Apostila - Laboratório de Química Geral

2015/2

SUMÁRIO 1.

INTRODUÇÃO  .............................................................................................................................  ....................................................................................................................................... .......... 3

2.

 ............................................................................................... ........................................... 4 MODELO DE RELATÓRIO PADRÃO ....................................................

3.

NOÇÕES FUNDAMENTAIS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO  ......................................... 5

4.

 ..................................... 6 MATERIAIS BÁSICOS PARA LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL  .....................................

5.

4.1.

Utensílios para conter volumes ............................................................................................. ....................................................................................................... .......... 6

4.2.

Utensílios para medir volumes ....................................................................................................... 8

4.3.

Utensílios de usos variados................................................................... .............................................................................................................. ........................................... 9

EXPERIMENTOS ......................................................................................................................... ................................................................................................................................ ........ 11 5.1.

Experimento 1 –  Medidas  Medidas de Massa e Volume e Temperatura ..............................  ................................................. ................... 11

5.2. Experimento 2 –  Identificação  Identificação de Materiais e Substâncias; Critérios de Pureza, Fracionamento de Materiais ................................................................................................................ ..................................................................................................................... ..... 14

6.

5.3.

Experimento 3 –  Técnicas  Técnicas para Determinação da Densidade de uma Amostra ...................... 19

5.4.

Experimento 4 –  Separação  Separação de Fases Líquidas por Adição de um Soluto ................................ 22

5.5.

Experimento 5 –  Determinação  Determinação do Teor de Álcool Etílico em Gasolina................................... 24

5.6.

Experimento 6 - Equilíbrio Ácido-base e Reações Químicas ..................................................... ..................................................... 27

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................................ 32

1. INTRODUÇÃO As aulas experimentais de Laboratório de Química Geral seguem os roteiros contidos nesta apostila. Aborda conceitos importantes para as disciplinas especificas futuras, servindo de base para a construção do conhecimento ao longo do curso.

2. MODELO DE RELATÓRIO PADRÃO O relatório deverá seguir rigorosamente as normas da ABNT. Qualquer item que esteja faltando no corpo do relatório, tais como, capa, introdução, objetivos, entre outros, será passível de diminuição da nota ou até mesmo pode implicar em nota ZERO, caso o professor entenda que o aluno não abordou o ponto principal da aula experimental.

3. NOÇÕES FUNDAMENTAIS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO Durante as aulas de Laboratório de Química Geral é importante que o aluno compreenda que qualquer laboratório com produtos químicos tem seus riscos e que é necessário alguns cuidados ao adentrar esse ambiente. Serão listados a seguir alguns cuidados básicos a todas as aulas de Laboratório de Química Geral que todos os alunos deverão seguir. 1°. Seguir rigorosamente todas as instruções fornecidas pelo(a) professor(a), aguardando as informações a fim de não danificar nenhum equipamento e não causar nenhum acidente. 2°. Identificar os locais dos equipamentos de segurança (extintor, lava olhos, chuveiro de emergência) ao entrar no laboratório. 3°. Utilizar EPI’s adequados à atividade a ser realizada (o jaleco de algodão é de uso obrigatório, sem ele não será permitida a entrada em Laboratório, assim como o uso de sapatos fechados que cubram todo o pé). 4°. Não será permitida a entrada de alunos que estejam usando bermudas, saias, chinelos, sapatilhas, sandálias, ou qualquer vestimenta inapropriada. 5°. Deve-se deixar seu material (mochila, pastas e fichários) em local armários fora do laboratório para evitar qualquer acidente ( favor levar cadeado para seu armário). 6°. Ao manusear substâncias corrosivas (ácidos e bases) evite o seu contato com a pele. 7°. Não jogar nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 8°. Fazer uma pesquisa sobre o conteúdo da aula e esteja com roteiro da aula prática a ser desenvolvida, de forma a conhecer o conteúdo como: vidraria, reagentes e equipamentos a serem utilizados, para facilitar o entendimento durante a aula. 9°. Pessoas com cabelos compridos devem mantê-los presos. 10°. Evite passar as mãos no rosto ou cabelos durante a permanência em laboratório. 11°. Não jogue restos de reagentes nas pias. 12°. Lembre-se de lavar bem as mãos logo após concluir a aula prática. ATENÇÃO

Em caso de acidente, fique calmo e comunique imediatamente o professor ou o técnico do laboratório para que se possam tomar as atitudes necessárias e adequadas a determinada situação.

4. MATERIAIS BÁSICOS PARA LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL Para se desenvolver um experimento em laboratório é necessário, dentre outros cuidados,  principalmente, o conhecimento do material a ser utilizado. Os instrumentos utilizados em laboratório de química são constituídos basicamente dos materiais de vidro, porcelana, polietileno e madeira. O emprego e o manuseio adequados são indispensáveis não só para evitar acidentes, mas também perdas ou danos no instrumental. Deve-se observar também o tamanho ou a capacidade dos instrumentos que vão ser utilizados, de acordo com a quantidade de substância empregada. A seguir, serão identificados os nomes e os principais usos dos instrumentos esquematizados e fornecida a descrição do manuseio do referido instrumento.

4.1. Utensílios para conter volumes São enquadrados, neste item, aqueles utensílios utilizados no preparo de soluções, em evaporações, armazenamento de líquidos, para conter reagentes durante uma reação, receber  produtos de uma reação, entre outros.

Instrumentos/Descrição Frascos para reagentes  –   Feitos com material de vidro ou  plástico provido ou não de tampa esmerilhada, com bordas cilíndricas: os de gargalo estreito são utilizados para conter líquidos; o de gargalo largo, para conter substâncias sólidas. São encontrados em vários tamanhos, apropriados para conter volumes de 10mL até 20.000mL. Diferem se, quanto à cor, em frascos incolores e frascos de cor âmbar. Os primeiros são utilizados para reativos e substâncias não sujeitas a alterações  pela reação da luz, enquanto os segundos são utilizados para reativos e substâncias que sofrem alterações em presença de luz. Erlenmeyer  –   É um frasco de vidro, em forma de um cone truncado, com a base menor aberta e cilíndrica. Usado em titulações, em evaporações lentas, para conter volumes durante uma reação, para pequenos aquecimentos de líquidos e para recolher destilados. Béquer  ou Becker  –  Tem o formato de um copo de vidro. A sua extremidade aberta é provida de bordas refletidas, possuindo ainda um bico para escoamento. Usado em preparo de soluções, aquecimento de líquidos, para conter volumes de reagentes durante uma reação, medição de massa de sólidos etc. O vidro  pirex é resistente a temperaturas elevadas, mas não resiste a variações bruscas de temperatura, que devem ser evitadas. Ao retirar do aquecimento, é conveniente usar uma pinça.

