UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CENTRO-OESTE -UNICENTRO PROJETO UNIVERSIDADE SEM FRONTEIRAS DEPARTAMENTO DE FÍSICA E DEPARTAMENTO DE QUÍMICA \"DESMISTIFICANDO A FÍSICA E A QUÍMICA\" APOSTILA DE EXPERIMENTOS DE QUÍMICA PARA AULAS NO ENSINO MÉDIO

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CENTRO-OESTE - UNICENTRO PROJETO UNIVERSIDADE SEM FRONTEIRAS DEPARTAMENTO DE FÍSICA E DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

“DESMISTIFICANDO A FÍSICA E A QUÍMICA” APOSTILA DE EXPERIMENTOS DE QUÍMICA PARA AULAS NO ENSINO MÉDIO

Esta apostila descreve experimentos cuja implementação e interpretação contribui para a construção de conceitos químicos por parte dos alunos. Os materiais e reagentes utilizados são facilmente encontráveis, permitindo a realização dos experimentos em qualquer escola.

Professor

Esta apostila trás práticas experimentais que podem acompanhar e até mesmo anteceder suas explicações sobre os conteúdos propostos à disciplina de química. Todos os experimentos apresentados estão acompanhados de explicações sobre os conteúdos envolvidos e dicas de como podem ser trabalhados. O tempo de duração está adaptado para que se possam desenvolver estes experimentos nas aulas normais (45 – 50 minutos).

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Índice de Experimentos Nome do Experimento

Página

Experimento 01

Quantas fases?

04

Experimento 02

Separação de resíduos existentes na água em estações de tratamento

07

Experimento 03

Cromatografia em giz

09

Experimento 04

“1 + 1 é sempre 2 ?”

14

Experimento 05

A bolinha obediente

16

Experimento 06

Quanto oxigênio existe no ar?

18

Experimento 07

Reação tem velocidade? por quê?

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Experimento 08

Reação simulando a chuva ácida

25

Experimento 09

Titulação? Para que serve isto?

28

Experimento 10

Fazendo indicador ácido-base e identificando ácidos e bases

33

Experimento 11

Determinação de oxigênio em água

38

Experimento 12

Oxidação enzimática

41

Experimento 13

Desmontando uma pilha

44

Experimento 14

Construindo uma pilha

49

Experimento 15

Reação tem velocidade?

51

Experimento 16

Decomposição da água oxigenada

55

Experimento 17

Separação das proteínas do leite e análise de sua concentração

58

Experimento 18

Teste de substâncias estranhas no leite

61

Experimento 19

Obtenção (galalite)

63

de

plástico

formol-caseína

3

A matéria apresenta-se aos nossos olhos de várias formas, estados e cores. A água é transparente e pode estar na forma de vapor, líquida ou ainda sólida como nos cubos de gelo. Uma rocha pode ter em apenas um pedaço várias colorações. A estas diferenças damos o nome de substâncias puras, sistemas homogêneos, heterogêneos e mistura e este experimento irá ajudar a entender estes conceitos. MATERIAIS:

-

1 Colher de sopa 6 béqueres

REAGENTES: -

Sal Areia Raspas de giz Tinta guache de qualquer cor Açúcar Cubos de gelo

PROCEDIMENTO: -

Numere os béqueres de 1 a 6 e coloque água até sua metade.

-

Adicione uma colher de sopa de Sal, Areia, Raspas de giz, Tinta guache de qualquer cor, Açúcar e os cubos de gelo a cada um dos béqueres e agite bem.

-

Analise o que aconteceu.

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RESPONDA: 1. Classifique os béqueres como misturas e sistemas homogêneos e heterogêneos. 2. Em quais béqueres estão sistemas heterogêneos? Quantas fases estão presentes neles? 3. Se um sistema apresenta duas fases, você pode classificá-lo como uma mistura heterogênea? Por quê?

DURAÇÃO MÉDIA: 25 minutos de experimento.

Ao professor: Neste experimento podem ser trabalhados conceitos como: fases, agregação das substâncias, estados da matéria, mudanças de estado, misturas, sistemas homogêneos e heterogêneos. Sistema é toda parte do mundo objetivo sujeito à observação. Por exemplo, se o cientista quer observar e investigar a composição química do ar de uma sala de aula, esta sala de aula como todo seu ar contido é o seu sistema. O sistema pode ser isolado (quando é totalmente fechado) ou aberto (sujeito a todo tipo de influência exterior). O sistema pode ser homogêneo ou heterogêneo: SISTEMA HOMOGÊNEO: é aquele onde apresenta a mesma composição em todas as suas partes. Por exemplo, se colocarmos oxigênio puro dentro de uma bola de assoprar e a fechar, qualquer parte desse SISTEMA bola de assoprar é composta do gás oxigênio. SISTEMA HETEROGÊNEO: é aquele onde apresenta composição diferente no sistema. Por exemplo, se for colocado água e óleo em um copo, o sistema “copo” estará contido nele duas composições: óleo e água. A substância pode ser pura e mistura. A SUBSTÂNCIA PURA é aquela que apresenta sua composição constante, definida, invariável. Por exemplo, o gás oxigênio(O2) só é um composto do elemento químico oxigênio (O).Isto não varia, sempre será assim. A MISTURA é a junção de duas ou mais substâncias puras em quaisquer proporções, sem que ocorra reação química, onde cada 5

substância continua com as suas características iniciais. Então, se misturarmos água (substância pura onde em qualquer porção é sempre composta de H2O, daí ser pura), e areia, o que resultou contínua formada de água e a outra parte de areia, como era antes de ser feita a mistura. A mesma coisa a água e sal. Quando misturados, a água contínua a ser água e o sal também, só que agora se encontra dissolvido na água. Os sistemas HOMOGÊNEOS podem se referir as SUBSTÂNCIAS PURAS

e

também

a

MISTURAS

HOMOGÊNEAS;

já

os

sistemas

HETEROGÊNEOS, só podem existir as MISTURAS HETEROGÊNEAS. MISTURAS HOMOGÊNEAS: no final do processo de união de substâncias, estas já não podem ser identificadas como no início, tais substâncias sofrem dissolução. Uma mistura homogênea também é chamada de solução. Uma solução pode ser líquida, gasosa ou sólida. MISTURAS HETEROGÊNEAS: no final do processo de união de substâncias, estas serão identificadas visualmente. A visualização é definitiva para decidir se uma mistura é heterogênea ou homogênea. É fácil de ver que um pedaço de rocha de granito é heterogêneo, porque as fases de quartzo, feldspato e mica podem ser distinguidas, geralmente a olho nu.

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A água que consumimos é coletada dos rios, lençóis freáticos e do mar e, em seguida é tratada em estações de tratamento onde é tornada potável por várias etapas deste processo. Neste experimento poderemos ver como os sedimentos pesados, como a terra, são separados da água. MATERIAIS:

REAGENTES: -

1 litro de Água Suja

-

1 Colher de sopa

-

Terra

-

1 Béquer de 500 mL

-

Hidróxido de sódio

-

Sulfato de alumínio

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PROCEDIMENTO: -

Coloque no béquer um pouco de água com terra dissolvida.

-

Adicione uma colher de sopa de sulfato de alumínio e uma de hidróxido de sódio.

-

Vai se processar a seguinte reação: Al2(SO4)3(aq) + 6 NaOH(aq) → 3 Na2SO4(aq) + 2 Al(OH)3(aq)

RESPONDA: 1. O que aconteceu ao adicionar o sulfato de alumínio?

2. Quais as propriedades químicas deste composto?

3. A água após este procedimento pode ser consumida? Justifique sua resposta.

DURAÇÃO MÉDIA: 20 minutos de experimento. Ao professor: Este experimento pode ser aplicado em aulas sobre conceitos de separação de misturas e solubilidade. Apresentar o processo de tratamento da água, uma visita à estação de tratamento também é uma forma interessante de acompanhamento do desenvolvimento tanto do experimento quanto das aulas teóricas. No processo o hidróxido de alumínio [Al(OH)3] forma flocos e é uma base insolúvel. Ao se precipitar, arrasta para o fundo e separando a terra que suja a água. Este processo é usado nas estações de tratamento de água.

