Reações Químicas



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Práticas de

Química Geral

e Orgânica

para

Engenharia

Ambiental


INTRODUÇÂO
A química é uma ciência experimental e se ocupa especialmente das transformações das substâncias, de sua composição e das relações entre estrutura e composição.

O objetivo das aulas no laboratório é propiciar aos alunos a consolidação dos conhecimentos teóricos, bem como promover e ampliar o seu aprendizado com experimentos.

Os alunos serão avaliados através dos relatórios, onde valerão uma nota de 0,0 a 10,0 e serão avaliados os seguintes critérios:


  • a correção e a clareza na redação de relatórios;

  • o desempenho na execução do levantamento bibliográfico;

  • a capacidade para trabalhar com independência e eficiência no laboratório;

  • o aproveitamento na associação de conceitos teóricos e práticos.


MODELO DE RELATÓRIO
Os relatórios devem ser redigidos pelos alunos considerando que outras pessoas, além do professor, estão interessadas em obter informações sobre os fatos observados. A princípio, esses leitores não conhecem o resultado previsto de cada experiência e precisam ser convencidos da validade dos dados e conclusões apresentadas. Dessa forma, é importante que todas as etapas do experimento sejam descritas e discutidas de modo claro e conciso.
FORMATAÇÃO DO RELATÓRIO

Folha de papel A4

Margens:

Esquerda e superior: 3 cm Direita e inferior: 2 cm



Fonte: Arial ou Times New Roman Tamanho: 12

Espaçamento entre linhas: 1,5

Margem do parágrafo: 1,25 cm


Preparação do Relatório de aula prática

Após a aula prática, reúna-se com seu grupo para pesquisar. Atente para as partes que vão compor o seu relatório:



  1. CAPA

  2. INTRODUÇÃO: Essa parte deverá conter uma breve introdução sobre os assuntos abordados na aula prática (não precisa ser muito extenso). Por último deve conter os objetivos da aula prática.

Obs.: Na introdução não se deve fazer menção aos resultados observados na prática.

  1. MATERIAIS E REAGENTES

  2. PROCEDIMENTOS: Ver elaboração de fluxograma de experimentos.

  3. RESULTADOS E DISCUSSÃO: Apresente e discuta todos os resultados da execução da prática. Não omita nada. Mesmo que o resultado não seja o previsto, também faz parte a discussão do que deu errado. Apresente as reações químicas ocorridas. Explique os fenômenos ocorridos.

  4. CONCLUSÃO: Mostre o que você conseguiu entender com essa aula prática e o que mudou na sua forma de perceber as transformações da matéria. Não escreva nada direcionado ao professor, principalmente no que diz respeito à nota do relatório.

  5. REFERÊNCIAS

As fontes de pesquisa que você utilizou devem ser mencionadas aqui da seguinte forma:

SOBRENOME DO AUTOR, Nome. Título da obra. Volume. Edição. Editora. Cidade. Ano. Nº de páginas.



Observações

Este modelo de relatório é apenas uma sugestão que deve ser adaptada às necessidades de cada aula prática.



ELABORAÇÃO DE FLUXOGRAMA DE EXPERIMENTO
Antes de entrar no laboratório para desenvolver qualquer trabalho, um bom químico deve saber exatamente quais procedimentos deverão ser seguidos. Portanto, para que uma atividade experimental seja bem sucedida é necessário que se faça um bom planejamento. Uma das formas de facilitar a interpretação de um roteiro de experimento é representá-lo de forma diagramática como em um fluxograma. A seguir estão descritos os símbolos comumente utilizados para a montagem de fluxogramas.
a) Os nomes, fórmulas e quantidades dos materiais iniciais (reagentes) são inscritos em um retângulo colocado no começo do diagrama. A partir da base do retângulo traça-se uma linha vertical que chega até a fase operacional seguinte:

b) A adição de um reagente aos materiais iniciais é indicada por meio de uma flecha perpendicular à linha vertical que une as duas fases do processo:



c) Indica-se a retirada de uma porção da mistura de reação com uma flecha que parte da linha vertical. A porção separada ficará entre duas linhas horizontais paralelas:



d) As operações realizadas na mistura de reação que não impliquem em separação de componentes devem ser representadas pela interrupção da linha vertical, por duas linhas horizontais paralelas. Adecrição da operação fica compreendida no espaço entre as duas linhas:



e) Uma operação que implique na separação dos componentes da mistura é indicada traçando-se uma linha horizontal no fim da linha vertical. O nome da operação é escrito entre parênteses, debaixo da linha horizontal. Os produtos resultantes de uma separação são encerrados em retângulos, os quais são unidos por linhas verticais às extremidades da linha horizontal:




f) Os produtos resultantes de qualquer operação também são fechados em retângulos:



Exemplo de Fluxograma

Como exercício, tome o fluxograma acima e escreva o procedimento que está sendo representado.



