-organismos patogênicos da água e garantir segurança aos seus

consumidores. Justamente por essa propriedade desinfetante, Cloro também é empregado em limpeza de piscinas.

Quanto ao Iodo, assim como o Cloro, é usado como bactericida. Possui relevada importância no organis-

mo humano, sua carência na alimentação dá origem a problemas de Tireoide. Agora você já sabe por que nosso sal

de cozinha é iodado, o elemento foi acrescentado a este tempero com o intuito de prevenir doenças como o Bócio.

O Bromo é usado em medicamentos e reações orgânicas e seu vizinho, o Astato, se revela o “patinho feio

da turma dos Halogênios”. Em virtude de ser pouco conhecido (foi considerado o elemento mais raro do mundo),

não possui nenhuma aplicação constatada.

OBJETIVO

Verificar, experimentalmente algumas propriedades dos halogênios.


O termo “halogênios” vem do grego e significa produtor de sais. A série química dos Halogênios pertence

ao grupo 17 ou 7A da tabela periódica. Todos os constituintes desse grupo possuem 7 elétrons em seu último nível

de energia, tendo que receber um elétron para atingir sua estabilidade química. A principal característica química dos halogênios é seu poder em agir como agentes oxidantes, caracterís-

tica essa que facilita no ganho de elétrons que necessitam para se tornarem estáveis. Por necessitarem de apenas

um elétron para se tornarem estáveis isoladamente, os elementos desse grupamento são altamente eletronegativos e

tendem a formar ligações fortes com metais do grupo 1A (metais alcalinos) e 2A (metais alcalinos terrosos), ge-

ralmente iônicas.

O estado de agregação desses elementos é variado, sendo o Flúor e o Cloro gasosos, o Bromo líquido e, o

Iodo e o Astato sólidos.



Iodeto de Potássio

Brometo de Potássio

Hipoclorito

Solução de Amido

Tubo de ensaio

Pipeta

PROCEDIMENTO

PARTE I

Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI e, em outro tubo, igual volume de

solução de KBr 0,1 mol/L.

Adicione respectivamente aos tubos contendo KBr e KI o mesmo volume de solução aquosa de cloro (hi-

poclorito). Que você observa?

Coloque num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução 0,1 mol/L de KI, acrescente 4 gotas da solução de

amido e observe.

PARTE II

Transfira para um tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução KI 0,1 mol/L.

Adicione igual volume de solução de KBr 0,1 mol/L. Anote suas observações.

Adicione também 1 mL de solução de amido.

PRÁTICA 19: HALOGÊNIOS

45

Pelo observado, que se pode concluir?

PÓS-LABORATÓRIO

1. Em termos de eletronegatividade, que se pode concluir? A presença de I2 pode ser comprovada pela adição ao

tubo de ensaio correspondente de 4 gotas de solução de amido, que é um indicador para iodo molecular (I2). Amido

em presença de iodo molecular produz composto de cor azul.

2. Qual a ordem de eletronegatividade entre os elementos testados, sabendo que o cloro é o mais eletronegativo?

3. Analisando os resultados do procedimento II, a que conclusão você chega quanto à eletronegatividade destes

elementos?

4. Qual o mais eletronegativo e qual o menos?

5. Como deve variar a eletronegatividade dentro do grupo ou da família dos halogênios?

46

INTRODUÇÃO

Sabe aquela coxinha frita deliciosa? Ela não faz só mal à saúde, o óleo usado para fritá-la também faz um

mal enorme para o ambiente. Ele está presente na grande maioria nos lares brasileiros, em alguns serve para temperar, em outros para

fritar, mas seu final geralmente é o mesmo: o ralo da pia ou o cesto de lixo. O óleo de cozinha usado, quando joga-

do diretamente no ralo da pia ou no lixo, polui córregos, riachos, rios e o solo, além de danificar o encanamento em

casa. O óleo também interfere na passagem de luz na água, retarda o crescimento vegetal e interfere no fluxo de

água, além de impedir a transferência do oxigênio para a água o que impede a vida nestes sistemas.

Quando lançado no solo, no caso do óleo que vai para os lixões ou aquele que vem junto com a água dos

rios e se acumula em suas margens, este impermeabiliza o solo, impedindo que a água se infiltre, piorando o pro-

blema das enchentes.

OBJETIVOS

Contribuir para que a reciclagem de óleo se torne uma prática comum e replicável através dos educandos;

Evitar que o óleo de cozinha usado seja descartado na rede de esgoto;

Aprender a produzir sabão caseiro como alternativa para reciclar o óleo de uso doméstico usado.


Os óleos utilizados em nossa alimentação são fontes de ácidos graxos que desempenham funções essenci-

ais no organismo tanto para nossa saúde cardiovascular, quanto do nosso sistema imune e reprodutivo. Dois tipos

de ácidos graxos são fundamentais: o linoleico e o linolênico, pois não são fabricados por nosso organismo. Assim,

devem vir obrigatoriamente de fontes alimentares. Os óleos são hidrofóbicos e lipofílicos. Entre as origens dos óleos, temos a vegetal, animal e mineral.

O óleo vegetal é uma gordura extraída de plantas. Apesar de, em princípio, outras partes da planta poderem ser

utilizadas na extração de óleo, na prática este é extraído na sua maioria (quase exclusivamente) das sementes.



Óleo Saturado

Água

Álcool Combustível


Recipiente de plástico fundo (bacia,

balde)

Colher de madeira

PROCEDIMENTO

PARTE I – SABÃO EM BARRA

Coloque 500 g de soda no recipiente plástico, acrescente 1,5 litro de água.

Mexa bem até dissolver totalmente a soda.

Acrescente mais 1 litro de água e misture.

Em seguida, acrescente 2,5 litros de óleo. O óleo deve ser previamente coado.

Acrescente 1 litro de álcool combustível.

Depois de misturar todos os ingredientes, deixe a mistura descansar de um dia para o outro para endure-

cer.

PARTE II – SABÃO LÍQUIDO

Coloque 250 g de soda no recipiente plástico, acrescente 5 litros de água.

Mexa bem até dissolver totalmente a soda.

Acrescente mais 4 litros de água e misture.

Em seguida, acrescente 1,5 litros de óleo. O óleo deve ser coado.

Acrescente 1 litro de álcool combustível.

Depois de misturar todos os ingredientes, deixe a mistura descansar.

PRÁTICA 20: RECICLANDO O ÓLEO DE COZINHA

47

Guarde o sabão em embalagens plásticas.

PÓS-LABORATÓRIO

1. Pesquise sobre os princípios da Química Verde.

2. Quais ações podem ser desenvolvidas no seu ambiente escolar e residencial para reduzir o descarte de resíduos

em ambientes inadequados?

3. Quais os benefícios promovidos pelos ácidos graxos essenciais ao nosso organismo?

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COORDENAÇÃO DA COLEÇÃO

Marcos Weyne Gomes Rocha

Maria de Lourdes Eufrásio Lima

Maria do Socorro Braga Silva

Samid Jurandy Coelho Rocha

CAPA

Veruska Mesquita Sousa

COORDENAÇÃO LABORATÓRIO INTERDISCIPLINAR DE CIÊNCIAS

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ESCOLA ESTADUAL DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL ADRIANO NOBRE

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