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Métodos de separação como filtração, decantação, aquecimento para separar compostos com diferentes tipos de ponto de ebulição são muito utilizados, mas existem outros métodos que são aplicados para análises de composição. A cromatografia é um destes. MATERIAIS:

REAGENTES:

- Giz

- Canetas hidrocor de várias cores

- Copo

- Batom - Álcool comum

PROCEDIMENTO: - Em uma barra de giz escolar branco (sulfato de cálcio — CaSO4), trace com caneta hidrocor listras, que circundem a barra, a cerca de 1,5 cm da base. - Em um copo, coloque álcool comercial, até 1 cm da base. Após - Coloque o giz dentro do copo, com cuidado não toque a listra pintada, e coberto com uma tampa de vidro. - O giz deve ficar na posição vertical. - Aguarde 24h para analisar o experimento. RESPONDA: 9

1. O que pode ser observado no giz? 2. O que é cromatografia? 3. O que aconteceu com a tinta da caneta que estava no giz?

DURAÇÃO MÉDIA: montagem da coluna de cromatografia 30 minutos, análise dos resultados aguardar pelo menos 1 dia. Ao professor: A cromatografia é um processo de separação de compostos. Em nossas explicações sempre nos detemos em processos mais simples, mas apresentar para os alunos do ensino médio um processo diferenciado e muito utilizado em laboratórios de análises também é importante, pois amplia a visão do aluno e aprofunda seus conhecimentos. Estão apresentados explicações sobre está técnica auxiliando você, professor, a desenvolver o experimento. A cromatografia de adsorção pode ser comparada aos raios de luz em um espectro, em que se separam os diversos componentes de uma mistura de pigmentos, podendo então ser determinados qualitativa e quantitativamente. Se possuirmos uma amostra que contenha limalha de ferro e areia, poderemos facilmente separá-la usando um imã. Também não há problemas em separar acetona (P.E 58 ºC) da água (P.E 100 ºC) por destilação fracionada. Por outro lado, é muito difícil separar os componentes do ar líquido por destilação fracionada, porque o oxigênio líquido tem ponto de ebulição de -183 ºC e o nitrogênio líquido de -196 ºC. Os pontos de ebulição dos gases nobres estão muito próximos a esses valores. Como muitas vezes é necessário separar, purificar e identificar os componentes de misturas muito mais complexas do que as citadas anteriormente devido às semelhanças nas propriedades físicas e químicas dos componentes, a cromatografia faz com que seja possível obter uma excelente separação. A cromatografia de adsorção é um procedimento no qual uma solução de substâncias a separar se desloca numa direção predeterminada por uma 10

disposição de aparatos, por meio de uma fase sólida, insolúvel, inorgânica ou orgânica, sendo os componentes retidos em medida individualmente distinta. Em

geral,

na

cromatografia

de

adsorção

empregam-se

como

adsorventes óxidos, óxidos hidratados ou sais. A mistura de substâncias atravessa a fase sólida, finamente dividida, sendo que cada componente da mistura percorre uma distância por ser menos ou mais retido na superfície do sólido. 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:

Este método é muito usado na cromatografia em papel. A distância percorrida pelo soluto em certo tempo é medida desde seu ponto de aplicação até o centro de sua zona de distribuição, enquanto para o dissolvente se mede até o extremo máximo de seu caminho percorrido. Quando não é possível visualizar as substâncias separadas por cromatografia, adiciona-se um agente cromógeno ou revelador, que é um agente físico (como luz ultravioleta ou radioatividade) ou químico (como vapores de iodo) que tornam visíveis essas substâncias. Os métodos físicos têm a vantagem de que a substância não sofre transformações e pode-se recuperá-la e estudá-la melhor.

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Nem sempre quando misturamos duas ou mais coisas o volume total ocupado é a soma dos volumes de cada substância, mas por que isso acontece? MATERIAIS:

REAGENTES

-

1Béquer de 250 ml

-

1litro Água

-

Funil

-

1litro Álcool etílico (álcool comum)

-

Garrafa PET de 600 ml

-

Caneta para retroprojetor

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Procedimento: - Coloque 250 mL de água no béquer. Transfira cuidadosamente todo o conteúdo para a garrafa com o auxílio de um funil. Marque na garrafa o nível de água com uma linha horizontal. - Coloque mais 250 mL de água no béquer e transfira para a garrafa e marque novamente o nível da água. - Esvazie a garrafa completamente. - Coloque 250 mL de água seguida pela mesma quantidade de álcool na garrafa, sempre cuidando para que as medidas sejam o mais parecidas possível com as anteriores. - Tampe bem a garrafa e inverta-o várias vezes para misturar os dois líquidos. Dados: dágua = 1,0 g/cm3 e dálcool = 0,8 g/cm3

RESPONDA: 1. De onde vêm as bolhas que aparecem quando misturamos a água e o álcool? 2. Por que o liquido encolheu? 3. Calcule a densidade final da mistura, e responda por que o resultado foi maior que a média das duas densidades? 4. O que aparece no interior do frasco? Repare agora se o nível do líquido da garrafa continua na marca anterior. 5. o que você percebeu quanto a temperatura do recipiente após a mistura das duas soluções?

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DURAÇÃO MÉDIA: 20 minutos de experimento. Ao professor: Neste experimento podem ser discutidos conceitos de densidade, dentre outros assuntos envolvidos a soluções e propriedades coligativas. Conhecida também por peso específico ou gravidade específica, a densidade é o total da concentração de sólidos, gases e substâncias em suspensão dissolvidos na água. A água natural do mar possui normalmente 34 a 35 gramas de matéria dissolvida numa massa de um quilograma de água (H2O). Essa matéria é uma vasta combinação de elementos, e nela se encontram todos os elementos químicos conhecidos. Mais comumente utilizada do que a salinidade de uma dada amostra é a medição da sua densidade. Comparando as densidades, por exemplo, um quilo de cortiça flutua ao passo que um quilo de chumbo se afunda. Isto acontece porque o quilo de cortiça tem menos massa num volume muito maior. Assim, a relação entre a massa e o volume determina a densidade. Sabe-se que a densidade da água é significativamente superior à densidade do ar.

O corpo humano tem, regra geral, uma densidade ligeiramente inferior à da água, pois contém ar, nos pulmões e nas vísceras, assim como gordura. Convém referir, que pessoas obesas têm dificuldades acrescidas para apanharem um objeto no fundo da piscina. Entretanto, quando se está flutuando na água, as pernas têm tendência a afundar-se, pela existência de grandes massas musculares, que são mais densas do que a água. A densidade do líquido onde o corpo é mergulhado também influi na flutuabilidade dos corpos. Com efeito, o mesmo corpo mergulhado em água doce e em água salgada, flutua mais na água salgada porque esta tem um peso superior, e logo, uma densidade maior do que a água doce. Assim, para o mesmo corpo, o valor da impulsão nesta água é maior do que na água doce.

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A temperatura afeta a medição, pois quanto mais alta a temperatura da solução medida, menos densa ela se torna. Por causa disso, normalmente medimos a densidade de uma amostra e anotamos a que temperatura ela foi tomada. O padrão no caso de medições de densidade é 25 ºC, e deve-se corrigir a medição obtida, caso a temperatura da solução medida seja diferente daquela.

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Sólidos, líquidos e gases. Misturas, soluções. Cada substância possui propriedades diferentes, tanto pela sua composição quanto por seu estado. MATERIAIS:

REAGENTES: -

açúcar

plástico transparente ou vidro

-

Água (H2O)

-

Colher se sopa

-

Bolinhas de naftalina (C10H8)

-

Copo grande

-

Frasco

alto

e

estreito

de

PROCEDIMENTO: - Dissolva cerca de 4 colheres de sopa cheias de açúcar em meio copo de água. Agite bem até que todo o açúcar se dissolva. - Coloque esta solução no frasco até a metade de seu volume (prepare mais solução se necessário). - Em seguida, adicione água (sem açúcar) lentamente, de modo que ela escorra pela parede do frasco, até encher o frasco. Evite agitar o frasco para que os líquidos não se misturem muito. Coloque uma bolinha de naftalina no frasco e observe. - Repita a experiência colocando um corante na solução de açúcar e enchendo o frasco cuidadosamente como antes. Coloque a bolinha de naftalina no frasco novamente e observe. - Observe o experimento de 24 em 24h.

