| DISCIPLINA; QUÍMICA/FÍSICA – 1° SÉRIE. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS NA NATUREZA E
NO SISTEMA PRODUTIVO. |
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| Evidências de reação
1. INTRODUÇÃO
Reações químicas ocorrem quando substâncias sofrem transformações se comparadas com seu estado inicial. Para que uma reação química ocorra, é necessário que as ligações entre átomos e moléculas sejam desfeitas e novamente refeitas com uma diferente organização (arranjo) de antes. Para desfazer o arranjo inicial e propiciar a ocorrência de reação, pode ser que seja preciso fornecer energia na forma de calor ao sistema. Uma reação química pode ser identificada pelo aparecimento de novas substâncias (produtos), sendo estas diferentes das anteriores (reagentes). Quando isso acontece, ocorrem fatos visíveis que confirmam a existência de reação e alguns deles são: |
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1. Separação de Materiais Uma atividade que realizamos com frequência é separar. Assim, um caixa de banco separa notas de valores diferentes, uma granja seleciona ovos de tamanhos diversos, etc. Nesses casos, a técnica consiste numa “escolha ou catação”. Entretanto, nem sempre o processo é tão simples, embora trabalhoso. Por exemplo, como separar indivíduos mentirosos de não mentirosos? Em Ciências, frequentemente, também há necessidade de separar materiais e as técnicas empregadas dependem dos tipos de materiais que serão separados. No presente conjunto de experimentos procuramos desenvolver várias técnicas de separação de materiais (filtração em papel-filtro, adsorção por carvão ativo, evaporação, destilação, etc.), indicando inclusive se o processo é adequado ou não a um tipo de mistura, além de explicações sobre o mecanismo de cada processo. Na purificação da água, o aluno realizará em pequena escala parte do procedimento executado nas estações de tratamento, ocasião em que são separados da água os materiais indesejáveis. Algumas técnicas, como, por exemplo, a da cromatografia, embora possa parecer sem interesse prático, constitui, na verdade, um precioso método de pesquisa científica, hoje largamente utilizado, o que torna aconselhável sua divulgação e emprego. Os alunos poderão efetuar toda a série de experimentos aqui propostos ou o professor selecionará os que julgarem mais convenientes. Objetivos Preparação Prévia Material 25 ml de álcool Preparação Seguem os experimentos: Separação de Materiais Material 5 cm3 de solução azul-de-metileno Procedimento Resultado Esperado (Parte 5 – Destilação) Material 10 cm3 de solução de azul-de-metileno Procedimento
Observação Resultado Esperado (Parte 6 – A destilação e a separação de líquidos) Objetivo Material 10 ml de álcool em frasco de vidro com tampa de rosca Procedimento Observação
e. Apague o fogo, retire a lamparina e, somente depois disso, coloque o álcool no tubo de ensaio, rapidamente, através do funil. Retire o funil. Resultados Esperados e Discussão
• É possível que os diferentes grupos encontrem temperaturas diferentes para a ebulição da água. Isto pode ser explicado em termos de ligeiras diferenças entre os termômetros, imperfeições nas leituras feitas, transferência do calor das mãos para o termômetro, etc. • O álcool, por sua vez, ferve a 78°C ao nível do mar, desde que seja puro. Os alunos deverão encontrar temperatura em torno desse valor, de acordo com as razões já expostas para a água. • A destilação pode ser empregada para separar misturas quando as substâncias que dela fazem parte tenham, como a água e o álcool, pontos de ebulição convenientemente afastados. No caso particular da mistura álcool-água, o destilado ainda contém pequena porcentagem de água (mistura azeotrópica). • Se o experimento da Parte 5 – destilação – fosse realizado utilizando-se, no tubo da esquerda, uma solução de água e álcool, a ebulição teria início aproximadamente a 78°C. (Parte 7 – Cromatografia em papel) Introdução Preparação Prévia Material 20 ml de álcool Procedimento a. Faça duas dobras em cada tira de papel-filtro, no sentido longitudinal, na distância de 2 cm uma da outra. Numere-as 1, 2 e 3 (veja ilustrações). b. Utilizando uma das canetas esferográficas, desenhe na dobra número 1 de cada tira, a 3 cm da extremidade, uma bolinha do tamanho de uma cabeça de fósforo. Resultados Esperados e Discussão Sugestões Outra maneira de realizar a cromatografia é a indicada a seguir: Os alunos poderão realizar em casa esse mesmo tipo de experimento utilizando extratos alcoólicos de folhas ou pétalas coloridas. Neste caso, o professor fornecerá as tiras de papel-filtro e indicará como preparar os extratos: 1- Corte o material (folhas ou pétalas) em pedaços pequenos e triture-os numa xícara com o auxílio do cabo de uma faca ou qualquer outro instrumento adequado. AS CORES ESCONDIDAS NAS CANETINHAS Você sabia que as cores, como o marrom e o preto, são feitas da combinação de outras cores? Para revelar as cores “escondidas”, você precisa apenas de álcool, filtro de café, um copo e canetinhas hidrocor. No copo, coloque um pouco de álcool. No filtro de café, faça um círculo ou um risco com a canetinha hidrocor. Coloque o filtro de café no copo, mas não deixe o álcool encostar na parte que você riscou com a canetinha. O filtro vai sugar o álcool, e aos poucos as cores escondidas na canetinha vão aparecer. Assista o vídeo para entender como fazer o experimento. Nesse link você pode conferir uma maneira diferente de fazer a mesma experiência, além de saber mais sobre a Uma das questões mais interessante na química são as mudanças de cores. No experimento proposto é um procedimento muito utilizado na volumetria de neutralização. Aqui os gases que exalamos durante a respiração é usado para mudar a cor da solução básica de fenolftaleína, ou seja o dióxido de carbono (CO2) produzido no nosso organismo por reação entre o oxigénio inspirado e a glucose. Ao entrar em contato com a solução de hidróxido de cálcio (conhecida também com água de cal) o dióxido de carbono reage da seguinte forma: CO2(g) + Ca(OH)2(aq) ——> CaCO3(s) + H20(l) Inicialmente, o dióxido de carbono, que é um gás incolor ligeiramente solúvel em água, torna a cor da solução ligeiramente rosea, com uma leve turvação. Com a continuação do sopro a solução muda completamente de cor; ela torna-se incolor. Daí o sopro mágico. Material necessário· Copo de vidro ou de béquer de 250 mL; · Copo de vidro ou erlenmeyer de 250 mL; · Canudo de refrigerante ou pipeta graduada; · Funil de plástico ou de vidro · Papel de filtro de café ou papel de filtro qualitativo · Hidróxido de cálcio; · Fenolftaleína; · Á de torneira ou agua destilada. Procedimento experimental1. Coloque uma porção de hidróxido de cálcio e agite vigorosamente; 2. Espere alguns minutos até que boa parte do sólido que está em suspensão depositar. Neste ponto filtre a solução com auxílio de funil e papel de filtro, recolhendo o filtrado em um copo de vidro. 3. Coloque uma pitada muito pequena de fenolftaleína no copo contendo a solução de hidróxido de cálcio. Caso tenha a fenolftaleína preparada coloque no máximo três gotinhas no copo no lugar da pequena pitada de fenolftaleína. 4. Agora basta sopra com auxilio do canudo a solução contendo fenolftaleína para ver o que acontece. Agora tem que ter fôlego. Bastante fôlego. |
