Este documento apresenta 12 experimentos de química. O Experimento 01 determina o teor de açúcar em refrigerante através de medidas de densidade. O Experimento 02 estuda reações em solução aquosa. O Experimento 03 determina o raio iônico de diferentes estruturas cristalinas.

1. Fernanda Borges de Souza
Resumos
Experimentos
QG109

2. 2
ÍNDICE
Experimento 01 – Determinação do teor de açúcar em um refrigerante...........3
Experimento 02 – Reações em solução aquosa................................................4
Experimento 03 – Determinação do raio iônico.................................................5
Experimento 04 – Equilíbrio Químico.................................................................6
Experimento 05 – Oxidação e Redução.............................................................7
Experimento 06 – Medidas de Ph......................................................................8
Experimento 07 – Retirado do Cronograma.
Experimento 08 – Identificação de um metal pela sua massa molar.................9
Experimento 09 – Síntese do Ácido Acetilsalicílico (aspirina)..........................10
Experimento 10 – Cromatografia em papel......................................................11
Experimento 11 – Cinética Química.................................................................12
Experimento 12 – 1º Lei da Termodinâmica....................................................13
P1
P2

3. 3
Experimento 01 – Determinação do teor de açúcar em um refrigerante
- Considera que Coca-Cola é feita apenas de água e açúcar
- Foram feitas soluções com concentração de sacarose a 0%, 5%, 10%, 15%,
20%, 25% e calculadas suas densidades
- Com o volume e a massa de Coca-Cola medido calculou-se a densidade dela
- Colocando os valores em um gráfico e traçando a linha de tendência podemos
descobrir a quantidade de sacarose no refrigerante comparando as densidades
0,99627
1,0072
1,035056
1,053944
1,071952
1,087403
1,03954
y = 0,3821x + 0,9942
0,98
1
1,02
1,04
1,06
1,08
1,1
0% 5% 10% 15% 20% 25% 30%
Densidadedasolução(g/mL)
Concentração de sacarose (m/V)

4. 4
Experimento 02 – Reações em solução aquosa
- 20 gotas = ± 1mL
Tubo Solução
A 1+3
B 1+5
C 1+6
D 1+7
E 3+5
F 3+6
G 3+7
H 5+6
I 5+7
J 6+7
- Soluções disponíveis:
 Ácido clorídrico (HCl)
 Tiossulfato de sódio (Na2S2O3)
 Hidróxido de sódio (NaOH)
 Brometo de potássio (KBr)
 Nitrato de prata (AgNO3)
-Reações envolvidas:
1) AgNO3(aq) +HCl(aq) → AgCl(s) + HNO3(aq)
2) AgNO3(aq) + KBr(aq) → AgBr(s) + KNO3(aq)
3) 2AgNO3(aq) + Na2S2O3(aq) → Ag2S2O3(s) + 2 NaNO3(aq)
4) 2AgNO3(aq) + 2NaOH(aq) → Ag2O(s) + 2NaNO3(aq) +H2O(l)
5) HCl(aq) + KBr(aq) → não ocorre
6) 2HCl(aq) + Na2S2O3(aq) → 2NaCl(aq) + SO2(aq) + S(s) + H2O(l)
7) HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) (+ calor)
8) 2KBr(aq) + Na2S2O3(aq) → não ocorre
9) KBr(aq) + NaOH(aq) → não ocorre
10) Na2S2O3(aq) + NaOH(aq) → não ocorre

5. 5
Experimento 03 – Determinação do raio iônico
- 1 Å = 10-10 m
- dentre os 7 sistemas, estudamos apenas o cúbico, que por sua vez forma 3
diferentes retículos:
 Cúbico simples (CS)
 Cúbico de corpo centrado (CCC)
 Cúbico de face centrada (CFC)
- 1 átomo
- r =
1
2
a
- 4 átomos
- r =
√2
4
a
- 2 átomos
- r =
√3
4
a
1. Massa → pesado
2. Volume → medido (com princípio de Arquimedes)
3. η = m
MM⁄
4. ρ = m
V⁄
5. Vmolar = V
η⁄
6. Vcela unitária =
Vmolar
nº de avogadro x nº de átomos
7. √Vcela unitária
3
= aresta
8. Calcular raio com base nas equações de cada retículo
a
r
r
a√2
2r
r
a
a
r
4r
consideramos
que o átomo
é uma esfera

