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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
Professores:
Francisco Klebson Gomes dos Santos
Maria Valderez Ponte Rocha
Marta Ligia Pereira da Silva
Zilvam Melo dos Santos
Mossoró/RN
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AULA 01
1 - SEGURANÇA NO LABORATÓRIO
Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas
substâncias tóxicas,
inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de
acidentes no laboratório passa pela obediência a certas normas. A
seguir encontram-se algumas normas que deverão ser observadas e
seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de
Laboratório de Química Geral:
- O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10
minutos, após esse
prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula
prática o professor fará uma explanação teórica do assunto e
discutirá os pontos relevantes, inclusive em relação à segurança
dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a uma parte
dessa discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a
sua segurança.
- É proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as
experimentações. Usar de
preferência uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de
segurança, uma vez que uma calça e sapatos fechados protegem a pele
de eventuais contatos com reagentes danosos.
- O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é
um equipamento de
proteção individual indispensável ao experimentador. - Não serão
toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve
se
concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo
é exíguo e a experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes
em laboratórios de ensino advêm da falta de atenção do aluno
experimentador.
- Cada grupo será responsável pelo material utilizado durante a
aula prática, ao final
da experiência o material deverá ser lavado, enxaguado com água
destilada e ordenado na bancada, exatamente da forma como foi
inicialmente encontrado.
- O aluno deverá apresentar o pós-laboratório da aula prática
anterior para efeito da
pontuação referente às aulas práticas. - Caso o aluno falte a
uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso
acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. - Em cada
avaliação será atribuída uma pontuação de 6,0 (seis pontos) para a
prova
escrita e uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente à
participação do aluno nas aulas práticas e entrega dos
pós-laboratório.
- Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual
necessários (óculos
de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando
uma experiência.
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- Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois
pode ocorrer a liberação de gases perigosos, explosões, ejeção
violenta de líquidos, etc.
- Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o
ácido à água,
lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se
realiza a diluição. Nunca adicionar água a um ácido
concentrado!
- Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio,
observar que a
boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode
ocorrer uma ejeção de líquido quente.
- Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre.
Indicar o nome da
substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da
fabricação. - Nunca aquecer uma substância inflamável em chama
direta, usar sempre um
aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. - Não sentir o
odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o
frasco
que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja
deslocado até o olfato do experimentador.
2 - SELEÇÃO E MANUSEIO DE REAGENTES E PRODUTOS QUÍMICOS
2.1 - Classificação dos Produtos Químicos
2.1.1 - Grau do Reagente
Os produtos químicos de grau reagente estão de acordo com os
padrões mínimos estabelecidos pelo Comitê de Reagentes Químicos da
American Chemical Society (ACS) e são utilizados onde for possível
no trabalho analítico. Alguns fornecedores rotulam seus produtos
com os limites máximos de impureza permitidos pelas especificações
da ACS; outros mostram nos rótulos as concentrações verdadeiras
para as várias impurezas.
2.1.2 - Grau-Padrão Primário
Os reagentes com grau padrão primário foram cuidadosamente
analisados pelo fornecedor e a dosagem está impressa no rótulo do
frasco. O Instituto Nacional de Padrões e Tecnologia dos Estados
Unidos (National Institute of Standards and Technology - NIST) é
uma fonte excelente de padrões primários.
2.1.3 - Reagentes Químicos para Uso Especial
Os produtos químicos que tenham sido preparados para uma
aplicação específica também estão disponíveis. Entre eles estão
incluídos os solventes para espectrofotometria e para cromatografia
líquida de alta eficiência. As informações pertinentes ao uso
pretendido são fornecidas juntamente com esses reagentes.
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AULA 02
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS UTILIZADOS EM LABORATÓRIO DE
QUÍMICA
Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório
de Química e o
manuseio adequado destes é fundamental para o analista. Porém, o
completo domínio
de sua manipulação advém da experiência adquirida com sua
utilização. O quadro
abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum no laboratório
e suas aplicações.
Tubo de ensaio:
Usado principalmente testes
de reação.
Becker:Usado
para aquecimento de líquidos, reações de
precipitação, etc.
Erlemnmeyer: Usado
para titulações e aquecimento de
líquidos.
Balão de fundo chato:
Usado para aquecimento e
armazenamento de líquidos.
Balão de fundo redondo: Usado para aquecimento de líquidos e
reações com desprendimento de
gases.
Balão de destilação:
Usado em destilações. Possui saída lateral para a
condensação de vapores.
Pipeta
volumétrica: Usada para medir volumes fixos de
líquidos.
Pipeta graduada: Usada
para medir volumes variáveis de líquidos.
Proveta: Usado para
medidas aproximadas de volume de líquidos.
Funil de vidro: Usado em
transferências de líquidos e em filtrações.
Frasco de reagentes:
Usado para o armazenamento de
soluções.
Bico de Bunsen:
Usado em aquecimentos de
laboratório.
Tela de amianto: Usado para distribuir
uniformemente o calor em aquecimentos de
laboratório.
Cadinho de
porcelana:Usado para aquecimentos à seco no bico de Bunsen e
Mufla.
Pinça de madeira: Usada para segurar tubos de ensaio em
aquecimento no bico de Bunsen.
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Estante para tubos de
ensaio: suporte de tubos de ensaio.
Bureta: Usada para medidas precisas de líquidos.
Triângulo de
porcelana: Usado para sustentar cadinhos de
porcelana em aquecimento no bico de
Bunsen.
Funil de decantação: Usado para separação de líquidos
imicíveis.
Funil de decantação: Usado para separação de líquidos
imicíveis.
Almofariz e pistilo: Usado para triturar e pulverizar
sólidos.
Placa de Petri: usada para fins
diversos. Tripé de ferro: Usado para sustentar a tela de
amianto.
.Pisseta: Usada para
lavagens, remoção de precipitados e outros
fins.
Picnômetro: Usado para
determinar a densidade de líquidos.
Cuba de vidro:
Usada para banhos de gelo e fins
diversos.
Cápsula de porcelana: Usada
para evaporar líquidos em
soluções.
Vidro de relógio: Usado para cobrir
beckers em evaporações, pesagens
etc
Dessecador: Usado
para resfriar substâncias em
ausência de umidade.
Pinça metálica Casteloy: Usada para transporte de cadinhos e
outros fins.
Balão volumétrico: Usado para preparar
e diluir soluções.
Termômetro: Usado para medidas de
temperatura.
Funil de Buchner:
Usado para filtração a vácuo.
Kitassato: Usado para
filtração a vácuo.
Garra metálica: Usada em
filtrações, sustentação de peças, tais como condensador, funil
de
decantação e outros fins.
Suporte universal.
Anel para funil
Mufa: Suporte para a garra de condensador.
Escova de limpeza:
Usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais.
Escova de limpeza: Usada para
limpeza de tubos de ensaio e outros materiais.
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Espátulas: Usada
para transferência de substâncias sólidas.
Bastão de vidro:
Usado para agitar soluções,
transporte de líquidos na
filtração e outros
Pêra: Usada para pipetar soluções.
Mufla: Usada para
calcinações (até 1500°C)
Estufa: Usada para secagem de materiais (até 200 °C).
Pinça de Hoffman: Usada para impedir ou diminuir fluxos
gasosos.
Condensador: Usado para
condensar os gases ou vapores
na destilação
Condensador: Usado para condensar os
gases ou vapores na destilação.
Condensador: Usado para condensar os
gases ou vapores na destilação.
Sistema de destilação: Usado na separação de duas ou mais
substâncias com base em suas diferentes volatilidades.
Operações no laboratório e aparelhagem
Em experiências químicas, como as realizadas em aulas práticas,
são usados
equipamentos específicos de química. A seguir são apresentadas
algumas das
aparelhagens utilizadas em laboratório, assim como as principais
operações realizadas.
