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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO

INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA

APOSTILA DE QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL IQG-112

Editada pelos Professores:

Christiane Fernandes Horn, Jairo Bordinhão,

José Alberto P. Bonapace, Marcelo Maciel Pereira e Marta Eloísa Medeiros

5a edição – 0a reimpressão

Abril de 2017

2

P R E F Á C I O

Este guia de trabalhos práticos contém materiais extraídos de uma antiga

edição da apostila "Química Experimental EE - IQG-112", produzida com a ajuda

dos alunos da Escola de Engenharia da UFRJ, do ano de 1988, pelos Professores

Marco Antonio Barreto Leite, Maria Luísa Porto de Figueiredo Cabral Marchiori e

Geraldo Taranto. Esses Professores podem ser considerados pioneiros no ensino

da Química Demonstrativa a alunos não químicos, atendendo, na época, às

exigências, quanto à carga horária e conteúdo, dentro das normas do Conselho

Federal de Educação. A partir de 1990, este material foi expandido e

complementado, pela atual equipe editorial, em conformidade com as novas

matrizes curriculares vigentes. Maior valia desta publicação, surgiu com o aumento

do numero de turmas a serem atendidas e pelas exigências necessárias para a

aplicação do material na área do ensino à distância.

Oferecido, im memoriam, aos Professores: Geraldo Taranto e Jairo Bordinhão:

3

CRONOGRAMA SUGERIDO PARA A DISCIPLINA:

Aula Programação

01 APRESENTAÇÃO DO CURSO:

02 MODELO ATÔMICO E ESPECTROSCOPIA: Ampolas com gases rarefeitos,

espectros de linha, cores e modelo atômico atual;

03 TERMODINÂMICA: Energia livre de Gibbs, entalpia e entropia. Propriedades

de soluções. Observações de fenômenos espontâneos, endo e exotérmicos;

04 EQUILÍBRIO QUÍMICO: Ampolas com o sistema NO2-N2O4 em baixa e alta

temperatura. Experiências nos sistemas bicarbonato e em soluções. Discutir

constante de equilíbrio, princípio de Le Châtelier e o efeito do íon comum;

05 CINÉTICA I: Reatividade, reações entre o sódio e solventes (água, etanol,

isopropanol), oxidantes fortes (permanganato em meio ácido), redutores,

peróxido de hidrogênio com MnO2, catalisadores;

06 CINÉTICA II: Relógio Químico. Determinação da ordem de uma reação e

discussão sobre diferentes mecanismos de reação, lei de velocidade, etapas

elementares e energia de ativação;

07 SOLUÇÕES: Reação entre hidróxido de bário e ácido sulfúrico.

Condutividade elétrica, solubilidade de sais e titulações ácido-base;

08 OXIRREDUÇÃO I: Tabela de potenciais, eletrodo padrão reversível, pilha de

Daniell, pilha de concentração e condições fora de eletrodo padrão em

equilíbrio. Pilha de concentração e pilha de temperatura;

09 OXIRREDUÇÃO II: Oxidação de metais (Mg, Zn, Fe, Cu), espontaneidade

destas reações, corrosão de metais e seus mecanismos, proteção contra

corrosão, ensaios característicos para avaliar a corrosão;

10 ELETRÓLISE: Eletrólise em meio ácido e básico, com eletrodos de cobre e

grafita. Eletrólise da solução de NaCl em água, com eletrodos inertes e com

um catodo de mercúrio. Eletrólise de solução de SnCl2;

11 SISTEMAS COLOIDAIS: FeCl3-Fe(OH)3, precipitador Cottrell, ação de

eletrólitos e da temperatura, efeito Tyndall, coagulação [Fe(OH)3] + As2S3.

Principais aplicações práticas dos colóides;

12 TABELA PERIÓDICA: Aula teórica sobre materiais e suas propriedades

físicas e químicas;

4

2- MODELOS ATÔMICOS E ESPECTROSCOPIA

2.1 MATERIAIS:

Fonte de alta tensão (∼20.000 V) Tubos de Descarga e Imã

2.2 OBJETIVO:

Mostrar ao aluno algumas experiências importantes que auxiliaram no

estabelecimento do modelo atômico atual.

2.3 INTRODUÇÃO:

2.3.1 Modelos atômicos:

LEUCIPO E DEMÓCRITO (400 a. C.) : ÁTOMO (menor unidade que constitui tudo o

que existe).

JOHN DALTON (1803): TEORIA ATÔMICA (Um trabalho empírico baseado nas Leis

da Conservação da Massa e das Proporções Constantes e Definidas). Embora este modelo

tenha explicado os aspectos ponderais, não conseguiu resolver o problema relativo ao

estabelecimento dos constituintes presentes nos átomos e o seu arranjo espacial.

TUBOS DE DESCARGA: tubos contendo gases a baixa pressão, desenvolvidos por

William Crookes, também conhecidos como ampolas de Crookes. Consistem de um tubo

cilíndrico de vidro, fechado em ambas as extremidades, com dois eletrodos em forma de um

disco plano. Quando aplicamos uma diferença de potencial elétrico entre estes eletrodos

podemos caracterizar uma emissão de raios do catodo em direção ao anodo. Estes raios

foram denominados de RAIOS CATÓDICOS, figura 1. O que na realidade visualizamos em

todos os experimentos descritos são efeitos de luminescência provocados pelos raios

catódicos.

Figura 1: Desenho de um tubo

de descarga. O que visualizamos

neste caso, em meio de uma

luminescência, é a sombra de uma

cruz de Malta.

5

J. J. THOMSON (1897): Idealizou um tubo de descarga um pouco diferente daquele

que foi utilizado na descoberta dos raios catódicos, Figura 2.

Figura 2. Tubo de

descarga desenvolvido por

Thomson. (Ampola à direita em

um suporte de madeira, abaixo da

bobina de alta tensão.).

Aplicando-se uma diferença de potencial

elétrico em um tubo previamente evacuado, um

feixe de raios deixa o catodo e se dirige ao anodo.

Não observamos interação com o gás, mas sim

com o vidro, que se torna luminescente. Na

presença de um campo elétrico entre duas placas

metálicas externas, temos uma deflexão em

direção à placa positiva (deflexão eletrostática),

figura 3. Com o campo magnético do imã visto na

figura, temos também uma deflexão (deflexão

magnética).

Partículas com carga negativa encontram-se presentes em toda a matéria, sendo

denominadas ELÉTRONS (Stoney, 1891). Apresentam carga elétrica de –1,6x10-19 C e uma

massa 9,1x10-28 kg (A experiência de MILLIKAN, feita primeiramente em 1908, determinou a

Figura 3. Deflexão eletrostática e magnética

sofrida pelos raios catódicos. 1 – partícula neutra; 2–

partícula carregada positivamente; 3– partícula carregada

negativamente.

6

razão carga/massa para o elétron, por meio do estudo do deslocamento de pequenas gotas

de óleo).

MODELO ATÔMICO DE THOMSON:

Com a experiência de Goldstein, figura 4, pode-se caracterizar os RAIOS CANAIS,

partículas carregadas positivamente, Nesta experiência, o catodo é perfurado de forma a

possibilitar a passagem das partículas com carga positiva. Luminescências observadas, ao se

ligar o tubo de Goldstein, permitem distinguir diferenças entre os raios catódicos (elétrons) e

os raios canais, inclusive também pela ação de um campo magnético.

Figura 4: Tubo de

descarga utilizado por

Goldstein, na descoberta dos

raios canais.

Com o conhecimento

de que um átomo possuía

cargas positivas e negativas,

Thomson propôs um modelo

conhecido como “Pudim de

Passas” (Figura 5) onde o

pudim em sí seria positivamente carregado e as passas seriam os elétrons. Neste modelo, o

átomo seria eletricamente neutro.

Figura 5. Representação do átomo segundo o modelo proposto por Thomson.

O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD (1904):

Rutherford verificou a validade do modelo teórico de Thomson por meio de um

experimento com o bombardeio de partículas radioativas (partículas alfa) sobre uma lâmina

7

fina de ouro (figura 6). Para explicar os resultados deste experimento foi feita a proposta de

um novo modelo atômico, que passou a ser conhecido como MODELO NUCLEAR. O núcleo,

região formada por partículas com carga positiva, era pequeno e continha praticamente toda a

massa do átomo. Na região periférica, temos os elétrons. Experiências, feitas para determinar

o balanço de massa, correspondente a único átomo, verificaram a integridade do modelo

nuclear de Rutherford e levaram à descoberta de duas novas partículas: o próton, com carga

positiva e com massa cerca de 1840 vezes maior que o elétron e o nêutron, uma partícula

com massa praticamente igual a do próton, mas sem carga elétrica. Para um átomo sem

perturbações temos a condição de eletroneutralidade: o número de prótons é igual ao número

de elétrons e diferenças neste valor correspondem à existência de átomos diferentes.

Figura 6. Esquema do experimento de Rutherford. A maioria das partículas alfa

atravessa a lâmina sem sofrer desvio. Poucas se chocam com o núcleo e sofrem forte

deflexão.