Figura

Tubos de ensaio  –   São de vidro, de forma cilíndrica, tendo aberta uma das extremidades e com bordas arredondadas ou retas. São encontrados em tamanhos variados e sua escolha deve ser proporcional ao volume do liquido a ser trabalhado. São utilizados principalmente para conter pequenos volumes de líquidos em reações, tanto a frio como a quente. O aquecimento do tubo de ensaio NÃO deve ser realizado com a boca do tubo no sentido da pessoa operadora nem de qualquer outra pessoa, evitando-se, desse modo, que sejam atingidas por possíveis  projeções da substância que esta sendo aquecida. Frasco lavador (pisseta)  –   Utilizado no armazenamento de água destilada. não é permitido introduzir qualquer outro reagente nele, evitando se, dessa maneira, a contaminação da água. Caso seja necessário o seu uso para outro reagente que não água, ele deverá ser rotulado. Funil analítico  –   Usado em filtrações simples ou na transferência de líquidos de um recipiente para outro.

Funil de buchner  –   Utensílio feito de porcelana, sendo a parte superior cilíndrica separada da inferior cônica por uma placa  porosa, que serve de suporte para o papel do filtro. A haste, de calibre maior que o do funil comum, é ajustada em rolhas  perfuradas ou em dispositivos especiais de borracha, servindo  para vedação. Essas rolhas se ajustam ao gargalo do kitasato. É usado como dispositivo para filtração a pressão reduzida (filtração a vácuo). Funil de separação  –  Usado na separação de líquidos imiscíveis (extrações) e na introdução paulatina de líquidos reagentes, durante uma reação química.

Kitasato  –   São frascos de vidro resistente, de paredes grossas, de forma semelhante à do erlenmeyer. Na parte mediana do gargalo apresentam uma saída lateral circular, dotada de reentrâncias e saliências necessárias à fixação de cândulos de  borracha. O uso principal do kitasato é receber filtrados em filtrações sob pressão reduzida, fazendo-se vácuo através de sua ligação à bomba de vácuo. Balão de fundo chato  –  É um balão de vidro com gargalo usado  para aquecimento e armazenamento de líquidos.

Balão para destilação  –   É um balão de vidro com gargalo geralmente longo, provido de uma saída lateral por onde passam os gases e vapores destilados. É usado em destilações simples.

Balão de fundo redondo  –  Seu uso é semelhante ao do balão de fundo chato, sendo inconveniente para armazenamento, É um dos utensílios usado para aquecimento de líquidos e para realizar reações que envolvam desprendimento de gases.

4.2. Utensílios para medir volumes São destinados a fornecer volumes variados ou definido no preparo de soluções e reagentes durante uma reação e em outras operações de laboratório. Nunca devem ser levados à estufa de secagem em temperaturas elevadas. Todo utensílio para medir volume traz a marca do fabricante relacionada com a temperatura em que foi calibrado e é nessa temperatura de graduação que fornece o volume mais exato.

Provetas  –  São confeccionadas em vidro ou plástico, tem forma cilíndrica, sendo uma das extremidades aberta e a outra constituída de uma base chata e pesada de forma circular ou hexagonal. Graduadas que são, podem fornecer volumes variados de líquidos até a sua capacidade máxima.

Buretas  –   São aparelhos para medidas precisas de volume, especialmente nos casos de titulação. A torneira esmerilhada da  bureta deve ser cuidadosamente lubrificada com silicone ou vaselina, para que possa girar suavemente, evitando-se que algum fragmento de graxa vá obstruir sua saída. Antes de serem usadas devem ser lavadas com detergente, enxaguadas em seguida com água corrente, varias vezes com água destilada e depois lavadas três vezes com pequenas porções do liquido a ser medido. Pipetas  –   Constituídas de um tubo de vidro estreito, são utilizadas para medidas precisas de pequenos volume. Não devem ser aquecidas. a) pipeta volumétrica: usada para medir volumes fixos de líquidos;  b) pipeta graduada: usada para medir volumes variáveis de líquidos.

Balão volumétrico   - É um balão de vidro com gargalo geralmente longo, utilizado para preparar e diluir soluções. São aparelhos para medidas precisas de volume.

4.3. Utensílios de usos variados As operações em química requerem, além dos utensílios anteriormente citados, outros mais específicos, de funções definidas, que auxiliem na manipulação, montagem de aparelhos e nos  processos analíticos. Os mais comuns são:

Vidro de relógio  –   Usado como tampa de frasco para recolhimento de sublimados, medição de massa de substancias e em evaporações.

Espátulas  –   Existem as de aço inoxidável, de porcelana e de  plástico. Podem ou não ser dotadas de colher em uma das extremidades. Servem para a retirada de substâncias químicas sólidas dos seus frascos. Cadinhos –  São utensílios de forma cônica, apresentando a base maior aberta e a menor fechada e plana. São constituídos de ferro, níquel, platina, porcelana, etc. Empregados para secagem, evaporação, aquecimento e calcinação. Haste universal  –  Consta de uma base retangular de ferro ou de madeira, onde se adapta, em perpendicular, uma haste de ferro cilíndrica por meio de rosqueamento. Serve para sustentar e  prender utensílios por meio de garras. Cápsula (de porcelana ou de vidro)  –   Utilizada para evaporação, aquecimento e preparação de misturas.

Bico de bunsen  –  Utilizado para aquecimento

Condensadores  –   São utensílios de vidro usados para condensação dos vapores que desprendem de líquidos em ebulição. Os mais comuns são: a) condensador reto  –   apresenta uma superfície de condensação

 pequena e não é apropriado para líquidos muitos voláteis  b) condensador de bolas  –   empregado em refluxo, isto é, para condensar os vapores que saem do balão, de modo que o liquido escorra de volta, continuamente c) condensador de serpentina  –   proporciona maior superfície de condensação. É usado principalmente na condensação de vapores de líquidos voláteis. Tripé  –   Apresenta se na forma de um arco de ferro redondo ou chato, ao qual se ligam três hastes, também de ferro, que servirão de pés. Sua principal função é sustentar a tela de amianto.

