AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA

FACULDADE EDUCACIONAL ARAUCÁRIA

ROGERIO GIRARDELLO

LEO MESQUITA

AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA

Trabalho de aulas práticas de química apresentado a Professora Patrícia Ribeiro S. do Curso de Química Aplicada a Engenharia Civil da Faculdade Educacional de Araucária.

ARAUCÁRIA

2016

INTRODUÇÁO

Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH

Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, como o próprio nome já diz, os indicadores indicam se uma solução é ácida ou básica.

Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é um ácido ou uma base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.

Aula 02. Reações de precipitação

A precipitação é a formação de um sólido durante a reação química. O sólido formado na reação química é chamado deprecipitado. Isso pode ocorrer quando a substância insolúvel, o precipitado, é formado na solução devido a reação química ou quando a solução foi super saturada por um composto. A formação do precipitado é um sinal de mudança química. Na maioria das vezes, o sólido formado "cai" da fase, e se deposita no fundo da solução (porém ele irá flutuar se ele for menos denso do que o solvente, uma suspensão).

Essa reação é útil em muitas aplicações industriais e científicas pelo qual a reação química pode produzir um sólido que será coletado da solução por filtração, decantação ou centrifugação.

Aula 03. Pilhas Eletroquímicas

As pilhas são sempre formadas por dois eletrodos e um eletrólito. O eletrodo positivo é chamado de cátodo e é onde ocorre a reação de redução. Já o eletrodo negativo é o ânodo e é onde ocorre a reação de oxidação. O eletrólito é também chamado de ponte salina e é a solução condutora de íons.

Para você entender como isso gera corrente elétrica, veja o caso de uma das primeiras pilhas, a pilha de Daniell, em que havia um recipiente com uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) e, mergulhada nessa solução, estava uma placa de cobre. Em outro recipiente separado, havia uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)) e uma placa de zinco mergulhada. As duas soluções foram ligadas por uma ponte salina, que era um tubo de vidro com uma solução de sulfato de potássio (K2SO4(aq)) com lã de vidro nas extremidades. Por fim, as duas placas foram interligados por um circuito externo, com uma lâmpada, cujo acendimento indicaria a passagem de corrente elétrica

Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que transformam energia química em energia elétrica por meio de um sistema apropriado e montado para aproveitar o fluxo de elétrons provenientes de uma reação química de oxirredução. A pilha de Daniell é um exemplo deste sistema. 

OBJETIVO

Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH

Os principais objetivos da prática foram: produzir um indicador natural ácido-base; detectar a zona de viragem do indicador; analisar as distintas cores das soluções e determinar a função de cada solução. Mostrar as várias técnicas de medição do pH de soluções de diferentes tipos como básicas, acidas ou alcalinas.

Aula 02. Reações de precipitação

Produzir um ou mais precipitados através de uma reação química de metátese,   ou seja, dupla troca a partir de alguns compostos disponíveis. Avaliar o precipitado formado e identificá-lo, relatando a pratica por escrito ao   final.

Aula 03. Pilhas Eletroquímicas

Por intermédio do estudo do experimento clássico da Pilha de Daniell, estudar e entender a eletroquímica como resultado da tendência das substâncias em receber ou doar elétrons, formando íons e culminando na criação de corrente e outros fenômenos elétricos.

MATERIAIS E METODOS

Aula pratica 01. Indicadores e papel de PH

• Alaranjado de metila
• Vermelho de metila
• Azul de bromotimol
• Vermelho de fenol
• Fenolftaina
• Timolftaeina
• Pissete com agua destilada
• NaCl 1 mol/L
• HCl 1 mol/L
• Solucao de pH desconhecido
• Papel tornassol
• Tubos de ensaio
• Bastao de vidro
• NaOH 1 mol/L

1. Dividi-los em duas sequencias de 6 tubos
2. Adicionar 3 ml de agua destilada em cada tubo
3. Adicionar 1 gota de NaOH 1 mol/L nos 6 tubos da primeira sequencia e 1 gota de HCl 1 mol/L aos tubos de segunda sequencia
4. Adicionar uma gota vermelho de metila ao 1 tubo da 1 sequencia e da 2 sequencia
5. Nos próximos tubos repetir o procedimento do item anterior com os demais indicadores
6. Tabelar os resultados obtidos, avaliando a mudança de coloração para cada indicador

Aula 02. Reações de precipitação

• Tubo de ensaio
• Estante para tubo
• Pipeta
• Pera
• Solução NaOH 0,1mol/L
• Solução de Ca(OH)2 01 mol/L
• Solucao de Mg(NO3)2 0,1 mol/L
• Solucao de Na2CO3 0,1 mol/L
• Solucao de CuSO4 0,1 mol/L

1. Enumerar os tubos de ensaio de 1 aq 10 e realizar as misturas especificadas abaixo, colocando cerca de 3ml de cada solução e agitando posteriormente.

Tubo 01: Hidroxido de sodio + Sulfato de cobre

Tubo 02: Hidroxido de sodio +Carbonato de sódio

Tubo 03: Hidroxido de sodio + Nitrato de magnésio

Tubo 04: Hidroxido de sodio + Hidroxido de cálcio

Tubo 05: Hidroxido de cálcio + Sulfato de Cobre

Tubo 06 Hidroxido de cálcio +Carbonato de sódio

Tubo 07 Hidroxido de cálcio +Nitrato de magnésio

Tubo 08 Nitrato de magnésio+ Sulfato de cobre

Tubo 09 Nitrato de magnésio+ Carbonato de sódio