NIELS BOHR (1911) E A TEORIA DOS NÍVEIS DE ENERGIA: Para justificar a

estabilidade do átomo Bohr recorreu às idéias desenvolvidas por PLANCK em 1900

(quantização de energia, E = h ν), conforme pode ser observado no espectro eletromagnético,

figura 7. Niels Bohr propôs que o elétron, em um átomo, pode ocupar certas órbitas ou níveis

de energia, sendo a energia de um elétron na n-ésima órbita do átomo de hidrogênio dada

pela equação: En = Rhc /n2

Onde R= Constante de Rydberg: 1,097 x 107 m-1

h = Constante de Planck: 6,62 x 10-34 J/s

c = Velocidade da luz: 3 x 108 m/s

8

O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO:

Figura 7. O espectro eletromagnético. Embaixo, a região visível expandida.

ESPECTRO DE EMISSÃO DO HIDROGÊNIO GASOSO:

O espectro na região do visível para o hidrogênio é formado por uma série de linhas

que correspondem apenas a determinados comprimentos de onda, formando um espectro

descontínuo ou característico (figura 8), que é diferente de um espectro contínuo na região

visível (figura 7).

Figura 8. Espectro na região do visível para o Hidrogênio.

Este espectro foi explicado pela Teoria dos Níveis de Energia de Bohr. Com a

equação de Bohr pode-se calcular a quantidade de energia necessária para levar o elétron do

estado fundamental (n=1) para outros estados excitados (n=2, 3...). Esta transição eletrônica

pode ser calculada pela relação: 1/λ = cte (1/n12 – 1/n2

2).

As diferenças de energias entre quaisquer transições são quantizadas, portanto,

somente certas quantidades podem ser absorvidas ou emitidas, gerando um espectro

descontínuo.

Se o elétron passa diretamente de qualquer órbita (qualquer n) para a que

corresponde a n=1, tem-se a série que se situa na região do ultravioleta, ou SÉRIE DE

LYMAN;


corresponde a n=2, tem-se a série que se situa na região do visível, ou SÉRIE DE BALMER;

9


corresponde à n = 3, 4, 5, tem-se série que se situa na região do infravermelho.

Figura 9: Origem das linhas no espectro de emissão do hidrogênio

2.4 CORES E TRANSIÇÕES ELETRÔNICAS:

As cores são o resultado de transições eletrônicas. Nós vemos a cor complementar, e

esta complementariedade está relacionada com o círculo abaixo, figura 10. É importante

ressaltar que o que vemos é função além de todo mecanismo de visão de nossos

grupamentos cromófagos [1], temos três tipos destes grupamentos, um responsável pela

intensidade de fótons,

portanto mede a quantidade

de fótons recebidos, outro,

distingue os fótons com

coloração em torno do azul

e do amarelo e um terceiro,

que distingue os fótons com

coloração em torno do

vermelho e do verde.

Figura 10: Relação entre cores complementares

10

O mecanismo da visão é bastante diferenciado na natureza. Provavelmente, pela sua

evolução, os seres vivos providos de visão foram adquirindo especificidades. Certos animais,

que têm apenas vida noturna, só possuem um único grupamento cromófago. Outros, como o

camarão [2], utilizam as cores em mecanismos de caça, defesa e reprodução, chegando a

possuir oito grupamentos cromófagos. A

cor destes animais é também uma

combinação que inclui o fenômeno da

fluorescência. Como a distribuição dos

fótons na água do mar é função da

distância percorrida pela luz, devido a

absorções pelo oceano, o mecanismo de

visão nestes animais provavelmente deve

contribuir para revelar uma noção de

comportamento e de localização.

Figura 11: Emissão luminosa

durante o aquecimento do vidro. A cor amarelada se deve à presença de sódio no material.

O processo de cor está diretamente relacionado com a absorção de fótons e em

alguns casos, também pela emissão destes. A exposição ao sol, quando se usa uma camisa

de cor preta fornece mais calor ao corpo do que, por exemplo, uma camisa azul. O modelo de

Bohr explicou muito bem o espectro de emissão para o átomo de hidrogênio, mas sua

aplicação é limitada, quando queremos caracterizar átomos ou moléculas mais complexas. É

óbvio que parte dos fótons absorvidos por um conjunto de átomos pode se transformar em

outras formas de energia. Esses fótons, ao serem absorvidos, provocam um aumento de

temperatura onde um nível molecular corresponde a possíveis vibrações, rotações e

translações moleculares. Assim, uma descrição mais precisa para um átomo, inclui, além da

excitação eletrônica, níveis vibracionais, translacionais e rotacionais. Quando um elemento

químico ou um composto recebe esta energia em forma de fóton, um de seus elétrons pode

ser promovido a um estado de maior energia que denominamos de estado excitado.

Espontaneamente, este estado decai para estados mais fundamentais, estabelecendo novos

graus de liberdade para o sistema, ou emitindo novos fótons. Este último processo irá

depender do tempo de vida da molécula no estado excitado e, geralmente, é aceitável que em

materiais conhecidos como fosforescentes tenhamos o prosseguimento da emissão de luz por

uma molécula, mesmo depois que o estímulo por radiação tenha sido interrompido. Já, nos

materiais conhecidos como fluorescentes, há apenas uma emissão de luz enquanto estes são

irradiados.

11

Infelizmente, o modelo atômico atual é bastante complexo e sua visualização não é

tão simples como a dos modelos anteriormente propostos. Além disso, temos ainda muitas

outras simplificações a considerar: o uso apenas de elétrons, prótons e nêutrons nos conduz

a um modelo bastante simplificado, bem como, ainda não foi conseguida a unificação das

forças de origem gravitacional com as forças responsáveis pela integridade de um átomo [3].

Entretanto, este modelo, foi devidamente comprovado como válido por diversas experiências

ao longo dos últimos setenta anos e tem contribuído enormemente para tornar possível

fazermos predições de propriedades físicas e químicas correspondentes a átomos e

moléculas [4,5].

12

3- TERMODINÂMICA

3.1 MATERIAIS:

Solução saturada de acetato de cálcio

Acetato de sódio sólido

Cloreto de amônio sólido

Placa de aquecimento e agitação

Agitador magnético

Bécheres de 100 mL (2)

- Ácido sulfúrico concentrado

- Tubos de ensaio (8)

- Pipetas Pasteur (2)

- Espátula de aço

- Banho de gelo

3.2 OBJETIVO:

Exemplificar os diferentes tipos de solução (insaturada, saturada, supersaturada), os

efeitos da temperatura (processos endo e exotérmicos) e a espontaneidade das reações

químicas. Discutir o processo de solvatação e de solubilização.

3.3 INTRODUÇÃO:

Uma solução pode ser definida como uma mistura homogênea de duas ou mais

substâncias formando uma única fase. O solvente é aquele componente que se encontra em

maior quantidade. Os demais componentes, presentes em uma solução, são denominados

solutos. Entretanto, nem todas as soluções têm um líquido como solvente: as ligas metálicas

e o ar atmosférico são bons exemplos.

Para prepararmos uma solução é necessário determinarmos a concentração dos

solutos, de modo a sabermos qual o número de moléculas ou de íons do soluto presentes por

molécula do solvente. Assim, podemos expressar a concentração de uma solução por meio

de grandezas como a MOLARIDADE e a FRAÇÃO MOLAR, entre outras variáveis de

composição. A MOLARIDADE é a razão entre o número de moles do soluto e o volume da

solução expresso em litros e a FRAÇÃO MOLAR (χ), de um componente de uma solução, é

definida como a razão entre o número de moles deste componente e o número total de moles

de todos os componentes presentes em solução.

M = n / volume da solução em litros

n = número de moles

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Fração Molar do componente A:

χ A = n A/ nA + nB + nC (solução contendo os componentes A, B e C).

O processo de dissolução pode ser exemplificado pela adição de cloreto de sódio a

um bécher contendo água. Em conseqüência do processo de dissolução a quantidade do sal

sólido diminui e a concentração dos íons Na+ e Cl- em solução aumenta. Se mais cloreto de

sódio é adicionado o meio, observa-se, que a partir de um determinado momento o cloreto de

sódio para de se dissolver. A partir deste instante, as concentrações dos íons Na+ e Cl- em

solução param de aumentar, pois a quantidade máxima de soluto se dissolver, caracterizando

o que chamamos de uma solução SATURADA. Em uma solução INSATURADA, as

concentrações presentes de soluto são menores que os valores de concentração quando a

solução está saturada. Em uma solução SUPERSATURADA o soluto está presente em

concentrações maiores que às de solução saturada. Estas soluções são consideradas

metaestáveis, ou seja, podemos ter a formação de um precipitado ao agitarmos a solução ou

atritarmos as paredes do recipiente onde esta se encontra. A adição de um pequeno cristal,

neste caso, quase sempre dá início a um processo de precipitação. Por exemplo, soluções

supersaturadas de acetato de sódio são utilizadas em bolsas térmicas: quando a solução é

mecanicamente perturbada, ocorre uma precipitação com liberação de calor. Em

conseqüência, a temperatura da bolsa se eleva em torno de 50°C.

Do ponto de vista termodinâmico o processo de dissolução se inicia com o rompimento

das ligações existentes em um soluto, com a liberação de íons. Em uma segunda etapa,

estes íons são solvatados.