Referência

CHEMICAL BOND APPROACH PROJECT. Química CBA - Sistemas Químicos, Vol.1. São Paulo: EDART Livraria Editora, 1969, p. 266-267.


Experimento 01: Preparo de soluções




1. OBJETIVOS
· Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo o preparo de soluções

· Preparar soluções a partir de solutos sólidos e solutos líquidos

· Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque

· Conhecer a técnica de preparo e diluição de soluções


2. INTRODUÇÃO

A química em soluções e amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse sentido o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância tendo em vista que grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não aquosa. Uma solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que podem ser iônicas ou moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As outras substâncias são chamadas de solutos.


Preparo de soluções
- Hidróxido de Sódio 0,5 M

- HCl 0,5 M


Anotar todos os materiais e reagentes utilizados


___________________________________________________________________
3. PROCEDIMENTO

A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir a possibilidade de contaminações ou acidentes.

B. Decidir qual o volume de solução a preparar.

C. Efetuar os cálculos necessários.


  1. Medir a massa de soluto necessária.

  2. Transferir o soluto para um bequer lavando o vidro de relógio com solvente de modo a arrastar todo o soluto.

  3. Dissolver todo o soluto utilizando apenas uma parte do solvente agitando com um bastão de vidro.

  4. Verter a solução para o balão volumétrico, com auxílio de um funil, lavando o bequer, o bastão de vidro e o funil com solvente para arrastar todo o soluto.

  5. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com conta-gotas.

  6. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão de diluição.


Experimento 02: Calores das reações e a Lei de Hess



1 OBJETIVO
Investigar a geração ou a absorção de calor durante uma reação química.
2 INTRODUÇÃO
2.1 Lei de Hess
À pressão constante, a variação de calor associada a uma transformação química é conhecida como entalpia de reação (ΔHR) e que por definição, é dada como a diferença entre a quantidade de calor do sistema após a transformação (HF) e a quantidade de calor inicial (HI).
ΔH = HF - HI
HF e HI são, às vezes, referenciados como entalpia dos produtos e dos reagentes respectivamente. Uma transformação espontânea ocorra necessariamente e sempre com liberação de energia, que pode se manifestar sob as mais variadas formas. Quando esta transformação absorve energia ela é chamada de transformação endotérmica (ΔH>0); quando ela libera energia, ela é chamada transformação exotérmica (ΔH<0).
Determinação do calor de reação
Na determinação do calor de reação, usaremos um frasco erlenmeyer de 125 mL para servir como um calorímetro simples.

Consideraremos que o calor de reação será usado apenas para modificar a temperatura da solução aquosa e do frasco, desprezando pequenas perdas de calor para o ambiente.

A partir das variações de temperatura e das massas dos reagentes, podemos calcular o número de calorias desprendidas ou absorvidas com a seguinte relação:
Q = m . c . Δt
Q = quantidade de calor desprendido ou absorvido; m = massa do corpo; c = calor

específico e Δt = variação de temperatura.

Define-se calor específico, como a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5 ºC a 15,5 ºC, a temperatura de 1 g de água, (calor específico da água: 1cal/g.ºC). Para alterar de 1 ºC a temperatura de 1 g de vidro, precisa-se de 0,2 calorias, (calor específico do vidro: 0,2 cal/g. ºC).

Não é necessário determinar a massa da água usada, porque 1 mL de água tem a massa aproximada de 1 g de água e iremos determinar o volume com precisão de aproximadamente de 1 mL.


PARTE EXPERIMENTAL: LEI DE HESS


  1. Materiais e reagentes




Erlenmeyer de 125 mL

Termômetro

Becker de 100 mL

Vidro de relógio pequeno

Becker de 50 mL

Bastão de vidro

Proveta de 100 mL

NaOH (s)

Espátula

Sol. HCl

Balança analítica

Sol. NaOH



  1. PROCEDIMENTOS

Nesta experiência, serão medidas e comparadas, as quantidades de calor envolvidas nas 3 reações abaixo:


Reação 1 (R1): O hidróxido de sódio sólido dissolve-se em água para formar uma

solução aquosa de íons Na+ e íons OH-.