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| DESTILADOR ARTESANAL
Objetivo Construir um destilador usando material alternativo e em seguida realizar a separação de uma mistura Descrição Como sabemos as condições de ensino e aprendizagem no Brasil, principalmente na maioria das escolas públicas, são extremamente precárias. Contudo, existe a esperança de que esse quadro mude, e tenhamos uma educação cidadã que e que privilegie o saber científico. Devido a essa precariedade, muitas escolas, apesar de alguns investimentos governamentais, ainda não dispõem de laboratórios de química capazes de oferecer ao estudante mecanismos necessários à experimentação. Pensando nisso, propomos a construção de um destilador de baixo custo, usando materiais descartáveis ou de preço acessível. O mesmo, dependendo da qualidade da confecção, poderá ser utilizado por um longo período. Daí a sua boa utilidade. Material Uma garrafa plástica de refrigerante (2 litros). Procedimento Parte 1: Inicie a construção do destilador retirando da lâmpada a haste que contém o filamento; para tanto utilize uma faca de mesa, contudo tome muito cuidado para evitar acidente. Por isso é mais prudente pedir o auxílio de um adulto. Feito isso, misture duas partes da cola, como sugerido nas instruções constantes na embalagem da mesma. Introduza o cano metálico no furo do bulbo e fixe aquele neste com a cola, tomando o cuidado de deixar o cano desobstruído. Em seguida, faça um furo na tampa e outro no fundo da garrafa; ambos compatíveis com o diâmetro da liga de soro. Faça dois furos diametralmente opostos e nos extremos da garrafa com diâmetro de dois cm. Pelos furos da tampa e do fundo da garrafa faça passar a extremidade da liga, deixado parte da mesma contorcida no interior da garrafa. Na lamparina ponha quantidade suficiente de álcool para preencher 2/3 do seu volume. Parte 2: Prepare a mistura, dissolvendo uma colher de sal em 200 ml de água.Com a ajuda de um funil introduza a mistura no bulbo até à metade de seu volume. Conecte a extremidade da liga, como sugere e figura abaixo, no cano ligado ao bulbo. Acenda a chama da lamparina em baixo do bulbo. E introduza água fria na garrafa pelo suro superior, lembrando de tampar o furo inferior com a rolha. E não esqueça de trocar a água da garrafa periodicamente, a partir do instante em que a mistura contida no bulbo entre em ebulição. Análise A separação de mistura por destilação simples permite que obtenhamos os componentes dessa mistura após aquecimento e mudança de estado de agregação de um deles. No experimento sugerido, a mistura água + sal é uma mistura homogênea. Com o aquecimento, a água é vaporizada e ao passar pela garrafa (condensador), que tem água a uma temperatura bem menor que a sua temperatura de ebulição, volta ao estado líquido e é recolhida no copo. Com e vaporização de toda a água contida no bulbo, restará nele o sal antes misturado à água. Dicas Para obter a liga de soro procure em hospitais ou com vendedores de baladeiras (atiradeira). Se desejar monitorar melhor o experimento, use um termômetro. SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 4 A PRODUÇÃO DO ÁLCOOL COMBUSTÍVEL
Nesta Situação de Aprendizagem, ampliaremos os conhecimentos sobre as transformações químicas, abordando dois importantes processos industriais – a fermentação alcoólica que levam à obtenção, respectivamente, do etanol Para isso, leia os textos a seguir.
Leitura e análise de texto Texto 1 – Fermentação alcoólica na produção do etanol O Brasil é um dos poucos países do mundo que utilizam álcool (etanol) como combustível automotivo. Esse fato garante ao país não apenas a posição de um dos maiores produtores de etanol do mundo, mas também de detentor da melhor tecnologia de produção de álcool a partir da cana-de-açúcar. Mas você sabe como é produzido o álcool a partir da cana-de-açúcar? A cana-de-açúcar é a principal matéria-prima usada na produção de álcool no Brasil. A partir de 1 ha (um hectare, ou seja, 10 000 m2) de plantação, pode-se obter cerca de 3 mil litros de etanol. A cana-de-açúcar passa inicialmente pelo processo de moagem, em que o suco da cana, a garapa, é separado do bagaço, que pode ser queimado como combustível ou usado na alimentação do gado. Em seguida, a garapa é aquecida até que boa parte da água evapore e se forme um líquido viscoso e rico em açúcares, chamado melaço. Esse material é acidificado para que esteja em condições ideais para o desenvolvimento das leveduras (micro-organismos que possuem substâncias denominadas enzimas, capazes de acelerar a transformação de açúcares em álcool etílico e gás carbônico). É na presença das leveduras que o melaço passará pelo processo de fermentação alcoólica, que dura cerca de 50 horas, ocorrendo a formação do etanol. A mistura obtida na fermentação apresenta cerca de 14% em volume de álcool, mas, após o processo de destilação, obtém-se álcool com 96° GL (4% de água e 96% de etanol). Para obter etanol puro (100%) pode-se adicionar cal viva ao álcool 96° GL. Nesse caso, haverá interação entre a cal e a água, formando um composto pouco solúvel em água e em etanol, o hidróxido de cálcio ou cal extinta, conforme as representações a seguir: sacarose + água glicose + frutose C12H22O11(aq) + H2O(l) àC6H12O6(aq) + C6H12O6(aq) glicose ou frutose etanol + gás carbônico + energia C6H12O6(aq) 2 à C2H5OH(aq) + 2 CO2(g) + energia térmica
óxido de cálcio + água A hidróxido de cálcio + energia CaO(s) + H2O(l) à Ca(OH)2(s) + energia térmica
Embora tenhamos tratado aqui da produção do álcool a partir da cana-de-açúcar, essa não é a única matéria-prima da qual se pode obtê-lo. Além disso, o uso do álcool etanol não se restringe ao mercado de combustíveis, pois ele apresenta inúmeras outras aplicações na indústria e no dia a dia.
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| Como construir um destilador
Materiais
Procedimentos Funcionamento
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| EVIDÊNCIAS DE TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS
Atividade 2 – Como reconhecer a ocorrência de transformações químicas?
MATERIAIS 5 tubos de ensaio; 2 béqueres de 100 mL ou de 250 mL, ou copos de vidro; 1 canudinho de refrigerante; 1 bastão de vidro ou colher de plástico; 1 espátula ou palito de sorvete; 1 pisseta com água;
REAGENTES sulfato de cobre pentaidratado; hidróxido de sódio; água de cal ou solução de hidróxido de cálcio filtrada (preparada antecipadamente); raspa de magnésio ou zinco; palha de aço (1⁄2 esponja); solução de ácido clorídrico (aproximadamente 1 mol L-1) ou vinagre; carbonato de cálcio (ou mármore triturado ou qualquer carbonato ou bicarbonato). Preparo da água de cal: adicione 1 colher (café) de cal em 100 mL de água, agite a mistura e filtre-a.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL As observações deverão ser anotadas na tabela que se encontra no final do roteiro. Na coluna “Estado inicial”, descreva os aspectos gerais das substâncias presentes no sistema antes da interação; na coluna “Estado final”, descreva os aspectos gerais das substâncias depois da interação; em “Evidências de transformações químicas”, descreva os sinais observados nas transformações.