∆H = Entalpia de solvatação – Energia de Rede

Assim, a solubilidade é favorecida quando a energia necessária para desfazer a rede

do sólido é menor que a energia desprendida quando os íons se solvatam. A tendência à

desordem é tão importante quanto a busca por um estado de menor energia. A

espontaneidade de um processo está associada à ENERGIA LIVRE DE GIBBS (∆G0), que

contempla, ao mesmo tempo, a entalpia (∆H0), bem como a entropia (∆S0), através da

relação:

∆G0 = ∆H0 - T. ∆S0 (Onde o subscrito 0 se refere a um estado padrão.)

A ENTROPIA está associada à desordem de um sistema, enquanto a ENTALPIA está

associada ao ambiente químico, correspondendo à troca de calor à pressão constante. Se

14

∆G = 0, o sistema é dito em equilíbrio, se ∆G > 0, o processo é dito não espontâneo, sendo o

processo inverso dito espontâneo, se ∆G < 0.

O quadro a seguir relaciona os valores de ∆G0, ∆H0, e ∆S0 com a temperatura.

∆H0 ∆S0 ∆G0 = ∆H0 - T. ∆S0 Processo

- + - Espontâneo

+ - + Não - espontâneo

- - - a baixas temperaturas

+ a altas temperaturas

Espontâneo

Não-espontâneo

+ + + a baixas temperaturas

- a altas temperaturas

Não-espontâneo

Espontâneo

PRODUTO DE SOLUBILIDADE

O produto de solubilidade é definido como o produto da concentração dos íons

provenientes da solubilização de um determinado sal, elevados aos seus respectivos

coeficientes estequiométricos. Não é usual utilizarmos este conceito para sais muito solúveis

como o cloreto de sódio e os nitratos da maioria dos metais. Entretanto, para sais com

pequena solubilidade o conceito é bastante útil, pois quando se perturba o sistema com a

adição de um íon comum, podemos saber previamente qual a quantidade de sal que

precipitará. Assim, na recuperação de metais nobres e no tratamento águas contaminadas, o

conceito de solubilidade é bastante utilizado [6].

3.4 PARTE PRÁTICA:

3.4.1 Dissolução do cloreto de amônio:

A um tubo de ensaio com água é adicionado cloreto de amônio sólido. Avaliar se o

processo é endotérmico ou exotérmico, espontâneo ou não espontâneo.

3.4.2 Adição de ácido sulfúrico à água:

A um tubo de ensaio com água são adicionadas algumas gotas de ácido sulfúrico

concentrado. Avaliar se o processo é endotérmico ou exotérmico, espontâneo ou não

espontâneo.

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3.4.3 Ensaios com a solução supersaturada de acetato de sódio:

Em um tubo de ensaio adicionar 5 mL desta solução e atritar com um bastão de vidro

por alguns minutos, deixando o tubo em repouso em um banho de gelo. Observar e avaliar se

o processo é endotérmico ou exotérmico, espontâneo ou não espontâneo.

Em um tubo de ensaio adicionar 5 mL desta solução e adicionar um cristal de acetato

de sódio. Deixar o tubo em repouso por alguns minutos. Observar e avaliar se o processo é

endotérmico ou exotérmico, espontâneo ou não espontâneo.

Em um bécher, adicionar 10 mL desta solução supersaturada e aquecer em placa de

aquecimento. Observar e avaliar se o processo é endotérmico ou exotérmico, espontâneo ou

não espontâneo.

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4- EQUILÍBRIO QUÍMICO

4.1 MATERIAIS:

- Papel Indicador de pH

- Ampolas de vidro contendo NO2 (3)

- Placa de aquecimento e agitação (1)

- Agitador magnético (1)

- Cloreto de potássio sólido

- Cuba com gelo

- Fenolftaleína

- Espátula de aço (1)

- Carbonato de sódio sólido

- Cloreto de amônio sólido

- Cloreto de potássio sólido



- Água destilada

4.2 OBJETIVO:

Evidenciar alterações no equilíbrio de um sistema químico, através da influência da

temperatura e do Efeito do Íon Comum.

4.3 INTRODUÇÃO:

4.3.1 Equação Química

Uma reação química pode ser representada pela equação:

aA + bB ↔ cC + dD

Para a qual podemos definir:

K eq = [C]c [D] d/ [A]a [B]b

Esta equação expressa a lei de ação das massas. Quando a concentração dos

reagentes e produtos, em relação a uma quantidade inicial, permanece constante, esta

equação passa a ser denominada constante de Equilíbrio (Keq). Portanto, deve se manter

inalterada se não houver perturbações no sistema, ou seja, adição de reagentes ou produtos,

mudanças na temperatura ou em alguns casos, variações na pressão. Por outro lado, uma

perturbação faz com que o sistema tenda a reduzir seus efeitos, mantendo constante o valor

da constante de equilíbrio. Em nenhum instante mencionamos o tempo necessário para que o

sistema atinja este novo estado, denominado estado de equilíbrio. É difícil estabelecermos os

limites de um estado de equilíbrio. Quando falamos a respeito do equilíbrio de um

17

determinado sistema devemos considerar também um determinado intervalo de tempo

associado a ele.

O Princípio de Le Châtelier estabelece que “qualquer alteração de um dos fatores que

determina o equilíbrio de um sistema faz com que o sistema modifique o seu estado de modo

a reduzir ou contrabalançar o efeito da alteração das concentrações dos constituintes

presentes”.

4.4 AMPOLAS DE NO2.

O dióxido de nitrogênio é um gás de coloração escura, sufocante e tóxico, que

contribui para a existência de cor e odor na neblina associada à poluição atmosférica. A

molécula é paramagnética (atraída por campos magnéticos) e no estado gasoso está em

equilíbrio com o dímero N2O4, que é incolor. Quando o NO2 se dissolve em água, sofre

desproporcionação, dando origem a ácido nítrico:

3 NO2 (g) + H2O (l) � 2 HNO3 (aq) + NO (g)

Na atmosfera temos a mesma reação descrita acima, o que contribui para a formação

da chuva ácida. Entretanto, trabalhos bastante recentes incluem a participação neste

processo de partículas como aluminas, silicatos, que também se encontram presentes na

atmosfera.

A combustão incipiente de combustíveis em automóveis dá origem a gases como o

monóxido de carbono (CO) e os óxidos de nitrogênio, representados genericamente pela

fórmula NOX. O conversor catalítico, parte do sistema de escapamento de todos os

automóveis modernos, contém metais nobres como a platina e o ródio, que convertem os

gases danosos ao meio ambiente e à nossa saúde em compostos inertes, tais como o CO2

(que influencia o efeito estufa) e o gás nitrogênio (N2), como produtos da oxidação de CO e

NOx, respectivamente. Cabe notar que estes conversores têm que apresentar

simultaneamente um papel de oxidante e de redutor, ou seja, é necessário oxidar o CO a CO2

e reduzir o NOx à N2. Entretanto, os gases da combustão, mesmo em condições de boa

regulagem do motor, apresentam uma oscilação entre condições oxidantes (excesso de ar na

mistura a ser injetada no motor) e condição redutora (excesso de hidrocarbonetos presentes

nesta mistura). O catalisador deve então fornecer oxigênio quando a mistura encontra-se

pobre neste gás e acumulá-lo, quando a mistura encontra-se rica neste composto. O tempo

de vida destes conversores está desta forma diretamente relacionado à qualidade do

combustível utilizado, a maneira de dirigir e aos cuidados que o motorista tem com o motor de

seu carro.

18

O dióxido de nitrogênio pode ser produzido em laboratório com um bom grau de

pureza pelo aquecimento de nitrato de chumbo sólido, recolhendo-se o gás em ampolas de

vidro seladas, dando-lhes uma coloração castanha. O equilíbrio, associado à formação do

NO2, é descrito pela equação:

N2O4 (g) → 2 NO2 (g)

INCOLOR CASTANHO

4.4 PARTE PRÁTICA:

4.4.1 Experiências com as Ampolas de NO2:

Comparar a cor de uma ampola contendo as misturas dos óxidos de nitrogênio à

temperatura ambiente com as ampolas semelhantes, uma resfriada em banho de gelo e outra

aquecida em banho de água.

Observar e explicar os resultados observados.

4.4.2 Efeito do Íon Comum:

Em um tubo de ensaio adicionar 2 mL de água, 1 gota de indicador fenolftaleína e uma

pequena quantidade de carbonato de sódio sólido. Com auxílio de uma pipeta Pasteur,

assoprar dentro da solução rósea. Observar o que ocorre com a solução. Apresentar a

equação química correspondente e discutir a alteração no equilíbrio deste sistema feita pela

adição de CO2.

Após a adição de CO2, aquecer a solução em um banho de água. Observar o que

ocorre com a solução. Explicar este comportamento, considerando a seguintes equações

químicas:

Na2CO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g) → 2NaHCO3 (aq.)

NaHCO3 (aq.) → Na+ (aq.) + H+ (aq.) + CO32- (aq.)

Com auxílio de uma pipeta Pasteur, assoprar novamente dentro da solução que foi

aquecida, Observar o que ocorre com a solução. Discutir o equilíbrio neste caso.

O que ocorreria com a adição de NaCl até a solução ficar saturada neste composto?

19

4.4.3 Reações de Hidrólise:

Em um tubo de ensaio adicionar 2 mL de água e cloreto de amônio sólido. Medir o pH

da solução. Com base na reação química que se passa, justifique o resultado.