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RESPONDA: 1. Coloque em ordem crescente de densidade as substancias. 2. O que acontecerá com o sistema após alguns dias? À medida que o tempo passa, a bolinha de naftalina deve subir ou descer? Por quê?

DURAÇÃO MÉDIA: 30 minutos de montagem do experimento. Ao professor: neste experimento podem ser discutidos conceitos de densidade, dentre outros assuntos envolvidos a soluções e propriedades coligativas. Vide experimento 4.

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Nesta experiência você pode observar que o nível da água no interior do frasco sobe até cerca de 20% da altura total do frasco não ocupada pela água. MATERIAIS:

REAGENTES:

- Garrafa de vidro

- água

- Vela - Prato fundo

PROCEDIMENTO: - Encha um prato fundo de água, acenda uma vela e deixe-a flutuar cuidadosamente por sobre a água. Só então a cubra com a garrafa de vidro, emborcando-a. - A vela vai continuar acesa enquanto houver oxigênio dentro da garrafa. Quando a chama extinguir você vai perceber que o nível da água dentro da garrafa vai subir, aproximadamente 1/5 do volume da garrafa!

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DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos de experimentação. Ao professor: Nesta experiência conceitos sobre os gases podem ser abordados. Poderá ser observado que o nível da água no interior do frasco sobe até cerca de 20% da altura total do frasco não ocupada pela água. O ar é constituído por nitrogênio (79%), oxigênio (20%) e outros gases (1%).

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Por que será que as reações químicas levam algum tempo para ocorrerem, será que este tempo pode ser diminuído? Como isto pode ser feito? MATERIAIS: - Três copos de vidro - Pão de milho ou plasticina - Palito de sorvete de refresco - Marcador

REAGENTES: - Água - Sal (cloreto de sódio) - Mel - Óleo de cozinha.

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PROCEDIMENTO: - Encher cerca de três quartos do volume de dois copos com água. - Enche com o mesmo volume dos outros dois copos com mel e óleo de cozinha. - Adicione sal em um dos copos com água e mexa. Pare de adicionar sal quando foi obtida uma solução saturada. Observa que o volume de água continua o mesmo. (a solução está saturada quando houver depósito de sal no fundo do copo). - Faz uma bola de pão com um diâmetro igual à cerca de 2 cm. - Espeta uma das extremidades da palheira na bola de pão. - Mergulha o teu medidor na água sem sal e marca cuidadosamente um traço na palhinha seguindo como referência o nível da água sem sal. - Mergulha agora o teu medidor na água com sal. O traço fica acima ou abaixo do nível da água com sal? Isso implica o quê? - Mergulha o medidor no óleo de cozinha. E agora, o que pode ser verificado? - Finalmente, mergulha o medidor no mel. O que aconteceu?

DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos de experimentação. Ao professor: Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores que a influenciam, é a chamada Cinética Química. Pode se definir reações químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação química é a representação gráfica de uma reação

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química, onde os reagentes aparecem no primeiro membro, e os produtos no segundo. A+B

C+D

Reagentes

Produtos

O conhecimento e o estudo das reações, além de ser muito importante em termos

industriais,

também

estão

relacionados

ao

nosso

dia-a-dia.

A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na dinamite,

a

decomposição

da

nitroglicerina

é

uma

reação

rápida.

As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, deduzidas a partir do efeito da concentração

dos

reagentes

e

produtos

na

velocidade

da

reação.

As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas, porque além da concentração de reagentes e produtos, as velocidades das reações dependem também de outros fatores como: Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações com conseqüente formação de outras novas. O número de colisões irá depender das concentrações de A e B. Veja a figura:

Moléculas se colidem com maior freqüência se aumentarmos o número de moléculas reagentes. É fácil perceber que devido a uma maior concentração haverá aumento das colisões entre as moléculas.

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Superfície de contato: um aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação. Um exemplo é quando dissolvemos um comprimido de sonrisal triturado e ele se dissolve mais rapidamente do que se estivesse inteiro, isto acontece porque aumentamos a superfície de contato que reage com a água. Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a velocidade da reação.

Um aumento na pressão de P1 para P 2 reduziu o volume de V1 para V1/2, acelerando a reação devido à aproximação das moléculas. A figura acima exemplifica, pois com a diminuição do volume no segundo recipiente, haverá um aumento da pressão intensificando as colisões das moléculas e em conseqüência ocorrerá um aumento na velocidade da reação. Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a energia cinética das moléculas. No nosso dia-a-dia podemos observar esse fator quando estamos cozinhando e aumentamos a chama do fogão para que o alimento atinja o grau de cozimento mais rápido. Catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. Os catalisadores permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se 23

processe mais rapidamente. É importante lembrar que um catalisador acelera a reação mais não aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de menor tempo.

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Dia-a-dia toneladas de gases nocivos são lançadas à atmosfera. Podemos pensar: “mas está lá em cima, longe de nós”, mas será que é isto mesmo que ocorre? MATERIAIS:

REAGENTES:

- béquer de 500 ml

- solução de hidróxido de sódio 0,1M

- fio de cobre

- indicador fenolftaleína

- enxofre em pó

- pétala de flor (preferencialmente de

- tampinha de garrafa

coloração vermelha)

- pedaço de arame

- enxofre em pó

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PROCEDIMENTO: - Para este experimento, utilizou-se 50 ml de uma solução de hidróxido de sódio 0,1M em um béquer de 500 mL, juntamente com algumas gotas de indicador fenolftaleína. Em um fio de cobre, prendeu-se um pedaço de papel de tornassol e na ponta uma pétala de flor preferencialmente de coloração. O fio de cobre foi preso na boca do béquer com um elástico. - A seguir, colocou-se enxofre em pó até a metade de uma tampinha de garrafa presa por um arame. A seguir levou-se a tampinha ao fogo de uma lamparina, segurando pelo arame e esperou-se o enxofre entrar em fusão. Então, rapidamente colocou-se a tampinha dentro do béquer, fechando-o com papel alumínio. Pode-se observar a formação de uma névoa branca e, depois de 5 min, observarem mudanças no papel de tornassol, na solução e na pétala.

DURAÇÃO MÉDIA: 30 minutos de experimento. Ao professor: A chuva ácida é um fenômeno que ocorre nas grandes cidades devido à poluição causada pela emissão de óxidos na atmosfera. Este experimento tem como objetivo ilustrar a formação de um dos óxidos ácidos responsáveis pela chuva ácida e a ação desta sobre a vegetação. A névoa é formada por óxidos de enxofre, que reagem com a água atmosférica para formar ácido sulfúrico. A geração desse ácido é evidenciada pela mudança de cor do papel tornassol, pela neutralização da solução de hidróxido de sódio (que também mudou de coloração devido à presença da fenolftaleína) e pela descoloração da pétala (que indica também um dos efeitos da chuva ácida sobre a vegetação). As Equações das reações químicas envolvidas no experimento foram: I - Queima do enxofre: S + O2 → SO2 II - Transformação do SO2 em SO3: 26

SO2 + 1/2 O2 → SO3 III - Reações dos óxidos com água: SO2 + H2O → H2SO3 SO2 + H2O →H2SO4 Inicialmente, é preciso lembrar que a água já é naturalmente ácida. Devido á uma pequena quantidade de dióxido de carbono ( CO2) dissolvido na atmosfera, a chuva torna-se ligeiramente ácida, atingindo um pH próximo a 5,6. Quando não é natural, a chuva ácida é provocada principalmente por fábricas e carros que queimam combustíveis fósseis, como carvão e o petróleo. Desta poluição um pouco se precipita, depositando-se sobre o solo, árvores, monumentos , etc. Outra parte circula na atmosfera e se mistura com o vapor da água. Passa então a existir o risco da chuva ácida. - Saúde: a chuva libera metais tóxicos que estavam no solo. Esses metais podem alcançar rios e serem utilizados pelo homem causando sérios problemas

de

saúde.

- Prédios, casas, arquitetura: a chuva ácida também ajuda a corroer os materiais usados nas construções, destruindo represas, turbinas hidrelétricas etc...