1ª parte – Solução de ácido clorídrico (ou vinagre) e carbonato de cálcio 1. Coloque cerca de 2 mL da solução de ácido clorídrico (HCl(aq)) em um tubo de ensaio. 2. Adicione uma quantidade de carbonato de cálcio (CaCO3) equivalente a um grão de feijão (uma ponta de espátula) no tubo contendo a solução ácida. 3. Observe e anote o que está sendo solicitado na tabela que se encontra no final deste roteiro.
2ª parte – Solução de sulfato de cobre e solução de hidróxido de sódio 1. Coloque uma ponta de espátula de sulfato de cobre pentaidratado (CuSO4.5H2O) em um tubo de ensaio. 2. Adicione cerca de 4 mL de água no tubo de ensaio contendo o sulfato de cobre. Agite-o até dissolver completamente o sólido. 3. Coloque duas pontas de espátula de hidróxido de sódio (NaOH) em outro tubo de ensaio. Tenha cuidado ao manusear o hidróxido de sódio, pois é extremamente perigoso se entrar em contato com a pele e os olhos ou se ingerido. 4. Adicione cerca de 4 mL de água no tubo de ensaio contendo o hidróxido de sódio. Agite-o até dissolver completamente o hidróxido. Envolva o fundo do tubo de ensaio com uma das mãos e observe. 5. Transfira a solução de sulfato de cobre para o tubo de ensaio contendo a solução de hidróxido de sódio. 6. Observe e anote o que está sendo solicitado na tabela que se encontra no final deste roteiro.
3aparte – Solução de sulfato de cobre e palha de aço 1. Coloque uma quantidade equivalente a 1⁄2 colher (café) de sulfato de cobre pentaidratado em um béquer. 2. Adicione água até a metade da capacidade do béquer. Agite-o até dissolver completamente o sulfato. 3. Coloque a palha de aço na solução de sulfato de cobre contida no béquer. Agite levemente por alguns minutos (o aço é, na verdade, uma liga formada principalmente por ferro e carbono). 4. Observe e anote o que está sendo solicitado na tabela que se encontra no final deste roteiro.
4ª parte – Solução de ácido clorídrico e magnésio ou zinco 1. Coloque cerca de 2 mL da solução de ácido clorídrico em um tubo de ensaio. 2. Adicione uma raspa de metal – magnésio (Mg) ou zinco (Zn) – na solução ácida do tubo de ensaio. Agite levemente. 3. Observe e anote o que está sendo solicitado na tabela que se encontra no final deste roteiro.
5aparte – Solução de ácido clorídrico e hidróxido de sódio 1. Coloque cerca de 2 mL da solução de ácido clorídrico em um tubo de ensaio. 2. Adicione cuidadosamente uma ponta de espátula de hidróxido de sódio no tubo de ensaio contendo o ácido. Agite com cuidado. 3. Envolva o tubo de ensaio com uma das mãos. 4. Observe e anote o que está sendo solicitado na tabela que se encontra no final deste roteiro.
6aparte – Gás carbônico e água de cal 1. Coloque água de cal filtrada no outro béquer até metade de sua capacidade. 2. Com o canudinho, sopre vigorosamente na água de cal de modo a fazer bolhas de ar. Faça isso por cerca de um minuto. 3. Observe e anote o que está sendo solicitado na tabela a seguir.
Sistema – Estado inicial – Estado final – Evidências de transformações |
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SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 8 RELAÇÕES EM MASSA NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS: CONSERVAÇÃO E PROPORÇÃO EM MASSA Registre os dados nas tabelas apresentadas no final de cada experimento. Procedimento experimental Interação entre ácido clorídrico e hidrogenocarbonato de sódio 1. Coloque cuidadosamente 50 mL da solução de ácido clorídrico na garrafa. 2. Usando a espátula, adicione cerca de 2 g de hidrogenocarbonato de sódio ou de carbonato de cálcio ao tubo de ensaio pequeno. 3. Transfira com cuidado o tubo de ensaio para dentro da garrafa, conforme a figura a seguir. Não deixe que a solução de ácido entre em contato com o hidrogenocarbonato de sódio nesse momento. 4. Pese todo o conjunto na balança: a garrafa com a solução de ácido, o tubo de ensaio contendo hidrogenocarbonato ou carbonato e a tampa da garrafa (não se esqueça de pesar a tampa). Anote a massa de todo o sistema. 5. Assegure-se de que a garrafa esteja bem fechada. 6. Vire a garrafa para que o ácido entre em contato com o hidrogeno carbonato ou o carbonato. Deixe ocorrer a reação até cessar a efervescência. 7. Com a garrafa ainda tampada, meça a massa do conjunto novamente. Anote o valor. Montagem do experimento usando garrafa de plástico ou frasco de boca larga. 8. Destampe a garrafa e meça a massa do conjunto sem se esquecer de medir também a massa da tampa da garrafa. Anote o valor. Sistema no estado inicial – Sistema no estado final – Descrição(aspecto visual) Massa Descrição (aspecto visual)
Massa Fechado Aberto Interação entre sulfato de cobre II e hidróxido de sódio 1. Coloque cerca de 5 mL de solução aquosa de sulfato de cobre II em um dos tubos de ensaio maiores e cerca de 5 mL de solução aquosa de hidróxido de sódio no outro tubo. 2. Coloque os tubos com as soluções na estante para tubos de ensaio. Pese todo esse sistema (os tubos com as soluções e a estante). Anote o valor da massa na tabela a seguir. 3. Transfira a solução de sulfato de cobre II para o tubo de ensaio que contém a solução de hidróxido de sódio. Você acha que a massa do sistema vai variar? 4. Pese todo o sistema novamente, incluindo o tubo de ensaio que continha a solução de sulfato de cobre II. Anote na tabela o valor da massa. O valor de massa encontrado corresponde às suas previsões? Sistema no estado inicial Sistema no estado final Descrição (aspecto visual) Massa Descrição (aspecto visual) Massa Experimento adaptado de: GEPEQ – Grupo de Pesquisa em Educação Química (Org.). Interações e transformações. Química para o Ensino Médio. Livro do Aluno. Elaborando conceitos sobre transformações químicas. São Paulo: Edusp, 2005, v. I, pp. 47-50.
SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 5 COMO RECONHECER QUE HOUVE UMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA QUANDO NÃO HÁ EVIDÊNCIAS? Atividade 1 – Pode-se identificar uma substância por suas temperaturas de ebulição e de fusão? Atividade 2 – Densidade: pode-se identificar uma substância por sua densidade? Atividade 3 – Solubilidade: pode-se identificar uma substância por sua solubilidade?