Repita a experiência anterior com o cloreto de sódio e o carbonato de sódio,

justificando em cada caso o resultado observado.

20

5- CINÉTICA I

5.1 MATERIAIS:

- Sódio metálico

- Água destilada

- Álcool etílico

- Álcool isopropílico

- Peróxido de hidrogênio 3%

- Dióxido de manganês sólido

- Fenolftaleína

- Bécheres (5)


- Espátulas de aço

- Permanganato de potássio sólido

- Solução de hidróxido de sódio 0,1 N

- Sulfito de sódio sólido


5.2 OBJETIVO:

Exemplificar alguns fatores que influenciam a velocidade das reações químicas

(temperatura, número de colisões efetivas entre moléculas e a presença de catalisadores).

5.3 INTRODUÇÃO:

A Cinética Química considera as reações químicas em termos de velocidade de

reação. A velocidade de uma reação é definida como sendo proporcional a variação na

concentração dos reagentes ou produtos por unidade de tempo. A Teoria das Colisões

permite estudar os fatores que afetam a velocidade das reações, tais como, freqüência das

colisões, energia de ativação, choques entre moléculas com orientação adequada e o número

de colisões. O caminho pelo qual uma molécula se transforma em outra, ou um determinado

reagente se transforma em um produto, pode ser influenciado de forma independente das

considerações termodinâmicas que apontam para os produtos mais estáveis. Desta forma

podemos obter outros produtos diferentes daqueles previstos. A vida é uma conseqüência

magistral da arte da catálise. Diversos materiais de uso comum não se encontram na

natureza em sua forma mais estável, como por exemplo, o vidro, a madeira e o papel. Nós,

seres humanos, não somos a forma mais estável se levamos em conta os nossos principais

constituintes: carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio. As vitaminas que ingerimos têm

papel fundamental em determinadas reações químicas. Todo o processo de fixação de

nitrogênio, tão importante quanto a fotossíntese para a vida na terra, é na realidade um

conjunto de reações catalíticas.

Catalisadores são substâncias que influenciam na velocidade das reações químicas

sem serem consumidos durante a mesma. Podem influenciar no número de colisões entre

moléculas, considerando-se a sua orientação espacial e também, alterar a quantidade de

21

energia necessária para certas transformações químicas. Em suma, os catalisadores podem

modificar um mecanismo de uma reação, dando origem a produtos diferentes daqueles

originalmente previstos. Seu efeito na energia de ativação de uma reação é marcante, quando

comparamos com uma reação não catalisada. Outro aspecto importante, é que a fase do

catalisador pode ser diferente daquela correspondente ao meio reacional (catálise

heterogênea), por outro lado, quando ambos, catalisador e fase reacional formam uma única

fase, temos um processo de catálise homogênea.

A ação de um catalisador é normalmente muito complexa, devido ao grande número

de variáveis envolvidas, ou seja, tanto aquelas diretamente relacionadas à reação química,

como também as que são inerentes ao próprio catalisador, tais como sua estrutura e

peculiaridades de sua superfície e dos fenômenos a ela associados.

5.4 PARTE PRÁTICA:

5.4.1 Reações com sódio metálico em diversos solventes:

Em um bécher contendo 5 mL de água e uma gota do indicador fenolftaleína, adicionar

um pequeno pedaço de sódio metálico. Observar e escrever a equação química envolvida. O

mesmo procedimento deve ser repetido utilizando-se, ao invés de água, etanol e isopropanol

isoladamente, observando-se as diferenças nos resultados em relação à reação inicial.

5.4.2 Efeito de um Catalisador - Catálise Heterogênea

Em um tubo de ensaio adicionar 2 mL de uma solução de peróxido de hidrogênio.

Observar que esta solução é estável. Em seguida adicionar um pouco de dióxido de

manganês sólido. O que ocorre? Explique estes resultados em termos de considerações

termodinâmicas e cinéticas.

5.4.3 Efeito do meio na redução do permanganato de potássio (KMnO4)

Em um tubo de ensaio adicionar 5 mL de água destilada, adicionar alguns cristais de

permanganato de potássio, cinco gotas de solução de hidróxido de sódio 2M e alguns cristais

de sulfito de sódio. Aquecer a solução que foi preparada. Observar as mudanças de cor e

explicar os resultados em termos das espécies químicas que se formam.

Em um tubo de ensaio, adicionar 5 mL de água destilada, alguns cristais de

permanganato de potássio, duas gotas de solução de ácido sulfúrico concentrado e cristais de

sulfito de sódio. Comparar os resultados com os da experiência anterior

22

6- CINÉTICA II (reação relógio)

6.1 MATERIAIS:

- Bécheres de 250 mL (4)

- Água destilada

- Placa de agitação

- Agitador magnético

- Provetas de 50 mL (2)


- Solução de amido a 1%

- Solução de metabissulfito de sódio 0,05 M

(Solução A)

- Solução de iodato de potássio 0,05 M

(Solução B)

- Cronômetro

- Água gelada

- Solução de oxalato de sódio 0,1 M


- Solução de permanganato de potássio 0,1 M

6.2 OBJETIVO:

Exemplificar como as velocidades das reações são afetadas pelas concentrações das

espécies presentes. Apresentar o conceito de ordem de reação e explorar uma equação de

velocidades.

6.3 INTRODUÇÃO:

O principal objetivo da cinética química é prever como um determinado produto de

reação se forma em função do tempo. Os coeficientes estequiométricos de uma reação

indicam as proporções dos reagentes e produtos como reação única (reação global).

Geralmente, uma reação não se passa em uma única etapa, sendo necessárias diversas

etapas elementares com velocidades bastante diferentes para atingirmos determinado

resultado final. Em uma etapa elementar os coeficientes estequiométricos, valores inteiros,

são as ordens de reação. Entretanto, como é importante expressarmos a equação cinética em

função da concentração dos reagentes, os valores das ordens de reação podem ser bastante

diversificados, como por exemplo, números negativos e fracionários. Em poucos casos temos

números inteiros como seria desejado.

23

Esta equação de velocidades é afetada pelos seguintes fatores:

- concentração dos reagentes – com o seu aumento teremos um maior número de

colisões, o que tende a favorecer a formação dos produtos, aumentando a velocidade da

reação.

- temperatura - com aumento da temperatura, há aumento da energia cinética das

moléculas, o que aumenta o número de colisões, levando a um aumento na velocidade da

formação de produtos.

- presença de um catalisador – como já colocado anteriormente o catalisador

influencia nos caminhos reacionais mudando a velocidade e a seletividade das reações

químicas.

Cabe ressaltar que os efeitos da temperatura e da concentração são utilizados, em

termos práticos, para uma equação global. Na verdade, estes efeitos são extrapolados para

uma equação global. Sua validade é unicamente verdadeira em etapas elementares.

Mecanismo de reação: é uma seqüência de etapas onde temos rompimento e

formação de novas ligações, responsáveis pela conversão de reagentes a produtos.

Ex: Br2(g) + 2 NO(g) � 2 BrNO(g) (reação global)

Etapa 1: Br2(g) + NO(g) � Br2NO(g)

Etapa 2: Br2NO(g) + NO(g) � 2BrNO(g)

____________________________

Reação Global: Br2(g) + 2NO(g) � 2 BrNO(g)

Cada uma das etapas da seqüência é denominada de etapa elementar.

Br2NO é um intermediário de reação: por meio de seu isolamento e purificação

podemos propor um mecanismo para a reação.

24

6.4 PARTE PRÁTICA:

6.4.1 Efeito da Concentração:

A 20 mL da solução A são adicionados 1 mL de solução de amido e 20 mL da solução

B. Observar e registrar o tempo necessário para o aparecimento de coloração.

A 10 mL da solução A mais 10mL de água destilada são adicionados 1 mL de solução

de amido e 20 mL da solução B. Observar e registrar o tempo necessário para o

aparecimento de coloração.

A 5 mL da solução A mais 15mL de água destilada são adicionados 1 mL de solução

de amido e 20 mL da solução B. Observar e registrar o tempo necessário para o

aparecimento de coloração.

6.4.2 Efeito da temperatura:

Em dois tubos de ensaio, adicionar 5 mL de água gelada, 1 mL de oxalato de sódio 0,1

M, 5 gotas de ácido sulfúrico 6 M, 5 gotas de permanganato de potássio 0,1 M. Aquecer um

tubo e manter o outro a temperatura ambiente.

25

7- SOLUÇÕES (titulação)

7.1 MATERIAIS:

- Solução de hidróxido de bário 0,1 M

- Ácido sulfúrico 0,1 M

- Solução de azul de bromotimol

- Lâmpada incandescente 127 V 25 W

- Suporte com haste


- Agitador magnético

- Água deionizada

- Eletrodos suportados em um bécher

- Bureta de 25 mL

7.2 OBJETIVO:

Acompanhar a titulação de uma solução de ácido sulfúrico com hidróxido de bário.

