Bafômetro

Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 4º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: Metais e sua utilização em pilhas e na galvanização

Objetivo: Mostrar a oxidação de um álcool

 Introdução Teórica: Os bafômetros conseguem determinar a concentração de álcool no sangue pela análise da intensidade da cor. Essa intensidade é captada e medida com o auxílio de uma célula fotoelétrica muito sensível.

 Materiais: tubos de ensaio, pisseta.

 Reagentes: Solução formada por 3g de K2Cr2O7 + 125mL de H2SO4 concentrado + 250mL de H2O destilada, etanol.

 Procedimento: Coloque um pouco da solução em um tubo de ensaio. Pipete um pouco do etanol e introduza o bico da pisseta no tubo de ensaio Sem encostar na solução. Aperte a pisseta e agite o sistema. Repita a operação até que a cor alaranjada inicial se torne verde.

Obs: O cheiro característico do acido acético é bastante perceptível no tubo de ensaio, após a reação.

Folheando com cobre

Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 4º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: Metais e sua utilização em pilhas e na galvanização

Objetivo: Estudar o revestimento de materiais da eletrólise.

Introdução Teórica: A eletrólise é um processo artificial que não ocorre naturalmente, mas possui grande importância prática. A produção de vários metais, os recobrimentos metálicos (como a cromagem e a niquelação) e as recargas de baterias são algumas das muitas aplicações da eletrólise.

Materiais: béquer, moeda de cobre, placa de cobre, bateria, garras para eletrodo – bateria.

Reagentes: CuSO4 ; HCl; H2SO4

Procedimento: Coloque no Béquer a solução de sulfato de cobre II preparada (CuSO4 + HCl + H2SO4). Em seguida, coloque o eletrodo de cobre (placa) e utilizando as garras, ligue o pólo positivo da bateria na placa de cobre e o pólo negativo na moeda a ser revestida. Mergulhe a moeda na solução por 30 segundos e observe. Se necessário, mergulhe novamente para um melhor folheamento. Observe.

Explique o que aconteceu.

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Questionário:

a) Equacione as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo.

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b) Descreva o que ocorreu com a moeda.

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c) Equacione a reação global do sistema

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d) A concentração de Cu2+ sofreu alguma alteração? Baseie sua resposta pelas semi-reações e pela cor da solução.

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e) Suponha que a cobreação da moeda tenha ocorrido a decomposição de 0,64g de cobre, após um tempo de 30 minutos. Determine a quantidade de corrente, em ampéres, que circulou nesse processo.

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Cromatografia em giz

Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 3º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: Relações entre algumas propriedades das substâncias e suas estruturas

Objetivo:

  • Contribuir para a construção de conceitos químicos por parte dos alunos.
  • Alunos possam observar a variedade de pigmentos que compõem as tintas de escrever

Introdução teórica: Cromatografia é uma técnica utilizada para analisar, identificar ou separar os componentes de uma mistura. A cromatografia é definida como a separação de dois ou mais compostos diferentes por distribuição entre fases, uma das quais é estacionária e a outra móvel. Por exemplo, pode-se cromatografar a urina de um cavalo para saber se ele estava dopado ou não quando ganhou uma corrida, ou ainda isolar de um vegetal uma certa substância de interesse farmacológico. A cromatografia é tão importante na química orgânica como na química inorgânica. Foi o método empregado para a separação dos produtos obtidos na fissão nuclear antes do desenvolvimento das resinas de intercâmbio iônico.

A escolha do dissolvente baseia-se, em geral, no fato de que as substâncias em questão podem eluir-se bem com os mesmos solventes ou misturas de solventes que as dissolvem bem. Se o dissolvente e o soluto movem se ao mesmo tempo pode-se expressar a relação entre as distâncias percorridas por cada um através da fórmula:

Rf = Distância percorrida pelo soluto

       Distância percorrida pelo eluente

 A cromatografia em giz pode ser classificada como cromatografia líquido- sólido ou de adsorção. O giz representa a fase estacionária, enquanto o álcool a fase móvel.