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| RELATÓRIO SOPRO MAGICO
Uma das questões mais interessante na química são as mudanças de cores. No experimento proposto é um procedimento muito utilizado na volumetria de neutralização. Aqui os gases que exalamos durante a respiração é usado para mudar a cor da solução básica de fenolftaleína, ou seja o dióxido de carbono (CO2) produzido no nosso organismo por reação entre o oxigénio inspirado e a glucose. Ao entrar em contato com a solução de hidróxido de cálcio (conhecida também com água de cal) o dióxido de carbono reage da seguinte forma: CO2(g) + Ca(OH)2(aq) ——> CaCO3(s) + H20(l) Inicialmente, o dióxido de carbono, que é um gás incolor ligeiramente solúvel em água, torna a cor da solução ligeiramente rosea, com uma leve turvação. Com a continuação do sopro a solução muda completamente de cor; ela torna-se incolor. Daí o sopro mágico. Material necessário · Copo de vidro ou de béquer de 250 mL; · Copo de vidro ou erlenmeyer de 250 mL; · Canudo de referigerente ou pipeta graduada; · Funil de plástico ou de vidro · Papel de filtro de café ou papel de filtro qualitativo · Hidróxido de cálcio; · Fenolftaleína; · Água de torneira ou agua destilada. Procedimento experimental5. Coloque uma porção de hidróxido de cálcio e agite vigorosamente; 6. Espere alguns minutos até que boa parte do sólido que está em suspensão depositar. Neste ponto filtre a solução com auxílio de funil e papel de filtro, recolhendo o filtrado em um copo de vidro. 7. Coloque uma pitada muito pequena de fenolftaleína no copo contendo a solução de hidróxido de cálcio. Caso tenha a fenolftaleína preparada coloque no máximo três gotinhas no copo no lugar da pequena pitada de fenolftaleína. 8. Agora basta sopra com auxilio do canudo a solução contendo fenolftaleína para ver o que acontece. Agora tem que ter fôlego. Bastante fôlego.
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LUVA INFLÁVEL Introdução O bicarbonato de sódio (NaHCO3) também é conhecido como carbonato de monossódio. Do ponto de vista químico é definido como um sal de sódio do ácido carbônico. O bicarbonato de sódio que encontramos comumente para venda é indicado como adequado para o uso alimentar. A indústria o utiliza como um aditivo na preparação de alimentos embalados. A presença dele nos alimentos é identificável na embalagem devido à sigla E500. Além da culinária, é muito usado também na produção de bebidas gasosas (refrigerantes), como reagente de laboratório, na eletrodeposição de ouro e platina, em curtumes, no tratamento da lã e da seda, na nutrição de animais, na cerâmica, para a preservação da manteiga e da madeira e é um dos componentes dos talcos e desodorantes. Tudo graças à sua capacidade de libertar dióxido de carbono gasoso (CO2). Assim, é possível explorar essa características com algumas experiências insanas que podem ser muito divertidas. Objetivo Mostrar que o bicarbonato de sódio (NaHCO3(s)) na presença de água reage com ácido liberando CO2(g) no estômago. Descrição É bastante conhecida de todos a efervescência característica de antiácidos estomacais, quando são postos em um copo com água. Certamente é frequente a interrogação quanto ao gás desprendido em tal situação. O experimento consistirá no procedimento corriqueiro de dissolver o antiácido, porém o gás desprendido será aprisionado em uma luva cirúrgica, inflando-a, ganhando a forma de uma mão.
Material Comprimido efervescente. Procedimento Para iniciar o experimento, introduza o comprimido na luva. Em seguida, encaixe a abertura da mesma nas bordas do béquer com água, de modo que fique vedado, tomando o cuidado de evitar que o comprimido caia durante o encaixe. Finalmente, faça com que o mesmo entre em contato com a água, o que dará início à efervescência; fazendo a luva assumir a forma de uma mão espalmada. Análise Os antiácidos estomacais, que neutralizam o excesso de ácido clorídrico (HCl(aq)) do suco gástrico, têm em sua constituição, entre outros compostos, bicarbonato de sódio ( NaHCO3(s)), que em meio aquoso reage com ácidos liberando CO2(g), provocando a efervescência: NaHCO3(s) + H2O(aq) –> NaOH(aq)+ +H2O(l) + CO2(g) Além dessa importante aplicação, o bicarbonato de sódio faz parte da constituição de fermentos para a fabricação de pães, já que libera CO2(g), sob aquecimento, provocando o inchaço da massa. Também é usado no fabrico de extintores, pelos mesmos motivos expostos anteriormente, liberação de CO2(g). ENCHIMENTO DE BALÕESReagentes e material necessário Garrafa de gargalo estreito ou erlenmeyer. Funil. Balão. Vinagre. Bicarbonato de sódio. Procedimento experimentalDeitar vinagre para dentro de uma garrafa de gargalo estreito até encher cerca de um quarto da mesma. Com o funil, deitar no balão um pouco de bicarbonato de sódio. Enfiar o gargalo do balão no gargalo da garrafa. Levantar o balão de modo a que o bicarbonato de sódio caia para dentro da garrafa. O vinagre começa a fazer bolhas e o balão começa a encher devagarinho. ExplicaçãoO ácido acético do vinagre reage com o bicarbonato de sódio libertando dióxido de carbono. À medida que se forma mais gás, a pressão dentro da garrafa aumenta e o balão enche. A reação química que explica este processo, escreve-se assim: H+ (aq) + HCO3– (aq) —› CO2 (g) + H2O (l)
VULCÃO EM ERUPÇÃO Simples e de efeito! Coloque em um recipiente um pouco de vinagre com anilina para colorir o líquido. Cubra o recipiente com terra e molde em formato de montanha, deixando o recipiente descoberto. Para fazer o “vulcão” entrar em erupção, jogue bicarbonato de sódio e voilá! Experiência – Como fazer um vulcão em casaMaterial necessário Bicarbonato de sódio (ou fermento) Detergente da roupa (de qualquer marca) Corante amarelo Garrafa de vidro transparente Espátula Tabuleiro de madeira Modelo de cone vulcânico (de gesso ou argila), não muito inclinado Procedimento experimental1. Para preparar a lava juntar, num copo, pequenas proporções de: bicarbonato de sódio (ou fermento); detergente da roupa; corante amarelo; corante vermelho. 2. Para completar esta “mistura vulcânica”, colocar vinagre no modelo de cone vulcânico, até um quarto da sua altura. Juntar a mistura do copo com o vinagre, para desencadear a mini-erupção vulcânica. Observar o resultado.
ExplicaçãoQuando se adiciona a mistura ao vinagre, coloca-se em contacto o bicarbonato de sódio, que é uma substância alcalina, com o vinagre, uma substância ácida. A reação química que acontece pode escrever-se da seguinte forma: H+ (aq) + HCO3– (aq) —› CO2 (g) + H2O (l) A reacção entre eles origina milhões de bolhinhas de dióxido de carbono que arrastam consigo a “lava” do vulcão… Existe outra experiência para simular um vulcão. Podes encontrá-la aqui. Experiência – Uma verdadeira simulação de um vulcãoMaterial necessário Almofariz de porcelana ou molde de um vulcão em gesso. Fósforos. Dicromato de amónio. Aparas de fita de magnésio. Álcool etílico (opcional). Procedimento experimentalPara fazer um vulcão:Prepara uma estrutura metálica (em arame) com a forma de um vulcão, ou então utiliza folhas de papel, amarrotadas em forma de bola, para fazer o monte que dará origem ao vulcão. Seguidamente coloca um pano velho por cima. Prepara o gesso e vai cobrindo o teu molde, dando-lhe a forma que desejares. Não te esqueças de fazer uma cavidade em cima, em forma de tigela, onde irás posteriormente fazer a reação química. A experiência:Coloca três ou quatro espátulas cheias de dicromato de amónio no vulcão ou almofariz. Adiciona algumas aparas de fita de magnésio. Adiciona algumas gotas de álcool etílico, se o desejares. Poderá também colocar algumas “cabeças de fósforo” para ajudar a iniciar a reação, em vez do álcool. Cuidado com o álcool pois é muito inflamável. De seguida, fornece-lhe energia, chegando um fósforo ao centro. Espera que a reação ocorra.