Tela de amianto  –   Tem a forma de um quadrado de arames entrelaçados em rede e, na parte central, é dotada de um circulo de amianto. É usada para aquecimento indireto de utensílios de vidro, porcelana, etc., distribuindo o calor uniformemente. Bastão (de vidro)  –   Tem a forma cilíndrica, é maciço e de comprimento e diâmetros variados. Utilizado na introdução de líquidos em frascos de gargalo estreito ou para qualquer transferência de substancias de um frasco para outro. Também auxilia na dissolução de solutos, por agitação feita circularmente. Garras  –   São feitas de alumínio ou ferro.. Ligam se à haste do suporte por meio de parafusos e destinam se à sustentação de utensílios. Pinças  –  São utensílios de ferro ou madeira destinados a segurar  principalmente tubos de ensaio, cadinhos, cápsulas, quando submetidos a aquecimento.

5. EXPERIMENTOS

5.1. Experimento 1 –  Medidas de Massa e Volume e Temperatura A massa de um corpo é a principal medida da quantidade de matéria. A unidade de massa no Sistema Internacional, S.I., é o kg, que pode ter suas variações como gramas, g, ou miligramas, mg. Os frascos utilizados para medida de volume podem ser de formas e capacidades variadas. Os instrumentos comuns de medida de volume de líquido são de dois tipos: os que medem volumes variáveis e, para tanto, possuem uma escala graduada e os que medem volumes definidos e, por isso, possuem apenas uma medida ou marcação. Seguem alguns exemplos na Tabela 1.

Tabela 1. Exemplos de instrumentos. Instrumento Bureta Pipeta graduada Proveta graduada(1) Proveta graduada(2) Proveta graduada(3) Balão volumétrico Pipeta volumétrica Béquer Balança

Capacidade (mℓ)

50 mℓ 5 mℓ 10 mℓ 50 mℓ 100 mℓ 50 mℓ 5 mℓ 100 mℓ

__

Carga máxima (g) Não definida Não definida Não definida Não definida Não definida Não definida Não definida Não definida 1610g

Precisão 1/10 1/10 1/10 ½ 1/1 Definida Definida __ 1/10

Existem três escalas de temperatura de uso mais comum: as escalas Kelvin, Celsius e Fahrenheit. Essa última é mais utilizada nos Estados Unidos, os demais países utilizam mais frequentemente a escala Celcius. Este experimento tem como objetivo usar corretamente e ler: termômetros, balanças; aprender a utilizar vidrarias e medidas volumétricas.

PARTE EXPERIMENTAL Materiais Utilizados  Balança;  Balão Volumétrico de 50 mL; Béquer de 100 mL;   Pipeta graduada de 5 mL; Pipeta volumétrica de 5 mL;  Provetas de 10 mL, 50 mL e 10 mL;   Bureta de 50 mL.

Reagentes  Enxofre  KI 0,1 mol/L Pb(NO3)2 0,05 mol/L   Vinho

Procedimento

a) Comparação de volumes medidos com a proveta e com o balão volumétrico 1º. Meça 50 mℓ de água destilada em uma proveta adequada e transfira para um balão volumétrico de 50 mℓ. Tomando

cuidado no acerto do menisco, conforme figura ao lado. 2º. Anote as medidas e analise a equivalência de volumes entre os dois instrumentos. Justifique se houve ou não coincidência nas medidas:

Volumes(mℓ)  

Justificativa

Proveta: Balão Volumétrico:

b) Adição de volumes medidos em instrumentos diferentes 1º. Em uma proveta de cinquenta mililitros de capacidade, adicione : volumétrica,



5 mℓ de água medidos em uma pipeta



5 mℓ de água medidos em uma pipeta graduada,



5 mℓ de água medidos em uma bureta,



10 mℓ de água medidos em uma proveta.

2º. Anote corretamente o volume de água existente na proveta onde foram coletados os líquidos.

Instrumento Pipeta volumétrica

Medida (mℓ)

Pipeta graduada Bureta Proveta Total 3º. Calcule e expresse o valor resultante da soma dos valores adicionados, considerando a  precisão de cada instrumento. Compare o valor calculado com o valor observado.

c) Pesagem de massas variadas 1º. Meça a massa um béquer de 100 mℓ e adicione a este béquer 50mℓ de água medidos em uma proveta e determine a massa deste conjunto. 2º. Compare o valor do volume de água medido com o valor calculado. Justifique se houve coincidência destes valores e as possíveis causas de erro, considerando que H

2O

 1000kg / m

3

. Onde ρ é a densidade absoluta.

Massa do béquer Massa do béquer com água Massa de água Volume estimado de água 3º. Apresente os cálculos.

Para conter no relatório - Descrever o experimento realizado nesta aula, apresentando as explicações devidas sobre cada  passo seguido. - Fazer uma pesquisa bibliográfica sobre a importância da precisão das medições. - Seguir rigorosamente as normas para apresentação do relatório.

5.2. Experimento 2  –   Identificação de Materiais e Substâncias; Critérios de Pureza, Fracionamento de Materiais Diz-se que a matéria é tudo que tem existência concreta, tudo que ocupa lugar no espaço, tudo que tem massa. Seria desnecessário dizer que a matéria se apresenta sob formas muito variadas: água, rocha, carvão, ferro, petróleo, oxigênio etc. Os diferentes tipos de matéria são denominados substâncias  . Por outro lado, na natureza, as substâncias normalmente encontram-se misturadas umas com as outras e, assim, são denominadas materiais  . Uma das mais importantes tarefas dos químicos é fracionar esses materiais, obtendo as substâncias correspondentes. Deve-se, portanto, fazer distinção entre substâncias e materiais. Às vezes, é fácil distinguir substancia de material, uma vez que as substâncias são sempre homogêneas (um só aspecto, uma só fase), ao passo que os materiais podem ser heterogêneos (mais de um aspecto, mais de uma fase). No entanto, certos materiais são facilmente confundidos com substâncias, porque são também homogêneos (água salgada, por exemplo, constituída da substância água coma substância sal). Distinguem-se, assim, dois tipos de materiais: material heterogêneo (facilmente identificado) e material homogêneo (pode ser confundido com substância). Distinguir uma substância de um material homogêneo, embora mais difícil que distinguir de um material heterogêneo, é perfeitamente viável, uma vez que as substâncias caracterizam-se por  possuírem um conjunto de propriedades físicas e químicas especificas (um conjunto diferente para cada substância), fixas e constantes o que não acontece com os materiais. Dentre estas possibilidades, são muito importantes o ponto de fusão (a temperatura em que um sólido se funde), o ponto de ebulição (a temperatura em que o liquido ferve) e a densidade (razão entre a massa do corpo e o volume que ocupa geralmente dada em g/cm3). Por exemplo: a água (H2O) tem ponto de fusão (PF) igual a 0 ºC e ponto de ebulição (PE) igual a 100 ºC, ambos a 1 atm de pressão, e densidade (ρ) igual a 1 g/cm3 a 4 ºC.