7.3 INTRODUÇÃO:

A titulação é um processo de análise química quantitativa, pelo qual é possível

determinarmos a concentração de uma solução desconhecida [7]. Os conceitos, que foram

vistos na prática de equilíbrio químico, também se aplicam ao caso de uma titulação ácido-

base. Um ácido ou uma base se encontra em equilíbrio com seu respectivo par, ou seja, um

ácido está em equilíbrio com sua base conjugada e uma base encontra-se em equilíbrio com

seu ácido conjugado. O que diferencia um ácido forte de um ácido fraco é a relação entre

estas duas concentrações. Um ácido forte apresenta o equilíbrio deslocado para a direita, o

da formação de sua base conjugada. O mesmo acontece com uma base forte, que tem seu

equilíbrio deslocado para a direita, formando o seu ácido conjugado.

Podemos ter titulações envolvendo ácidos e bases fortes, um ácido fraco e uma base

forte e um ácido forte e uma base fraca. Em uma titulação de um ácido forte por uma base

forte, temos uma típica curva de titulação com sua forma em degrau. Como um exemplo, que

se aproxima a este comportamento, temos a titulação de uma solução de ácido sulfúrico com

uma solução de hidróxido de bário:

H2SO4 (aq.) + Ba(OH)2 (aq.) � BaSO4 (s) + H2O (l)

A solução de hidróxido de bário é denominada de titulante e é colocada na bureta; a

solução de ácido sulfúrico é denominada de titulado e é colocada em um erlenmeyer. Nas

titulações ácido-base é necessária a adição de um indicador ao titulado, o qual muda de cor

com a mudança de pH do meio. Como indicadores mais comuns, podemos utilizar a

fenolftaleína ou o azul de bromotimol.

26

Figura 12: Titulação de uma solução de ácido sulfúrico com hidróxido de bário.

Este é um típico caso de uma reação de neutralização que forma um sal neutro, no

caso praticamente insolúvel, e água. Quando o número de moles de íons hidroxila

adicionados for igual ao número de moles de íons hidrônio provenientes do ácido, tem-se o

ponto de equivalência. Com a adição de mais base, após o ponto de equivalência, haverá

excesso de base no erlenmeyer e o indicador adicionado mudará de cor. Ao final da titulação

lê-se o volume de base consumido e a partir deste pode-se determinar a concentração do

ácido:

No ponto de equivalência:

Número de Equivalentes da Base = Número de Equivalentes do Ácido

Nb. Vb = m / Equivalente

Equivalente = Peso molecular / x

Onde x = número de hidrogênios ionizáveis (quando o titulado for um ácido)

O sulfato de bário é um sal cujo produto de solubilidade, Kps, é igual a 1,1 x 10 –10

27

7.4 PARTE PRÁTICA:

Adição de água deionizada ao bécher que contém os eletrodos até cobrí-los;

Adição de ácido sulfúrico diluído com pipeta até que a lâmpada acenda, terminar a

adição até 1 mL de ácido, seguido da adição de 2 gotas de indicador azul de bromotimol;

Completar a bureta com solução de hidróxido de bário diluída;

Proceder à titulação e observar o que ocorre com a lâmpada e com a coloração da

solução no bécher;

Prosseguir com a adição de mais titulante e observar o que ocorre com a lâmpada e

com a coloração da solução no bécher;

Adicionar um pouco de ácido sulfúrico ao bécher e observar;

Proceder à titulação novamente.

28

8- OXIRREDUÇÃO I

8.1 MATERIAIS:

- Bécher de 250 mL (1)


- Eletrodo de Zinco (1)

- Eletrodo de Cobre (1)

- Tubo em U

- Solução saturada de Sulfato de Potássio

- Voltímetro ou medidor de pH que meça mV

- Lã de aço para a limpeza dos eletrodos

- Solução de Sulfato de Zinco 1M

- Solução de Sulfato de Cobre 1M

8.2 OBJETIVO:

Determinar o potencial de uma célula eletroquímica (Zinco/Cobre). Discutir

espontaneidade de uma reação de oxirredução (redox).

8.3 INTRODUÇÃO:

A Eletroquímica é o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicas

espontâneas para produzir eletricidade e com o uso de eletricidade para forçar as reações

químicas não espontâneas a se passarem.

Existem dois tipos de células diferentes: célula eletroquímica ou galvânica, onde há a

conversão de energia química em energia elétrica e célula eletrolítica, onde temos a

conversão de elétrica em energia química.

Uma pilha eletroquímica bastante simples pode ser construída pela imersão de uma

barra de zinco a uma solução de Sulfato de cobre: com o tempo, a solução de sulfato de

cobre torna-se pálida, indicando que os íons Cu2+ estão sendo reduzidos a Cu0 e se

depositando na superfície da barra de zinco.

Para avaliarmos a ocorrência de processos de oxirredução, é necessário o

conhecimento dos valores de Potencial Padrão de Eletrodo (valores tabelados, vide anexo 1).

Desta forma, os valores tabelados para o zinco e o cobre são:

Zn 0 (s) � Zn 2+ (aq.) + 2 e- E0 = + 0,763 V

Cu 0 (s) � Cu 2+ (aq.) + 2 e- E0 = - 0,337 V

Através da equação: ∆G0 = - n. F. E0 (onde n = número de elétrons envolvidos no

processo, F = constante de Faraday e E0 = potencial padrão para a semi-reação), verifica-se

29

que o processo de oxidação do Zinco é o processo que resulta em ∆G mais negativo, sendo

este um processo espontâneo. Desta forma, nesta pilha, o zinco é oxidado a íons Zn2+ e os

íons Cu2+ são reduzidos a cobre metálico, o qual se deposita sobre o eletrodo de zinco. A

reação global para este processo de oxirredução pode ser representada pelas equações

abaixo:

Zn 0 (s) � Zn 2+ (aq.) + 2 e- E0 = + 0,763 V

Cu 2+ (aq.) + 2 e- � Cu 0 (s) E0 = + 0,337 V

Reação Global: Zn 0 (s) + Cu 2+ (aq.) � Zn 2+ (aq.) + Cu 0 (s)

∆G0 = -212 kJ, E0 = +1,10 V

Existe um outro tipo de construção de pilha, onde os eletrodos encontram-se em

compartimentos separados, o que permite que os elétrons possam ser empregados para

acionar dispositivos elétricos. Esta construção pode ser de dois tipos:

- pilha com separação porosa; o material poroso evita o contato direto entre os íons

Cu2+ e o eletrodo de zinco, pois com a transferência direta dos elétrons do eletrodo de Zinco

para os íons Cu2+ cessaria o escoamento da corrente elétrica pelo circuito externo;

- pilha com ponte salina: A ponte salina contém geralmente uma solução saturada de

sulfato de potássio, na qual os íons K+ e SO42- migram em direção ao catodo e anodo

respectivamente, à medida que a célula se descarrega.

pontesalina

V

eletrodode cobre

soluçãode Cu(II)

eletrodode zinco

soluçãode Zn(II)

Figura 13: Pilha com ponte salina.

30

8.4 PARTE PRÁTICA:

8.4.1 Montar a pilha de Daniell: em um bécher de 250 mL adicionar 100 mL de solução

de sulfato de cobre 1M e inserir nesta um eletrodo de zinco previamente limpo. Observar.

Escrever as reações de oxirredução correspondentes e a reação global para este processo.

8.4.2 Montar a pilha de Daniell com ponte salina: em um bécher de 100 mL adicionar

50 mL de solução de sulfato de zinco 1M, e no outro uma solução de sulfato de cobre 1M.

Adaptar a ponte salina (um tubo em U preenchido com solução de sulfato de potássio e

fechado com tampões de algodão) aos dois bécheres. No bécher contendo a solução de

sulfato de zinco adicionar um eletrodo de zinco e no bécher contendo a solução de sulfato de

cobre, adicionar o eletrodo de cobre. Conectar os eletrodos a um voltímetro e determinar o

potencial desta pilha. Escreva, finalmente, quais são as reações de oxirredução e a reação

global que correspondem a este processo.

31

9 -OXIRREDUÇÃO II

9.1 MATERIAIS:

Ensaios de Corrosão para os seguintes sistemas:

Sistema 1 - Placa de Petri contendo prego limpo, ligado a um pedaço de cobre por um

fio de cobre. Meio corrosivo: NaCl a 1% e ágar a 1,5% como suporte. Preparar

antecipadamente (cerca de uma semana).

Sistema 2 - Tubo de vidro contendo um prego previamente limpo, parcialmente em

contato com o ar. Meio corrosivo: NaCl a 1%, ágar a 1,5% como suporte, fenolftaleína e

K3[Fe(CN)6] como indicadores para produtos de corrosão. Preparar antecipadamente (cerca

de 48 horas).

Sistema 3 - Placa de Petri contendo um prego limpo dobrado e um prego limpo reto.

Meio corrosivo: NaCl a 1%, ágar a 1,5% como suporte, fenolftaleína e K3[Fe(CN)6] como

indicadores de corrosão. Preparar antecipadamente (cerca de 48 horas)

Sistema 4 - Placa de Petri contendo um prego limpo, ligado a um pedaço de zinco por

um fio de cobre. Meio corrosivo: NaCl a 1%, ágar a 1,5% como suporte, fenolftaleína e

K3[Fe(CN)6] como indicadores de corrosão. Preparar antecipadamente (cerca de 48 horas)

9.2 OBJETIVO:

Demonstrar o fenômeno da corrosão de metais como ferro, cobre e zinco e as reações

químicas pertinentes; relacionar a corrosão com o potencial de oxidação dos metais e

espontaneidade de uma reação de oxirredução, discutir sobre aeração diferencial e proteção

anódica e catódica.