Prejuízos

para

o

meio

ambiente:

- Lagos: os lagos podem ser os mais prejudicados com o efeito da chuva ácida, pois podem ficar totalmente acidificados, perdendo toda a sua vida. - Desmatamentos: a chuva ácida faz clareiras, matando duas ou três árvores. - Agricultura: a chuva afeta plantações quase do mesmo jeito que das florestas, só que é destruida mais rápido já que as plantas são do mesmo tamanho, tendo assim mais áreas atingidas.

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MATERIAIS:

REAGENTES: - Vinagre branco

- Copo de medida

- Água mineral gaseificada

- 2 conta-gotas

- Água destilada

- Copos de vidro transparentes

- Lactopurga (fenolftaeína) - Soda cáustica (NaOH)

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PROCEDIMENTO: - Utilizando uma balança, "pese" 4g de NaOH (adquirido em supermercado) e transfira essa massa para o copo de medida, contendo 100mL de água destilada. Dissolva o sólido e, a seguir, adicione água destilada até o volume de 1,0L. - Triture um comprimido de Lactopurga (adquirido em farmácia) e adicione uma pequena quantidade de água. No Lactopurga existe a fenolftaleína, que será usada como indicador. - Separe uma amostra de 20mL de vinagre (solução aquosa de ácido acético) e coloque-a em um copo. Em um outro copo, coloque uma amostra de 20mL de água mineral gaseificada (solução aquosa contendo gás carbônico.). - Adicione a cada um desses copos 5 gotas da suspensão de água e Lactopurga. - Com o outro conta-gotas, adicione 1 gota da solução de NaOH a cada um dos copos e agite com cuidado. Repita essa operação, anotando a quantidade de gotas adicionadas em cada copo até o momento em que você percebe uma mudança de cor na solução.

DURAÇÃO MÉDIA: 30 minutos de experimento. Ao professor: Conceitos em funções inorgânicas, processos de determinação de composição, gases e suas propriedades podem ser abordados juntamente com o desenvolvimento deste experimento. O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio e água destilada usada em grandes quantidades em hospitais. Sua administração geralmente é feita por via endovenosa. Essa solução deve apresentar, então, uma concentração adequada, pois pode provocar morte de células.

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Nas indústrias, essa solução é preparada em grandes quantidades pela mistura de uma quantidade conhecida de NaCl a um volume apropriado de água destilada, a fim de se obter uma solução de concentração adequada. Para dar segurança máxima no uso dessa solução, costuma-se determinar a sua concentração exata através da titulação. É retirada uma amostra da solução preparada, sendo seu volume determinado da maneira mais precisa possível. Em seguida, essa amostra é titulada, utilizando-se uma solução padronizada de nitrato de prata (AgNO3) 0,10 M. Nessa titulação, ocorre a seguinte reação: NaCl(aq) + AgNO3(aq) --> AgCl(s) + NaNO3(aq) Pela equação percebemos que ocorre a precipitação do cloreto de prata [AgCl(s)]. A primeira gota de nitrato de prata obtida após a precipitação total do cloreto presente na amostra do soro reage com um indicador apropriado, produzindo uma solução de cor salmão. A partir do volume de nitrato de prata consumido determinamos o seu número de mol. Como, na reação, a proporção é de 1:1, o número de mol de NaCl também será determinado e, como o volume da amostra é conhecido, conseguimos saber a sua concentração molar exata. Considere as seguintes informações: Reações ocorridas:

A titulometria ou titulação é um método de análise quantitativa que determina a concentração de uma solução. Dosar uma solução é determinar a sua quantidade por intermédio de outra solução de concentração conhecida. A titulação é uma operação feita em laboratório e pode ser realizada de várias maneiras. A titulação ácido-base é importante para análises em indústrias:

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Acidimetria: determinação da concentração de um ácido. Alcalimetria: determinação da concentração de uma base. Indicadores ácido-base: Substâncias que mudam de cor na presença de ácidos ou de bases. Os indicadores mais usados em laboratórios são:

Meio

Meio

Ácido

Básico

Róseo

Azul

Fenolftaleína

Incolor

Vermelho

Alaranjado de

Vermelho

Amarelo

Amarelo

Azul

Indicador

Papel Tornassol

Metila Azul de Bromotimol

O papel tornassol vermelho é o indicador que em contato com ácido se torna róseo, e com base se torna azul. O indicador Fenolftaleína: solução que em meio ácido se torna incolor e em meio básico se torna vermelha. Alaranjado de metila é uma solução que no ácido fica vermelha e na base fica amarela. O Azul de bromotimol é uma solução indicadora que em contato com ácido se torna amarela, e com base se torna azul. Esquema da Titulação Os equipamentos usados habitualmente em uma titulação são uma bureta e um erlenmeyer.

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Ao abrir a torneira da bureta, começará a reação entre o ácido e a base. A titulação termina quando é evidenciada a mudança de cor da solução do erlenmeyer. A coloração obtida indica se o meio é ácido ou básico, o que depende do tipo de indicador utilizado.

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As funções mais importantes da química: ácidos e bases. São os grandes pilares de toda a vida de nosso planeta, bem como da maioria das propriedades do reino mineral. Íons carbonatos e bicarbonatos (ambos básicos) estão presentes na maior parte das fontes de água e de rochas, junto com outras substâncias básicas como fosfatos, boratos, arsenatos e amônia. Em adição, vulcões podem gerar águas extremamente ácidas pela presença de HCl e SO2. MATERIAIS:

REAGENTES:

- Tigela;

- Folhas de repolho roxo;

- Liquidificador;

- Água;

- Filtro de papel (usado para filtrar

- Vinagre;

café);

- Detergente;

- Copos descartáveis;

- Sabão em pó;

- 5 copos de vidro de maionese ou

- Água Sanitária

outro que seja transparente

- Suco de Limão

- 5 garrafas pet de 600 mL

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PROCEDIMENTO:

1. Procedimentos 1.1 Preparação do Indicador a) Separe e lave algumas folhas de repolho roxo. b) Adicione um pouco de água no liquidificador. c) Coloque as folhas de repolho roxo no liquidificador e ligue-o. Aguarde até que se forme uma pasta roxa, de aparência uniforme. d) Após uma total trituração das folhas de repolho, separe o líquido formado em uma tigela de abertura razoável. e) Abra um filtro de papel, colocando-o dentro do líquido roxo. f) Após aguardar pelo menos 30 minutos, retire o papel e coloque-o para secar em um varal de roupas, para que uma pequena parte de papel fique em contato com outra superfície. g) Após o papel filtro secar, ele estará com uma aparência roxa. Sendo assim, recorte o papel em tiras finas e está pronto o seu papel indicador. h) Para verificar como o papel indicador funciona, ou seja, qual a sua aparência em meio básico e a sua aparência em meio ácido, realize os procedimentos abaixo. i) Coloque um pouco de água em dois copos descartáveis. j) Adicione sabão em pó em um dos copos e agite a solução. k) Em outro copo, adicione detergente e agite a solução. No terceiro copo, adicione vinagre. l) Com 3 tiras de papel indicador, teste as soluções de cada copo, e observe a coloração do indicador para substâncias ácidas e básicas.