ExplicaçãoPretende-se simular um vulcão em erupção. A reação é iniciada com uma chama (algumas gotas de álcool facilitam a ignição) e progride com uma libertação considerável de energia (luz, calor, movimento). O dicromato de amónio transforma-se em óxido de crómio (III) (substância sólida de cor verde escura). Simultaneamente, formam-se azoto e vapor de água que projetam os flocos do óxido de crómio. A reação é traduzida pela seguinte equação química: (NH4)2Cr2O7 (s) —› Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O (g) + ENERGIA O óxido de crómio é responsável pela cor verde do resíduo sólido. GRANADA DE BICARBONATO E VINAGREÉ bem simples! Basta pegar uma garrafa de refrigerante 2 litros e colocar vinagre até a metade. Depois, enrole um pedaço de papel toalha e feche rapidamente a tampa. Jogue a garrafa para o alto e… pernas para que te quero! Muito cuidado para não assustar ninguém.
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| PASTA DE DENTE DE ELEFANTE
O objetivo era uma reação química na qual o resultado seja mudança de temperatura. Os materiais utilizados foram: corante, água oxigenada, detergente e iodeto de potássio e um recipiente pequeno(de boca estreita). Metodologia: Antes de fazer esta experiência, é importante usar luvas de borracha e óculos de proteção, pois a água oxigenada concentrada é muito irritante para a pele. Como funciona a pasta de dente de elefanteA água oxigenada (ou peróxido de hidrogênio – fórmula H2O2) nada mais é do que a água comum com um átomo a mais de oxigênio. Ela é uma substância instável, que libera esse oxigênio muito facilmente, deixando de ser água oxigenada e transformando-se em água comum (fórmula H2O). Veja a fórmula dessa reação química: |
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| SUBSTÂNCIAS INVISÍVEIS QUE ACENDEM E APAGAM O FOGO
O fogo pode ser apagado e reacendido por gases muito comuns que fazem parte do nosso dia-a-dia. Nesta experiência, feita com uma vela, veja como o fogo reage ao gás carbônico e ao oxigênio. O que você vai precisar:· Uma vela · Potes de vidro nos quais você possa colocar e retirar a vela · Água sanitária + Água oxigenada – Peça ajuda a um adulto 🙂 · Vinagre + Bicarbonato de Sódio · Avental colorido e chamativo A experiência de hoje é uma boa dica para feira de ciência, fala sobre a substancia química dióxido de carbono (CO2), também conhecido como gás carbônico, e sobre a reação química provocada pelo oxigênio: fogo 🙂 23. APAGANDO A VELA Como é possível apagar fogo sem usar “nada”? MATERIAIS NECESSÁRIOS
1 FASE 1 – CORTE A GARRAFAPegue as garrafas de PET e corte a parte superior 1 FASE 2 –Coloque a vela dentro do fundo de PET , acenda-a e faça um teste em branco. Observe que nada acontece. 1 FASE 3 –Coloque uns 200 ml de vinagre em uma das garrafas de PET. Acenda novamente a vela. Coloque duas colheres de bicarbonato de sódio dentro do pet com vinagre. FASE 4 –Transfira o gás com cuidado para a outra garrafa de PET e despeje este gás sobre a vela acesa. FASE 5 – O QUE ACONTECEA chama para permanecer acesa necessita de três elementos: Calor, combustível e comburente. No caso da vela o calor foi fornecido através do fogo do fósforo que usamos para acende-la, o comburente é o oxigênio, e o combustível é a parafina. Quando fizemos o teste em branco, não alteramos nada do que o fogo precisa para se manter aceso. Porém, quando adicionamos o bicarbonato ao ácido, produziu-se uma reação que gerou gás carbônico ( CO2 ), através da reação: CH3COOH + NaHCO3 –> CH3COONa + H2CO3 Onde o ácido carbônico se decompõe rapidamente em gás carbônico e água. H2CO3 –> H2O + CO2 E como o CO2 é mais denso que o ar, ao tombarmos o PET, transferiu-se parte do CO2 para o outro PET, expulsando o ar que lá estava. Ao despejar os CO2 em cima da vela, o que aconteceu foi que nós retiramos um dos três elementos, necessário para que o fogo continue que foi o oxigênio. |
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AREIA QUE NÃO SE MOLHA
ESTRATÉGIAS DE ENSINOA partir da produção do experimento da areia que não se molha em sala de aula, você poderá explanar sobre o conteúdo de substâncias hidrófugas que isola da humidadee interações com a água.. A água é muitas vezes chamada de solvente universal, pois ela tem a capacidade de dissolver grande parte das substâncias ao nosso redor. As soluções químicas usadas em laboratório, por exemplo, são em sua maioria formadas pela dissolução de sais, ácidos e bases dissolvidos em água. No entanto, em nosso cotidiano, existem algumas substâncias hidrófugas, que são aquelas que repelem a água e não se solubilizam nela, permanecendo intactas, sem se molhar. Uma substância hidrófoba bem conhecida é o óleo. Isso ocorre porque não há interação entre as moléculas de água e as moléculas dessas substâncias. Esses produtos são usados no mercado para diversas finalidades, por exemplo, existe o aditivo impermeabilizante, que tem o aspecto de areia, usado para fazer caixas d’água, piscinas e alguns tratamentos para impermeabilizar paredes. Além disso, existem também repelentes de água ou impermeabilizantes líquidos que são vendidos principalmente para para-brisas de automóveis e na forma de spray hidro-repelente que serve para se passar em barracas, sofás etc. O professor pode demonstrar isso para os alunos realizando o experimento da areia que não se molha. Essa areia foi inventada inicialmente com a finalidade de conter derramamentos de petróleo, para envolvê-lo e forçá-lo a afundar para depois ser recolhido junto à areia sem se misturar com a água. Entretanto, visto que a sua produção tem um custo elevado, essa finalidade está sendo abandonada e hoje a areia que não se molha é comercializada como um brinquedo, que é conhecido como “areia mágica”. A produção do experimento da areia que não se molha em sala de aula é bem simples, mas o resultado é um efeito visual muito interessante, que atrai a atenção dos alunos. Para tal, o professor pode usar somente o aditivo impermeabilizante mencionado, que é usado em construções, e adicioná-lo à água. Outro modo é por pegar areias coloridas que são vendidas em floriculturas e colocar uma camada bem fina em um recipiente com superfície plana. Em seguida, basta aplicar sobre ela várias camadas de um hidrorrepelente e deixar secar. Depois é só fazer uma demonstração para os alunos, colocando areia na água e retirando-a com uma colher. Quando se adiciona a areia na água, formam-se filetes em que toda a água ao seu redor é repelida, formando um duto de alta pressão em torno deles, por isso, a areia vai para o fundo do recipiente com água. O ar também vai para o fundo, por essa razão, a areia, ao ser misturada, sobe, pois o ar que é menos denso sobe e leva consigo algumas partes da areia. No caso das areias mágicas comercializadas como brinquedo, elas são impermeabilizadas com vapores de reagentes que contêm silício, cloro e grupos de hidrocarbonetos, um exemplo é o trimetilsilanol ((CH3)3SiOH). Os grupos Si-OH não interagem bem com a água. Já o repelente líquido é formado por uma solução de polímero de silicone dissolvido em álcool propílico, sendo que o álcool evapora e sobra um filme de silicone sobre o vidro. Eles não se atraem porque as interações entre as moléculas de água são muito mais fortes que as interações entre uma molécula de água e o polímero de silicone. |