9.3 INTRODUÇÃO:

A corrosão é um processo de deterioração de um material, geralmente metálico, com

perda de massa do material original provocada por uma reação de oxirredução espontânea

[8, 9]. A corrosão do ferro é um grave problema tecnológico. Cerca de 25% do ferro produzido

nos Estados Unidos é destinado a suprir as perdas devidas ao processo de corrosão. O ferro

é obtido de fontes como a magnetita (Fe3O4) e hematita (Fe2O3). A produção de ferro metálico

se dá em altos fornos a uma temperatura de até 2000°C, onde hematita, magnetita, coque e

carbonato de sódio entram em combustão em atmosfera de O2 controlada de modo que o

monóxido de carbono seja o produto principal.

32

2C (s, coque) + O2 (g) � 2 CO (g) + calor

Fe2O3 (s) + 3 C (s) � 2 Fe (l) + 3 CO (g)

Fe2O3 (s) + 3 CO (g) � 2 Fe (l) + 3 CO2 (g)

O ferro, obtido diretamente do alto forno, é denominado de Ferro Gusa ou Ferro

Fundido, sendo mole e quebradiço e contendo impurezas de carbono, fósforo e enxofre. O

aço convencional é obtido pela conversão do ferro gusa, obtendo-se um material com menor

teor de carbono e com propriedades industriais mais adequadas. O aço inoxidável é uma liga

metálica muito resistente à corrosão, tendo em sua composição 18 a 20% de cromo, 8 a 12%

de níquel, sendo que o restante é ferro. Durante o processamento do aço é possível fazer a

adição de outros metais de transição como cromo, magnésio, níquel a fim de se obter ligas

com propriedades físicas, mecânicas e químicas especiais. Para que o processo de corrosão

ocorra em um material metálico temos que ter a existência de áreas ANÓDICAS e áreas

CATÓDICAS no sistema associado ao material. Os elétrons gerados no processo de

oxidação do metal serão liberados na região anódica, visualizadas e definidas nas figuras 14

e 15:

ANODO, REAÇÕES DE OXIDAÇÃO:

M (s) � M n+ (aq) + ne-

As áreas anódicas são identificadas como pontos

de tensão do material, como pontas e dobras, onde a

oxidação é favorecida pela ausência da camada

passivante de óxido.

CATODO, REAÇÕES DE REDUÇÃO:

2 H3O+

(aq) + 2 e- � H2 (g) + 2 H2O (l)

2 H2O (l) + 2 e- � H2 (g) + 2 OH- (aq)

O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e- � 4 OH- (aq)

Figura 14. Corrosão de um prego, por aeração

diferencial. As regiões catódicas estão localizadas no centro do material.

33

Figura 15:

corrosão de um prego,

ligado a um fio de

cobre.

ESPONTANEIDADE DA REAÇÃO: A ocorrência da corrosão em um material está

intimamente relacionada ao potencial de oxidação deste e conseqüentemente a energia livre

de Gibbs (∆G), que nos dá a espontaneidade de uma reação através da equação:

∆G = - n. F. E , onde n = número de elétrons envolvido no processo, F = constante de

Faraday (96.500 C) e E = potencial de oxirredução de um dado metal (valores tabelados -

Tabela de Potenciais Padrão, E0). Para o avanço de um processo de corrosão é necessária

uma ligação elétrica entre as áreas anódica e catódica, bem como que estas áreas estejam

em contato com uma mesma fase constituída por um eletrólito.

9.4 PARTE PRÁTICA:

9.4.1 Sistema 1 - Placa de petri contendo um prego ligado a um pedaço de cobre por um fio

de cobre. Avaliar a coloração desenvolvida na região entre os metais. Relacionar o valor do

potencial de oxirredução com a espontaneidade da reação.

Valores dos potenciais de oxirredução:

Fe (s) � Fe 2+ (aq) + 2 e- E0 = + 0,44 V

Cu (s) � Cu 2+ (aq) + 2 e- E0 = - 0,337 V

34

9.4.2 Sistema 2- Tubo de vidro contendo um prego no meio de ágar, fenolftaleína e

K3[Fe(CN)6]. Avaliar a corrosão por aeração diferencial – influência do nível de O2 no

processo de corrosão.

Área rosada: formação de íons hidroxila, identificada pelo indicador fenolftaleína.

Área azulada: formação com complexo de Valência Mista Fe(III)Fe(II):

FeIII4[FeII(CN)6]3.14 H2O.

9.4.3 Sistema 3 - Prego dobrado e um prego reto sem ter sofrido deformações. Avaliar a

presença de regiões anódicas (desenvolvimento de coloração azul) e de regiões catódicas

(desenvolvimento de regiões de coloração rósea). As áreas sob tensão favorecem os

processos anódicos.

9.4.4 Sistema 4 - Um prego ligado a um pedaço de zinco por meio de um fio de cobre.

Relacionar os valores de potencial de oxidação de ambos os metais com a espontaneidade

das reações, figura 15:

Zn (s) � Zn 2+ (aq) + 2 e- E0 = + 0,763 V

Fe (s) � Fe 2+ (aq) + 2 e- E0 = + 0,44 V

O Zinco, neste caso, atua como um anodo de sacrifício.

9.5 Proteção Catódica: forçar o ferro a se tornar o catodo e não o anodo em um sistema

eletroquímico. A proteção catódica é feita acoplando-se o ferro a um outro metal que se oxide

mais facilmente que ele. Ex: o ferro galvanizado é obtido revestindo-se o ferro com uma

camada de zinco. Esta película forma um anodo de sacrifício, que se corrói antes do ferro. O

zinco forma hidróxido de zinco o qual se deposita sobre o material e é menos solúvel que o

hidróxido de ferro, formando uma película que protege o material da corrosão.

Figura 16. Exemplo de

emprego de um anodo de

sacrifício.

35

10- ELETRÓLISE

10.1 MATERIAIS:

- Eletrodos de cobre (4)

- Eletrodos de grafita (4)

- Aparelho de Hoffman (voltâmetro) com sua

respectiva fonte de alimentação

- Bombril para limpeza dos eletrodos



- Barra de agitação magnética (1)

- Fonte de alimentação p/ eletrólise (2)

- Base com haste (2)

- Conjunto garra e mufa (2)

- Tubo em U grande para eletrólise (2)

- Célula com catodo de Mercúrio (1)


- Solução de ácido sulfúrico 1M (500 mL)

- Solução de cloreto de estanho (II) 1M (100

mL)

- Solução de hidróxido de sódio 1M (500 mL)

- Solução de Cloreto de sódio 1M (250 mL)

- Tubos de ensaio pequenos (4)

- Caixa de fósforos

- Palitos de dente

10.2 OBJETIVO:

Realizar experimentos de eletrólise em sistemas diferentes: água, ácido sulfúrico,

hidróxido de sódio, cloreto de sódio, utilizando eletrodos de cobre e carbono (grafita).

10.3 INTRODUÇÃO:

A Eletrólise trata-se de um processo não espontâneo (∆G > 0), que é forçado a ocorrer

por meio do fornecimento de energia elétrica, suprida por fonte externa [10].

Comparativamente, a eletrólise seria o inverso do funcionamento de uma pilha. Exemplo de

uma eletrólise: a decomposição de um composto para produzir os seus elementos: a

decomposição do cloreto de sódio fundido produz sódio metálico e cloro gasoso.

A eletrólise ocorre em uma Célula Eletrolítica, que contém em um par de eletrodos

inertes (platina) imersos na solução a ser eletrolisada. No anodo ocorrem processos de

oxidação e no catodo ocorrem processos de redução.

Na eletrólise do cloreto de sódio fundido, a célula eletrolítica é composta por dois

eletrodos inertes, imersos em cloreto de sódio puro, operando a uma temperatura superior a

36

800 °C. A fonte de alimentação, ligada por meio de um circuito externo entre os eletrodos, tem

por finalidade “bombear” os elétrons em direção ao catodo. As reações que ocorrem na célula

eletrolítica são:

ANODO: oxidação ⇒ 2 Cl- (aq) � Cl2 (g) + 2e- (pólo positivo)

CATODO: redução ⇒ Na+ (aq) + 1e- � Na (s) (pólo negativo)

Figura 17. Célula Eletrolítica formada por um tubo em “U” e dois eletrodos de cobre.

Figura 18. Deposição de estanho metálico, sobre um catodo de cobre, por meio da

eletrólise de uma solução de SnCl2 [10].

37

10.4 PARTE PRÁTICA:

10.4.1 Eletrólise da água:

Utilizando o aparelho de Hoffman, preencher completamente as duas buretas do

aparelho com ácido sulfúrico diluído, conectar a fonte de alimentação do aparelho a uma

tomada elétrica e deixar a eletrólise prosseguir durante alguns minutos. Verificar a proporção

existente entre os volumes de gás que são produzidos durante o processo. Com o auxílio de

tubos de ensaio, recolher os dois gases (o gás hidrogênio é gerado no anodo e o gás oxigênio

é gerado no catodo). Identificar cada um dos gases, através de testes específicos: aproximar

um fósforo acesso ao tubo com hidrogênio e, ao tubo contendo oxigênio, adicionar um palito

de dente que esteja em brasa. Escrever a equação correspondente à eletrólise da água.