6. 6
Experimento 04 – Equilíbrio Químico
- Ácido de Lewis: recebe par de elétrons
- Base de Lewis: doa par de elétrons
- Princípio de Le Chatelier: quando acontece uma perturbação exterior em uma
reação em equilíbrio ela tende a minimizar os efeitos
- Parte 1: equilíbrio cromato/dicromato
2CrO4
2-
(aq) + 2H+
(aq) → Cr2O4
2-
(aq) + H2O
BaCrO4(s) → Ba2+
(aq) + CrO4
2-
(aq)
- A reação é dependente da [H+]
- Adicionamos ácido e base para variar a [H+] e assim deslocar o equilíbrio
- Parte 2: equilíbrio de precipitação e formação de complexos
Zn2+
(aq) + 2OH-
(aq) → Zn(OH)2(s)
Zn(OH)2(s) + 2OH-
(aq) → Zn(OH)4
2-
(aq)
- Capacidade de elementos de transição = formação de complexos
Complexo:
composto formado
de vários agregados
que podem existir
independentemente
em solução.
Átomo central:
ácido de Lewis
Ligantes: bases de
Lewis (NH3, OH-,
CN-, C2O4
2-, etc)

7. 7
Experimento 05 – Oxidação e Redução

8. 8
Experimento 06 – Medidas de Ph

9. 9
Experimento 08 – Identificação de um metal pela sua massa molar
- Reação de um metal com ácido:
M(s) + xH(aq)
+
→ M(aq)
x+
+
x
2
H2 (g)
- Equação dos Gases Ideais:
PH2
. VH2
= ηH2
. R . T
- Lei de Dalton:
Patm = PH2
+ Pvapor d′água
- Cálculo de número da massa molar (MM):
MM =
mMetal
ηMetal
=
mMetal
2
x
ηH2
- Cálculo Volume de H2:
VH2
=
mágua
dágua
*Metal pode ser monovalente (M+), bivalente (M2+) ou
trivalente (M3+) → descobrir por tentativa e erro*
Ficar atento a unidade do R
- Dados fornecidos em exercício teórico
H2

10. 10
Experimento 09 – Síntese do Ácido Acetilsalicílico (aspirina)
Ác. Salicílico: 0,015 mol Anidrido acético: 0,05 mol
- Anidrido acético está em excesso, fazendo com que o ácido seja o limitante da
reação, sendo assim, em um rendimento de 100% (rendimento esperado) seriam
formados 0,015mol de ASS.
- Cálculo de mols de ASS obtidos:
ηobtido =
mASS
MMASS
- Cálculo do rendimento:
η% =
ηobtido
ηesperado
x 100
- ASS é insolúvel em água gelada e solúvel em água morna.
- Purificação necessária para tirar sub-produtos tais como polímeros e resíduos do
AAS
- NaHCO3 = Base Fraca; não se deve utilizar uma base forte para realizar a
desprotonação por dois motivos:
1º por ser uma base forte poderia desprotonar impurezas e torna-las solúveis,
deixando o processo menos eficiente.
2º assim como o ác. Sulfúrico (ácido forte) foi utilizado como catalizador para a
formação de ASS, uma base forte poderia assumir o papel de catalizador da reação
inversa, fazendo com q os reagentes iniciais voltem a se formar.
- adicionamos HCl no sistema para protonar o ASS novamente, desse modo se
dessolubilizando e formando cristais.
1 : 1 : 1 : 1
Massa Molar
Ácido Acetilsalicílico:
180,157 g/mol
(s) (aq)
Caso não ocorra a formação
de cristais, deve-se fornecer
energia para o sistema
raspando as laterais do
recipiente com uma bagueta.

11. 11
Experimento 10 – Cromatografia em papel
Fase Estacionária ⇌ Fase Móvel
- Fator de Retenção:
Rf =
Δdist. corante
Δdist.solvente
=
7
9
= 0,78
- Quanto maior a afinidade do
corante com o solvente
(interações mais eficientes)
mais ele irá se deslocar
- Celulose = é polar porém tem
cadeia carbônica (parte apolar)
- Isopropanol = é polar porém
menos que a água
- Água = mais polar de todos
- Quanto mais eficientes as interações
maior o Rf
- Explicação do deslocamento da tinta em solução de isopropanol:
Se a gota é muito grande a tinta superior não entra em contato com o papel,
só faz interações com a tinta de baixo. Nesse caso pode ocorrer um processo
mecânico de arraste do corante e não uma decomposição química da tinta.
- Rf mais próximo de 1 = melhor interação com a fase móvel
- Rf mais distante de 1 = solvente ineficiente
- Mais eficientes: 100% água / 75%água – 25%isopropanol
A força da fase móvel
varia com o grau de
polaridade dela.