Materias e reagentes:

  • Giz
  • Canetas hidrocor de várias cores
  • Cuba cromatográfica ou copo
  • Álcool comum

Procedimento: Em uma barra de giz escolar branco (sulfato de cálcio — CaSO4), são traçadas com caneta hidrocor listras, que circundem a barra, a cerca de 1,5 cm da base. Como eluente, em um copo, coloca-se álcool comercial, até 1 cm da base. Após alguns minutos o giz é posto dentro do copo, com cuidado para que o eluente não toque a listra pintada, e coberto com uma tampa de vidro. O giz deve ficar na posição vertical.

À medida que o eluente é adsorvido pode ser observada a separação da cor inicial em outras cores, dispostas em faixas circulares no decorrer da barra de giz.

Questionário

1) É correto afirmar que as cores amarelo, vermelho e azul são primárias? Por que?

 2) Analise as seguintes afirmações abaixo e disserte sobre as mesmas a partir do experimento realizado em sala de aula.

 “…Uma cor primária é uma cor que não pode ser decomposta em outras cores. Essas cores são misturadas entre si para produzir as demais cores do espectro…”

 “…Chamam-se cores primárias porque são cores puras, ou seja, cores que não se conseguem com a mistura de outras cores…”

 3) O que vem a ser uma substância pura? Ela foi empregada de maneira correta na frase acima?

Calorimetria – Determinação de Fe(III) em água

Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 1º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: Água e seu consumo pela sociedade

Objetivo: O principal objetivo deste experimento é introduzir as noções básicas da metodologia do trabalho de controle de qualidade, como: análise qualitativa e semi-quantitativa; reações específicas; testes padrão e branco; diluição e concentração limite; interferência.

Introdução teórica: O experimento consiste em determinar a concentração de íons Fe3+ em duas amostras através da reação com íons tiocianato. A proposta é mostrar ao aluno a rotina básica do trabalho de um químico analista, colocando como problemática questões do tipo: 1. Como saber se a água é ou não potável? 2. Como podemos determinar a presença de algum contaminante, como, por exemplo, íons Pb2+?

Materiais e Reagentes:

  • 13 tubos de ensaio (ou copos descartáveis)
  • 1 estante para tubos de ensaio (desnecessário se forem utilizados copos descartáveis)
  • 1 proveta de 10 mL (ou medidor usado em cozinha)
  • 1 béquer pequeno (ou copo descartável)
  • 1 pipeta de Pasteur (ou contagotas)
  •  Etiquetas ou caneta para escrever em vidro
  • Água destilada
  • Solução aquosa de cloreto de ferro (III) a 0,25% em massa recém – preparada1 (pode-se utilizar percloreto de ferro, reagente encontrado em casas especializadas em produtos para circuitoelétrico)
  • Solução aquosa de tiocianato de potássio 0,1 mol/L
  • Solução aquosa de oxalato de sódio 0,1 mol/L (Tira Ferrugem Semorin®)

Procedimento:

Preparação das soluções de cloreto

de ferro(III)3

  • Etiquete (ou escreva com a caneta de escrever em vidro) 6 tubos da seguinte maneira:
  • Solução 1 (correspondente à solução estoque de FeCl3 = 0,25% em massa)
  • Solução 2 (FeCl3 = 0,63% em massa)
  • Solução 3 (FeCl3 = 0,03% em massa)
  • Solução 4 (FeCl3 = 0,15% em massa)
  • • Solução 5 (FeCl3 = 0,007% em massa)
  • • Solução 6 (FeCl3 = 0,004% em massa).
  • Adicione aproximadamente 8 mL da solução estoque no tubo com etiqueta “Solução 1”.
  • Para preparar a segunda solução, adicione 2,5 mL da Solução 1 no tubo com a etiqueta “Solução 2” e complete com 7,5 mL de água destilada.
  • Para preparar a terceira solução, adicione 5 mL da Solução 2 no tubo com a etiqueta “Solução 3” e complete com 5 mL de água destilada.
  • A partir da Solução 3, as demais soluções são obtidas diluindo-se a solução anterior pela metade, ou seja:
  •  Solução 4 = 5 mL da Solução 3 mais 5 mL de água destilada.
  • Solução 5 = 5 mL da Solução 4 mais 5 mL de água destilada.
  • Solução 6 = 5 mL da Solução 5 mais 5 mL de água destilada.