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1.2 Procedimento Experimental


Diluir um pouco de vinagre (25 mL de vinagre + 25 ml de água);




Repetir o mesmo processo para a água sanitária, sabão em pó e o detergente;




Tomar três limões e espremê-lo em 40 mL de água;




Armazenar uma solução em cada frasco pet e identificá-las




Em seguida, enumerar os copos de acordo com a tabela abaixo: Copo 1 ----------------------------------------------------- água sanitária Copo 2 ------------------------------------------------------------ vinagre Copo 3 ------------------------------------------------------ sabão em pó Copo 4 ----------------------------------------------------- suco de limão Copo 5 ----------------------------------------------------------detergente Posteriormente, adicionar cada solução em seu respectivo copo até mais

ou menos à metade e com o auxílio do papel indicador preparado anteriormente, testar sua acidez ou basicidade. A partir desta experiência será possível verificar quais as colorações que o papel assumirá no caso em que ele for colocado em meio ácido ou meio básico e também meio neutro. Você poderá utilizar o papel para verificar outras substãncias ácidas (como o vinagre, o suco de limão, abacaxi, etc), substâncias básicas (sabão em pó, material de limpeza, etc.) e substâncias neutras (detergentes - na sua maioria são neutros, água pura, etc). Lembre-se de guardar a coloração que o papel tomará para o meio ácido, meio básico e também para o meio neutro. DURAÇÃO MÉDIA DE EXPERIMENTO: 40 minutos para a preparação de indicador; 30 minutos para o processo experimental. Ao professor: Este experimento acompanha aulas nas quais a abordagem de funções inorgânicas e, mais específico, na apresentação das propriedades de ácidos e bases e métodos de determinação destes compostos químicos estejam sendo desenvolvidas. 35

Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes. Dentre as principais funções estão os ácidos e bases. Antes da formalização do conceito ácidos e bases, esses eram conhecidos pela seguintes características: ÁCIDO

BASE

Substância que tem sabor azedo

Possuir sabor adstringente, ou seja amarrar a boca

Conduzem corrente elétrica

Conduzir corrente elétrica

Quando adicionados ao mármore e a Tornar a pele lisa e escorregadia outros carbonatos, produzir efervescência, com liberação de gás carbônico

A formalização dos conceitos de ácido e base foi realizada por 3 teorias: A primeira delas foi desenvolvida por Arrhenius em 1887 para explicar a condutividade elétrica de certas soluções, definiu ácidos e bases assim: "Ácido é toda substância que em solução aquosa se dissocia fornecendo íons H+, como único tipo de cátion." HCl → H+ + Cl"Base é toda substância que, dissolvida em água, se dissocia, fornecendo íons hidróxido como único tipo de ânion”. NaOH → Na+ + ClObservações: Os ácidos são compostos moleculares . Só conduzem a eletricidade em solução , pois há dissociação, formando íons. Quando puros não conduzem a eletricidade. As bases são compostos iônicos, pois temos metal ligado ao oxigênio Me+(OH) – No estado sólido não conduzem a eletricidade, pois os íons estão presos. No estado fundido e em solução aquosa conduzem a corrente, pois os íons estão libertos.

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Entretanto, atualmente sabemos que um próton simples não existe em soluções aquosas. Um próton em solução aquosa se hidrata, forma cátion hidrônio: H3O+. A TEORIA DE BRONSTED – LOWRY Bronsted e Lowry em 1923, propuseram uma teoria mais ampla , válida para todos os meios ( meio alcóolico, meio aquoso, etc.) Ácido= qualquer espécie química que doa prótons. Base= qualquer espécie química que aceita prótons. HBr + H2O → H3O + + BrÁcido

Base

A TEORIA DE LEWIS: Lewis em 1923 apresentou uma definição eletrônica de ácido e base, ele se baseou no conceito de base de Bronsted, que é a espécie que recebe próton, assim para receber próton, a base deve fornecer um par de elétrons para a ligação. Ácido: toda espécie química que recebe par de elétrons. Base: toda espécie química que doa par de elétrons.

O NH3 é uma base porque recebeu um próton H+ da água. A água é um ácido porque cedeu um próton ao NH3.

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A água é composta por oxigênio e hidrogênio na formula molecular H2O, será que é possível comprovar esta proporção? MATERIAIS:

REAGENTES:

- 3 garrafas PET de 2 L - 3 pedaços de palha-de-aço

- 7 L de Água de torneira

- Papel de Filtro

- Acetona comercial

- Bastão de vidro - Estufa ou forno de fogão doméstico - Balança (com precisão de ±0,01 g)

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PROCEDIMENTO: - Pesar três pedaços de palha de aço de aproximadamente 1,5 g cada. Com o auxílio de um bastão de vidro, cada um dos três pedaços já pesados deve ser introduzido em uma garrafa PET devidamente identificada. - Encher as garrafas com água, que devem permanecer abertas por 15 minutos e depois fechadas e observadas por cinco dias. - Passado este tempo, as garrafas devem ser abertas e o sólido marrom avermelhado (ferrugem) nelas contido deve ser filtrado. - O papel de filtro deve ser previamente seco e pesado. O sólido deve ser lavado com acetona, a fim de facilitar a secagem. O sistema (papel + sólido) deve ser seco. - O sistema (papel + ferrugem) à temperatura ambiente deve ser pesado e a massa de ferrugem determinada pela subtração da massa do papel filtro.

RESPONDA: 1. Qual a reação sofrida pela palha de aço? Monte a reação com o devido balanceamento das espécies. 2. Por meio da estequiometria da reação de formação da ferrugem, é possível calcular a COD na água das garrafas. Os resultados devem ser expressos nas unidades mg.L-1.

DURAÇÃO MÉDIA: 30 minutos para montagem do experimento; deixar em repouso para aula seguinte (em dia diferente); 20 minutos para análises. Ao professor: O experimento pode ser aplicado acompanhando ou antecedendo abordagem de conteúdos como reações de oxirredução, Através

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da oxidação de palha de aço determinar a concentração de oxigênio em água aprofundando conceitos sobre reações químicas, cálculo de concentração. Reações de oxiredução são reações onde ocorre transferência de elétrons entre duas espécies químicas. Numa reação de oxiredução sempre há perda e ganho de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é chamada de oxidação e o ganho de elétrons é chamado de redução.

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Mas o que a biologia está fazendo aqui com a química? MATERIAIS:

REAGENTES:

- 3 Pratos

- 1 Banana

- 3 Facas

- 1 Pêra

- 3 Copos Plásticos

- 1 Maçã

- 2 Conta-gotas

- Suco de 2 Limões -Solução de Vitamina C

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PROCEDIMENTO: - Lavar as frutas e cortá-las em 3 fatias de aproximadamente 5mm e colocar em 3 pratos (cada prato com 1 fatia das 3 frutas) e numerá-los. - Carregar as seringas, 1 com o suco de limão e a outra com a solução de vitamina C. - No prato 1 gotejar em cada fatia de fruta o suco de limão recobrindo totalmente a superfície. - No prato 2 gotejar em cada fatia de fruta a solução de vitamina C recobrindo totalmente a superfície. - No prato 3 deixar as frutas in natura. - Aguardar 20 minutos e seguir as análises do fenômeno. RESPONDA: 1. O que aconteceu com as fatias que receberam cobertura de suco de limão, as que receberam a solução de vitamina C e as que não tiveram cobertura alguma? 2. Como se explica o fenômeno acontecido nos 3 casos?

Duração em Média: 30 minutos Ao professor: Neste experimento, conceitos sobre reações químicas de oxirredução, enzimas e processos enzimáticos no organismo podem ser abordados de forma simples e esclarecedoras.

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A reação de escurecimento em frutas, vegetais e sucos de frutas é um dos principais problemas na indústria de alimentos. A ação da polifenol oxidase, enzima que provoca a oxidação dos compostos fenólicos naturais presentes nos alimentos,

causa à formação de pigmentos

escuros,

freqüentemente acompanhados de mudanças indesejáveis na aparência e nas propriedades organolépticas do produto, resultando na diminuição da vida útil e do valor de mercado. Neste trabalho propõe-se um experimento didático para a observação do escurecimento de frutas e a prevenção da oxidação enzimática na presença de alguns agentes inibidores como ácido ascórbico e ácido cítrico. A oxidação da superfície da maçã é devida à presença de oxigênio no ar. Como deves ter verificado, a maçã sem sumo de limão foi ficando cada vez mais escura quanto maior o tempo de exposição. Por sua vez, a maçã com sumo de limão não sofreu grande oxidação. Este fato é devido à presença de ácido ascórbico (vitamina C) no sumo de limão. O ácido ascórbico reage com o oxigênio contido no ar, impedindo que este oxide a maçã. Sendo assim, quando quiseres manter a cor de um fruto (maçã, pêra, banana), basta molhar a superfície exposta em sumo de limão. O sumo de limão pode ser considerado como um conservante.