Reação 2 (R2): O hidróxido de sódio sólido reage com uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio para formar água e uma solução aquosa de íons Na+ e íons Cl-
Reação 3 (R3): Uma solução aquosa de hidróxido de sódio para formar água e uma solução aquosa de íons Na+ e íons Cl-
Determinação do calor de R1

  1. Determine a massa de um frasco erlenmeyer de 125 mL ou 250mL limpo e seco, com aproximação de 0,0001 g;

  2. Coloque no frasco 100 mL de água destilada em temperatura ambiente. Agite cuidadosamente com um bastão de vidro durante alguns minutos e anote a temperatura com uma aproximação de 0,2 ºC;

  3. Use um becker pequeno (25 mL) para pesar 1g de hidróxido de sódio, NaOH, com uma aproximação de 0,0001g (pese aprox. 10 pastilhas rapidamente porque o NaOH(s) absorve umidade);

  4. Transfira essa quantidade de NaOH(s) para o frasco erlenmeyer preparado no item (2), introduza o termômetro na solução e dissolva o sólido com o auxílio de um bastão de vidro (NUNCA USE O TERMÔMETRO PARA ESSA FINALIDADE).

  5. Determine a temperatura mais elevada do sistema;

  6. Lave muito bem o frasco com água (não precisa secá-lo) e passe para a reação 2.


Determinação do calor de R2

  1. Utilize o frasco erlenmeyer da reação 1 (R1), anotando o peso em gramas (etapa 1ª), já determinado;

  2. Coloque 100 mL de HCl 0,25 mol.L-1 (ou diluir a existente) no frasco erlenmeyer de 125 mL;

  3. Repetir os itens (3) e (4) e (5) da reação 1 (R1);

  4. Lave muito bem o frasco com água (não precisa secá-lo), e passe para a reação 3.


Determinação do calor de R3

  1. Coloque 50 mL de uma solução 0,5 mol.L-1 de HCl (ou diluir a existente) no frasco erlenmeyer usado nas reações anteriores. Medir numa proveta 50 mL de solução 0,5 mol.L-1 de NaOH. As duas soluções devem estar à temperatura ambiente ou ligeiramente abaixo. Verifique isto com um termômetro (lave-o antes de passá-lo de uma solução para outra). Anote as temperaturas;

  2. Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico. Misture com um bastão de vidro e anote a temperatura mais elevada que o sistema atingir.




  1. RESULTADOS

Para cada reação, determinar:



  1. Quantidade de calor absorvida pela solução, ΔHs = ms.1,0.Δt.

  2. Quantidade de calor absorvida pelo frasco, ΔHf = mf .0,2.Δt.

  3. Quantidade total de calor absorvido, ΔHt.

  4. Quant. de matéria (Número de mols) de NaOH usados em cada reação, n.

  5. As equações que representam as reações químicas realizadas

  6. Se você usasse 4 g de NaOH(s) na reação R1, quantas calorias teriam sido liberadas? Que conseqüência isto teria sobre o valor de ΔH1, o calor desenvolvido por mol na reação 1?


Experimento 03: Cinética Química



1 OBJETIVO


  • Verificar alguns fatores que influenciam na velocidade das reações químicas: temperatura, superfície de contato e efeito do catalisador.


2 INTRODUÇÃO
A cinética química estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que nela interferem. Podemos observar sua influência em processos do nosso dia-a-dia, como fermentação da massa de pães, a formação da ferrugem, a combustão de derivados do petróleo e a decomposição de alimentos e de vários tipos de materiais presentes no lixo.

Os principais poluentes atmosféricos da combustão, nos motores automotivos (álcool, gasolina e diesel), são os NOx (NO, NO2 etc.) e o CO. Tais gases devem ser transformados rapidamente em outros, que sejam atóxicos ou de menor toxidez, e para isso são utilizados os catalisadores. Os equipamentos projetados para fazer essas conversões apresentam grandes superfícies de contato revestidas com metais catalisadores (Pt, Pd e Rh). Dessa forma, os produtos da combustão são transformados em componentes naturais do ar atmosférico (N2, O2, H2O e CO2).


3 MATERIAIS E REAGENTES:


  1. Materiais




  • Suporte para tubos de ensaio

  • Tubos de ensaio

  • Pipeta graduada de 10 mL

  • Proveta de 50 mL

  • Cronômetro

  • Béquer

  • Almofariz




  1. Reagentes




  • Comprimidos efervescentes

  • KMnO4

  • H2O2 10 vol.