10.4.2 Eletrólise de solução de ácido sulfúrico:

Utilizando eletrodos de cobre: em um tubo em U, contendo os dois eletrodos de cobre,

adicionar a solução de ácido sulfúrico. Conectar os eletrodos à fonte e deixar a eletrólise

prosseguir por alguns minutos. Observar eventuais mudanças de coloração na solução,

precipitação e mudanças na superfície dos eletrodos, assim como a evolução de gases.

Escrever a equação química associada à reação que está ocorrendo em cada um dos

eletrodos.

Repetir o experimento utilizando eletrodos de grafita.Escrever a equação química

associada à reação que está ocorrendo em cada um dos eletrodos.

10.4.3 Eletrólise de solução de hidróxido de Sódio:


adicionar a solução de hidróxido de sódio. Conectar os eletrodos à fonte e deixar que a

eletrólise prossiga por alguns minutos. Observar eventuais mudanças de coloração na

solução, precipitação e mudanças na superfície dos eletrodos, assim como a evolução de

gases. Escrever a equação química associada à reação que está ocorrendo em cada um dos

eletrodos.

Repetir o experimento utilizando eletrodos de grafita. Escrever a equação química

associada à reação que está ocorrendo em cada um dos eletrodos.

38

10.4.4 Eletrólise de solução de cloreto de sódio:


adicionar a solução de cloreto de sódio. Conectar os eletrodos à fonte e deixar a eletrólise




eletrodos.

10.4.5 Eletrólise de solução de cloreto de estanho (II) [10]:


adicionar a solução de cloreto de estanho. Conectar os eletrodos à fonte e deixar a eletrólise




eletrodos.

10.4.6 Eletrólise da solução de cloreto de sódio com eletrodo de mercúrio e grafita

Em um bécher com saída lateral será adicionado mercúrio, e a seguir uma solução de

NaCl 1 M. O eletrodo de grafita é colocado, sem encostá-lo no mercúrio e a fonte conectada

aos dois eletrodos, pólo negativo no eletrodo de mercúrio e positivo no de grafita. Após 15

minutos desligar a fonte. Observar o que ocorre nas duas fases da experiência. Comparar

esta experiência com a eletrólise da solução de NaCl em eletrodos de grafita. Na etapa de

oxirredução, depois de terminada a eletrólise, comparar o observado com a adição de sódio

metálico em água (prática de Cinética I).

39

11- SISTEMAS COLOIDAIS

11.1 MATERIAIS:

- Eletrodos de grafita (2)

- Bombril para a limpeza dos eletrodos


- Placa de aquecimento e agitação

- Fonte de alta tensão (∼ 20.000 V)

- Fonte para eletrólise

- Base com haste

- Conjunto garra e mufa

- Tubo em U grande

- Tubos de ensaio pequenos

- Precipitador Cottrell

- Ponteiro Laser

- Cigarros sem filtro (2)

- Bomba de vácuo

- Caixa de fósforos

- Água destilada


- Solução de sulfeto de arsênio (100 mL)

- Cloreto de ferro (III) sólido

- Espátula de aço

11.2 OBJETIVO:

Demonstrar algumas propriedades dos colóides, discutir a estabilidade destes

sistemas, evidenciar fenômenos de superfície, mostrar o Efeito Tyndall e a Eletroforese [11].

11.3 INTRODUÇÃO:

Os Colóides ou dispersões coloidais representam uma classe de substâncias que

possuem características intermediárias entre uma solução verdadeira e uma suspensão [11].

Em 1860, Thomas Graham percebeu que substâncias como gelatina e cola se difundiam

muito lentamente em água, quando comparadas ao açúcar e ao sal. Estas substâncias

também não atravessavam membranas finas e não era possível recristalizá-las. Assim, ele

chamou estas substâncias de COLÓIDES, palavra que vem do grego e significa semelhante à

cola. Sua descrição estabeleceu uma nova classe de substâncias, com propriedades

completamente diferentes do sal e do açúcar.

O tamanho da partícula dispersa permite distinguir e caracterizar o estado coloidal.

Uma partícula coloidal tem tamanho entre 10-7 a 10-5 cm, ou seja, intermediário entre uma

suspensão grosseira e uma solução verdadeira, a suspensão se caracteriza por partículas de

tamanho entre 10 a 10 –4 cm e a solução verdadeira, apresenta partículas com tamanho entre

10-7 e 10-8 cm.

40

Uma dispersão coloidal pode ser identificada pelo Efeito Tyndall, a reflexão de raios de

luz pelas partículas do colóide. As partículas, que compõem os sistemas coloidais, como, por

exemplo, um sol, são muito pequenas para serem identificadas a olho nu, entretanto se

situam na maioria dos casos na ordem do comprimento da luz visível, portanto existe uma

reflexão da luz sobre as partículas, no caso uma reflexão difusa. O feixe de luz se espalha

devido a este fenômeno.

Exemplos de Dispersões Coloidais:

Disperso Fase Dispersante (meio) Exemplos

SÓLIDO SÓLIDO Ligas, borracha, plásticos pigmentados,

porcelana;

LÍQUIDO SÓLIDO Queijo, manteiga, geléias;

LÍQUIDO LÍQUIDO Leite, maionese, cremes para pele,

molhos para salada;

SÓLIDO LÍQUIDO Pudim, tintas;

GÁS SÓLIDO Esponjas;

GÁS LÍQUIDO Creme para barbear;

SÓLIDO GÁS Fumaça;

LÍQUIDO GÁS “Fog”, neblina, nuvens, spray.

Aplicação prática dos Colóides: sabões e

detergentes estabilizam as emulsões óleo-água (temos a

formação de micelas, que têm algumas semelhanças com

os colóides, mas apresentam certas diferenças) e por isso

são capazes de remover a gordura. Sabões e detergentes

são exemplos de agentes emulsificantes, que atuam de

modo a diminuir a tensão superficial, o que facilita a

interação entre a gordura e a água, permitindo que a

gordura seja removida pelo processo de lavagem. Os

detergentes são conhecidos como agentes tensoativos ou

surfactantes, sendo do tipo sulfonato ou sulfato, como por

exemplo, o alquilbenzenosulfonato de sódio e o lauril

sulfato de sódio.

Figura 19. Precipitador Cottrell, ou precipitador

eletrostático, usado na remoção de partículas e de fumaça em ambientes.

41

11.4 Parte Prática:

11.4.1 Preparação de dispersões coloidais:

11.4.2 Preparação de hidróxido de ferro (III) coloidal (a quente):

A um tubo de ensaio contendo 3 mL de água fervente, adicionar 3 a 4 gotas de uma

solução aquosa de hidróxido de ferro (III). Observe a aparência da solução, utilizando um

ponteiro laser para verificar a ocorrência ou não do Efeito Tyndall. Escreva a equação química

associada à formação do hidróxido de ferro (III).

11.4.3 Preparação de hidróxido de ferro (III) coloidal (a frio):

A um tubo de ensaio contendo 3 mL de água à temperatura ambiente, adicionar 3 a 4

gotas de uma solução aquosa de hidróxido de ferro (III). Observe a aparência da solução,

utilizando um ponteiro laser para verificar a ocorrência ou não do Efeito Tyndall. Escreva a

equação química associada à formação do hidróxido de ferro (III).

11.4.4 Experimento de Eletroforese:

Preencher um tubo em U com uma solução coloidal de sulfeto de arsênio (esta solução é

preparada pela adição de sulfeto de hidrogênio gasoso, a uma solução aquosa de ácido

arsenioso, resultando em uma dispersão coloidal amarela). A cada extremidade do tudo,

introduzir um eletrodo de grafita e conectar estes a uma fonte de alimentação. Permita então

que a eletroforese prossiga por cerca de 30 min. Observar como a dispersão coloidal se

comporta após este período e então, tirar conclusões sobre a natureza das cargas presentes

nas partículas coloidais.

11.4.5 Utilização do Precipitador Cottrell:

Conectar a saída do precipitador a uma bomba de vácuo, e os pólos negativo e positivo a

uma fonte de alta tensão. Retirar o filtro de um cigarro e conectá-lo a uma das entradas por

meio de um tubo de vidro. Ligar a bomba de vácuo e acender o cigarro, de tal modo que a

fumaça preencha toda a parte interna do precipitador. Desligar então a bomba e produzir uma

descarga elétrica. Repetir o experimento. Observar o que ocorre com a fumaça após a

descarga.

11.5 Partículas com Dimensões Nanométricas e a Nanotecnologia:

Recentemente, têm sido estudadas excepcionalidades, que partículas, com ordem de

tamanho entre 10-5 e 10-7 cm, têm em seu comportamento. Já, uma realidade.

42

12- TABELA PERIÓDICA (aula teórica sem demonstrações)

12.1 OBJETIVO:

Relacionar a variação das propriedades periódicas raio atômico, energia de ionização

e afinidade eletrônica com a posição de um elemento na Tabela Periódica.