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Como é uma pilha? MATERIAIS: - 1 pilha (sem metais pesados)

- 1 filtro de papel

- 1bico de Bunsen

- 1 tripé com tela de amianto

- 1 espátula

- 1 baquete de vidro

- 1 erlenmeyer

- 1 canivete

- 1 chave de fenda

- 1 funil de plástico

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PROCEDIMENTO: - Com o canivete abra a pilha no local de emenda retirando a proteção de aço. - Retirar o papelão ou plástico que se encontra abaixo do aço. - O zinco é a seguinte camada, que seve ser retirada e lavada com água e detergente e posta para secar. - Finalmente retirar o bastão de carbono (grafite) central da pilha e igualmente lavar. - Transferir o resto da pilha para um Becker e acrescentar 50mL de água e agitar bem. - Filtrar a mistura e transferir o filtrado para um erlenmeyer que deve ser aquecido para retirar o resto da água. Neste papel estará o dióxido de manganês. - O filtrado tem a mistura de cloreto de zinco e amônio.

RESPONDA: 1. Como a pilha funciona? 2. Quais as reações químicas estão envolvidas neste processo? 3. Pilha polui? Pesquise quais as conseqüências o descarte indevido provoca no meio ambiente.

DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos de experimento. Ao

professor:

Com

este

experimento

as

compreensões

do

funcionamento de uma pilha em função de suas partes constituintes 45

acompanham as explicações da conversão de energia química em energia elétrica, o que são eletrodos e pode iniciar as discussões sobre os tipos de pilhas. A eletroquímica abrange todos processos químicos que envolvem transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise. (Resumindo:

pilha

e

bateria

são

processos

químicos

que

ocorrem

espontaneamente e gera corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica). A primeira pilha foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizava discos de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina. Os discos foram chamados de eletrodos, sendo que os elétrons saiam do zinco para o cobre, fazendo uma pequena corrente fluir. Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuia um tubo que ligava as duas cubas, este tipo foi chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.

Fig. 1- Em uma célula eletroquímica, uma reação tem lugar em duas regiões separadas.

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Catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons, já anodo é o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorre perda de elétrons. Nesta pilha é possível verificar as semiequações da reação. Cu2+ +2e- --> Cu(s) O íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido por 2 e- que vem da corrente elétrica. Zn(s) --> Zn2+ + 2eO zinco é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e 2 e-. Estes elétrons serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (pilha). Cu2+ + 2e- --> Cu0 Zn0 --> Zn2+ + 2e________________ __ Zn0 + Cu2+ --> Zn2+ + Cu0 Com o desenvolvimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, que se depositará na superfície do eletrodo de cobre, já o eletrodo de cobre será corroído, pois o zinco está se transformando em íons que irão para a solução de sulfato de zinco. A pilha de Daniell pode ser escrita por: Zn0 + Cu2+(aq) --> Zn2+(aq) + Cu0 ou Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu onde, || representa a ponte salina. Toda pilha possui um potencial, ou seja, produz uma voltagem, sendo este potencial medido na pilha. (No caso das pilhas comerciais, que se usam em rádios, controles remotos e brinquedos, a voltagem, geralmente é de 1,5V, só variando o tamanho de reserva das pilhas. Tamanhos: A,AA, D, etc.) O potencial da pilha pode ser dado, de uma maneira simplificada por:

E= 47

Emaior - Emenor , sendo Emaior e Emenor, os potenciais padrões de redução de cada semi equação. Potencial padrão é medido em relação ao hidrogênio, que teve por convenção, a denominação de potencial padrão de Hidrogênio, que vale 0V. É a partir do potencial de uma pilha, que se sabe se a reação ocorre ou não. Quando a variação de potencial da pilha,

E, é maior que zero a reação é

espontânea. Quando o potencial é negativo, a reação não ocorre espontaneamente e quanto maior for o potencial, positivo, maior será a eficiência da pilha. A partir disso é possível verificar alguns fatos que ocorrem no nosso diaa-dia e são explicados pelas reações eletroquímicas.

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Qual o princípio de funcionamento e constituição de uma pilha? MATERIAIS:

REAGENTES:

- 1 placa de cobre - 1 placa de zinco

- Solução de ácido sulfúrico 20%

- 2 fios elétricos com “jacaré”

- Solução de permanganato de

- 1 bocal de lâmpada

potássio 0,25m.l-1 (recém preparada)

- 1 Béquer de 250mL

PROCEDIMENTO: - Adicionar 100mL da solução de ácido sulfúrico e 100mL de solução de permanganato de potássio em um Bécker de 250mL; - Conectar o bocal com a lâmpada aos fios com jacarés;

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- Conectar as placas de zinco e de cobre aos fios pelos jacarés; - Introduzir as placas de zinco e de cobre na solução paralelas e próximas; - Observar o que acontece.

RESPONDA: 1. Como a pilha funciona? 2. Quais as reações químicas estão envolvidas neste processo? 3. Por que a lâmpada acendeu?

DURAÇÃO MÉDIA: 40 minutos. Ao professor: com este experimento as compreensões do funcionamento de uma pilha em função de suas partes constituintes acompanham as explicações da conversão de energia química em energia elétrica, o que são eletrodos e pode iniciar as discussões sobre os tipos de pilhas. Vide experimento 13.

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Vamos analisa o fenômeno de velocidade de reações químicas e a influência em relação à concentração, temperatura e área de exposição. MATERIAIS:

REAGENTES:

- 4 Bécker de 100mL - 3 Tubos de ensaio

- 3 comprimidos efervescentes

- 1 proveta de 10mL

- indicador universal

- Padrão de pH

- água destilada

- 1 cronômetro

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PROCEDIMENTO: - Numerar os três Becker. No primeiro Becker (1), colocar 80mL de água gelada; no número 2, água a temperatura ambiente e, no 30, colocar água quente; - Ao mesmo tempo adicionar aos 3 béqueres os comprimidos efervescentes e anotar o tempo necessário para a total dissolução de cada comprimido; - Numerar os três tubos de ensaio e colocar em cada tubo 2 mL de solução de cada Becker correspondente e 2 gotas de indicador universal. Anote com o padrão o pH correspondente; - Triture 3 comprimidos de efervescente e adicione-os aos béqueres. Anotar o tempo necessário para a total dissolução de cada comprimido. - Compare os tempos obtidos usando os comprimidos inteiros e os triturados.

RESPONDA: 1. Por que a temperatura influenciou na velocidade da reação? 2. Qual dissolução ocorre mais rapidamente, a do comprimido inteiro ou do triturado? Explique por quê.

DURAÇÃO MÉDIA: 50 minutos de experimento. Ao professor: Através da aplicação deste experimento todo o conteúdo de cinética básica pode ser explicado, como conceitos de equilíbrio químico, velocidade de reação e condições de que se ocorra uma reação química. Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial. Para que isso possa

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acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Não existe uma velocidade geral para todas as reações químicas, cada uma acontece em sua velocidade específica. Algumas são lentas e outras são rápidas, como por exemplo: a oxidação (ferrugem) de um pedaço de ferro é um processo lento, pois levará algumas semanas para reagir com o oxigênio do ar. Já no caso de um palito de fósforo que acendemos, a reação de combustão do oxigênio ocorre em segundos gerando o fogo, sendo assim é uma reação rápida. A velocidade das reações químicas depende de uma série de fatores: a concentração das substâncias reagentes, a temperatura, a luz, a presença de catalisadores, superfície de contato. Esses fatores nos permitem alterar a velocidade natural de uma reação química, vejamos por que: Concentração de reagentes: Quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápida será a reação química. Essa propriedade está relacionada com o número de colisões entre as partículas. Exemplo: uma amostra de palha de aço reage mais rápido com ácido clorídrico concentrado do que com ácido clorídrico diluído. Temperatura: De um modo geral, quanto maior a temperatura, mais rapidamente se processa a reação. Podemos acelerar uma reação lenta, submetendo os reagentes a uma temperatura mais elevada. Exemplo: se cozinharmos um alimento em panela de pressão ele cozinhará bem mais rápido, devido à elevação de temperatura em relação às panelas comuns. Luz: Certas reações, as chamadas reações fotoquímicas, podem ser favorecidas e aceleradas pela incidência de luz. Trata-se de uma reação de fotólise, ou seja, da decomposição de uma substância pela ação da luz. Podemos retardar a velocidade de uma reação diminuindo a quantidade de luz. Exemplo: A fotossíntese, que é o processo pelo qual as plantas convertem a energia solar em energia química, é uma reação fotoquímica. Catalisadores: São substâncias capazes de acelerar uma reação. Exemplo: alguns produtos de limpeza contêm enzimas para facilitar na remoção de sujeiras. Essas enzimas facilitam a quebra das moléculas de substâncias responsáveis pelas manchas nos tecidos. Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior será a velocidade da reação. Exemplo: os antiácidos 53

efervescentes quando triturados se dissolvem mais rápido em água do que em forma de comprimido inteiro, isto porque a superfície de contato fica maior para reagir com a água.