 Preparação da escala de cores

 Pegue mais 6 tubos de ensaio e etiquete-os como: T1, T2, T3, T4, T5

e T6. Em cada tubo, adicione 20 gotas (ou 1 mL) da solução de FeCl3 correspondente (T1 = Solução 1; T2 = Solução 2; assim por diante).

Adicione 3 gotas da solução aquosa de tiocianato de potássio em cada

um dos tubos.

 Teste em branco

Pegue um tubo de ensaio limpo, adicione 20 gotas de água destilada e 3 gotas de KSCN 0,1 mol/L. Compare o resultado com a escala de cores.

 Interferência

Faça a reação de 20 gotas da Solução 1 com 5 gotas de oxalato de sódio. Adicione no mesmo tubo 3 gotas de tiocianato de potássio  e compare com a escala de cores.

 Análise das amostras

A professora irá distribuir para cada grupo uma amostra de FeCl3 de concentração desconhecida.Lave o tubo de ensaio usado no teste da interferência. Adicione 20 gotas (1 mL) da solução de concentração

desconhecida. Adicione 3 gotas da solução de KSCN 0,1 mol/L e compare o resultado com a escala de cores para determinar a concentração de Fe3+ da sua amostra.

Questionário

1) Qual a importância a determinação de Fe3+ na água?

2) Qual a importância da realização do teste em branco?

3) O que vem a ser “interferência” , qual o impacto que esta pode causar na discussão dos resultados finais?

Radioatividade

Radioatividade

Aula em power point sobre Radioatividade com enfoque histórico.

Esta aula está enquadrado na proposta curricular do: 2º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: O modelo de Rutherford-Bohr para explicar a constituição da matéria

Eletroquímica I: Pilhas

Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 4º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: Metais e sua utilização em pilhas e na galvanização

Objetivo: Mostrar o fenômeno da transferência de elétrons entre diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e vice-versa.

Introdução Teórica: Em uma pilha galvânica utiliza-se de uma reação espontânea de oxi-redução como fonte de energia. Nesse caso,  as reações de oxi-redução ocorrem quando os agentes oxidantes e redutores não estão em contato direto, portanto a pilha deve ser construída separando-se fisicamente a reação global em duas semi – reações eletródicas, uma delas envolvendo a oxidação e a outra a redução.

Os elétrons liberados no eletrodo onde há oxidação (ânodo) passam pelo circuito externo ( fio de cobre por exemplo) para o eletrodo onde há redução ( cátodo).

Por exemplo, a reação;

Pode ser obtida pela adição das semi – reações eletródicas;

 

 

 No ânodo ( pólo negativo), átomos de magnésio se dissolvem deixando elétrons no metal, já que os membros não podem existir livres em solução e formando íons magnésio que vão para a solução.

No cátodo (pólo positivo), íons prata são removidos da solução à medida que recebem elétrons e aí se depositam como átomos de prata. A neutralidade elétrica das soluções é estabelecida pelo fluxo de íons através de uma ponte salina. O fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo pode ser detectado por um voltímetro que fornece a diferença de potencial entre os eletrodos.

A tendência que possui um elemento para perder ou ganhar elétrons varia de acordo com sua posição na série eletroquímica. O potencial normal de redução é uma quantitativa desta tendência. Como não é possível medir o potencial absoluto de um eletrodo, mede-se seu potencial relativo, tomando como padrão o eletrodo normal de hidrogênio, ao qual foi atribuído, arbitrariamente, o potencial  0,00 volts.

Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio, são atribuídos potenciais de redução negativos (-); aos outros são atribuídos potenciais positivos(+). A série eletroquímica é de grande valia para a previsão da espontaneidade das reações de oxi-redução.

A tendência que possui um elemento para perder ou ganhar elétrons varia de acordo com sua posição na série eletroquímica. O potencial normal de redução é uma quantitativa desta tendência. Como não é possível medir o potencial absoluto de um eletrodo, mede-se seu potencial relativo, tomando como padrão o eletrodo normal de hidrogênio, ao qual foi atribuído, arbitrariamente, o potencial  0,00 volts.

Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio, são atribuídos potenciais de redução negativos (-); aos outros são atribuídos potenciais positivos(+). A série eletroquímica é de grande valia para a previsão da espontaneidade das reações de oxi-redução.

Procedimento

Materiais:

Béquer de 100mL e de 250 mL

Pipeta de 10 mL

Tubo em vidro em U

Voltímetro

Placas de Cu, Fe e Zn

Reagentes:

CuSO4 1,0 mol/L

FeSO4 1,0 mol/L

NaCl 1,0 mol/L

ZnSO4 1,0 mol/L

Monte as pilhas galvânicas abaixo, faça a leitura no voltímetro, identifique o ânodo e o cátodo. Calcule a diferença de potencial das pilhas com os dados da série eletroquímica comparando-os com valores obtidos experimentalmente.

1) Zn(s)/ ZnSO4 (1 mol/L) // CuSO4 (1mol/L)/ Cu(s)

2) Fe(s) / FeSO4 (1mol/L) //  CuSO4 (1mol/L) / Cu(s)

3) Zn(s) /ZnSO4 (1mol/L) // FeSO4 ( 1mol/L) / Fe(s)

Exemplo:

Dica: Consultar uma tabela de potenciais de oxi-redução

Preparação de um corante: Metil orange



  Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 2º Bimestre da 2ª série do ensino médio
 
Tema: O modelo de Rutherford-Bohr para explicar a constituição da matéria

 Objetivo: Mostrar como é feito um corante.

Introdução Teórica: Corantes AZO são os maiores e mais importantes grupos de corantes sintéticos. Eles são usados em roupas, alimentos e como pigmentos de pinturas. São também empregados nas tintas para impressão colorida.

Os corantes Azo possuem a estrutura básica Ar-N=N-Ar1, onde Ar e Ar1 designam grupos aromáticos quaisquer. A unidade contendo a ligação  -N=N-  é chamada de grupo azo, um forte grupo cromóforo que confere cor brilhante a estes compostos. Na formação da ligação azo, muitas combinações de ArNH2 e Ar1NH2 (ou Ar1OH) podem ser utilizadas. Estas possíveis combinações fornecem uma variedade de cores, como amarelos, laranjas, vermelhos, marrons e azuis.      

 A produção de um corante azo envolve o tratamento de uma amina aromática com ácido nitroso, fornecendo um íon diazônio (1) como intermediário. Este processo chama-se diazotização.

     

O íon diazônio 1 é um intermediário deficiente de elétrons, sofrendo, portanto, reações com espécies nucleofílicas. Os reagentes nucleofílicos mais comuns para a preparação de corantes são aminas aromáticas e fenóis. A reação entre sais de diazônio e nucleófilos é chamada de reação de acoplamento azo:   

 

 

Procedimento:

a- DIAZOTIZAÇÃO DO ÁCIDO SULFANÍLICO:

Em um erlenmeyer de 125 mL dissolva 0,3 g de carbonato de sódio anidro em 25 mL de água. Adicione 1,0 g de ácido sulfanílico a esta solução e aqueça em banho-maria até a completa dissolução do material. Deixe a solução atingir a temperatura ambiente e adicione 0,4 g de nitrito de sódio, agitando a mistura até a completa dissolução. Resfrie a solução em banho de gelo por 5-10 minutos, até que a temperatura fique abaixo de 10oC. Em seguida, adicione 1,25 mL de ácido clorídrico, mantendo uma agitação manual. O sal de diazônio do ácido sulfanílico separa-se como um precipitado branco finamente dividido. Mantenha esta suspensão em um banho de gelo até ser utilizada.

 

b- PREPARAÇÃO DO METIL ORANGE:

Misture em um béquer de 50 mL, 0,7 mL de N,N-dimetilanilina e 0,5 mL de ácido acético glacial. Com a ajude de uma pipeta de Pasteur, adicione esta solução à suspensão resfriada do ácido sulfanílico diazotizado preparado previamente. (item 3.1). Agite a mistura vigorosamente com um bastão de vidro. Em poucos minutos um precipitado vermelho de heliantina será formado. Mantenha esta mistura resfriada em banho de gelo por cerca de 10 minutos.