1) Bico de Bunsen e estudo da chama
Para obter calor nas experiências em laboratório usa-se
comumente um aparelho
denominado bico de Bunsen. Neste aparelho, cujo esquema aparece
na Figura 1 abaixo,
a mistura gás-ar é queimada no tubo, gerando uma chama que pode
ser de combustão
completa (azulada) ou incompleta (amarelada). A forma correta de
usar o bico de
Bunsen é fechar a entrada de ar no anel, abrir a válvula de gás
e acender. A chama será
larga e amarela. Então, abre-se a entrada de ar até que a chama
fique azul, que é a ideal
para o uso. Na mistura gás-ar, pode-se distinguir dois cones de
cores distintas: um mais
interno de cor azul e outro mais externo de cor laranja. A chama
laranja é oxidante, a
amarela é redutora e a azul é neutra, sendo o ponto mais quente
o ápice do cone azul.
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Figura 1: Representação do bico de Bunsen.
2) Balança e pesagem
No laboratório, a massa de substâncias químicas é determinada
com o uso de
balanças. Na maioria das análises, uma balança analítica precisa
ser utilizada para se
obter massas altamente exatas. As balanças de laboratório menos
exatas também são
empregadas para as medidas de massa quando a demanda por
confiabilidade não for
crítica. A precisão a ser utilizada depende do trabalho a ser
desenvolvido. É importante
salientar que não se deve realizar pesagens de produtos químicos
diretamente sobre o
prato da balança. Costuma-se usar um vidro de relógio ou outra
vidraria.
Figura 2: Balança analitica com a vidraria adequada para
realização de pesagens.
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Tipos de Balanças Analíticas
Por definição, uma balança analítica é um instrumento usado na
determinação de
massas com uma capacidade máxima que varia de 1 g até alguns
quilogramas, com uma
precisão de pelo menos 1 parte em 105 em sua capacidade máxima.
A precisão e a
exatidão de muitas balanças analíticas modernas excedem a 1
parte em 106 em sua
capacidade total.
As balanças analíticas mais comumente encontradas
(macrobalanças) têm uma
capacidade máxima que varia entre 160 e 200 g. Com essas
balanças, as medidas podem
ser feitas com um desvio-padrão de ±0,1 mg. As balanças
semimicroanalíticas têm
uma carga máxima de 10 a 30 g com uma precisão de ±0,01 mg. Uma
balança
microanalítica típica tem capacidade de 1 a 3 g e uma precisão
de ±0,001 mg.
A primeira balança analítica de prato único surgiu no mercado em
1946. A
velocidade e conveniência de pesar com essa balança eram
amplamente superiores ao
que se podia realizar com a balança de dois pratos tradicional.
Conseqüentemente, essa
balança substituiu rapidamente a anterior na maioria dos
laboratórios. A balança de
prato único está sendo substituída atualmente pela balança
analítica eletrônica, que não
tem braço nem cutelo. A conveniência, a exatidão e a capacidade
de controle e
manipulação de dados por computador das balanças analíticas
asseguram que as
balanças mecânicas de prato único vão eventualmente desaparecer
de cena.
A Balança Analítica Eletrônica
A Figura abaixo apresenta o diagrama e a foto de uma balança
analítica eletrônica. O
prato situa-se acima de um cilindro metálico oco que é
circundado por uma bobina que
se encaixa no pólo interno de um ímã permanente. Uma corrente
elétrica percorre a
bobina e produz um campo magnético que segura, ou levita, o
cilindro, o prato, o braço
indicador e qualquer massa que esteja no prato. A corrente é
ajustada para que o braço
indicador fique na posição de nulo quando o prato estiver vazio.
A colocação de um
objeto no prato provoca um movimento do próprio prato e do braço
de controle para
baixo, o que aumenta a quantidade de luz que incide na
fotocélula do detector de nulo.
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A corrente que atinge a fotocélula é amplificada alimentando a
bobina, o que cria um
campo magnético maior, fazendo que o prato retome para a posição
original no detector
do zero. Um dispositivo como este, no qual uma pequena corrente
elétrica faz que um
sistema mecânico mantenha sua posição zero, é chamado sistema
servo. A corrente
requerida para manter o prato e o objeto na posição de nulo é
diretamente proporcional
à massa do objeto e é prontamente medida, transformada em sinal
digital e apresentada
no visor. A calibração de uma balança analítica envolve o uso de
uma massa-padrão e
ajuste da corrente de forma que o peso-padrão seja exibido no
mostrador.
Figura 3: Balança analítica eletrônica. (a) Diagrama de blocos.
(b) Foto de uma balança eletrônica.
A Figura 4 mostra as configurações de duas balanças analíticas
eletrônicas. Em cada
uma delas, o prato é ligado a um sistema confinado conhecido
coletivamente como
célula. A célula incorpora vários flexores que permitem
movimentos limitados do prato
e previne que forças de torção (resultantes de cargas
localizadas fora do centro)
perturbem o alinhamento do mecanismo da balança. Na posição
nula, o braço fica
paralelo ao horizonte gravitacional e cada pivô flexor permanece
em uma posição
relaxada.
A Figura 4-a exibe uma balança eletrônica com o prato localizado
abaixo da célula.
Uma precisão maior é obtida com esse arranjo, em relação àquela
do sistema de prato
localizado acima da célula (prato superior), apresentado na
Figura 4b. Mesmo assim, as
balanças eletrônicas deste último tipo têm uma precisão que se
iguala ou excede àquelas
das melhores balanças mecânicas e, além disso, garantem fácil
acesso ao prato da
balança.
As balanças eletrônicas geralmente realizam um controle
automático de tara que leva
o mostrador à leitura igual a zero com um recipiente (como uma
"barquinha" ou frasco
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de pesagem) sobre o prato. Muitas balanças permitem a tara de
até 100% da sua
capacidade.
Uma balança analítica eletrônica moderna provê uma velocidade e
uma facilidade de
uso sem precedentes. Por exemplo, um instrumento pode ser
controlado por meio de
toques em várias posições ao longo de uma única barra. Uma
posição da barra liga ou
desliga o instrumento, outra calibra automaticamente a balança
com o uso de uma
massa-padrão ou um par de massas e uma terceira zera o
mostrador, com ou sem um
objeto sobre o prato. Medidas de massas confiáveis são obtidas
com pouco ou mesmo
sem nenhum treinamento.
Figura 4: Balanças analíticas eletrônicas. (a) Configuração
clássica com o prato abaixo da célula. (b) Configuração com prato
acima da célula (prato superior). Observe que o mecanismo fica
abrigado em um gabinete dotado de janelas.
Precauções no Uso de uma Balança Analítica
A balança analítica é um instrumento delicado que você precisa
manusear com
cuidado. Consulte seu professor para obter as instruções
detalhadas com relação ao
processo de pesagem em seu modelo específico de balança. Observe
as seguintes regras
gerais no trabalho com uma balança analítica, não obstante a
marca ou modelo:
1. Centralize tanto quanto possível a carga no prato da
balança.
2. Proteja a balança contra a corrosão. Os objetos a serem
colocados sobre o prato devem ser limitados a metais inertes,
plásticos inertes e materiais vítreos.
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3. Observe as precauções especiais para a pesagem de
líquidos.
4. Consulte o professor se julgar que a balança precisa de
ajustes.
5. Mantenha a balança e seu gabinete meticulosamente limpos. Um
pincel feito de
pêlos de camelo é útil na remoção de material derramado ou
poeira.
6. Sempre deixe que um objeto que tenha sido aquecido retome à
temperatura
ambiente antes de pesá-lo.
7. Utilize uma pinça para prevenir a absorção da umidade de seus
dedos por objetos
secos.
Utilização de uma Balança Analítica
Existem duas técnicas para pesagens dependendo do tipo de
balança. Uma delas é
pesar previamente a vidraria e em seguida o reagente químico,
determinando a massa
deste por diferença. A outra consiste em zerar a balança com a
vidraria a ser utilizada na
pesagem sobre o prato, obtendo-se diretamente a massa do
reagente.
Para se fazer as pesagens adotam-se os seguintes
procedimentos:
a) Observa-se se a balança está no nível; caso não esteja,
deve-se regular girando-se os “pés”.
b) Fecham-se as portas de vidro.
c) Zera-se a balança pressionando o botão “tara”.
d) Abre-se a porta, coloca-se o que se deseja pesar e fecha-se a
porta.
e) Espera-se até que o mostrador digital não flutue mais e
anota-se a massa. Preste atenção a unidade de medida (mg, g,
...).
f) A última casa decimal é a incerteza.