  1. PROCEDIMENTOS


A - EFEITO DO CATALISADOR
Tubo 1


  • Adicione 10 mL de H2O2 10 volumes no tubo de ensaio 1.


Tubo 2


  • Adicione 10 mL de H2O2 10 volumes no tubo de ensaio 2.

  • Em seguida, adicione uma pequena quantidade de KMnO4 sólido.

  • Observe e anote o ocorrido.

Compare os resultados obtidos nos tubos 1 e 2.
B – EFEITO DA TEMPERATURA E DA SUPERFÍCIE DE CONTATO NA VELOCIDADE DE REAÇÃO


  • Adicionar 50 mL de água em 03 béqueres;

  • Em um dos béqueres, resfriá-lo mergulhando-o durante alguns minutos em um banho de gelo;

  • Cortar o comprimido de antiácido em 4 partes aproximadamente iguais;

  • Pulverizar no almofariz uma das partes do antiácido;

  • No béquer número 1, adicionar uma das partes do antiácido, cronometrando o tempo de reação;

  • No béquer número 2, adicionar o antiácido pulverizado, cronometrando o tempo de reação;

  • No béquer número 3, aquele que foi anteriormente mergulhado no banho de gelo, adicione outra parte do antiácido, também cronometrando o tempo de reação.

Experimento 04: Ácidos, Bases e o Princípio de Le Chatelier



1 OBJETIVO
Observar deslocamento do equilíbrio químico causados pela adição de íons H+ e OH-, de acordo com o princípio de Le Chatelier.
2 INTRODUÇÃO
As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes em produtos, pois todas elas tendem a alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é constante. O que significa dizer que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e, por isso, não são mais observadas modificações macroscópicas do sistema em estudo. Diz-se que o equilíbrio químico é dinâmico, pois as reações direta e inversa continuam a ocorrer, com velocidades iguais, porém opostas.

As concentrações das substâncias em equilíbrio, numa determinada temperatura, guardam entre si uma relação definida que é expressa pela equação genérica da constante de equilíbrio químico, Kc.


aA (aq) + bB (aq)  cC (aq) + dD (aq)
Kc = [C]c [D]d

[A]a [B]b
3 PARTE EXPERIMENTAL: Princípio de Le Chatelier
Materiais e reagentes
Escreva ao final da prática!







































  1. PROCEDIMENTOS


4.1 Equilíbrio Cromato-Dicromato


  1. Colocar em dois tubos de ensaio: 5 mL de dicromato de potássio 0,1 M. Observar.

  2. Adicionar 5 mL de hidróxido de amônio 0,3 M aos dois tubos. Observe.

  3. Adicionar apenas ao primeiro tubo de ensaio, 5 mL de ácido clorídrico 0,5 M. Observar.

  4. Adicionar apenas ao segundo tubo, 5 mL de água destilada.




SUBSTÂNCIA

TUBO 1

TUBO 2

K2Cr2O7 0,1 M

5 mL

5 mL

Cor da solução







NH4OH 0,3 M

5 mL

5 mL

Cor da solução







HCl 0,5 M

5 mL




Água




5 mL

Cor da solução









4.2 Óxidos ácidos em solução


  1. Colocar em três tubos de ensaio: 5 mL de água de torneira e duas gotas de indicador universal. Observar.

  2. Com uma pipeta ou tubo de vidro, soprar ar expirado no primeiro tubo adicionando depois duas gotas de hidróxido de amônio 0,003 M ao terceiro tubo. Observar.

  3. Aquecer o primeiro tubo repetidamente, até observar alguma alteração (cuidando para que o líquido não se projete para fora do tubo de ensaio por ebulição).

  4. Com o tubo de vidro ou pipeta, soprar ar expirado no tubo três. Observar.




SUBSTÂNCIA/COR

TUBO 1

TUBO 2

TUBO 3

Água de torneira

5 mL

5 mL

5 mL

Indicador universal

2 a 3 gotas

2 a 3 gotas

2 a 3 gotas

Cor da solução




-




Ar expirado

Soprar

-




NH4OH 0,003 M




-

2 gotas

Cor da solução




-




Aquecimento

Aquecer

-




Ar expirado




-

Soprar

Cor da solução




-





5. Questões


    1. Escrever as equações das reações usadas, balanceando os coeficientes.

    2. Expressar a constante de equilíbrio para cada reação.

    3. Que cores caracterizam os íons cromato e dicromato?

    4. Escreva a equação iônica do equilíbrio cromato-dicromato, explicar pelo princípio de Le chatelier as variações de cor observadas.