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BATATA ESPUMANTE Material: § 2 fatias de bata inglesa; § água oxigenada; § pratinhos de plástico. O que fazer: § Corte a batata em fatias e coloque em pratinhos de plástico; § Com cuidado, espalhe água filtrada na superfície da uma das rodelas de batata e observe; § Agora, coloque um pouco de água oxigenada escorrer pela sua pele. Se não tiver qualquer ferida, nada vai acontecer; § Espalhe, com bastante cuidado, água oxigenada sobr a outra fatia de batata e observe. Rapidamente, se formará uma espuma! O que está acontecendo? Você viu que nada acontece quando coloca a água oxigenada sobre a sua pele, não é mesmo?Mas é provável que você já tenha usa dágua oxigenada em algum ferimento, da mesma forma que aconteceu com a batata. O que fez a água oxigenada espumar, tanto no ferimento quanto na batata, é a presença de uma proteína chamada catalase. Essa proteína é uma enzima pois aceleram as reações químicas (reações que levariam dias para acontecer, ocorrem em alguns segundos ou minutos). A batata é rica em catalase e, portanto é fácil de observar essa reação. No caso do ferimento, a calatase é proveniente das células vermelhas do seu sangue. Muitas outras células do seu corpo contém essa enzima que serve de proteção para o seu organismo. Isso porque a água oxigenada é, na verdade, um período um peróxido de hidrogênio (H2O2) muito parecido com a água (H2O). O peróxido de hidrogênio é formado em nossas células mas é bastante tóxico para o nosso organismo. Ele contribui para as reações tóxico para o nosso organismo. Ele contribui para as reações que estão associadas ao envelhecimento dos animais, inclusive o nosso. Mas quando a catase atua, formam-se dois compostos bastante inofensivos para o nosso organismo: a água e o oxigênio.
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Um dos fatores que mostram que houve uma reação química é a formação de precipitado Introdução: Ao nosso redor vemos muitas reações químicas: um prego que enferruja, um antiácido que entra em efervescência na água, a combustão de um palito de fósforo, e assim por diante. Até mesmo dentro de nós, em nosso organismo, ocorrem reações químicas que são responsáveis pela manutenção de nossas vidas. Essas e outras reações químicas são representadas por equações químicas que devem estar devidamente balanceadas, isto é, possuir o número total de átomos dos reagentes iguais aos do produto. As reações químicas, no entanto, só ocorrem se determinadas condições forem satisfeitas. Existem quatro tipos de reações inorgânicas: • Reações de síntese ou adição; Alguns fatores que indicam a ocorrência de uma reação são: • Liberação de gás; Para que os alunos vejam como é possível identificar a ocorrência de reações, o tipo de cada uma e como escrever suas respectivas equações químicas balanceadas, o professor pode utilizar experimentos rápidos e simples que irão enriquecer a exposição desse conteúdo em sala de aula. Objetivo: Equacionar, balancear e classificar as equações químicas. Material e reagentes utilizados: · Água de cal; · Batata; · Água oxigenada (10 volumes); · Solução aquosa de cloreto de ferro III; · Solução aquosa de hidróxido de sódio; · Palito de churrasco; · Fósforos; · Três tubos de ensaio; · Canudo; · Conta-gotas; · Pinça metálica ou pregador de roupa. Procedimento experimental: Serão realizadas e analisadas três experiências separadamente, sendo que a primeira deverá ser feita preferencialmente pelo professor: 1ª Experiência: coloque dentro de um tubo de ensaio um pouco da água oxigenada e em seguida um pedaço da batata crua. Os alunos vão observar uma efervescência, que é a liberação de oxigênio. Depois de observar o que ocorreu, acenda o fósforo e coloque fogo no palito de churrasco, de modo que fique uma chama pequena; introduzindo-o, posteriormente, na boca do tubo de ensaio, sem encostar na solução. 2ª Experiência: em outro tubo de ensaio, coloque um pouco de água de cal e peça aos alunos que a assoprem, utilizando o canudo e observando a mudança de coloração; 3ª Experiência: misture o cloreto de ferro III com o hidróxido de sódio, em uma proporção de 4:1. Por exemplo, é possível colocar 40 gotas do cloreto de ferro III e 10 gotas do hidróxido de sódio. Tem-se a formação de um precipitado marrom. Resultados e discussão: Baseado nas observações dos alunos e em seus conhecimentos de química, o professor pode pedir que eles escrevam as fórmulas dos reagentes utilizados (água oxigenada (H2O2)), água de cal (que é o hidróxido de cálcio(Ca(OH)2), cloreto de ferro III (FeCl3) e do hidróxido de sódio (NaOH)). Em seguida, o professor pode pedir que os alunos escrevam as reações que ocorreram. Lembrando que o educador deve explicar cada reação, principalmente a primeira, em que a água oxigenada reage com a presença de uma enzima catalizadora da batata (a catalase). Assim, as reções serão as seguintes: Por fim, peça que classifiquem cada reação presenciada.
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28. FAZENDO AREIA MOVEDIÇA 1EESTRATÉGIAS DE ENSINOA mistura de amido de milho e água é um fluido não newtoniano, assim como a areia movediça, o que significa que sua viscosidade não é bem definida e nem constante. Para preparar uma areia movediça em sala de aula ou em casa serão necessários poucos materiais: · Jornal; · Um recipiente grande e transparente; · Água; · Amido de milho; · Colher; · Copos. Primeiro forre a mesa ou a bancada do laboratório com o jornal, para evitar que suje muito. Agora, coloque 3 copos de amido de milho e 1 copo de água dentro do recipiente. Misture com a colher por um tempo aproximado de 3 a 5 minutos, até que forme uma mistura homogênea grossa, parecida com um creme de leite. Deve ficar como na imagem abaixo: Uma imagem de amido de milho misturado à água* Depois de pronta a mistura, o professor pode pedir para os alunos fazerem alguns testes. Por exemplo, peça a eles que batam com a mão bem forte em cima da mistura produzida. Eles notarão que ela se comporta como se fosse sólida, não deixando a mão ultrapassar a sua superfície. Depois fale para eles enfiarem a mão bem lentamente na mistura. Será observado que a mão entrará com facilidade, como se fosse um líquido. Outro teste é pegar objetos pequenos e os colocar sobre a mistura, sendo que eles se afundarão aos poucos, como acontece quando algo ou alguém cai em uma areia movediça. Por que isso acontece? A explicação consiste no fato de que tanto a areia movediça quanto essa mistura que foi preparada são fluidos não newtonianos. Isaac Newton relacionou linearmente a força aplicada sobre um fluido e a sua resposta a uma força aplicada sobre ele. Os fluidos que se comportam dessa maneira possuem viscosidade constante e não sofrem deformação quando se aplica uma força sobre eles, sendo denominados de fluidos newtonianos. Por exemplo, não importa se batemos com força ou se colocamos devagar a mão sobre a água, ela sempre será líquida, a sua viscosidade não mudará. Ela é, portanto, um fluido newtoniano. Já os fluidos não newtonianos não seguem essa lei de Newton, sua viscosidade não é bem definida e constante, mas varia de acordo com a temperatura e a pressão. Assim, quando é exercida uma forte pressão sobre a sua superfície, a mistura comporta-se como sólido, mas quando se deixa de exercer a pressão, torna-se um líquido. Essa mistura é uma suspensão com um sólido (amido de milho) disperso em um líquido (água). A resistência ao impacto situa-se entre as cadeias de amido de milho e forma uma estrutura semirrígida. Mas quando a pressão é liberada, o amido de milho flui novamente. Isso é o que ocorre nas areias movediças que se formam quando areias finas (ou qualquer tipo de solo granulado) desprendem-se umas das outras e se misturam à determinada quantidade de água que geralmente vem do lençol freático, ficando saturadas. A água preenche os espaços entre os grãos de areia e impede que haja atrito entre as partículas. Por ser um fluido não newtoniano, quando a pessoa ou o animal cai na areia movediça e realiza movimentos bruscos, a mistura de areia e água torna-se mais rígida, mas permite certa liberdade de movimentos sempre que produzidos mais lentamente.