3) Medidas de volume
Os aparelhos para medir volume de líquidos em laboratório, os
quais aparecem
descritos na figura abaixo, podem ser classificados em dois
grupos:
a) Aparelhos volumétricos, os quais são calibrados para a medida
de um único
volume de líquido.
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Ex.: Balão volumétrico e pipeta volumétrica.
b) Aparelhos graduados, os quais possuem uma escala graduada, a
qual permite a
medida de diversos volumes de um líquido.
Ex.: Pipeta graduada, proveta e bureta.
Figura 5: Exemplos de aparelhos volumétricos.
A superfície de um líquido raramente é plana. Dependendo da
natureza das forças
intermoleculares existentes no líquido, a sua superfície
geralmente apresenta-se curva,
podendo ser côncava ou convexa. Para efetuar a leitura, deve-se
comparar o menisco
(ponto de máximo ou de mínimo da curvatura da superfície do
líquido) com as linhas no
aparelho, conforme figura abaixo.
Figura 6: Tipos de meniscos. Um menisco é a superfície curva de
um liquido na sua interface com a atmosfera.
Qualquer medida de volume feita com qualquer aparelho está
sujeita a erros devido
a:
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a) Dilatação e contração do material de vidro provocado pela
variação de temperatura;
b) Ação da tensão superficial sobre a superfície líquida;
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos;
d) Erro de paralaxe, o qual se origina no momento da leitura.
Para evitar este erro, deve-se sempre posicionar o aparelho de
forma que o nível do líquido esteja na altura dos olhos.
Figura 7: Leitura de uma bureta. (a) A estudante olha a bureta
de uma posição acima da linha perpendicular a ela e faz uma leitura
(b) de 12,58 rnL. (c) A estudante olha a bureta de uma posição
perpendicular a ela e faz uma leitura (d) de 12,62 rnL. (e) A
estudante olha a bureta de uma posição abaixo da linha
perpendicular a ela e faz uma leitura (f) de 12,67 rnL. Para se
evitar o problema da
paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas
consistentemente sobre a linha perpendicular a ela, como mostrado
em (c) e (d).
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Na leitura de volumes, o olho precisa estar no nível da
superfície do líquido, para se
evitar o erro devido à paralaxe, uma condição que faz que o
volume pareça menor que
seu valor verdadeiro, se o menisco for visto de cima, e maior,
se o menisco for visto de
baixo.
A paralaxe é o deslocamento aparente do nível de um líquido ou
de um ponteiro, à
medida que o observador muda de posição e ela ocorre quando um
objeto pode ser visto
a partir uma posição que não seja a do ângulo correto para a sua
observação.
4) Sistema Internacional de medidas
Em 1971, a 14ª Conferência Geral de Pesos e Medidas escolheu
sete grandezas como
fundamentais, formando assim a base do Sistema Internacional de
Unidades, abreviado
como SI e popularmente conhecido como sistema métrico. As
unidades foram
escolhidas de modo que os valores dessas grandezas numa “escala
humana” não fossem
excessivamente grandes ou excessivamente pequenos.
Muitas unidades secundárias (ou derivadas) são definidas em
termos das unidades
das grandezas fundamentais. Assim, por exemplo, a unidade de
potências no SI, que
recebeu o nome watt (abreviação W), é definida em termos das
unidades de massa,
comprimento e tempo.
1 watt = 1 W = 1 Kg . m2 / s3
UNIDADES FUNDAMENTAIS DO SI
GRANDEZA NOME DA
UNIDADE SÍMBOLO
Comprimento Metro m
Tempo Segundo s
Massa Quilograma kg
Corrente Elétrica Ampère A
Temperatura
Termodinâmica Kelvin K
Intensidade Luminosa Candeia cd
Quantidade de Matéria Mol mol
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5) Algarismos significativos
Os algarismos significativos são importantes quando é necessário
expressar o
valor de uma dada grandeza determinada experimentalmente. Esse
valor pode ser obtido
diretamente (ex.: determinação da massa de uma substância por
pesagem ou a
determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta)
ou indiretamente, a
partir dos valores de outras grandezas medidas (ex.: cálculo da
concentração de uma
solução a partir da massa do soluto e do volume da solução).
Quando se fala de algarismos significativos de um número,
refere-se aos dígitos
que representam um resultado experimental, de modo que apenas o
último algarismo
seja duvidoso. O número de algarismos significativos expressa a
precisão de uma
medida.
A tabela abaixo mostra as regras de arredondamento do número à
direita do
último algarismo significativo:
CASO REGRA EXEMPLO
MAIOR QUE 5 Aumenta 1 unidade 5,4987 = 5,499
IGUAL A 5 Se o último algarismo significativo for par –
mantém-se igual. Se o último algarismo significativo for ímpar –
aumenta 1 unidade
Par: 3,2845 = 3,284
Ímpar: 9,135 = 9,14
MENOR QUE 5 Mantém-se igual 2,1921 = 2,192
Pós-Laboratório
1) Represente esquematicamente as principais zonas da chama de
um bico de
Bunsen, indicando o ponto mais quente.
2) Descreva como você procederia para realizar uma pesagem, por
diferença, de
5,6643g de NaCl, sendo a massa do recipiente (vidro de relógio)
igual a 10,2590g.
3) O que significa erro de paralaxe e como podemos evitá-lo?
4) Para a preparação de uma solução a partir de um reagente
líquido, qual o
material utilizado, o procedimento a ser adotado e os cuidados
necessários?
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5) Faça o arredondamento dos números abaixo, para três casas
decimais após a
vírgula.
a) 120, 4784 = __________ b) 83, 1236 = __________
c) 71, 2315 = __________ d) 457,1025 = __________
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Aula 03
EXPERIÊNCIA 1: Densidade de sólidos e líquidos
1. Objetivos
Medir a densidade de líquidos e de sólidos utilizando a técnica
de picnometria e o
princípio de Arquimedes.
2. Considerações gerais
Densidade
A densidade absoluta de uma substância é definida como sendo a
relação entre a sua
massa e o seu volume:
Picnometria
O principal método de medição de densidade absoluta é a
picnometria. Esse método
consiste na determinação de massa e volume de substâncias
líquidas e sólidas. O
picnômetro é um recipiente de vidro com tampa esmerilhada,
vazada por tubo capilar,
que permite seu completo enchimento com líquidos. A capacidade
volumétrica do
instrumento é facilmente determinável pela pesagem de um líquido
tomado como
padrão de densidade, na temperatura de operação.
Princípio de Arquimedes
"Todo corpo imerso, total ou parcialmente, num fluido em
equilíbrio, dentro de um
campo gravitacional, fica sob a ação de uma força vertical, com
sentido ascendente,
aplicada pelo fluido; esta força é denominada empuxo, cuja
intensidade é igual à do
peso do fluido deslocado pelo corpo."
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Figura 1.
Densímetro.
Um instrumento que rege esse princípio é o densímetro
(Figura
1). Esse instrumento mede a densidade dos líquidos, ou seja,
a
massa dividida pelo volume. Trata-se de um tubo de vidro com
uma
certa quantidade de chumbo na base, responsável pelo seu corpo.
Na
parte de cima do tubo há uma escala desenhada. Ao mergulhar
o
densímetro no líquido, ele afunda até deslocar um volume de
fluido
cujo peso se iguale ao dele. A superfície do líquido indica
determinado ponto na escala, isto é, sua densidade. Esses
instrumentos são muito usados em postos de gasolina para
verificar
por meio da densidade o grau de pureza do álcool usado como
combustível.
3. Procedimento experimental
Picnometria
a) Pese o picnômetro (com a tampa) vazio e seco;
b) Coloque água destilada no picnômetro até que o volume do
líquido fique acima
do colo;
c) Coloque a tampa capilar, verifique se ficou cheio e enxugue
cuidadosamente o
excesso de líquido;
d) Pese o picnômetro com água destilada;
e) Esvazie o picnômetro;
f) Lave inteiramente o picnômetro com a solução a ser analisada
(NaOH 0,5
mol/L);
g) Coloque a solução no picnômetro até que o nível do líquido
fique acima do colo;
h) Coloque a tampa capilar e enxugue cuidadosamente o excesso de
líquido;
i) Pese o picnômetro com a solução;
Método de Arquimedes
1. Coloque 50 mL de água em uma proveta de 100 mL;
2. Em uma balança, pese o material sólido e anote a massa;
3. Coloque a amostra do material sólido na proveta;
4. Anote o valor do volume de água deslocado;
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5. Calcule a densidade do material sólido.