Por outro lado, a água salgada, que é um material homogêneo, apresenta variação de temperatura durante a fusão e a ebulição. Os valores de densidade e temperatura de inicio da fusão e ebulição varia conforme as quantidades relativas de água e sal.

Os materiais, portanto, não têm ponto de fusão e de ebulição. As substancias, ao contrário,  possuem ponto de fusão e ponto de ebulição, uma vez que a temperatura permanece constante durante suas mudanças de fase. As diferenças nas curvas de aquecimento de uma substância e um material são mostradas na Figura 1.

Figura 1. Curvas de Aquecimento.

Além disso, os materiais (heterogêneos e homogêneos) são, de modo geral, fáceis de fracionar em seus respectivos componentes (substâncias) por processos físicos, tais como filtração, centrifugação, destilação etc. O material homogêneo pode se classificar em: soluções e misturas. Mistura é material cujas substâncias constituintes formam material homogêneo de aspecto uniforme em qualquer  proporção. Material homogêneo cujas substâncias constituintes não formam material de aspecto uniforme em qualquer proporção é denominado solução. Como exemplo de mistura tem-se água e etanol, que formam material uniforme em qualquer proporção. Como exemplo de solução têm-se água e cloreto de sódio, que só formam material uniforme até a proporção máxima de 35,7 gramas  por 100 g de água, quando a temperatura é de 100 ºC. Deve-se ainda salientar que há dois tipos distintos de substâncias: a. Substâncias simples  –  presença de um só elemento químico. Exemplo: ferro (Fe), ouro (Au) etc.

 b. Substâncias compostas  –   presença de mais de um elemento químico. Exemplo: água (H2O), álcool (C2H5OH) etc. Substância composta é frequentemente confundida com material, embora existam diferenças fundamentais entre eles, como no caso da substância composta sulfeto de ferro (FeS) e o material constituído pelas substâncias ferro (Fe) e enxofre (S). No primeiro caso, o ferro e o enxofre vêm tão intimamente ligados (ligação química) que nem um nem outro mantêm suas propriedades originais, nem mesmo são facilmente separáveis. Nos materiais ferro e enxofre, cada substância componente (ferro e enxofre) mantém as suas propriedades individuais e é facilmente separada uma da outra. Este experimento tem como objetivo criar noções básicas quanto à distinção de substâncias e materiais, bem como apresentar algumas técnicas de fracionamento.

PARTE EXPERIMENTAL Materiais Utilizados  Balão Volumétrico;  Bastão de Vidro;  Béqueres de 100 mL; Bico de Bunsen ou chapa aquecedora;   Condensador  Garras  Haste universal  Papel-filtro (qualitativo) Tela de amianto  Termômetro (0-100ºC)   Tripé de ferro  Funil analítico

Reagentes  Enxofre  KI 0,1 mol/L  Pb(NO3)2 0,05 mol/L  Vinho

Procedimento d) Distinção entre material e substância Observe atentamente as amostras contidas nos tubos de ensaio tampados e classifique-as em substâncias (simples ou compostas), material homogêneo e material heterogêneo, de acordo com as informações fornecidas na Tabela 2 e suas observações.

Tabela 2. Conteúdo das amostras para análise.  Número Amostra

Conteúdo

1

Enxofre

S2

2

Vinho

CH3CH2OH + H2O

3

Álcool

CH3CH2OH

4

PbI2(aq) em excesso

PbI2 + H2O

5

Solução de KI (0,01mol/L)

KI + H 2O

6

Solução de Pb(NO3)2 (0,05mol/L) Pb(NO3)2 + H2O

7

Desconhecida

8

Desconhecida

Caso não se soubesse que a amostra número 03 é álcool, o que fazer para se certificar disso?

e) Critérios de pureza Analise as amostras 07 e 08 conforme o procedimento abaixo. 1º. Coloque cerca de 50 mL da amostra em um béquer e inicie o aquecimento sobre uma chapa aquecedora (ou tela de amianto e bico de bunsen, caso a amostra não contenha componente inflamável). 2º. Anote a temperatura da amostra, com o auxilio de um termômetro, de minuto em minuto (ou em intervalos maiores, se conveniente) até ebulição. 3º. Continue o aquecimento por mais 15 minutos e verifique se durante a ebulição a temperatura continua a subir ou não. 4º. Com os dados obtidos, faça um gráfico de temperatura versus tempo. Durante a ebulição, a temperatura variou? A amostra é uma substancia ou um material?

c) Fracionamento de materiais 1º. Em um béquer, junte volumes iguais das amostras nº 5 e nº 6. O que se observa? Classifique o sistema formado. Que procedimento poderia ser usado para separar seus constituintes? Justifique.

2º. Em se tratando de materiais heterogêneos de sólidos e líquidos, a técnica de fracionamento geralmente usada é a filtração. Monte a aparelhagem e execute a filtração. Que substâncias  passaram por ele (filtrado)? 3º. Com o auxílio de uma pisseta, lave o precipitado com água por três vezes. Justifique a realização desta operação. 4º. Com o auxílio de uma espátula, coloque o precipitado num frasco apropriado. 5º. Coloque cerca de 10 mL da amostra nº 7 em um béquer e leve ao aquecimento até secura. Ficou resíduo no béquer? 6º. Repita o procedimento com a amostra nº 8. Ficou resíduo no béquer? Em caso afirmativo, ocorreu o fracionamento da amostra. Qual o nome da técnica utilizada neste procedimento? 7º. Para fracionar material constituído de dois líquidos miscíveis, em geral a melhor técnica talvez seja a da destilação. A amostra nº 2 é um material homogêneo, cujos principais componentes são a água (PE =100º C) e o álcool (PE = 78 ºC). Monte a aparelhagem, conforme a explicação do professor, para separar os dois. Em que principio se baseia esta separação? 8º. Observe o aumento da temperatura durante esta experiência, a qual, como se trata de um material, varia durante a ebulição. Ao atingir os 90 ºC, troque o recipiente de coleta do destilado. Assim você obterá duas frações. 9º. Sugira um teste para caracterizar as substâncias obtidas nas duas frações. Que substância  predomina em cada uma delas?