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. A VELA QUE LEVANTA A ÁGUAObjetivoObservar os efeitos da pressão atmosférica e da dilatação dos gases?. Materiais · Um prato fundo · Uma vela · Água · Corante (este item é opcional, mas facilita na visualização do efeito) · Fósforo ou isqueiro · Recipiente de vidro (preferencialmente uma garrafa) · Procedimento Para montar o experimento você deve primeiramente colar a vela no centro do prato e depositar a água com corante no fundo do prato. Depois, basta acender a vela e colocar a garrafa de vidro com a boca pra baixo, deixando a vela dentro do recipiente. O que acontece a seguir é que a água começa a entrar na garrafa, ao mesmo tempo em que a chama da vela vai diminuindo, até que se apaga totalmente. Quando isso acontece, a água para de subir na garrafa. Explicação Ao colocar a garrafa por cima da vela o recipiente fica preenchido de ar quente, o que significa que a pressão dos gases aumenta. Conforme a água vai subindo e a chama enfraquecendo, a pressão dos gases dentro da garrafa diminui e a pressão atmosférica faz com que a água suba ainda mais. Discussão Muitas vezes a explicação que aparece no texto é que o oxigênio foi consumido e a água vai ocupar o espaço do oxigênio. Acontece que como disse Lavoisier: “Nada se perde, tudo se transforma.” então o O2 foi transformado em CO2. Na realidade a água sobe dentro do copo porque ao colocarmos o copo sobre a vela, automaticamente aprisionamos uma certa quantidade de ar quente dentro do copo. A explicação de que o O2 foi consumido, que encontramos nos livros, muitas vezes e corroborada pelo fato da água subir dentro do copo aproximadamente 20% do volume deste ( Ver figura 3 ) e essa é aproximadamente a quantidade de O2 que existe no ar . O ar quente, que envolve a vela, vai resfriar-se na medida que a vela apaga, então a pressão dentro do copo vai ser menor e a água é empurrada para dentro do copo pela pressão atmosférica. A vela apaga porque não existe dentro do copo O2 para se transformar em CO2 |
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| .Balão à prova de fogo capacidade calorífica
Material e Compostos Dois balões. Água.
Procedimento 1. Enche um balão de ar e dá um nó à sua abertura. 2. Acende um fósforo e coloca-o debaixo do balão cheio de ar. 3. O que aconteceu? (o balão arrebenta instantaneamente) 4. Pega noutro balão e deita um pouco de água para o seu interior. (podes deitar meio copo de água) 5. Enche o balão de ar e dá um nó à sua abertura. 6. Acende outro fósforo e coloca-o debaixo do balão.(deves colocar a chama do fósforo sob a parte do balão que tem água) 7. O que aconteceu? (podes verificar que o balão arrebenta passado muito mais tempo, porquê?) porquê? A ideia que temos de um balão cheio de ar é a de um objeto extremamente frágil. Temos a noção de que um balão arrebenta se o colocarmos junto a uma chama. Isto porque a chama ao enfraquecer a borracha faz com que esta não aguente a pressão exercida pelo ar contido no balão. Este facto é verificado na execução experimental que envolve o primeiro balão. No entanto, o segundo balão não arrebenta mesmo que a chama entre em contato direto com a borracha. Porque será? A única diferença do segundo balão para o primeiro é este conter água no seu interior. A água no interior do balão “absorve” a maior parte do calor fornecido pela chama, não deixando que a temperatura da borracha aumente muito. Assim, a borracha não enfraquece o suficiente para não aguentar a pressão exercida pelo ar. A água é uma boa “armazenadora” de calor porque tem uma elevada capacidade calorífica. No dia a dia, sabemos o tempo que demora e a quantidade de calor necessária para levar a água ambiente à ebulição (100 ºC). Será que um balão com limalha de ferro no seu interior iria ter o mesmo comportamento? Porquê? Experimenta! |
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| Como dar nó em pingo d’água
Aprenda com a gente o experimento super simples e descubra como dar nó em pingo d’água: Você vai precisar dos seguintes materiais: Primeiro, coloque um pouco de corante (da cor que você mais gostar!) na água e despeje dentro da garrafa PET. Apoie a garrafa em algum potinho, para que ela fique mais alta, e coloque uma bacia de plástico na frente, evitando que caia água para todos os lados. Faça dois furinhos na garrafa, distantes mais ou menos 2 milímetros um do outro, e abra a tampinha da garrafa. Quando a água começar a fluir pelos buraquinhos, passe a mão por eles e veja a mágica acontecendo! Mas por que isso acontece? Dica: tente o experimento com três furinhos para impressionar os seus amigos e dar nó em uma trança de água!
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Cachoeira de Fumaça explicaçãoUma coisa muito legal dessa experiência é que a fumaça em vez de subir ela desce, bom a fumaça tem algumas partículas que são mais pesadas do que o ar, mas normalmente ela sobe por que a fumaça esta junto com o ar muito quente que está aquecido pelo fogo e ar quente é mais denso do que o ar do ambiente e ele sobe. E a fumaça sobe junto, nesse caso, isso não acontece por causa desse pequeno cano de papel que protege a fumaça das turbulências de ar fora da garrafa.
