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QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204)

Questionários

Química Geral Experimental

(QUI019, QUI144, QUI204)

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204)

Questionário 1

Reações Químicas

Parte I – Objetivo

Parte II – Introdução

Liste três evidências macroscópicas que indicam a ocorrência de uma reação química.

Parte III – Resultados e Discussão

III.1 No Procedimento 2 , efetuou-se a reação de decomposição do clorato de potássio (KClO₃) na presença de dióxido de manganês (MnO₂), sob aquecimento. Responda às questões a seguir: a) Escreva a equação da reação de decomposição do clorato de potássio (KClO₃), devidamente balanceada. Lembre-se de que toda equação química precisa incluir os estados físicos de reagentes e produtos.

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204) b) A queima da fita de magnésio levou à formação de um sólido branco. Esse sólido foi dissolvido em água destilada, em um vidro de relógio, e adicionou-se solução de fenolftaleína. Observou-se o aparecimento de uma cor rosa. Explique o aparecimento da cor rosa. III. 3 No Procedimento 4 , efetuou-se a reação entre o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) e o permanganato de potássio (KMnO₄) em meio ácido. a) Escreva a equação química para a reação, devidamente balanceada. Lembre-se de que toda equação química precisa incluir os estados físicos de reagentes e produtos. b) A reação entre o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) e o permanganato de potássio (KMnO₄) é um exemplo de oxirredução. Identifique o agente redutor e o agente oxidante presentes nessa reação. c) Quais evidências macroscópicas podem ser observadas para confirmar a ocorrência dessa reação? Explique o motivo dessas mudanças.

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204) III. 4 No Procedimento 5 , efetuou-se a reação entre o hidróxido de sódio (NaOH) e o ácido clorídrico (HCl). Escreva a equação química correspondente nas formas molecular, iônica e iônica simplificada, devidamente balanceada. Lembre-se de que toda equação química precisa incluir os estados físicos de reagentes e produtos. III. 5 No Procedimento 6 , efetuou-se a reação do sódio metálico com água. a) Escreva a equação química para a reação. Lembre-se de que toda equação química precisa incluir os estados físicos de reagentes e produtos. b) Após o experimento, a solução adquiriu coloração rósea. Explique. c) Descreva como foi feito o teste para a detecção do gás hidrogênio produzido pela reação.

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Questionário 2

Cinética Química

Parte I – Objetivo

Parte II – Introdução

Cite três fatores que afetam a velocidade de uma reação química. Justifique sua resposta.

Parte III – Resultados e Discussão

III.1 No Procedimento 1, estudou-se a influência da concentração de iodato de potássio (KIO₃) na velocidade da reação entre esse reagente e o bissulfito de sódio (NaHSO₃), resultando na formação de iodo (I₂). A forma iônica da equação da reação é mostrada abaixo: 2IO 3 – (aq) + 5HSO 3 – (aq) + 2H+(aq) → I 2 (s) + 5HSO 4 – (aq) + H 2 O(l) +amido = coloração azul

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204) a) As quantidades de KIO₃ e NaHSO₃ adicionadas estão mostradas na Tabela 1. Após cada adição, registrou- se, com o auxílio de um cronômetro, o tempo decorrido para o início da reação (aparecimento da coloração azul). Complete a Tabela 1 com os tempos que foram cronometrados. Tabela 1: Volumes adicionados de soluções e tempo decorrido para o início da reação. Tubo KIO 3 (mL) H 2 O (mL) NaHSO 3 (mL) Tempo (s) 1 2,5 0 2, 2 2,0 0,5 2, 3 1,5 1,0 2, 4 1,0 1,5 2, 5 0,5 2,0 2, b) Esboce um gráfico que relacione o volume de solução de KIO 3 utilizada em cada experimento com o inverso do tempo observado para a reação se completar, ¹/ₜ. A quantidade ¹/ₜ é proporcional à velocidade média da reação química em análise, ou seja, v ∝ ¹/ₜ. Ao construir o gráfico, certifique-se de traçar uma linha que melhor se ajuste aos pontos representando os resultados experimentais, em vez de conectá-los com segmentos de linhas retas. Anexe o gráfico ao questionário. III.2 No Procedimento 2 , estudou-se a influência da temperatura na velocidade da reação entre o KIO₃ e o NaHSO₃. Para isso, a reação foi efetuada em mais duas temperaturas diferentes da temperatura ambiente (aproximadamente 15 °C e 5 °C). Preencha a Tabela 2 com os dados correspondentes a três diferentes temperaturas. Atenção! Para preencher os dados na Tabela 2 para o tubo 1, utilize o resultado obtido no procedimento 1 (tubo 1) e a temperatura ambiente. Tabela 2 - Tempo decorrido para o início da reação em diferentes temperaturas. Tubo Número KIO₃ (mL) NaHSO₃ (mL) Temperatura (°C) Tempo decorrido (s) 1 2,5 2, 2 2,5 2, 3 2,5 2, III.3 No Procedimento 3 , estudou-se o efeito de algumas substâncias na velocidade da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio (H₂O₂). A decomposição pode ser verificada pela formação de bolhas de gás no tubo de ensaio. A equação química da reação é mostrada abaixo, onde se verifica que o gás oxigênio é liberado na decomposição do peróxido de hidrogênio:

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Questionário 3

Equilíbrio Químico

Parte I – Objetivo

Parte II – Introdução

O que podemos afirmar sobre as velocidades das reações direta e inversa em um sistema em equilíbrio? E quanto às concentrações dos reagentes e produtos nesse estado de equilíbrio?

Parte III – Resultados e Discussão

III.1 No Procedimento 1 , estudou-se o equilíbrio entre os íons cromato (CrO₄²⁻) e dicromato (Cr₂O₇²⁻) em solução aquosa. Este sistema permite observar facilmente o deslocamento do equilíbrio pela diferença de cor: o íon cromato é amarelo e o íon dicromato é alaranjado. Mesmo predominando a cor amarela (indicando maior concentração de íons cromato), íons dicromato permanecem em pequena quantidade na solução, e vice-versa. O equilíbrio pode ser representado pela equação química mostrada abaixo. 2CrO 42 - (aq) + 2H+(aq) ⇌ Cr 2 O 72 - (aq) + H 2 O(l) amarelo alaranjado

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204) a) Descreva as mudanças observadas ao adicionar solução de hidróxido de sódio (NaOH) e, posteriormente, solução de ácido clorídrico (HCl) ao tubo de ensaio contendo a solução alaranjada. Escreva as equações químicas correspondentes. b) Adicionaram-se 2 gotas de solução de nitrato de bário, Ba(NO₃)₂, em um tubo de ensaio com solução amarela e em outro com solução alaranjada. Em um dos casos, formou-se bastante precipitado, enquanto no outro, a solução apenas ficou turva. Considerando a solubilidade do cromato de bário (BaCrO₄) e do dicromato de bário (BaCr₂O₇), explique os resultados. III.2 No Procedimento 2 , estudou-se o equilíbrio do sistema amônia (NH₃)/hidróxido de amônio (NH₄OH) em solução aquosa. O equilíbrio pode ser representado pela equação química mostrada abaixo: NH 3 (aq) + H 2 O(l) ⇌ NH 4 +(aq) + OH-(aq) Em um tubo de ensaio, adicionaram-se 2 mL de água destilada, 3 gotas de solução de amônia e 1 gota de solução de fenolftaleína. A solução obtida foi despejada em um pano branco e agitou-se o pano ao ar por cerca de 5 minutos. Descreva o que foi observado e explique.

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Questionário 4

Eletroquímica e Corrosão

Parte I – Objetivo

Parte II – Introdução

Explique as principais diferenças entre células galvânicas e células eletrolíticas, abordando como cada tipo converte energia química em energia elétrica e vice-versa.

Parte III – Resultados e Discussão

III.1 No Procedimento 1 , colocamos uma pequena quantidade da solução de sulfato de cobre (CuSO₄) em um tubo de ensaio e, em seguida, mergulhamos nele um prego previamente limpo. a) Que evidência de transformação você observou ao comparar o prego antes e após ser mergulhado na solução?

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b) Consulte a tabela de Potenciais padrão de redução (25 °C) e escreva as equações das semirreações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e ânodo), a reação global e calcule a diferença de potencial (Eo). Tabela 1 - Potenciais padrão de redução (25 °C).