Para conter no relatório - Descrever o experimento realizado nesta aula, apresentando as explicações devidas sobre cada  passo seguido. - Fazer uma pesquisa bibliográfica sobre o assunto abordado na aula das principais técnicas de separação utilizadas em laboratórios químicos. - Seguir rigorosamente as normas para apresentação do relatório.

5.3. Experimento 3 –  Técnicas para Determinação da Densidade de uma Amostra As substâncias químicas possuem propriedades físicas distintas de tal modo que, a determinação minuciosa dessas propriedades, pode levar à sua identificação. Essas propriedades, tais como: ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade, que têm valores estabelecidos para cada substância, não dependem da quantidade de substância e são chamadas de  propriedades intensivas .  Na análise de uma amostra desconhecida as comparações das propriedades físicas obtidas para essa substância com os dados da literatura pode conduzir à sua identificação. As propriedades físicas, geralmente listadas nos Handbooks, são: cor, forma cristalina (se sólido), índice de refração (se líquido), densidade, solubilidade em vários solventes, ponto de fusão,  ponto de ebulição e características de sublimação. Quando um novo composto é isolado ou sintetizado, essas propriedades, quase sempre, acompanham o registro na literatura. A densidade de uma substância é a razão da sua massa por unidade de volume; ela pode ser obtida, matematicamente, pela divisão entre esses dois valores. A fórmula é: d = m/V, onde d é a densidade, m é a massa e V é o volume. Mesmo que a massa e o volume dependam da quantidade da substância (essas são propriedades extensivas), a razão é constante, a uma dada temperatura. As unidades de densidade mais empregadas são: g/mL ou g/cm3, a 20 ºC. A temperatura deve ser mencionada, uma vez que o volume da substância varia com a temperatura e, portanto, também a densidade. Seguem na Tabela 3 alguns valores de densidade de alguns materiais.

Tabela 3. Densidade de alguns materiais Amostra

Fórmula Química

Densidade (g/mL)

Temperatura (°C)

Água Óleo de soja Cimento Cloreto de Sódio Ferro Brita 1 Brita 2 Brita 3 Este experimento tem como objetivo a determinação da densidade de uma amostra desconhecida, demonstrando dessa forma um dos métodos de determinação das propriedades físicas das substâncias.

PARTE EXPERIMENTAL Materiais Utilizados  Balança analítica;  Béqueres;  Erlenmeyer;  Espátulas;  Pipetas volumétricas;  Provetas;

Reagentes  Água;  Cimento;  Brita;  Óleo;  Sal;  Pregos;

Procedimento

f) Determinação da densidade de sólidos 1. Pesar cada amostra e anotar a massa com precisão de 0,01g (duas casas decimais) na Tabela 1. 2. Em uma proveta de 100,0 mL, adicionar água até aproximadamente a metade. Anotar cada volume com precisão de 0,1mL. 3. Colocar, cuidadosamente, cada amostra sólida dentro da proveta previamente preparada. Certificar-se de que não há bolhas aderidas ao metal. 4. Ler e anotar o novo volume (com precisão de 0,1mL). Assumindo que o sólido não se dissolve e nem reage com a água , a diferença entre os dois níveis de água na proveta, representa o volume da amostra. Anotar o resultado na Tabela 4. 5. Recuperar a amostra, secá-la cuidadosamente e guardá-la no frasco apropriado. 6. Repetir o procedimento com as demais amostras. 7. De posse dos dados, efetue o cálculo da densidade de cada amostra, observando os algarismos significativos que deverão ser considerados. Compare os valores experimentais com os valores da literatura fornecidos na Tabela 3, e calcule a porcentagem de erro experimental. 8. Observe e aponte quais amostras Tabela 3 não podem ser calculadas a densidade seguindo esse  procedimento e explique o porque. 9. Identificando as amostras descreva como deve ser feito o cálculo para a determinação da densidade.

Amostra

Tabela 4. Dados experimentais dos sólidos. Massa obtida Volume obtido (g) (mL)

Densidade Experimental

Brita (5 a 10 un.) Brita (15 a 20 un.) Prego (3 a 6 un.) Cloreto de Sódio (NaCl) Cimento g) Determinação da densidade de líquidos 1. Colocar água destilada em um erlenmeyer de 125 mL, até cerca da metade de seu volume. 2. Inserir um termômetro e, após alguns instantes, medir a temperatura da água. 3. Pesar ou tarar um béquer de 25 mL, limpo e seco, com precisão de 0,01g. 4. Com uma pipeta volumétrica de 10,0 mL, transferir 10,0 mL do líquido fornecido para o béquer  previamente pesado ou tarado. 5. Pesar imediatamente o conteúdo do béquer, e anotar a massa com precisão de 0,01g na Tabela 5. 6. Recolher o líquido utilizado, num frasco apropriado. Repetir o procedimento com todas as amostras, iniciando cada determinação com um novo béquer de 25 mL, limpo e seco. 7. De posse dos dados, efetue o cálculo da densidade de cada amostra, observando os algarismos significativos que deverão ser considerados. Compare os valores experimentais com os valores da literatura, listados na Tabela 3, e calcule a porcentagem de erro experimental.

Amostra

Tabela 5. Dados experimentais dos líquidos. Massa obtida Volume obtido (g) (mL)

Densidade Experimental

Água Óleo de soja Etanol Para conter no relatório - Descrever o experimento realizado nesta aula, apresentando as explicações devidas sobre cada  passo seguido. - Fazer uma pesquisa bibliográfica sobre o assunto abordado na aula, e relacionar o tema com as utilizações industriais das diferentes densidades dos materiais em processo de separação. - Pesquisar as diferenças entre Peso Específico, Densidade Aparente e Densidade Relativa. - Seguir rigorosamente as normas para apresentação do relatório.