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade Reagentes
• Picnômetro – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L
• Funil simples pequeno – 01 • Amostra de material sólido
• Pisseta – 01
• Proveta de 100 mL – 01
5. Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química:
Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
911 p.
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio
de Janeiro: LTC,
1999. 702 p.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso
universitário. 4a. ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
Pós-Laboratório
1. Explique a diferença entre densidade absoluta e densidade
relativa.
2. O que é picnometria?
3. A partir dos dados obtidos na prática calcule o volume do
picnômetro e a
densidade da solução analisada.
4. Descreva o princípio de Arquimedes.
5. Efetue os cálculos da densidade do sólido determinada pelo
princípio de
Arquimedes.
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Aula 04
EXPERIÊNCIA 2: Forças intermoleculares
1. Objetivos Determinar a porcentagem de álcool na gasolina e
exercitar as medições de volume. 2. Considerações gerais A gasolina
é uma mistura de hidrocarbonetos líquidos inflamáveis e
voláteis,
derivados do petróleo. Além de ser utilizada como combustível em
motores de
combustão interna, é também usada como solvente, na indústria,
para óleos e gorduras.
Inicialmente, a gasolina era obtida pela destilação do petróleo
- era simplesmente a
fração mais volátil do petróleo. Após algum tempo, outras
técnicas surgiram, numa
tentativa de aumentar o rendimento desta extração. Um deles é o
craqueamento, que
consiste numa quebra de moléculas maiores, também presentes no
petróleo, em outras
menores, que pertencem à fração da gasolina. O craqueamento
térmico foi utilizado até
meados de 1937, quando químicos de catálise inventaram o
craqueamento catalítico,
método muito mais econômico e eficaz. Outros métodos incluem: a
polimerização, que
é a conversão de olefinas gasosas, tal como propileno e
butileno, em moléculas maiores,
dentro da faixa da gasolina; a alquilação, um processo que
combina uma olefina e uma
molécula como isobutano e a isomerização, que é a conversão de
hidrocarbonetos de
cadeia normal para hidrocarbonetos de cadeia ramificada.
Nas últimas décadas, vários países, incluindo o Brasil, passaram
a utilizar uma
mistura de gasolina e etanol, no lugar da gasolina. A intenção é
diminuir o impacto
ambiental causado pela queima da gasolina, pois o etanol, além
de ser renovável, o seu
uso propicia uma redução na taxa de produção de CO. Se por um
lado existem
vantagens, existem as desvantagens também, como maior propensão
à corrosão, maior
regularidade nas manutenções do carro, aumento do consumo e
aumento de produção de
óxidos de nitrogênio.
-
20
O teor de álcool etílico anidro na gasolina é fixado por
Portaria do Ministério da
Agricultura, conforme Decreto Nº 3.966/2001. O percentual máximo
de álcool etílico
anidro adicionado à gasolina é de 25% desde 07/2007.
3. Procedimento experimental
a) Colocar 50ml da amostra de gasolina na proveta de 100 mL
previamente limpa,
desengordurada e seca, observando a parte inferior do
menisco;
b) Adicionar a solução de cloreto de sódio até completar o
volume de 100mL,
observando a parte inferior do menisco;
c) Tampar de forma adequada a proveta;
d) Misturar as camadas de água e gasolina através de 5 inversões
sucessivas da
proveta, evitando agitação enérgica;
e) Deixar a proveta em repouso por 15 minutos de modo a permitir
a separação
completa das duas camadas;
f) Anotar o aumento da camada aquosa em mililitros. Para
calcular o teor de álcool,
faça a seguinte regra de três:
100*%_ gasolinainicial
álcool
V
V=
05,0álcoolV
L
mL=
4. Materiais e reagentes
• Materiais • Reagentes
• Proveta de 100 mL • Gasolina comum
• Papel Filmito • Solução de cloreto de sódio a
10% p/v
5. Referências OLIVEIRA, E. A. Aulas Práticas de Química; 3ª ed;
Editora Moderna; São Paulo;
1993.
Pós-Laboratório
1. Qual dos líquidos tem maior densidade? Como você deduziu sua
resposta?
2. Por que a água extrai o álcool da gasolina?
-
21
3. Por que no Brasil se adiciona álcool à gasolina?
4. Qual o teor de álcool na gasolina em % e em mL/L?
Aula 05
EXPERIÊNCIA 3: Soluções
1. Objetivos
Inteirar o aluno com os cálculos e preparo de soluções.
2. Considerações gerais
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais
substâncias.
Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto, e o
dispersante é denominado
solvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos açúcar em água,
o açúcar é o soluto
e a água, o solvente.
Em geral as substâncias inorgânicas são polares, enquanto as
orgânicas são apolares.
Uma substância polar tende a dissolver num solvente polar. Uma
substância apolar
tende a se dissolver num solvente apolar.
Principais tipos de concentrações
Concentração comum: indica a massa de soluto presente em cada
litro de solução.
Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da
solução.
Molaridade: é a quantidade de mols de soluto presente em cada
litro de solução.
-
22
Fração molar: é a relação entre o número de mols do soluto (ou
de solvente) e o
número de mols da solução.
Molalidade: é a relação entre o número de mols do soluto, e a
massa do solvente (em
Kg).
3. Procedimento experimental
Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L.
a) Em uma capela, meça numa proveta, 10,4 mL de HCl
concentrado;
b) Coloque cerca de 100 mL de água destilada em um balão
volumétrico de 250
mL e transfira o volume de ácido medido para este balão;
c) Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente e complete,
até o menisco,
com água destilada;
d) Faça uma homogeneização por inversão;
e) Transfira a solução preparada para um frasco de vidro e
rotule com os dados da
solução e o número de sua turma;
Preparo da solução de HCl 0,1 mol/L.
f) Meça 5,0 mL da solução de HCl, 0,5 mol/L, preparada
anteriormente, e transfira
para um balão de 25 mL;
g) Complete com água destilada até o menisco, seguindo o
procedimento de
preparo indicado anteriormente.
Preparo da solução de NaOH 0,5 mol/L.
h) Pese 5,0 g de NaOH em um Becker limpo e seco;
i) Dissolva-o, no próprio Becker, com água destilada;
-
23
j) Transfira a solução para um balão de 250 mL, e siga os
procedimentos de
preparo de soluções;
k) Transfira a solução para um frasco de plástico e rotule.
l) Guarde as soluções preparadas em um armário para utilização
nas próximas
experiências.
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade Reagentes
• Balão volumétrico de 25 mL – 01 • Acido clorídrico (HCl)
• Balão volumétrico de 250 mL – 01 • Hidróxido de sódio
(NaOH)
• Bastão de vidro – 01
• Becker de 100 mL – 02
• Espátula
• Funil simples – 02
• Pipeta – 02
• Pisseta – 01
5. Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química:
Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
911 p.
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio
de Janeiro: LTC,
1999. 702 p.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso
universitário. 4a. ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
Pós-Laboratório
1. O que é solução?
-
24
2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a
partir de uma solução
concentrada de uma determinada substância?
3. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 mL de
solução de HCl
0,5 mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d =
1,19 g/mL.
4. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de
solução de HCl 0,1
mol/L, partindo da solução de solução de HCl 0,5 mol/L.
5. Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de
solução NaOH
0,5 mol/L.
6. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução
quando o soluto é
um sólido.
7. Descreva o procedimento adequado pra preparar uma solução
quando o soluto é
um sólido.
-
25
Aula 06
EXPERIÊNCIA 4: Análise volumétrica
1. Objetivos
Familiarizar o aluno com a análise volumétrica, através da
padronização da solução
preparada na prática anterior.
2. Considerações gerais
A análise volumétrica consiste na medida de volumes de duas
soluções que reagem
entre si. Uma delas apresenta concentração previamente
conhecida, atuando como
padrão de medida; a outra contém a espécie de concentração
desconhecida que se deseja
analisar. Geralmente a solução padrão é adicionada gota a gota,
por meio de uma bureta,
à solução de concentração desconhecida (contida num erlenmeyer).