• K+ (aq) + e- → K(s) - 2, Semirreação E° (V)
• Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) - 2,
• Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) - 2,
• Al3+(aq) + 3e- → Al(s) - 1,
• 2H 2 O(l) + 2e- → H 2 (g) + 2OH-(aq) - 0,
• Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) - 0,
• Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) - 0,
• Co2+(aq) + 2e- → Co(s) - 0,
• Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) - 0,
• Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s) - 0,
• H+(aq) + e- → ½H 2 (g)
• Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) +0,
• 2H 2 O(l) + O 2 (g) + 4 e- → 4OH-(aq) +0,
• I 2 (s) + e- → 2I-(aq) +0,
• Hg 2 2+(aq) + 2 e- → 2Hg(l) +0,
• Ag+(aq) + e- → Ag(s) +0,
• Hg2+(aq) + 2 e- → Hg(l) +0,
• O 2 (g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H 2 O(l) +1,
• Cl 2 (g) + 2e- → 2Cl-(aq) +1,
• H 2 O 2 (g) + 2H+(aq) + 2e- → 2H 2 O(l) +1,
• F 2 (g) + 2e-→ 2F-(aq) +2,

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204) b) Qual foi o valor da diferença de potencial lida no voltímetro? Compare o valor experimental ( xi ) com o valor teórico ( X ) e calcule o erro percentual utilizando a fórmula: 𝜀% = 𝑥𝑖−𝑋 𝑋 𝑥^100. III.3 No procedimento 3, verificou-se as áreas anódicas e catódicas de uma gota de solução de cloreto de sódio, contendo indicador ferroxílico e fenolftaleína, aplicada sobre uma placa de ferro limpa. a) Explique onde estão localizados o ânodo e o cátodo no sistema gota-placa de ferro. b) Escreva as equações das semirreações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e ânodo), a reação global e calcule a diferença de potencial (ΔE).

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL (QUI019, QUI144, QUI204) III. 4 No Procedimento 4 , foi feita a corrosão galvânica utilizando placas de Fe/Cu e Fe/Zn unidas por um fio de cobre soldado. As placas foram mergulhadas em aproximadamente 3 mL de solução de cloreto de sódio, contendo indicador ferroxílico e fenolftaleína. a) Escreva as equações das semirreações anódicas e catódicas ocorridas em cada caso, a reação global e a diferença de potencial (ΔE) calculada. b) Por que a cor azul não foi observada no experimento em que foi utilizada a placa de Fe/Zn? III.5 No Procedimento 5 , fez-se a eletrólise de uma solução de iodeto de potássio.

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Questionário 5

Estequiometria

Parte I – Objetivo

Parte II – Introdução

Antes de efetuar uma reação química, é possível prever as quantidades de produtos que serão formadas com base na equação química balanceada, que indica as proporções estequiométricas entre reagentes e produtos. No entanto, em muitas situações práticas, um dos reagentes é adicionado em excesso, o que faz com que outro se esgote primeiro, limitando a quantidade de produto formada. a) O que é um reagente limitante? Defina e explique sua importância nos cálculos estequiométricos. b) Quais fatores podem fazer com que a quantidade real de produtos obtida em uma reação seja menor do que a quantidade teoricamente prevista?

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Parte III – Resultados e Discussão

Na prática de estequiometria, mediu-se a variação de temperatura em reações de neutralização ácido-base. a) Que ácidos foram utilizados no experimento? Escreva as equações químicas balanceadas que representam a reação entre os ácidos e o hidróxido de sódio (NaOH). Lembre-se de que toda equação química precisa incluir os estados físicos de reagentes e produtos. b) Calcule o calor (q) experimental (em J) para cada ponto de dados e complete a Tabela 1. Tabela 1 – Calor da reação (q) experimental para o ácido 1 e para o ácido 2. c) Construa um gráfico de calor de reação ( q ) em função do volume de ácido adicionado, para cada ácido utilizado. Anexe os gráficos ao questionário. d) Baseado nos gráficos obtidos, indique a estequiometria de cada reação acido-base estudada. Justifique. − Experimento VNaOH (mL)^ Vácido (mL)^ Ácido 1 : Ácido 2 : T (Tf-Ti) q (J) T (Tf-Ti) q (J) 1 11,0 1, 2 10,0 2, 3 9,0 3, 4 8,0 4, 5 7,0^ 5, 6 6,0 6, 7 5,0 7, 8 4,0 8,