5.4. Experimento 4 –  Separação de Fases Líquidas por Adição de um Soluto Considerando combinações entre dois líquidos (sistemas binários), os componentes podem ser totalmente miscíveis, parcialmente miscíveis ou imiscíveis. Exemplos bem conhecidos desse comportamento diferenciado são os sistemas água/álcool (perfeitamente miscíveis) e água/óleo (imiscíveis). A miscibilidade ou compatibilidade entre dois líquidos baseia-se na semelhança da constituição das respectivas moléculas, e, consequentemente, na semelhança dos tipos de interação intermolecular em cada substância. Assim, o álcool etílico miscível com água em qualquer proporção,  pois os dois componentes são constituídos por moléculas pequenas caracterizadas por funções OH(água: HOH, etanol: C2H5OH). À medida que aumentamos a cadeira hidrocarbônica do álcool, a molécula perde gradualmente a sua semelhança estreita com a água. Assim, o butanol (C 4H9OH) é apenas parcialmente miscível com água e o octanol (C 8H17OH) é praticamente imiscível com água. Os líquidos mais utilizados como  solventes no laboratório ou na indústria podem ser classificados de acordo com suas polaridades, conforme valores dos momentos de dipolo moleculares ou das constantes dielétricas dos líquidos: a. Solventes de polaridade elevada (água, etilenoglicol, etc.);  b. Solventes de polaridade média (metanol, etanol, acetona, etc.); c. Solventes de polaridade baixa (hidrocarbonetos em geral); Os solventes de um mesmo grupo sempre são miscíveis entre si. De um modo geral, os do grupo (B) são miscíveis tanto com os do grupo (A) quanto com aqueles do grupo (C). Os líquidos do grupo (A) não são miscíveis nos do grupo (C). A miscibilidade de um líquido com outro pode ser prevista qualitativamente pelo exame estrutural das moléculas que compõe as substâncias. Todavia, quantitativamente, propriedades como o momento de dipolo e a constante dielétrica podem ser levadas em consideração.

A separação de uma fase orgânica a partir de sua mistura homogênea com água é possível pela adição de um sal. Esse procedimento é conhecido como salti ng out ; sendo utilizado no laboratório e na indústria, por exemplo, de fabricação de sabão.

Este experimento tem como objetivo observar e avaliar algumas propriedades físicas das substâncias e relacioná-las com sua constituição molecular.

PARTE EXPERIMENTAL Materiais Utilizados  Espátulas;  Estante para tubos;  Tubos de ensaio.

Reagentes  Acetona;  Cloreto de amônio sólido; Cloreto de sódio sólido;   Sulfato de sódio sólido; Solução alcóolica de Iodo sólido (10g/L). 

Procedimento 1º. Prepare três tubos de ensaio, numerados, com misturas de 2 mL de água e 4 mL de acetona; 2º. Adicione a cada tubo duas ou três gotas da solução alcoólica de iodo e agite; 3º. Acrescente ao primeiro tubo ± 0,5 g de cloreto de sódio, ao segundo tubo, ± 0,5 g de cloreto de amônio e, ao terceiro, ± 0,5 g de sulfato de sódio; 4º. Feche os tubos com uma rolha adequada, segure a rolha e agite as misturas vigorosamente; 5º. Deixe os tubos em repouso por 15 minutos e observe a separação de fases líquidas.

Observação: a função do iodo é facilitar o reconhecimento das fases, pois, sendo mais solúvel em acetona, confere uma coloração amarelada a esse solvente. Essa identificação pode ser realizada visualmente por meio da interface no sistema heterogêneo

Para conter no relatório - Descrever o experimento realizado nesta aula, apresentando as explicações devidas sobre cada  passo seguido, explicando as reações químicas (se ocorreram). - Fazer uma pesquisa bibliográfica sobre o assunto abordado na aula, fazendo relação à solubilidade dos compostos. - Realizar uma pesquisa bibliográfica sobre os principais solventes químicos utilizados na construção civil. - Seguir rigorosamente as normas para apresentação do relatório.

5.5. Experimento 5 –  Determinação do Teor de Álcool Etílico em Gasolina A utilização do petróleo como fonte de energia foi essencial para garantir o desenvolvimento industrial verificado durante o século XX. Através da sua destilação fracionada,  podem-se obter vários produtos derivados de grande importância econômica, tais como o gás natural, o querosene, o diesel, os óleos lubrificantes, a parafina e o asfalto. No entanto, a fração do  petróleo que apresenta maior valor comercial é a gasolina, tipicamente uma mistura de hidrocarbonetos saturados que contém de 5 a 8 átomos de carbono por molécula. Um componente  presente exclusivamente na gasolina brasileira que merece destaque especial é o etanol. Seu  principal papel é atuar como antidetonante, em substituição ao chumbo tetraetila, que está sendo  banido devido à sua elevada toxicidade. A quantidade de etanol presente na gasolina deve respeitar os limites estabelecidos pela Agência Nacional do Petróleo ANP (teor entre 20% e 25% em volume). A falta ou excesso de álcool em relação aos limites estabelecidos pela ANP compromete a qualidade do produto que chega aos consumidores brasileiros. Assim, avaliar a composição da gasolina, verificando se o teor de álcool está adequado, é uma atitude muito importante.  Neste experimento a identificação do etanol na gasolina e o estudo da interação entre as moléculas de água, etanol e os hidrocarbonetos presentes na gasolina permitem abordar os conceitos de solubilidade e densidade, explorando as características das moléculas envolvidas para explicar os fenômenos observados. A geometria molecular, a polaridade da ligação covalente e das moléculas e as forças intermoleculares serão apresentadas para justificar os fenômenos macroscópicos observados. A quantificação do teor de etanol na gasolina é executada através de uma análise absoluta, que não exige a comparação com valores de referência. Desse modo, os fenômenos observados permitem a realização de uma análise química que explora as propriedades físicas e químicas das substâncias envolvidas. Este experimento tem como objetivo a realização de uma análise química que demonstre algumas propriedades físicas e químicas das substâncias, tais como: polaridade e solubilidade, utilizando um método comumente utilizado em laboratórios de análises de combustíveis.

PARTE EXPERIMENTAL Materiais Utilizados  Balança analítica;  Balão volumétrico de 500mL; Espátulas;   Estante para tubos; Pipetas volumétricas;   Proveta graduada de 100mL; Tubos de ensaio. 

Reagentes  Água destilada;  Cloreto de sódio; Etanol;   Gasolina comum; Iodo sólido;   Permanganato de potássio.