Este tipo de
operação recebe o nome de titulação.
Como não é possível visualmente perceber o ponto de
equivalência, é necessário que
se utilize um indicador, no erlenmeyer, para indicar, através da
mudança de cor, o ponto
final da titulação. Indicadores, de um modo geral, são bases ou
ácidos orgânicos fracos,
apresentando cores diferentes quando nas formas protonada ou
não-protonada.
Consequentemente, a cor do indicador dependerá do pH.
3. Procedimento experimental
a) Encha a bureta com a solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L,
utilizando um
funil;
b) Abra a torneira da bureta e deixe escoar a solução até o
desaparecimento de
bolhas:
c) Complete o volume com a solução e zere a bureta;
d) Junte 5 mL de solução padrão de ácido clorídrico e transfira
para um erlenmeyer
de 125 mL;
-
26
e) Adicione duas gotas de solução de fenolftaleína;
f) Abra cuidadosamente a torneira da bureta, de modo que a
solução da base seja
adicionada gota a gota ao erlenmeyer, até o aparecimento de uma
coloração rósea
persistente.
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade Reagentes
• Becker de 50 mL – 02 • Ácido clorídrico 0,5 mol/L
• Bureta de 25 mL – 01 • Hidróxido de sódio 0,5 mol/L
• Erlenmeyer de 125 mL – 01 • Fenolftaleína 1%
• Funil simples – 01
• Garra para bureta – 01
• Pipeta conta gotas – 01
• Pipeta conta gotas – 01
• Pipeta volumétrica de 5 mL – 01
• Pisseta – 01
• Proveta de 10 mL – 01
• Suporte para bureta – 01
5. Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química:
Questionando a vida
moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
911 p.
MAHAN, Bruce M. e MYERS, Rollie J. Química: um curso
universitário. 4a. Ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p.
JEFFERY, G. H. et al. Análise Química Quantitativa. 5a. Ed.
Editora Guanabara
Koogan S/A. Rio de Janeiro, 1992.
-
27
Pós-Laboratório
1) O que é titulação?
2) Para que serve um indicador?
3) Explique quando se deve suspender a adição de solução padrão
em uma
titulação.
Calcule a concentração verdadeira de HCl.
-
28
Aula 07
EXPERIÊNCIA 5: Destilação Simples
1. Objetivos
Nesta aula o aluno deverá colocar em prática os conhecimentos
adquiridos nas aulas
anteriores para realizar uma destilação simples, se inteirando
também sobre a vidraria
utilizada para preparação de um sistema de destilação simples;
do conceito de ponto de
ebulição e do conceito de pressão de vapor..
2. Considerações gerais
A destilação é um dos métodos mais utilizados para separação de
líquidos devido ser
bastante simples e, se tomado todos os cuidados necessários,
apresenta grande qualidade
na separação. A destilação também apresenta boa versatilidade,
pois pode ser usada
para separar líquidos de outras substâncias que podem ser
sólidas ou líquidas também,
desde que tenham pontos de ebulição bem distintos.
3. Procedimento Experimental
Parte I (Destilação)
a) Adicione ao balão de destilação 3 pedras de ebulição;
b) Colete 50 mL de uma solução de NaCl para dentro do balão com
o auxílio
de uma proveta (para medir o volume);
c) Com o auxílio de um funil de vidro de haste longa, transfira
os 50 mL da
solução de NaCl para o balão de fundo redondo;
d) Monte um sistema de destilação simples como mostrado na
figura seguinte:
-
29
Termômetro
Suporte Universal
Garra Matélica
Aquecedor
Condensador
Balão de fundo redondo
Erlenmeyer
Adaptador de balãopara Condesador
Suporte
Saídade água
Entradade água
e) Inicie o aquecimento do sistema;
f) Observe atentamente o sistema enquanto ocorre o
aquecimento,
constantemente observando a temperatura que é registrada no
termômetro;
g) Observe o início da destilação, atentando para o que ocorre,
visualmente,
com a amostra;
h) Numa destilação os primeiros 5% (em relação à quantidade
inicial contida
no balão) devem ser descartados por ainda conter impurezas. Os
últimos 5% também
devem ser descartados. Assim colete os aproximadamente 2,5 mL
num Becker. Em
seguida, troque este Becker outro Becker limpo;
i) A destilação prosseguirá até que se obtenha de 15 a 20 mL do
destilado
Parte II (Teste do Destilado)
Após a destilação se faz necessário um teste para verificar se a
destilação foi bem
sucedida. Assim, deve-se testar o destilado a fim de saber se
ainda existe a presença do
NaCl. Para tanto siga os passos descritos abaixo:
a) Adicione 2 mL de solução de AgNO3 (Nitrato de prata) a dois
tubos de
ensaio.;
b) Numere-os como tubo 1 e tubo 2, respectivamente;
-
30
c) Ao tubo 1 adicione 2 mL de solução de NaCl. Observe que
ocorre a
formação de um precipitado de coloração branca. O precipitado
formado é o AgCl
(cloreto de prata). Assim, o tubo 1 servirá como referência para
o tubo 2;
d) Adicione 2 mL do destilado ao tubo 2. Observe o que
acontece.
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade Reagentes
• Balão de fundo redondo – 01 • Cloreto de sódio NaCl
• Termômetro – 01
• Pedras de destilação
• Nitrato de prata AgNO3
• Erlenmeyer de 125 mL – 01
• Funil simples – 01
• Garra metálica – 01
• Aquecedor – 01
• Adaptador para condensador – 01
• Condensador – 01
• Suporte – 01
• Proveta – 01
• Suporte para bureta – 01
5. Referências
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química:
Questionando a
vida moderna e o meio ambiente. 1a. Ed. Porto Alegre: Bookman,
2001. 911 p.
BROWN, Theodore L. et al. Química: Ciência Central. 1a ed. Rio
de Janeiro:
LTC, 1999. 702 p.
-
31
Pós-Laboratório
1. Em que se baseia o princípio da destilação simplese em quê
tipos de
amostra ela pode ser usada?
2. Qual reação explica a formação do precipitado branco de
AgCl?
3. Se no tubo 2, após adicionar a solução AgNO3, houver a
turvação do
destilado o que pode ter ocorrido?
4. Qual a função das pedras de ebulição?
-
32
Aula 08
EXPERIÊNCIA 6: Calorimetria
1. Objetivos
Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro, de um
metal e o calor de
neutralização de uma reação de um ácido forte com uma base
forte.
2. Considerações gerais
Calorimetria é a medida do calor liberado ou absorvido numa
transformação. O
aparelho utilizado nessa medida é o calorímetro, sendo o mais
simples deles, o
calorímetro de água.
Quando uma transformação ocorre no interior de um calorímetro de
água, a água que
ele contém sofre aquecimento ou resfriamento. Medindo-se a
elevação ou abaixamento
da temperatura dessa massa de água, é possível calcular a
quantidade de calor liberada
ou absorvida na transformação através da expressão:
Q = m.cp.∆t
onde: Q = quantidade de calor liberado ou absorvido (J ou
cal);
m = massa da substância (g);
cp = calor específico da substância a pressão constante (J/g °C
ou cal/g °C);
∆t = variação de temperatura (°C).
a. Determinação da Capacidade Calorífica ou Equivalente em Água
do
Calorímetro (C)
Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor
com o sistema que
está sendo investigado no seu interior. Este processo é
denominado de calibração.
A calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro,
de quantidades
conhecidas de água fria e quente.
-
33
A capacidade calorífica (C) é definida (de modo simplificado)
como sendo a
quantidade de energia absorvida por um corpo para que sua
temperatura aumente em
1°C. Geralmente, a capacidade calorífica de um calorímetro é
determinada colocando-se
uma certa quantidade de água (mágua fria) a uma determinada
temperatura (tágua fria) em seu
interior e mistura-se uma outra quantidade de água (mágua
quente) a uma outra
temperatura (tágua quente). Mede-se a temperatura final
(tequilíbrio), e calcula-se C a partir da
relação entre calor recebido (Qrecebido) e calor cedido
(Qcedido).
Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido (água quente) + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido
(água fria) = 0
mágua quente.cágua quente.(tequilíbrio–tágua
quente)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua fria)+mágua
fria.cágua
fria.(tequilíbrio–tágua fria) = 0
Para o mesmo calorímetro → mcalorímetro.ccalorímetro = C
Assim,
Na figura abaixo é mostrado um calorímetro de mistura e os
acessórios utilizados no
experimento.
b. Determinação do Calor Especifico de um Metal
-
34
Para determinar o calor específico de um metal utilizando o
método das misturas, ou
seja, aquece-se o metal a uma temperatura maior que a do
ambiente e em seguida ele é
imerso na água contida no calorímetro que está à temperatura
ambiente. O metal vai
ceder calor para água e para o calorímetro, até atingir a
temperatura de equilíbrio
térmico. Aplicando o princípio da conservação de energia, como
no item anterior,
temos:
Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido metal + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido (água
fria) = 0
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua)
= 0
mmetal.cmetal.(tequilíbrio–tmetal)+C.(tequilíbrio–tágua)+mágua.cágua.(tequilíbrio–tágua)
= 0
O calor específico de alguns metais está representado na tabela
abaixo.
Metal c (cal/g °C)
Cobre 0,093
Latão 0,094
Ferro 0,119
Alumínio 0,219
c. Determinação da ∆∆∆∆H de neutralização de um ácido forte
(ácido clorídrico)
por uma base forte (hidróxido de sódio).
A variação de calor que ocorre em uma reação química entre
produtos e reagentes, a
pressão constante, é chamada de entalpia de reação (∆H).
A entalpia de uma reação entre um ácido (AH) e uma base (BOH) é
denominada
calor de neutralização. Em solução aquosa os ácidos e bases
fortes encontram-se
completamente dissociados e o calor de neutralização é igual ao
calor de dissociação da
água (com sinal contrário), visto que:
-
35
ou resumidamente:
O procedimento descrito no item 2.1 se aplica para a
determinação do calor de
neutralização e uma vez conhecida a capacidade calorífica do
calorímetro, pode-se
determinar o calor de neutralização, usando-se as relações:
Qcedido – Qrecebido = 0
Qcedido reação + Qrecebido pelo calorímetro + Qrecebido pela
reação = 0
Qcedido reação + mcalorímetro.ccalorímetro.(tequilíbrio-to) +
msolução.csolução.(tequilíbrio-to) = 0
Qcedido reação = -( msolução.csolução + C).( tequilíbrio-to)
∆H = Q cedido reação (J ou cal)
∆H / mol = ∆H /n (J/mol ou cal/mol)
Onde: msolução = msolução HCl + msolução NaOH
mcalorímetro.ccalorímetro = C
n = número de moles de água formada
to = (tácido + tbase)/2
d. Avaliação do erro.
A validade das equações descritas nos itens anteriores pode ser
afetada por vários
fatores tais como:
a) Falta de homogeneidade da temperatura no meio constituído por
água e material,
devido a lentidão da troca de calor da água para o material,
etc.;
b) Mau isolamento e perda de calor para o exterior.
A homogeneidade pode ser melhorada de diversas formas: (i)
decréscimo do
tamanho do material, sobretudo para materiais com baixa
condutividade térmica, (ii)
agitação, (iii) aumento do intervalo de tempo até à leitura da
temperatura. O tempo de
-
36
homogeneização não deverá exceder 1 a 2 minutos quando os
materiais são metais,
cerâmicas, rochas ou vidros granulados.
A agitação e o tempo também agravam a perda de calor para o
exterior, provocando
decréscimo da temperatura e dando origem a valores de calor
específico
sobreestimados. Essa perda de calor poderá ser atenuada com a
utilização de recipientes
térmicos ou melhoramento do isolamento.
3. Procedimento experimental
a. Determinação da capacidade calorífica do calorímetro
a) Utilizando uma proveta, medir 100 mL de água;
b) Coloque a água no calorímetro de alumínio à temperatura
ambiente e agite a
água até a temperatura permanecer constante, isto é, atingir o
equilíbrio térmico. Meça e
anote o valor desta temperatura inicial da água (tágua fria) e
da massa de água (mágua fria);
c) Utilizando novamente a proveta, medir 100 mL de água (mágua
quente) e aqueça em
um becker até cerca de 50°C (tágua quente);
d) Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do
calorímetro, tampe-o.
Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo no
calorímetro. Agite a
água até a temperatura permanecer constante, isto é, até atingir
o equilíbrio térmico.
Anote o valor da temperatura final (tequilíbrio).
Vágua fria = 100 mL → mágua fria =
Vágua quente = 100 mL → mágua quente =
tágua fria =
tágua quente =
tequilíbrio =
Dados:
1cal = 4,18J Calor específico da água = 1cal/g °C Densidade da
água em função da temperatura:
-
37
b. Determinação do calor especifico de um metal
a) Coloque 100 mL de água (medidos com a proveta) no calorímetro
de alumínio e
meça a temperatura da água (tágua). Meça e anote o valor desta
temperatura inicial da
água (tágua) e da massa de água (mágua);
b) Determine a massa do metal (mmetal) em uma balança;
c) Coloque a peça de metal, presa por um fio, em um béquer com
água
(aproximadamente 100 mL) e aqueça o conjunto até atingir a
temperatura de ebulição.
Meça e anote esta temperatura que será a temperatura inicial da
peça de metal (tmetal);
d) Rapidamente retire a peça da água em ebulição e coloque-a no
calorímetro e
tampe o calorímetro;
e) Resfrie o termômetro em água corrente antes de introduzi-lo
no calorímetro;
f) Agite a água do calorímetro, até a temperatura ficar
constante, ou seja, atingir o
equilíbrio térmico. Meça e anote esta temperatura
(tequilíbrio)
Vágua = 100 mL → mágua =
mmetal =
tágua =
tmetal =
tequilíbrio =
-
38
c. Determinação do calor de neutralização
a) Meça 80 mL de solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L na
proveta e transfira
para o calorímetro de vidro. Meça e anote a temperatura
(tbase);
b) Coloque 80 mL de solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L na
proveta. Meça e
anote a temperatura (tácido);
c) Misture as duas soluções no calorímetro e verifique a
temperatura, anotando o
maior valor observado (tequilíbrio).
Dados:
C = 36 cal/°C
dNaOH (0,5 mol/L) = 1,0190 g/mL
dHCl (0,5 mol/L) = 1,0090 g/mL
csolução ≈ cágua = 1cal/g °C
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade Reagentes
• Calorímetro de alumínio – 01 • Água destilada
• Calorímetro de vidro – 01 • Solução de HCl 0,5 mol/L
• Termômetro – 02 • Solução de NaOH 0,5 mol/L
• Chapa aquecedora e agitador – 02
• Barra magnética – 01
• Espátula – 01
• Becker 250 mL – 02
• Amostra de metal – 01
• Piceta – 01
• Proveta 100 mL – 03
5. Referências
BUENO, W.; Manual de laboratório de físico-química; McGraw-Hill;
/São Paulo;
1980.
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios
de
Química; 6ª ed. Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro,
1990.
-
39
Pós-Laboratório
1. Calcule a capacidade calorífica do calorímetro de
alumínio.
2. Calcule o calor específico do metal utilizado e compare com o
valor da tabela do
item 2.2. Qual o desvio percentual do valor experimental obtido
com o de referência?
Explique a causa deste desvio.
3. Calcule o calor molar de neutralização da reação ocorrida no
item 3.3.
4. Comparando o calor específico do metal com o da água, o metal
se aquece ou se
resfria mais ou menos rapidamente que a água? Por quê?
5. Suponha que se tenham duas peças metálicas, uma de ferro e a
outra de
alumínio, de mesma massa, em água em ebulição. Ambas são
colocadas em recipientes
iguais com água a 25°C. Em qual caso a temperatura final da água
será mais elevada?
Justifique.