12. 12
Experimento 11 – Cinética Química
aA + bB ⇌ cC + dD
v =
Δ?
Δ?
= −
1
a
d[A]
dt
= −
1
𝑏
𝑑[𝐵]
𝑑𝑡
= +
1
𝑐
𝑑[𝐶]
𝑑𝑡
= +
1
𝑑
𝑑[𝐷]
𝑑𝑡
Menos (–) = reagentes (consumido)
Mais (+) = produtos (formados)
- Equação da velocidade da reação: v = k [A]m
x [B]n
- Ordem global: m + n
- Reação estudada: S2O8
2−
+ 2I−
⇌ 2SO4
2−
+ I2
- Equação da velocidade para reação: v = k [S2O8
2−
]m
x [I−
]n
v α 1
t⁄
Podemos escrever a equação considerando k′
= k [S2O8
2−
]m
(v = k′
[I−
]n
)
1
t⁄ α [I−
]n
, aplicando log temos: log 1
t⁄ α n log[I−
]
- tgα = CO(y) CA(x)⁄ = n
- k = Ae−
Ea
RT
k α 1
t⁄ , 1
t⁄ α Ae−
Ea
RT
ln 1
t⁄ α ln A
−Ea
RT
𝐨𝐮 ln t α ln A
Ea
RT
- Reação secundária: 2S2O3
2−
+ 2I2 ⇌ 2S4O6
2−
+ 2I−
- O S2O3
-2 funciona como limitante ([S2O3
-2] cerca de 50x menor que a dos
reagentes)
- é uma técnica para podermos ver a reação com o amido ocorrendo, apenas
quando o tiossulfato acaba o Iodo começa a reagir com o amido.
- a reação secundária retarda o processo de complexação do iodo com o amido.
A + 3B ⇋ C + D, v = k [A]1
[B]1
, (ordem global da reação = 2)
v = 2 com relação a A, como a estequimetria é 1: 3, v = 2x3 = 6 com relação a B
y = a x (equação da reta)
1,44
1,54
1,64
1,74
1,84
1,94
1,3 1,5 1,7
-log(1/t)
-log[I-]
Variação do tempo com
concentração de iodeto
n

13. 13
Experimento 12 – 1º Lei da Termodinâmica
- 1º lei: Conservação de energia em um processo físico-químico
- calorímetro → paredes adiabáticas, sem troca de calor ou matéria com a
vizinhança
q = m . Cs . ΔT
Cs =
C
m
ΔU = q + w , w = − ∫ p dV ,
se não temos variação de volume w = 0, logo ΔU = q
- q > 0 → Endotérmica
- q < 0 → Exotérmica
Se não há variação da energia interna ΔU = 0, portanto qtotal=0
qtotal = qH2O + qcorpo ∴ qH2O = −qcorpo
Substituindo q e isolando a incógnita (Cs) temos:
Cscorpo = −
(m.Cs.ΔT)H2O
(m.ΔT)corpo
, pesamos massas iguais para agua e o corpo.
- Tinical água ≠ Tinicial corpo (Ti água = Tambiente / Ti corpo > Tambiente [foi imerso em
água em ebulição])
- Tfinal água = Tfinal corpo (os corpos entraram em equilíbrio térmico)
Atenção a unidade do Cs
CO2 (s) → CO2 (g)
- mais fácil avaliar a variação de temperatura
na água, apresenta apenas 1 fase (líquido)
ΔH°subl. =
− qH2O
ηCO2
=
− (𝑚. 𝐶𝑠. Δ𝑇)
𝑚 𝐶𝑂2
𝑀𝑀 𝐶𝑂2
⁄
- menos (–) = doando calor
- ΔH°subl. > 0 (está recebendo calor)
* Em calorímetro ideal deve-se considerar o w
nos cálculos pois quando o CO2 sublima causa um aumento da pressão
 Uma fonte de erro nos cálculos é a porcentagem de CO2 que se dissolve
na água que não é considerada, pois os cálculos são feitos tomando por
base a passagem direta do CO2 sólido em gás.