Procedimento

a) Identificação das fases no sistema água-etanol-gasolina Essa identificação pode ser realizada visualmente por meio da interface no sistema heterogêneo água-gasolina, já que a gasolina comercial possui uma coloração. Alguns testes serão realizados para verificar a solubilidade da gasolina e do etanol na água, utilizando permanganato de potássio, KMnO 4 (composto iônico) e iodo, I2 (substância covalente apolar) como indicadores de polaridade. Execute os testes 1, 2 e 3 na sequência indicada na Tabela 6, utilizando 3 mL das substâncias líquidas e uma pequena quantidade (uma pontinha de espátula) dos sólidos.

Tabela 6. Sequencia de adição de reagentes nos tubos de ensaio para identificação das fases com indicadores de polaridade. Teste

Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

01

Água

Água + I 2

Água + KMnO4

02

Gasolina

Gasolina + I2

Gasolina + KMnO4

03

Água + Gasolina Água + Gasolina + I 2 Água + Gasolina + KMnO 4

b) Preparação da solução de Cloreto de Sódio Após os devidos cálculos, prepare 500mL de uma solução 10% (m/V) de cloreto de sódio (NaCl).

c) Determinação do teor de álcool etílico em gasolina comum. 1º. Adicione 50 mL de gasolina a uma proveta de 100 mL; 2º. Adicione, na mesma proveta, 50 mL da solução de cloreto de sódio, recém preparada;

3º. Inverta 10 vezes a proveta e aguarde 10 minutos para realizar a leitura; 4º. Após os 10 minutos (tempo para a nítida separação entre as fases) registre o volume da fase aquosa; 5º. O volume da fase aquosa, inicialmente 50 mL, sofre um aumento após a mistura com a fase orgânica. A porcentagem de etanol presente na gasolina pode ser calculada a partir desse aumento do volume da fase aquosa, por meio da equação:

%  =

(  − 50) 

 100

Ou %  = (  − 50)  2

6º. Repita este procedimento mais duas vezes para uma determinação mais precisa do teor de etanol na gasolina.

Para conter no relatório - Descrever o experimento realizado nesta aula, apresentando as explicações devidas sobre cada  passo seguido, explicando as reações químicas (se ocorreram). - Fazer uma pesquisa bibliográfica sobre o assunto abordado na aula, fazendo relação às forças de ligação existentes entre as moléculas. - Realizar uma pesquisa bibliográfica sobre as propriedades físicas e químicas dos combustíveis comerciais (gasolina, álcool etílico, óleo diesel e biodiesel). - Comparar os valores da % de etanol em gasolina encontrada experimentalmente com os valores estipulados pela ANP como permitidos, consulte a legislação específica atual. - Seguir rigorosamente as normas para apresentação do relatório.

5.6. Experimento 6 - Equilíbrio Ácido-base e Reações Químicas Os átomos exceto os que contemplam o grupo dos gases nobres e alguns átomos de elementos de transição, não são encontrados isolados na natureza, pois, em contato uns com os outros com a finalidade de atingirem a estabilidade, tendem a se unir formando novas substâncias, sejam elas substâncias simples (quando átomos de mesmo elemento se unem) ou substâncias compostas (quando átomos de propriedades idênticas se unem). Essas substâncias formadas carregam em si propriedades característica de um grupo de substâncias que os discriminam em diversos grupos chamados de funções químicas.  Na área da química inorgânica, na qual estão os compostos de maior interesse para a indústria de construção civil, podemos distinguir quatro grupos. Os ácidos, as bases, os sais e os óxidos. Para os ácidos e as bases, existem três teorias que os identificam a partir de sua ação química. Em todas podemos extrair como convergente o princípio de déficit ou excesso de elétron. Os ácidos podem ser entendidos como substâncias altamente reativas em busca de elétrons, visto que em sua estrutura possuem átomo(s) de hidrogênio que facilmente se ionizam, em água, como cátions ou reagem diretamente atacando uma ligação química de outra substância em busca da captura de elétrons para se estabilizar, visto que o hidrogênio como cátion é equivalente a um  próton, mais reativo a seu estado fundamental, portanto, altamente carente de elétrons. Podemos citar como exemplo de ácidos o ácido clorídrico “HCl”, ácido fluorídrico “HF”, ácido bromídrico “HBr”, ácido carbônico “H2CO3”, ácido sulfúrico “H2SO4”, fluoreto de boro “BF 3”, entre outros.

Já as bases, possuem em sua estrutura um grupo com excesso de elétrons, ou gera, em água, um íon com elétrons excedentes. O ânion mais característico de uma base é a hidroxila (OH -), que possui além dos pares de elétrons livres do oxigênio que não participam nas ligações químicas de sua estrutura, um elétron livre de fácil acesso para cátions ou grupos químicos que possam aceitar o mesmo. Como exemplo de bases que apresentam a hidroxila em sua estrutura e a disponibiliza em água - mais facilmente quanto maior for sua solubilidade - podemos citar o hidróxido de sódio “NaOH”, hidróxido de cálcio “Ca(OH) 2”, hidróxido de magnésio “Mg(OH) 2”, hidróxido de alumínio “Al(OH) 3”.

Dentre as demais bases que não apresentam em suas

composições este ânion, mas, que apresentam excesso de elétrons, cita-se como exemplo mais representativo a amônia “NH3”.

Os sais são compostos sólidos a temperatura ambiente caracterizados por apresentarem ânion proveniente de um ácido e cátion proveniente de uma base, portanto, podemos considerar todo sal um composto iônico. E conforme algumas teorias preconizam, também podem ser entendidos como um dos produtos de neutralização entre as propriedades funcionais de um ácido e uma base, onde, o hidrogênio em sua forma catiônica em busca de elétrons se estabiliza ao encontrar o mesmo em excesso no grupo hidroxila gerando a água “H 2O” e os íons remanescentes

 por atração eletrostática conduzem a formação do sal. Como exemplo podemos citar a reação de neutralização entre o ácido carbônico e o hidróxido de sódio, gerando como produtos o carbonato de cálcio “CaCO3” e água, conforme apresentados na

Ca(OH)2(aq) + H2CO3(aq)

2O(l) +

Equação química 01 . CaCO3(aq)

[Equação química 01]

 Nota-se que o cátion “Ca 2+” proveniente da base se une ao ânion carbonato “CO 32-”  proveniente do ácido formando um composto iônico. E a quarta função inorgânica conhecida, contempla todos os compostos que apresentam o elemento oxigênio como o único elemento constituinte do ânion de uma substância, os óxidos. Ainda, podemos afirmar que todo óxido apresenta o oxigênio como o elemento mais eletronegativo, mas, nem toda substância que apresenta o oxigênio como elemento mais eletronegativo pode ser discriminado como óxido, visto que ácidos, bases e sais também podem apresentar oxigênio em sua estrutura no critério de elemento mais eletronegativo. O exemplo de óxido que é mais conhecido na indústria da construção civil é o óxido de cálcio, também conhecido usualmente como cal “CaO”.