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Está muito lento? Vamos acelerar! MATERIAIS:

REAGENTES:

- Peróxido de Hidrogênio (água - Provetas;

oxigenada); - Iodeto de Potássio;

- Espátula.

- Anilina de diferentes cores; - Detergente líquido comum.

PROCEDIMENTO: - Coloque em cada proveta a mesma quantidade de água oxigenada e detergente; - Adicione gotas anilina de diferentes cores; - Adicione, com a espátula, um pouco de iodeto de potássio em cada 55

uma das provetas; - Observar o que ocorre.

RESPONDA: 1. O que é catálise? 2. O que é um processo de decomposição?

Duração média: 35 minutos de experimento. Ao professor: A velocidade de uma reação química depende de numerosos fatores, como, por exemplo, das concentrações dos reagentes, da temperatura, de catalisadores etc. Catálise é a modificação da velocidade de uma reação química pela presença e atuação de uma dada substância (catalisador) que não se altera quimicamente no processo. Os catalisadores apresentam grande importância na indústria química, pois possibilitam ou aceleram certas reações químicas. São também importantes nas reações bioquímicas, pois, sem eles, as reações essenciais para o metabolismo ocorreriam tão vagarosamente que o mundo, como nós o conhecemos, não existiria. Neste experimento observa-se o aumento da velocidade de formação de espuma pela adição de um catalisador. Na reação de decomposição da água oxigenada, segundo a reação:

ocorre a formação de um gás oxigênio. Em condições normais, o gás oxigênio permanece disperso na água sob a forma de espuma, que é um tipo de colóide onde bolhas de gás estão espalhadas em uma superfície liquida com uma fina película de líquido separando as bolhas de gás entre si.

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Formação de espuma pode ser facilitada pela presença de detergentes, que, à semelhança dos sabões, formam colóides desse tipo. Esse é um efeito físico. Já no experimento descrito, além da formação de espuma devido à presença de um detergente, a velocidade da reação química que ocorre é grandemente acelerada por um catalisador, no caso, pelo iodeto de potássio, através do íon iodato. Neste caso, ocorrem as seguintes reações químicas: 1. O iodeto de potássio em solução aquosa (aq) está ionizado:

2. Em presença da água oxigenada, poderoso oxidante, o íon iodeto passa a íon iodato:

3. Observe que íon iodeto se recompõe ao final:

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Por que o leite tem qualidades diferentes? Onde está esta diferença? MATERIAIS:

REAGENTES:

- 6 Pedaços de Pano Fino (40 cm2) - 6 Béqueres de 250mL

- 200mL de Leite Tipo A, B, C.

- 1 Tela de amianto sobre tripé

- 10mL de vinagre

- 1 Bico de gás

PROCEDIMENTO: - Aqueça os 200mL de leite até ficar morno, após adicione o vinagre lentamente, até que se formem grumos de material branco. Esta massa é a proteína chamada caseína. - Filtre este material em um dos pedaços de pano. - Leve novamente a leve aquecimento no soro extraído nesta etapa novos grumos aparecerão. Esta massa é a proteína albumina. - Filtre este material no pano que sobrou. - Para cada tipo de leite repita este procedimento.

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RESPONDA: 1. Em ordem crescente liste os tipos de leite de acordo com a maior concentração de caseína. Faça este mesmo exercício para a albumina. 2. Por que as quantidades de proteínas resultaram em valores diferentes? 3. Qual a importância do consumo destas duas proteínas para o ser humano?

DURAÇÃO MÉDIA: 20 minutos de experimento. Ao professor: Com este experimento podem ser tratados conceitos sobre a bioquímica e compostos orgânicos em relação às proteínas do leite, métodos de separação de misturas, tipos de soluções. O leite recebe, no comercio, diferentes classificações

baseadas em

critérios que consideram desde a forma de ordenha até o transporte e o processamento. A Tabela 1 resume alguns desses critérios. Até que ponto essa classificação resulta em produtos uniformes? Ou seja, todos os leites do mesmo tipo (A, B, C etc.) são semelhantes? Têm o mesmo teor de nutrientes?

Tabela 1: Alguns tipos de leite Classificação do Leite

Características

Tipo A

Ordenha mecânica;. Pasteurização na própria granja leiteira

Tipo B

Ordenha mecânica;transporte sob refrigeração; pasteurização na usina

Tipo C

Ordenha manual ou mecânica; transporte sem refrigeração às usinas de pasteurização

Reconstituído Leite em Pó Leite Longa Vida

Leite em pó ao qual de adicionou água Leite desidratado Esterilizado pelo processo UHT (Ultra High Temperature) pelo qual o leite é aquecido durante 4 a 6s à temperaturas próximas de 140º C

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Tabela 2: Fraudes do leite Materiais

Função

Antibióticos

Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Formol

Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Urina

“disfarçar” a adição de água ao leite, mantendo a densidade inicial

Amido

“Disfarçar” a adição de água ao leite, mantendo a densidade inicial.

Ácido Salicílico e salicilatos

Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Ácido Bórico e Boratos

Conservar o leite, evitando contaminação de microorganismos.

Bicarbonato de Sódio

“Disfarçar” o aumento de acidez do leite observado quando ele está em estágio de deterioração.

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Será que estamos tomando leite? MATERIAIS:

REAGENTES:

- 1 Pedaços de Pano Fino (40 cm2) - 1 Béqueres de 250mL - 1 Tela de amianto sobre tripé - 1 Bico de gás - 3 Tubos de Ensaio grandes

- 200mL de Leite. - 10mL de vinagre - 20mL de solução de Iodo - 20mL de solução de FeCl3 -Glicerina - Solução de NaOH -Fenolftaleína

PROCEDIMENTO: - Em um tubo de ensaio aqueça 10mL de leite levemente e adicione 5 a 7 gotas da solução de iodo. Este teste indica a existência de amidose a solução ficar azul,roxa ou preta. - Aqueça os 100mL de leite até ficar morno, após adicione o vinagre lentamente, até que se formem grumos de material branco. Filtre este material no pedaço de pano. Ao soro extraído acrescente de 15 a 20 gotas de percloreto de ferro (III). A coloração de rosa a violeta indica a presença de salicilato. - Em 20mL de leite adicione gotas da solução de hidróxido de sódio lentamente até o aparecimento da cor rosa. Acrescente então 4mL de glicerina. Se a cor rosa desaparecer indicará a presença de ácido H3BO3.

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PESQUISAR: 1. Por que se adiciona formol ao leite? 2. Fraudes têm acontecido relatando adulteração de leite, a adição de amido é uma delas. Mas, por quê se adiciona amido ao leite? 3. Formol, pode?

DURAÇÃO MÉDIA: 45 minutos de experimentação contínua. Ao professor: com este experimento podem ser tratados conceitos sobre a bioquímica e compostos orgânicos em relação às proteínas do leite, métodos de separação de misturas, tipos de soluções. Vide experimento 17.

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MATERIAIS:

REAGENTES:

- 1 Pedaços de Pano Fino (40 cm2) - 1 Béqueres de 250mL

- 100mL de Leite Integral

- 1 Tela de amianto sobre tripé

- 10mL de vinagre

- 1 Bico de gás

- 50mL de formol

PROCEDIMENTO: - Aqueça os 200mL de leite até ficar morno, após adicione o vinagre lentamente, até que se formem grumos de material branco. Esta massa é a proteína chamada caseína. - Filtre este material no pedaço de pano e aperte até remover todo o soro. - Molde um cubo com a massa de caseína. - No Béquer restante, adicione o formol e mergulhe o cubo formado e deixe em repouso por 5 dias. - Após este tempo, retire o cubo do formol, lave bem e deixe secar ao sol. Estando seco, pode ser lixado ou polido.