Adicione 7,5 mL de hidróxido de sódio 10%. Faça isso lentamente, com agitação, enquanto mantém a mistura resfriada em banho de gelo. Verifique se a mistura está básica, com o auxílio de um papel de tornassol. Se necessário, adicione mais base. Leve a solução básica à ebulição por 10-15 minutos, para dissolver a maioria do metil orange recém formado. Em seguida, adicione 2,5 g de cloreto de sódio e deixe a mistura atingir a temperatura ambiente. A completa cristalização do produto pode ser induzida por resfriamento da mistura reacional. Colete os sólidos formados por filtração em funil de Buchner, lavando o erlenmeyer com 2-3 porções de cloreto de sódio saturado.

 

c- RECRISTALIZAÇÃO

Transfira o precipitado (juntamente com o papel filtro) para um béquer de 125 mL, contendo cerca de 75 mL de água em ebulição. Mantenha a mistura em ebulição branda por alguns minutos, agitando constantemente. Nem todo o corante se dissolve, mas os sais contaminantes são dissolvidos. Remova o papel filtro e deixe a mistura atingir a temperatura ambiente, resfriando posteriormente em banho de gelo. Filtre a vácuo e lave com um mínimo de água gelada. Deixe o produto secar, pese e calcule o rendimento.

Experiência sobre osmose

Este experimento está enquadrado na proposta curricular do: 4º Bimestre da 2ª série do ensino médio
Tema: Metais e sua utilização em pilhas e na galvanização

Objetivo: verificar o fenômeno da osmose

Introdução Teórica: O jardim osmótico consiste na formação de membranas semipermeáveis a partir da reação entre um sal de metal pesado (X) e o silicato de sódio Na2SiO3 (vidro solúvel). Considere por exemplo, CuSO4:

CuSO4 + Na2SiO3        CuSiO3 + Na2SO4

Quando um cristal de CuSO4 é imerso na solução de Na2SiO3 (aq) forma-se uma membrana semipermeável de CuSiO3 em torno do sal. Como a concentração no interior da membrana é maior que a exterior, a água a atravessa para diluir a concentração mais concentrada, causando rompimento da membrana. Esse rompimento ocorre pela parte superior porque o fluxo de água do exterior para o interior da membrana leva à a formação de uma coluna hidrostática até que o aumento de pressão seja suficiente para restabelecer o equilíbrio (fluxo de mesma intensidade nos dois sentidos). Este processo se repete à medida que se formam novas membranas e o jardim vai crescendo no sentido ascendente.

 Materiais: béquer, filme plástico, faca, batata

 Reagentes: silicato de sódio, cristais de: CuSO4 (azul claro); Co(NO3)2(azul escuro); NiCl2(verde); CuCl2(verde); FeCl3(castanho); Mg(NO3)2(branco); NaCl.

 Procedimento:

 * Parte A: Coloque em um béquer uma solução aquosa de silicato de sódio na proporção (1:4). Acrescente os cristais CuSO4 (azul claro); Co(NO3)2(azul escuro); NiCl2(verde); CuCl2(verde); FeCl3(castanho); Mg(NO3)2(branco);. Cubra o béquer com um filme plástico. Guarde o Béquer em local adequado. Observe depois de alguns dias a formação de colunas de cristais.

* Parte B: Corte uma batata ao meio e, com o auxílio de uma faca, faça uma cavidade ao centro. Coloque dentro desta cavidade uma medida de NaCl.

Aguarde cerca de 10 minutos. Observe o resultado e anote as observações: ______________________________________________________________________________________________________________________________

 Exercícios:

1) Dê alguns exemplos de osmose no corpo humano.

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2) Explique porque as bactérias não se proliferam na carne seca (charque).

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3) O que acontece com a salada de alface depois de algum tempo após ser temperada com sal? Explique.

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4) Explique o que é membrana semipermeável.

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5) você acha que um peixe de água doce sobrevive em água do mar e vice-versa? Justifique.

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