-
40
Aula 09
EXPERIÊNCIA 7: Fatores que influenciam a velocidade de uma
reação química
1. Objetivos Mostrar como a concentração dos reagentes e a
temperatura modificam a velocidade
de uma reação química. 2. Considerações gerais A observação das
reações químicas ao longo do tempo mostra que a rapidez, ou
lentidão, com que se produzem varia de uma para outra; entre o
inicio e o término de
uma reação decorre um intervalo de tempo, mais curto ou mais
prolongado, mas não
nulo. A duração desse intervalo é extremamente variável segundo
varias circunstâncias;
algumas reações são tão rápidas que parecem instantâneas
enquanto outras se
desenvolvem tão lentamente que, a uma observação menos atenta,
passam
despercebidas.
É para caracterizar a maior ou menor rapidez com que se efetua
uma reação que se
introduz o conceito de velocidade de reação.
A Cinética Química tem por objetivo o estudo da velocidade das
reações e dos
fatores que podem modificá-la.
A velocidade de reação depende de vários fatores. Alguns dos
fatores que influem
sobre a velocidade de uma reação são: o estado físico dos
reagentes, a temperatura, a
pressão, a concentração das substancias em reação, bem como os
catalisadores, isto é,
substancias que, embora estranhas à reação em si, por mera
presença no sistema atuam
modificando sua velocidade.
Existem várias técnicas para estudar as velocidades de reações.
O procedimento geral
é o de separar parcelas do sistema reacional, de tempos em
tempos, e analisa-las. Podem
ser utilizados também, na analise, procedimentos convencionais,
como a titulação de
um ácido ou a formação de precipitado. É mais conveniente,
porém, encontrar alguma
propriedade física ou química que se modifique durante a reação.
Por exemplo: a cor, o
-
41
índice de refração, a atividade ótica, a condutividade elétrica,
a concentração de íons
hidrogênio, o potencial de um eletrodo, etc.
3. Procedimento experimental a) Em um erlenmeyer, pipete 5 mL de
solução de acido oxálico 0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Prepare um relógio para
marcar o tempo
(segundos). Acrescente à mistura do erlenmeyers, 4 mL de solução
de permanganato de
potássio 0,01 mol/L. Anote o tempo que a solução leva para
descolorir totalmente.
b) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico
0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Acrescente 10 mL de água
destilada e adicione a
mistura restante, 4 mL de solução de permanganato de potássio
0,01 mol/L, controlando
o tempo gasto para a solução descolorir por completo. Compare
com o tempo gasto no
erlenmeyer do item a.
c) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico
0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Em seguida, coloque 5
gotas de solução de
sulfato de manganês 1 mol/L. Adicione 4 mL de solução de
permanganato de potássio
0,01 mol/L e anote o tempo que a solução leva para descolorir.
Compare este resultado
com aquele do item a.
d) Em outro erlenmeyer, pipete 5 mL de solução de acido oxálico
0,25 mol/L e 1 mL
de solução de acido sulfúrico 3 mol/L. Coloque o erlenmeyer em
banho-maria 60ºC
durante 5 minutos, agitando-o eventualmente. Adicione ao
erlenmeyer, ainda em banho
maria, 4 mL de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/L e
anote o tempo que a
solução leva para descolorir. Compare este resultado com aquele
observado no
experimento do item a.
4. Materiais e reagentes
Materiais
Reagentes
• Erlenmeyer • Acido oxálico • Pipeta • Acido sulfúrico •
Cronômetro • Permanganato de potássio • Pêra • Sulfato de manganês
• Pisseta • Banho-maria
5. Referências
-
42
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química Geral; 2ª ed; Livros
Técnicos e
Científicos Editora SA; Rio de Janeiro; 1992. MAHAN, Bruce M. e
MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. 4ª. ed.
São Paulo: Edgard Blücher, 1995. 582 p. Pós-Laboratório
1. Defina velocidade de reação.
2. Explique, a nível molecular, o efeito da diluição sobre a
velocidade das reações químicas.
Explique a influência da natureza dos reagentes, da temperatura
e do catalisador, na
velocidade das reações químicas.
-
43
Aula 10
EXPERIÊNCIA 8: Solução Tampão
1. Objetivos
Entender o funcionamento das soluções tampão.
2. Considerações gerais
As soluções tampões são soluções que resistem a mudanças de pH
quando a elas
são adicionados ácidos ou bases ou quando uma diluição ocorre.
Essa resistência é
resultado do equilíbrio entre as espécies participantes do
tampão. Um tampão é
constituído de uma mistura de um ácido fraco e sua base
conjugada ou de uma base
fraca e seu ácido conjugado.
Exemplos de soluções tampões:
a) Ácido acético + acetato de sódio;
b) Ácido bórico + borato de sódio;
c) Ácido cítrico + citrato de sódio;
d) Ácido fosfórico + fosfato de sódio;
e) Amônia + cloreto de amônio.
Os tampões têm um papel importante em processos químicos e
bioquímicos, nos
quais é essencial a manutenção do pH. Assim, muitos processos
industriais e
fisiológicos requerem um pH fixo para que determinada função
seja desempenhada. Por
exemplo, o sistema tampão HCO3–/H2CO3 é importante
fisiologicamente, uma vez que
controla o transporte de CO2 no sangue e o pH do mesmo.
Os tampões têm a propriedade de resistir a mudanças no pH. Isto
ocorre porque
essas soluções contêm um componente ácido e um básico em sua
constituição. Para que
possamos entender o mecanismo de ação dessas soluções, vamos
considerar o sistema
-
44
tampão ácido acético e acetato de sódio. Desde que o sal
(acetato de sódio) é um
eletrólito forte, em solução aquosa estará completamente
dissociado:
O ácido acético estará em equilíbrio com seus íons:
A constante de ionização para o ácido acético é dada por:
É importante ressaltar que, na solução tampão, a principal
contribuição para a
concentração de íons acetato, que é a base conjugada do ácido
acético, é proveniente do
sal. Portanto, a ionização do ácido acético é negligenciável
frente ao excesso de sal
(efeito do íon comum), assim como é negligenciável a hidrólise
do íon acetato frente ao
excesso de ácido acético. Por isso, é possível reescrever a
expressão da constante de
equilíbrio para o ácido acético, substituindo- se o termo
[CH3COO–] (que representa a
base conjugada do ácido) por [Sal]:
Assim, é possível verificar o que acontece com uma solução
tampão, composta
por ácido acético e acetato de sódio, quando a ela for
adicionado um ácido ou uma base
forte.
2.1 Adição de Ácido
Se um ácido for adicionado a um tampão, ocorrerá uma elevação
da
concentração dos íons H+ no meio (uma perturbação ao
equilíbrio); de acordo com o
princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada
pela base conjugada do
tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução
irá variar pouco,
conforme a reação abaixo:
-
45
Componente básico do tampão
2.2 Adição de base
Se uma base for adicionada a um tampão, ocorrerá uma elevação
da
concentração dos íons OH– no meio (uma perturbação ao
equilíbrio); de acordo com o
princípio de Le Chatelier, essa perturbação será neutralizada
pelo ácido acético do
tampão, restabelecendo o estado de equilíbrio, e o pH da solução
irá variar pouco,
conforme a reação abaixo:
Componente ácido do tampão
É importante lembrar que existe um limite para as quantidades de
ácido ou de
base adicionadas a uma solução tampão antes que um dos
componentes seja totalmente
consumido. Esse limite é conhecido como a capacidade tamponante
de uma solução
tampão.
2.3 Equação de Henderson-Hasselbalch
Os sistemas tampões são escolhidos de acordo com a faixa de pH
que se deseja
tamponar, utilizando-se a equação de Henderson-Hasselbalch.
De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, um
ácido (HA) é
uma espécie química doadora de prótons (H+) e uma base (B) é uma
espécie química
aceptora de prótons. Após o ácido (HA) perder seu próton, diz-se
existir como base
conjugada (A–). Da mesma maneira, uma base protonada é dita
existir como ácido
conjugado (BH+). Segundo a teoria de pares conjugados ácido-base
de Brönsted-Lowry,
o íon acetato é a base conjugada do ácido acético. Para a reação
de dissociação do ácido
acético em meio aquoso, descrita anteriormente, pode-se escrever
a seguinte constante
de equilíbrio:
-
46
Rearranjando essa expressão, tem-se:
Aplicando-se “-log10” em ambos os lados da expressão acima e
como por
definição pKa = -logKa e pH = - log[H+], tem-se:
Para um tampão feito a partir de uma base:
Tem-se:
ou
Esta é a equação de Henderson-Hasselbalch, apenas uma forma
rearranjada da
expressão da constante de equilíbrio Ka ou Kb, porém
extremamente útil no preparo de
tampões, pois além de permitir encontrar a proporção exata dos
constituintes para a
obtenção do pH desejado, possibilita estimar variações no pH dos
tampões, quando da
adição de H+ ou de OH–. Também permite o cálculo rápido do pH do
tampão, quando a
proporção dos componentes é conhecida.