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RESPONDA: 1. O que é a caseína? 2. Para que o formol tem maior utilização? Como ele age? 3. No experimento foi formado um material plástico. O que são os plásticos? A que tipo de compostos eles pertencem?

DURAÇÃO MÉDIA: 25 minutos de experimento, após só aguardar a formação do polímero.

Ao professor: com este experimento podem ser abordados conceitos sobre a bioquímica e compostos orgânicos em relação às proteínas do leite, reações de polimerização e tipos de polímeros. Considerações sobre os principais constituintes do leite: Água É o constituinte quantitativamente mais importante, no qual estão dissolvidos, dispersos ou emulsionados os demais componentes. A maior parte encontra-se como água livre, embora haja água ligada a outros componentes, como proteínas, lactose e substâncias minerais. Gordura A gordura no leite ocorre como pequenos glóbulos contendo principalmente triacilgliceróis, envolvidos por uma membrana lipoproteica. O leite de vaca possui aproximadamente 440 ésteres de ácidos graxos e os principais são o ácido palmítico e o ácido oleico. A gordura é o constituinte que mais sofre variações (Tabela 1) em razão de alimentação, raça, estação do ano e período de lactação. Vitaminas

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Tanto no leite humano como no leite bovino estão presentes todas as vitaminas conhecidas. As vitaminas A, D, E e K estão a s s o c i a d a s aos glóbulos de gordura e as demais ocorrem na fase aquosa do leite. A concentração das vitaminas lipossolúveis depende da alimentação do gado, exceto a da vitamina K. Esta, como as vitaminas hidrossolúveis, é sintetizada no sistema digestivo dos ruminantes. Proteínas O leite bovino contém vários compostos nitrogenados, dos quais aproximadamente 95 por cento ocorrem como proteínas e 5 por cento como compostos nitrogenados não-proteicos. O nitrogênio proteico do leite é constituído de cerca de 80 por cento de nitrogênio caseínico e de 20 por cento de nitrogênio não-caseínico (albuminas e globulinas). Diversos fatores influenciam na composição e na distribuição das frações nitrogenadas do leite bovino, tais como temperatura ambiente, doenças do animal, estágio de lactação, número de parições, raça, alimentação e teor energético da alimentação. Enzimas Numerosas enzimas podem ser encontradas no leite, como lipases, proteinases,

óxido-redutases,

fosfatases,

catalase

e

peroxidase.

O

desenvolvimento, intencional ou não, de microrganismos no leite contribui para o complexo enzimático. A atividade dessas enzimas é influenciada pelas condições do meio (temperatura, pH, acesso ao substrato), sendo alteráveis pelo processamento tecnológico. Lactose A lactose é o glucídio característico do leite, formado a partir da glicose e da galactose, sendo o constituinte sólido predominante e menos variável. Tratamentos térmicos ocasionam reações de escurecimento a partir da lactose, particularmente a reação de Maillard (quadro), com uma diminuição do valor nutricional diretamente proporcional à intensidade e o tempo de aquecimento. 65

Substâncias minerais O leite contém teores consideráveis de cloro, fósforo, potássio, sódio, cálcio e magnésio e baixos teores de ferro, alumínio, bromo, zinco e manganês, formando sais orgânicos e inorgânicos. A associação entre os sais e as proteínas do leite é um fator determinante para a estabilidade das caseínas ante diferentes agentes desnaturantes. O fosfato de cálcio, particularmente, faz parte da estrutura das micelas de caseína. Propriedades físico-químicas Sabor e odor O leite fresco, produzido sob condições ideais, apresenta sabor sui generis pouco pronunciado, essencialmente devido à relação entre lactose e cloretos, apresentando-se como doce e salgado, não ácido e não amargo, podendo ser afetado em condições como a ocorrência de mamite (infecções do úbere). Sabores e odores pronunciados em leite fresco devem-se usualmente à alimentação (ração, silagem) e ao ambiente de ordenha. Cor A cor branca do leite resulta da dispersão da luz refletida pelos glóbulos de gordura e pelas partículas coloidais de caseína e de fosfato de cálcio. A homogeneização torna o leite mais branco, pela maior dispersão da luz. A cor amarelada provém do pigmento caroteno, que é lipossolúvel. Cores anormais podem resultar de desenvolvimento microbiano, como a cor vermelha causada pela bactéria Serratia marcescens e a cor azul, pela bactéria do gênero Pseudomonas. Acidez O leite, logo após a ordenha, apresenta reação ácida com a fenolftaleína, mesmo sem que

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nenhuma acidez, como ácido lático, tenha sido produzida por fermentações. A acidez do leite fresco deve- se à presença de caseína, fosfatos, albumina, dióxido de carbono e citratos. A acidez natural do leite varia entre 0,13 e 0,17 por cento, expressa como ácido lático. A elevação da acidez é determinada pela transformação da lactose por enzimas microbianas, com formação de ácido lático, caracterizando a acidez desenvolvida do leite. Tanto a acidez natural quanto a acidez desenvolvida são quantificadas, simultaneamente, em titulações por soluções alcalinas. PH Para o leite proveniente de diversas fontes, após misturado, o pH varia entre 6,6 e 6,8, com média de 6,7 a 20 °C ou 6,6 a 25 °C. No caso da secreção após o parto (colostro), o pH varia de 6,25 no primeiro dia a 6,46 no terceiro. O leite proveniente de animais com mamite é levemente alcalino, podendo atingir pH 7,5. O leite apresenta considerável efeito tampão, especialmente em pH entre 5 e 6, em razão da presença de dióxido de carbono, proteínas, citratos, lactatos e fosfatos. Densidade A densidade do leite varia entre 1,023 g/mL e 1,040 g/mL a 15 °C; o valor médio é 1,032 g/mL. Leite com alto teor de gordura apresenta maior densidade em relação a leite com baixo teor de gordura, em razão do aumento do extrato seco desengordurado que acompanha o aumento no teor de gordura. Ponto de congelamento Em um leite contendo 12,5 por cento de extrato seco (4,75 por cento de lactose e 0,1 por cento de cloretos), o ponto de congelamento aproximado será -0,531 °C, em razão do abaixamento do ponto de congelamento causado pela lactose (-0,296 °C), pelos sais (-0,119 °C) e por outros constituintes dissolvidos (uréia, dióxido de carbono). Esses valores, entretanto, dependem de diversos fatores relacionados com o animal, o ambiente, o processamento industrial e as técnicas crioscópicas. 67

Ponto de ebulição As substâncias dissolvidas no leite fazem com que o ponto de ebulição seja levemente maior que o da água. As temperaturas médias de ebulição, ao nível do mar, situamse entre 100 e 101 °C. Calor específico O conhecimento do calor específico do leite e dos produtos lácteos é essencial à engenharia de processos e ao dimensionamento de equipamentos. A 15 °C, o leite integral, o leite desnatado e o creme de leite (30 por cento de gordura) apresentam calores específicos de 3,93 kJ K-1 kg-1, 3,95 kJ K-1 kg-1 e 4,11 kJ K-1 kg-1, respectivamente. Tensão superficial Os valores da tensão superficial do leite integral, do leite desnatado e do creme de leite são 55,3 mN/m, 57,4 mN/m e 49,6 mN/m, respectivamente. Aumento nos teores de constituintes tensoativos (proteínas, ácidos graxos livres) ocasiona redução da tensão superficial do leite. Viscosidade O leite é mais viscoso que a água, em razão da presença de proteínas e lipídios, podendo sofrer alterações com o processamento industrial. O leite integral e o leite desnatado têm viscosidades médias, a 20 °C, de 1,631 mPa s e 1,404 mPa s, respectivamente.

Condutividade elétrica A presença de íons no leite,particularmente na forma de sais, possibilita a passagem de corrente elétrica, dependente da atividade desses íons. Em média, a condutividade do leite varia entre 4,61 mS/cm a 4,92 mS/cm. 68

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

• http://www.moderna.com.br/didaticos/em/atividades/quimica • http://www.scielo.br • http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt • http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt • http://www.cq.ufam.edu.br • http://www.geocities.com/CollegePark/Bookstore

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http://ucsnews.ucs.br/ccet/defq/naeq/material_didatico

• http://www.brasilescola.com/geografia

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