12.2 INTRODUÇÃO:

A Tabela Periódica que conhecemos hoje teve origem nas observações experimentais

realizadas por cientistas dos séculos XVIII e XIX. Dmitri Ivanovitchi Mendeleev (1834-1907)

percebeu que se os elementos fossem dispostos em ordem crescente de massa atômica, se

observava uma regularidade nas propriedades destes elementos. Mosley, ao bombardear

metais com raios X percebeu que os comprimentos de onda dos raios emitidos por um

elemento relacionavam-se diretamente com o número atômico deste. Assim, modernamente

os elementos são dispostos em ordem crescente de número atômico e a Lei da periodicidade

Química pode ser formulada como: “As propriedades dos elementos são funções periódicas

do número atômico”.

A Tabela Periódica é composta por colunas verticais ou GRUPOS e por linhas

horizontais ou PERÍODOS. Os grupos identificam as principais famílias dos elementos. Ex:

Grupo A (pertencem a ele os elementos do Grupo 1 A a 8 A);

Grupo B (pertencem a ele os elementos do Grupo 1 B a 8 B).

As colunas mais altas são denominadas de GRUPO PRINCIPAL OU

REPRESENTATIVO. Os demais são denominados de ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

(elementos do bloco d) e os ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA (elementos do bloco f).

Os períodos são numerados de cima para baixo. Na Tabela estão representadas as

REGIÕES s (compreende grupo 1A e 2A), cujos elementos têm configuração eletrônica do

tipo 1s e 1s2s; REGIÕES p (compreende grupo 3A a 8A), cujos elementos têm configuração

eletrônica do tipo 1s2s2p; REGIÕES d (compreende grupo 1B a 8B), cujos elementos têm

configuração eletrônica do tipo 1s2s2p3s3p4s3d.

12.3 Propriedades Periódicas:

Raio Atômico: O tamanho de um elemento é determinado pelos elétrons mais

externos. Ao descer a coluna de um grupo na tabela, os elétrons estarão localizados em

orbitais que têm maiores valores do número quântico principal (n), em conseqüência os

43

elétrons estarão mais afastados do núcleo resultando em maior raio atômico. A tendência ao

longo de período se explica pela Carga nuclear efetiva (Z*). A passagem de um elemento

para o seguinte num determinado período envolve a adição de um próton e de um elétron. O

efeito da adição de um próton é mais importante que o efeito da adição de um elétron. Assim,

com mais um próton há maior atração entre prótons e elétrons remanescentes. O aumento no

valor da carga nuclear efetiva (Z*) leva à diminuição do raio atômico e leva a aumento da

energia necessária para se remover o elétron.

Energia de ionização: É a energia necessária para remover um elétron de um átomo

em fase gasosa (energia necessária para formar um íon). As remoções sucessivas de

elétrons exigem energias cada vez maiores. A remoção de um elétron de um átomo aumenta

a força atrativa entre o núcleo positivo e os elétrons restantes, assim aumenta a Energia de

Ionização. A tendência geral ao longo de um grupo se explica ao considerarmos que o

aumento do tamanho do elemento facilita a remoção de um elétron. Com relação ao período,

o aumento no número atômico leva a um aumento da carga nuclear efetiva, diminuição do

raio atômico e aumento na energia necessária para remover o elétron.

Afinidade Eletrônica: A afinidade eletrônica de um átomo é a variação de energia que

ocorre quando o ânion do elemento na fase gasosa perde um elétron:

A – (g) � A (g) + 1 e-

No Período há aumento na Afinidade Eletrônica quando se percorre um período da

esquerda para a direita, nesta sentido há aumento da Carga Nuclear Efetiva (Z*), e aumento

na atração pelos elétrons adicionais do ânion, tornando mais difícil a ionização do ânion. No

Grupo, à medida que diminui o Número Atômico (Z) aumenta a atração entre prótons e

elétrons e aumenta a atração pelo elétron adicional, assim, aumenta a Afinidade Eletrônica.

A tabela periódica ordena os elementos no estado fundamental de energia, mas não

considera muitos efeitos. Ela é um instrumento poderoso na previsão de muitas propriedades

atômicas, mas por utilizar um critério, o de energia no estado fundamental, simplificando sua

construção e análise, quando se usa a tabela na previsão de muitas propriedades atômicas

algumas exceções ocorrem. Na verdade, não é nem um pouco simples explicar a química de

mais de cem elementos com apenas alguns conjuntos de regras. Entretanto, conhecê-la bem

é na verdade uma poderosa ferramenta para predição de muitas propriedades físicas e

químicas. Para um profissional de engenharia, que lida com materiais e processos, o

conhecimento da linguagem química pode evitar uma série de problemas e agiliza bastante a

busca de informações e o diálogo entre profissionais de diferentes especialidades [12].

44

ANEXO 1: Tabela de Potenciais-Padrão de Redução

Meia-reação E0 (V)

Li+ (aq) + e

- → Li (s) -3,05

K+ (aq) + e

- → K (s) -2,93

Ba2+

(aq) + 2e- → Ba (s) -2,90

Sr2+

(aq) + 2e- → Sr (s) -2,89

Ca2+

(aq) + 2e- → Ca (s) -2,87

Na+ (aq) + e

- → Na (s) -2,71

Mg2+

(aq) + 2e- → Mg (s) -2,37

Be2+

(aq) + 2e- → Be (s) -1,85

Al3+

(aq) + 3e- → Al (s) -1,66

Mn2+

(aq) + 2e- → Mn (s) -1,18

2H2O + 2e- → H2 (g) + 2OH

- (aq) -0,83

Zn2+

(aq) + 2e- → Zn (s) -0,76

Cr3+

(aq) + 3e- → Cr (s) -0,74

Fe2+

(aq) + 2e- → Fe (s) -0,44

Cd2+

(aq) + 2e- → Cd (s) -0,40

PbSO4 (s) + 2e- → Pb (s) + SO4

2- (aq) -0,31

Co2+

(aq) + 2e- → Co (s) -0,28

Ni2+

(aq) + 2e- → Ni (s) -0,25

Sn2+

(aq) + 2e- → Sn (s) -0,14

Pb2+

(aq) + 2e- → Pb (s) -0,13

2H+ (aq) + 2e

- →→→→ H2 (g) 0,00

Sn4+

(aq) + 2e- → Sn

2+ (aq) +0,13

Cu2+

(aq) + e- → Cu

+ (aq) +0,15

SO42-

(aq) + 4H+ (aq) + 2e

- → SO2 (g) + 2H2O +0,20

AgCl (s) + e- → Ag (s) + Cl

- (aq) +0,22

Cu2+

(aq) + 2e- → Cu (s) +0,34

O2 (g) + 2H2O + 4e- → 4OH

- (aq) +0,40

I2 (s) + 2e- → 2I

- (aq) +0,53

MnO4- (aq) + 2H2O + 3e

- → MnO2 (s) + 4OH

- (aq) +0,59

O2 (g) + 2H+ (aq) + 2e

- → H2O2 (aq) +0,68

Fe3+

(aq) + e- → Fe

2+ (aq) +0,77

Ag+ (aq) + e

- → Ag (s) +0,80

Hg22+

(aq) + 2e- → 2Hg (l) +0,85

2Hg2+

(aq) + 2e- → Hg2

2+ (aq) +0,92

NO3- (aq) + 4H

+ (aq) + 3e

- → NO (g) + 2H2O +0,96

Br2 (l) + 2e- → 2Br

- (aq) +1,07

O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e

- → 2H2O +1,23

MnO2 (s) + 4H+ (aq) + 2e

- → Mn

2+ (aq) + 2H2O +1,23

Cr2O72-

(aq) + 14H+ (aq) + 6e

- → Cr

3+ (aq) + 7H2O +1,33

Cl2 (g) + 2e- → 2Cl

- (aq) +1,36

Au3+

(aq) + 3e- → Au (s) +1,50

MnO4- (aq) + 8H

+ (aq) + 5e

- → Mn

2+ (aq) + H2O +1,51

Ce4+

(aq) + e- → Ce

3+ (aq) +1,61

H2O2 (aq) + 2H+ (aq) + 2e

- → 2H2O +1,77

Co3+

(aq) + e- → Co

2+ (aq) +1,82

O3 (g) + 2H+ (aq) + 2e

- → O2 (g) + H2O +2,07

F2 (g) + 2e- → 2F

- (aq) +2,87

Nota: Esses valores foram obtidos para o estado padrão, isto é, concentração 1 mol/L para espécies em solução e

1 atm para espécies gasosas a 25°C. Existem tabelas especializadas para outras condições.

45

Referências Bibliográficas:

1- Tarr, M. J.; Black, C. V.; VGIP: Image Understanding, 1994, 60, 1, p 65-73

2- Mazel, C.H. et al.; Science, 303, p 51, 2 de Janeiro de 2004

3 - Abdus Salam A Unificação das Forças Fundamentais, Editora Ciência e Cultura, 1993.

4- Kotz e Treichel Química e Reações Químicas, 4a. Edição LTC Editora, Rio de Janeiro,

2002. Volume 1 - Capítulos 2 e 7

5- Russel, J. B. Química Geral, Editora McGraw Hill, São Paulo, 1982.


2002. Volume 1 - Capítulo 6





9- Gentil, V. Corrosão, 4ª Edição LTC Editora, Rio de Janeiro, 2003 – Capítulo 1

10- Faria, R. B.; Quim. Nova, Julho 1985, p. 167

11- Frey, P. College Chemistry, Prentice Hall Inc, New Jersey, 1958 - Capítulo 28



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