Sendo este um dos reagentes necessário para a fabricação do clínquer, que após processo de trituração e misturas de outros componentes dá origem ao cimento. Este experimento teve como objetivo identificar as funções inorgânicas de amostras diversas por testes qualitativos de identificação e trabalhar reações específicas para caracterização de amostras desconhecidas.

PARTE EXPERIMENTAL Materiais Utilizados  Tripé  Tela de Amianto  Bico de Bünsen  Fio Niquel-cromo  Papel Tornasol Vermelho  Papel Tornasol Azul  Papel Universal  Tubo de Ensaio (11)  Béquer de 50 mL (2)  Proveta de vidro 10 mL (2)  Vidro Relógio (2)  Pipeta de Pasteur (5)  Bastão de Vidro (1)

Reagentes  HCl(aq) 1,0 mol L-1  CH3COOH (aq) 1,0 mol L-1   NaOH (aq) 1,0 mol L-1   NH4OH (aq) 1,0 mol L-1*  - AgNO3(aq) 1,0 mol L-1**  - Fenolftaleína  - Vermelho de Metila  - Verde de Bromocresol * fazer a solução no dia e turno da aula

** fazer a solução na semana da aula

Procedimento Enumere 11 tubos de ensaio de 1-11 e siga as instruções a seguir.

A) Funções Inorgânicas (PARTE A): Ácidos, Bases e Indicadores 1º.Amostra I (HCl) a) Em um tubo de ensaio (n° 1), adicione 10 gotas de solução de HCl e 1 gota do indicador fenolftaleína.  b) Em um tubo de ensaio (n° 2), adicione 10 gotas de solução de HCl e 1 gota do indicador vermelho de metila.

2º.Amostra II (NaOH) a) Em um tubo de ensaio (n° 3), adicione 10 gotas de solução de NaOH e 1 gota do indicador fenolftaleína.  b) Em um tubo de ensaio (n° 4), adicione 10 gotas de solução de NaOH e 1 gota do indicador vermelho de metila.

3º.Amostra III (NH 3) a) Em um tubo de ensaio (n° 5), adicione 10 gotas de solução de NH4OH e 1 gota do indicador fenolftaleína.  b) Em um tubo de ensaio (n° 6), adicione 10 gotas de solução de NH4OH e 1 gota do indicador verde de bromocresol.

4º.Amostra IV (CH 3COOH) a) Em um tubo de ensaio (n° 7), adicione 10 gotas de solução de HAc e 1 gota do indicador fenolftaleína.  b) Em um tubo de ensaio (n° 8), adicione 10 gotas de solução de HAc e 1 gota do indicador vermelho de metila.

5º.Amostra I / papel universal: Em um vidro relógio adicione 1-2 gota(s) da amostra I em um pedaço de papel tornassol azul, 1-2 gota(s) da amostra I em um pedaço de papel tornassol vermelho e 1-2 gota(s) da amostra I em um  pedaço de papel universal.

6º.Amostra II / papel universal: Em um vidro relógio adicione 1-2 gota(s) da amostra II em um pedaço de papel tornassol azul, 1-2 gota(s) da amostra II em um pedaço de papel tornassol vermelho e 1-2 gota(s) da amostra II em um pedaço de papel universal.

B) Funções Inorgânicas (PARTE B): Sais e Óxidos 7º.Reação (Neutralização) entre Amostra I (NaOH) e Amostra II (HCl): Adicione em um béquer de 50 mL, com o auxílio de uma proveta de 10 mL, 5,0 mL da amostra I e 5,0 mL da amostra II. Com o auxílio de um bastão de vidro, homogeneíze a solução.

8º.Evaporação da Solução (NaCl): Ferva o béquer com a solução obtida no item 7 até a evaporação completa da água.

9º.Confirmação do Sal Obtido a. Teste de Chama (Na+) Com o auxilio de um fio de níquel-cromo, leve uma pequena porção do sal obtido no item 8 à chama estabilizada em coloração azul. (A cor laranjada confirma a presença de íons sódio (Na+).

b. Precipitação (Cl-) Em um tubo de ensaio (n° 11), solubilize uma pequena porção do sal obtido no item 8, em seguida, adicione 1-2 gotas de solução de AgNO3 1,0 mol L-1. Um precipitado branco confirma a presença de íons cloreto (Cl-).

10º.

Amostra V (água com gás):

Em um tubo de ensaio (n° 9) adicione 5,0 mL de amostra e 2 gotas de verde de bromocresol.

11º.

Sopro

Adicione em um béquer de 50 mL, com o auxílio de uma proveta de 10 mL, 5,0 mL de água destilada e 2 gotas de verde de bromocresol, em seguida, com o auxílio de um canudo, sopre LENTAMENTE CO2 dentro da solução.

Para conter no relatório - Descrever o experimento realizado nesta aula, apresentando as explicações devidas sobre cada  passo seguido, explicando as reações químicas (se ocorreram). - Fazer uma pesquisa bibliográfica sobre o assunto abordado na aula, fazendo relação às  propriedades ácidas e básicas dos compostos químicos. - Escrever, organizado em uma tabela, o número da amostra, as observações experimentais e conclusões a cerca das funções inorgânicas de todas as amostras. (incluindo o valor de pH observado no papel universal para as amostras I e II); - Escreva corretamente as equações químicas para as reações que ocorrem nos itens 7 e 9.2. - Escrever o nome oficial (IUPAC  –  Internetional Union of Pure and Applied Chemistry ) de todas as substâncias que foram utilizadas ou formadas durante a prática cujo a composição química é conhecida; - Descrever passo a passo como podemos separar a solução do item 7, preservando as todas substâncias. - Explicar como se podem separar todos os componentes da mistura resultante no item 9.2. - Explicar porque nos itens 7 e 11 foram utilizadas provetas e não pipetas. - Dissertar brevemente sobre: (a) precisão de vidrarias; (b) métodos de análises qualitativos; (c) métodos de análises quantitativos e (d) calibração de vidrarias para análises quantitativas. - Seguir rigorosamente as normas para apresentação do relatório.