    5. Que substância presente no ar expirado provoca a mudança de cor observada? Que reação a mesma realiza com a água?

    6. Mostre com reações químicas, como no tubo 3 a substância contida no ar expirado neutraliza o hidróxido de amônio. Que ácido é responsável por esta reação?

Experimento 05: Titulação ácido-base




1 OBJETIVO


  • Conhecer e manusear os materiais necessários ao processo de titulação de uma solução;

  • Reconhecer os procedimentos realizados em uma titulação;

  • Determinar a concentração de um ácido, conhecendo rigorosamente a concentração da base pelo processo volumétrico;


2 INTRODUÇÃO
Uma das aplicações das reações ácido-base é a determinação da concentração de um ácido (ou de uma base) de concentração desconhecida pela reação de neutralização de uma base (ou ácido) de concentração conhecida. Esse procedimento é conhecido como Titulação ácido-base e a solução de concentração conhecida é chamada de solução titulante ou simplesmente titulante.
A reação se processa até que sejam adicionadas quantidades equivalentes das duas soluções; atinge-se nesta altura “o ponto de equivalência”.
A detecção do ponto de equivalência pode ser feita usando-se um indicador apropriado, que mudando de cor para um valor de pH, o mais próximo possível do ponto de equivalência, aponta o fim da titulação.
O ponto de equivalência é o ponto de inflexão da curva, o qual é dado geometricamente pelo ponto médio do traço vertical da curva, como representado na figura a seguir.



3 MATERIAIS E REAGENTES


  • Bureta 25 mL;

  • Suporte universal;

  • Garra;

  • Solução de fenolftaleína;

  • Solução padronizada (de concentração conhecida) de NaOH 0,100 mol/L.

  • Pipeta volumétrica de 20 mL.

  • Erlenmeyer.

  • Solução de HCl de concentração desconhecida.


4 PROCEDIMENTOS


  1. Com o auxílio de um funil, encha a bureta com a solução padronizada de NaOH 0,100 mol/L. Mantenha um béquer abaixo da bureta. Abra rapidamente a torneira da bureta dando uma volta completa, a fim de preencher a parte inferior. Retire ou acrescente solução básica com o objetivo de aferir o menisco.

  2. Meça 20 mL de solução de HCl, de concentração desconhecida, e transfira para o erlenmeyer.

  3. Adicione à solução do erlenmeyer, gotas de fenolftaleína. Faça homogeneização do sistema.

  4. Faça a titulação, gotejando a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L contida na bureta, sobre a solução de HCl existente no erlenmeyer, agitando sempre, como representado na figura a seguir.





  1. Feche a torneira da bureta assim que a solução mudar de cor.

  2. Anote o valor do volume gasto da solução padrão de NaOH.




  1. NaOH utilizado na titulação. _________ mL.

RESPONDA:




  1. O que é uma solução padrão, um padrão primário e um padrão secundário?

  2. Calcule o número de mols (quantidade de matéria) de NaOH consumido nessa titulação.



  1. Escreva a equação da reação entre o NaOH e o HCl.



  1. Calcule a concentração da solução de HCl, em mol.L-1

no de mol de HCl = ______________ volume da solução de HCl = ________

Cálculo:




  1. Esboce o gráfico de pH versus volume de base (curva de titulação)


Experimento 06: Diferença entre compostos orgânicos e inorgânicos


1 OBJETIVO
- Identificar diferenças entre os compostos orgânicos e inorgânicos.
2 PROCEDIMENTOS
AÇÃO DO CALOR


  1. Colocar pequenas quantidades de amido, açúcar, óxido de cálcio e sulfato de cobre pentahidratado em 4 tubos de ensaio, respectivamente;

  2. Fixar um dos tubos de ensaio na pinça de madeira, submetendo-o à chama do bico de gás;

  3. Colocá-lo e retirá-lo repetidas vezes da chama;

  4. Anotar as alterações observadas no quadro abaixo;

  5. Repetir os itens 2, 3 e 4 com os demais tubos, observando e anotando no quadro abaixo.




Substância testada

Alterações observadas

Amido




Açúcar




Óxido de cálcio




Sulfato de cobre pentahidratado






AÇÃO DE ÁCIDO SULFÚRICO CONCENTRADO


  1. Colocar em cinco placas de Petri, pequenas quantidades de açúcar, amido, papel, óxido de cálcio e sulfato de cobre pentahidratado;

  2. Pingar algumas gotas de ácido sulfúrico concentrado (d=1,84 g/mL) sobre cada uma das substâncias;

  3. Observar e anotar os efeitos no quadro a seguir.




Substância testada

Alterações observadas

Amido




Açúcar




Óxido de cálcio




Sulfato de cobre pentahidratado




Papel





Experimento 07: Análise Orgânica Qualitativa


1 OBJETIVO


  • - Identificação e diferenciação de alguns grupos funcionais da Química Orgânica.