3. Procedimento experimental
3.1 Preparo de uma solução tampão
g) Utilizando a equação de Henderson-Hasselbalch, calcule a
quantidade em
gramas de acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a
100 mL
de uma solução de ácido acético (CH3COOH) 1 mol/L, para que o
tampão
tenha pH = 4,75. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka =
1,78x10-5.
3.2 Variação do pH da água em presença de indicadores
ácido-base
-
47
a) Reserve três tubos de ensaio e identifique-os em A, B e
C;
b) Adicione a cada tubo, aproximadamente, a mesma quantidade de
água
destilada (3 mL);
c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador
ácido-base natural e
anote o ocorrido;
d) Ao tubo A adicione 1 gota de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L.
Anote o
ocorrido e comente.
e) Ao tubo C adicione 1 gota de hidróxido de sódio (NaOH) 1
mol/L. Anote o
ocorrido e comente.
3.3 Propriedades da solução tampão
a) Reserve mais três tubos de ensaio e enumere-os em 1, 2 e
3;
b) Adicione a cada tubo 2 mL de solução tampão;
c) Em cada tubo de ensaio, adicione 10 gotas de indicador
ácido-base natural e
anote o ocorrido;
d) Ao tubo 1 adicione gotas de ácido clorídrico (HCl) 1 mol/L
até a
modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.
e) Ao tubo 3 adicione gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L
até a
modificação de sua coloração. Justifique o ocorrido.
f) Ao tubo 2 adicione 4 mL de água. Anote o ocorrido e
justifique.
4. Materiais e reagentes
Materiais/Quantidade Reagentes
• Tubo de ensaio – 06 • Ácido clorídrico 1,0 mol/L
• Pipeta de Pasteur – 02 • Hidróxido de sódio 1,0 mol/L
• Estante para tubo de ensaio – 01 • Indicador ácido-base
natural
• Pisseta – 01 • Solução tampão
5. Referências
-
48
• BROWN, T. L.; LEMAY, E.; BURSTEN, B. E.; Química – A Ciência
Central.
9ª ed.; Pearson ; São Paulo; 2006.
• HARRIS, D.C. Análise química quantitativa. 5a ed. Trad. C.A.S.
Riehl e
A.W.S. Guarino. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2001.
Pós-Laboratório
1. De quê é constituído um tampão?
2. Demonstre a partir da constante de equilíbrio, que para um
tampão feito a partir
de uma base a equação de Henderson-Hasselbalch é
.
3. Calcule a concentração em quantidade de matéria e a massa em
gramas de
acetado de sódio (CH3COONa) que deverá ser adiciona a 250 mL de
uma
solução de ácido acético (CH3COOH) 0,20 mol/L, para que o tampão
tenha pH
= 5. Dados: MM CH3COONa = 82 g/mol; Ka = 1,78x10-5. (R = 0,356
mol/L;
7,2980 g) Obs.: Usar todas as casas decimais.
4. Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 2 mol de NH3
a 2,0 L de uma
solução 0,10 mol/L de NH4Cl. O Kb da base é 1,78x10-5. (R =
10,25)
Calcule o pH de um tampão obtido pela adição de 0,03 mol de
H2PO4- a 3,0 L de
uma solução 0,02 mol/L de HPO42-. (Ka= 6,32 x 10
-8). (R = 7,50)
-
49
Modelo de Relatório Simplificado para as aulas práticas de
Laboratório de Química Geral.
1- Escrito a mão, em folhas de papel A4. 2- O prazo máximo de
entrega do relatório será sempre a aula seguinte ao
experimento. 3- Preencher e anexar o comprovante de entrega de
relatório. 4- Na capa deve conter o Local, Nome da Disciplina,
Turma, Nome do professor,
Título da experiência, Nome da equipe e data. (Ver modelo na
página seguinte). 5- Nas próximas seções Colocar:
I – Introdução: Uma breve descrição que descreva o contexto
teórico abordado pela prática.
II- Objetivos: Objetivos da experiência. III- Parte
Experimental: Descrever como foram realizadas as etapas dos
experimentos.
IV- Resultados e Discussão: Apresentar o resultados, e
observações feitas durante a experiência e discutir estes
resultados procurando chegar a conclusões pertinentes ou dar a
explicação científica adequada para os resultados obtidos.
V – Conclusões: Principais conclusões obtidas, levando em
consideração os objetivos traçados.
VI – Questionário: Resolução das perguntas do Pós-laboratório
que se encontram ao fim do procedimento experimental da
apostila.
VII – Referências: Colocar os livros, ou site, e outros que
ajudaram você na elaboração do relatório.
Veja a seguir um modelo:
-
50
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO
DEPARTAMENTO DE AGROTECNOLOGIA E CIÊNCIAS SOCIAIS
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL - 1200538
Turma: XX
Professor: Nome do Professor
Experiência No X: Medidas e Tratamentos de Dados
Equipe 1: João – [email protected] Maria – [email protected]
Mossoró-RN
13 de Abril de 2009.
-
51
I – Introdução:
Uma breve descrição que descreva o contexto teórico abordado
pela prática. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la
bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla. Bla la bla
II – Objetivos:
Objetivos da experiência , Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la
bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla.
III- Parte Experimental: Descrever como foram realizadas as
etapas dos experimentos. Bla la bla. Bla la
bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la
bla.Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla
Bla
III- Resultados e Discussão:
Apresentar o resultados, e observações feitas durante a
experiência e discutir
estes resultados procurando chegar a conclusões pertinentes ou
dar a explicação científica adequada para os resultados
obtidos.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la
bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla
la bla. Bla.
IV – Conclusão:
Principais conclusões obtidas, levando em consideração os
objetivos traçados.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla
la bla. Bla la bla. Bla la bla.
-
V – Pós-laboratório:
Resolução das perguntas do pós-laboratório que se encontram ao
fim do procedimento experimental da apostila. OBS: responder as
perguntas na ordem.
Questão 1: Escrever o enunciado da questão: Resposta:
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla. Bla
la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la bla.
Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla la
bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla. Bla la bla Bla la bla. Bla
la bla.
VI – Referências:
Colocar os livros, ou site, e outros que ajudaram você na
elaboração o relatório.
- RUSSELL, J. B. , Química Geral, Volume 1 e 2, Makron Books,
São
Paulo,1994. (LIVRO TEXTO). - MAHAN, B. M. e MYERS, R. J.;
Química Um Curso Universitário, Ed. Edgard
Blucha, São Paulo, 4ª Edição, 1993. - ATKINS, P.W. e BERAN, J.
A., General Chemistry; Scientific American Books,
New York, 1992. - BRITO, M. A. de e PIRES, A. T. N., Química
Básica, Teoria e Experimentos, Série
Didática, Ed. UFSC, 1997.
-
53
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO DISCIPLINA:
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538
Alunos/Matrícula:______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Turma: ________ Professor: ______________________________________
Nome do Experimento:
________________________________________________ Visto do Professor
____________________________ Data ___________________
.......................................................................................................................................
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO DISCIPLINA:
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538
Alunos/Matrícula:______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Turma: ________ Professor: ______________________________________
Nome do Experimento:
________________________________________________ Visto do Professor
____________________________ Data ___________________
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO DISCIPLINA:
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538
Alunos/Matrícula:______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Turma: ________ Professor: ______________________________________
Nome do Experimento:
________________________________________________ Visto do Professor
____________________________ Data ___________________
.......................................................................................................................................
UFERSA/DACS/COMPROVANTE DE ENTREGA DE RELATÓRIO DISCIPLINA:
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – 1200538
Alunos/Matrícula:______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Turma: ________ Professor: ______________________________________
Nome do Experimento:
________________________________________________ Visto do Professor
____________________________ Data ___________________