2 INTRODUÇÃO
Os hidrocarbonetos são substâncias orgânicas constituídas apenas por carbono e hidrogênio. De acordo com o tipo de ligação química, os hidrocarbonetos podem ser classificados como alcanos (apresentam apenas ligações simples  hidrocarbonetos saturados), alquenos, alquinos e hidrocarbonetos aromáticos (apresentam ligações múltiplas  hidrocarbonetos insaturados).

Os alcoóis apresentam fórmula geral R-OH, onde R representa um grupo alquila. Já os fenóis, apresentam fórmula geral Ar-OH, onde Ar representa um grupo aromático. Embora os alcoóis e os fenóis apresentem o mesmo grupo funcional (hidroxila: -OH), as diferenças estruturais entre os grupos R e Ar levam à reatividades diferentes. Por exemplo, os fenóis são mais ácidos do que os alcoóis devido ao efeito de ressonância.



Aldeídos e cetonas são compostos orgânicos que apresentam em suas estruturas o grupo funcional C=O, denominado carbonila. Nos aldeídos uma das valências do carbono é preenchida obrigatoriamente pelo hidrogênio e a outra por um radical alquila ou arila, cujas fórmulas gerais são RCHO ou ArCHO, respectivamente. Entretanto, o aldeído mais simples (aldeído fórmico, formaldeído, formalina, formol ou metanal) apresenta a fórmula HCHO. Nas cetonas as duas valências do carbono são preenchidas por grupos alquila ou arila, apresentando fórmulas gerais:

Os ácidos carboxílicos apresentam em sua estrutura o grupo –COOH. Tratam-se de ácidos orgânicos fracos como, por exemplo, o ácido acético (CH3COOH) presente no vinagre. Os ácidos carboxílicos podem sofrer uma série de reações químicas devido à presença de carbonila e hidroxila em sua estrutura. Esta propriedade faz com que eles sejam muito úteis em sínteses orgânicas, sendo utilizados como material de partida na síntese de ésteres, aminas, amidas, nitrilas, alcoóis, dentre outros compostos.

Sabendo-se que cada uma dessas classes de compostos orgânicos apresenta reações químicas específicas. Assim, algumas dessas reações serão utilizadas como testes de caracterização.


3 MATERIAIS E REAGENTES


  • Suporte para tubos de ensaio

  • Tubos de ensaio

  • Pipetas graduadas de 5 mL

REagentes

  • Solução aquosa de KMnO4 1M

- Óleo vegetal (de amêndoas)

  • H2SO4 Conc.




  • Solução aquosa de NaOH a 10% (p/v)

- Álcool etílico comercial

  • Solução aquosa de NH4OH comercial




  • Solução aquosa de CH3COOH a 10% (p/v)




  • Solução aquosa de K2Cr2O7 0,1 mol/L



  • Solução aquosa de NaHCO3 a 10% (p/v)


A – ANÁLISE DE HIDROCARBONETOS

Teste de Bayer (Teste para insaturação)

Tubo 1

  • 1 mL de óleo vegetal

  • 2 gotas da solução de permanganato de potássio

  • Agite e observe a descoloração da solução.

Tubo 2

  • 1 mL de óleo vegetal

  • 2 gotas da solução de permanganato de potássio

  • 0,5 mL da solução de hidróxido de sódio

  • Agite e observe a formação de um precipitado marrom


B – ANÁLISE DE Alcoóis

Teste de Jones (Álcoóis primários e secundários versus alcoóis terciários)

Tubo 3

  • 1 mL de álcool etílico

  • 1 mL de solução de dicromato de potássio

  • 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado

  • Agite e observe a mudança de cor da solução.

D – ANÁLISE DE Ácidos carboxílicos

Tubo 4


  • 1 mL de solução de ácido acético

  • 1 mL de solução de bicarbonato de sódio

  • Agite e observe a liberação de gás.




Q
uímica Geral e Orgânica

Prof. Alonso Guimarães




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