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| Lamparina a álcool
Material 1 frasco de plástico Ilustrações A lamparina apresentada neste Projeto de Química Experimental do Feira de Ciências oferece bastante segurança, pois não permite que o álcool derrame (ilustrações: a, b, c, superior). Não obstante, em sala de aula ou laboratório, ela deve ser montada e abastecida de álcool pelo professor. Somente este deve ter em sua mesa o frasco com reserva de álcool; de preferência, frasco de plástico flexível provido de um tubo recurvado, conhecido como “frasco-lavador” (ilustração acima). Montagem a. Introduza o pavio no tubo de alumínio. Para isto, dobre ao meio um pedaço de linha e introduza no tubo a alça assim formada. Passe o pavio (pedaço de barbante destorcido) pela alça de linha e puxe esta última fazendo o pavio passar por dentro do tubo (ilustrações: a, b, c, d, inferior). Corte as duas extremidades do pavio para eliminar as dobras do barbante. O pavio não deve ficar nem apertado nem torcido dentro do tubo de alumínio. b. Deixe no máximo 0,5 cm de pavio para fora do tubo, do lado em que este não tem orifícios. Do lado dos orifícios, deixe até 2 cm de pavio para fora (esta extremidade do pavio ficará mergulhada no álcool). Na extremidade mais curta do pavio (a que vai queimar), os filamentos do barbante não devem ficar espalhados (para que a queima do álcool não se dê muito rapidamente). c. Encaixe o tubo de alumínio na bucha de plástico. As dimensões deste tubo e a altura dos orifícios dependem do frasco de plástico obtido; as ilustrações, todavia, permitem uma boa avaliação desses parâmetros. d. Coloque álcool nas lamparinas com o auxílio de um frasco-lavador, sem enchê-las completamente. e. Encaixe a bucha de plástico firmemente no frasco da lamparina para que não haja perigo de vazamento durante o uso. Certifique-se de que os orifícios laterais do tubo que contém o pavio estão dentro do frasco. f. Embora a lamparina apresentada ofereça bastante segurança, são necessários alguns cuidados extras sempre que se trabalha com fogo. Dê as seguintes instruções a seus alunos: 1. Conservem a mesa de trabalho livre de qualquer material combustível, como papel, panos molhados com álcool, etc.; 2. Nunca acendam a lamparina segurando-a com as mãos ou quando houver álcool em sua parte externa ou nas imediações (enxuguem a lamparina por fora, antes de acendê-la); 3. Não transportem nunca a lamparina acesa; 4. Se o álcool se espalhar e pegar fogo, afastem-se da mesa sem tumulto e chamem o professor. |
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| DISCIPLINA; QUÍMICA/FÍSICA – 2° SÉRIE. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
PROPRIEDADES DA MATÉRIA |
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As propriedades da matéria auxiliam na identificação de uma substância e podem ser: físicas, funcionais, químicas, organolépticas, entre outras.Matéria é tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e possui massa. Porém, cada matéria pode apresentar uma ou mais características (propriedades da matéria) que são diferentes de outra matéria, como também pode apresentar características semelhantes.Quando misturamos óleo na água, ambos no estado líquido, percebemos rapidamente que um não se dissolve no outro e posiciona-se de forma diferente no recipiente.Mistura formada por água e óleoEssa simples mistura é suficiente para visualizarmos diversas propriedades da matéria, como a solubilidade (por não se dissolverem) e a densidade (por se posicionarem de forma diferente) |
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DENSIDADE DAS MISTURAS. |
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ObjetivoDemonstrar que a densidade de uma mistura pode ser maior que a densidade de uma substância pura.DescriçãoDensidade é a massa por unidade de volume de uma substância.O cálculo da densidade é feito pela divisão da massa do objeto por seu volume.Densidade = massa/volume.Visto ser característica de cada substância, a densidade pode ser utilizada para a determinação da pureza de amostras, pois é significativamente alterada pela presença de contaminantes.MaterialGarrafa pet de 2 litros transparente;
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SOBE-E-DESCE QUÍMICO.ObjetivoObservar a mudança de densidade de um material poroso após a ação de um antiácido em água.DescriçãoA naftalina, quimicamente designada de naftaleno, é um hidrocarboneto aromático cuja molécula é constituída por dois anéis benzénicos condensados. Apresenta a fórmula molecular C10H8. É uma substância cristalina branca, em forma de lâminas, volátil, com odor característico das esferas antitraça, e que arde com chama luminosa.O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um composto cristalino de cor branca, muito solúvel em água, com um sabor ligeiramente alcalino. Usa-se como antiácido, para tratar a acidez do estômago. Também é muito usado nas receitas de culinária como fermento químico, para ser utilizado no crescimento das massas de pães, bolos e biscoitos durante o cozimento no forno. A forma anihidríca do composto usa-se para absorver umidade e odores.
Material
1 béquer ou copo transparente;
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DENSIDADE DO OVO EM ÁGUAIntrodução:A densidade de uma substância é uma grandeza que relaciona a massa de um material com o volume por ele ocupado. A substância menos densa fica na parte superior quando misturada com substâncias mais densas que ela e vice-versa.É possível também modificar a densidade de uma substância por misturá-la com outras menos ou mais densas.Observe como isso é feito e como pode ser realizado em sala de aula, por meio da seguinte experiência simples e com materiais de fácil acesso:
Materiais necessários: · 2 ovos cru; · 1 copo ou béquer (pode ser qualquer recipiente transparente); · Água; · Sal de cozinha (cloreto de sódio – NaCl); · Vareta de vidro ou colher para misturar.
Procedimento:
Peça aos alunos que coloquem água até a metade do copo e adicionem o ovo. Eles devem observar quem é mais denso, o ovo ou a água. Em seguida, peça para que eles retirem o ovo, acrescentem sal à água, misturem bem e coloquem o ovo novamente. Que mudança de densidade é possível visualizar?
Resultados e Discussão:
Quando se adiciona o ovo cru na água pura, ele vai para o fundo do recipiente, o que nos indica que ele é mais denso que a água. Porém, quando se adiciona sal na água, o ovo flutua.Isso ocorre porque o sal é mais denso que a água; assim a densidade do conjunto “sal + água”, torna-se maior que a densidade do ovo, por isso ele flutua.
Conclusão: O professor pode complementar a explicação mostrando que a densidade do Mar Morto é tão grande que as pessoas podem flutuar nele, sem se preocupar em afundar. Isso ocorre em razão da alta concentração de sal dissolvido na água desse mar. É inclusive em virtude disso que ele se chama “Mar Morto”; essa concentração de sal impede que haja vida animal e vegetal nesse local.
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| AGUA, ÓLEO E DETERGENTE. Polaridade das moléculas
Por que o detergente ele “joga nos dois times”: uma parte de sua molécula é polar, portanto interage com a água; e a outra parte é apolar, que interage com a água. Quando se faz a mistura óleo + água + detergente, começa a ocorrer a formação de micelas, que nada mais são do que gotículas de gordura, interagindo com a parte apolar da molecula do detergente. |
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A QUASE LÂMPADA DE LAVAMateriais necessários · 1 litro de óleo de cozinha · 1 copo de água · Corante artificial · 1 comprimido efervescente antiácido · Pote alto Como fazerVeja como é simples realizar o procedimento da “Quase Lâmpada”. Despeje o óleo no pote deixando espaço para o copo d’água. Depois, tudo o que você precisa fazer é misturar os materiais: primeiro adicione corante ao copo de água e em seguida despeje a água colorida no pote cheio de óleo. Como água e óleo não se misturam, a água vai ficar no fundo do pote. Agora é só pegar a pastilha efervescente e jogá-la no pote. Assim que ela passar pelo óleo e entrar em contato com a água, você vai ver a reação acontecendo no seu experimento. Por que isso acontece?A pastilha em contato com a água faz com que o gás carbônico seja liberado. Por isso, grandes quantidades de gás são levadas até a superfície e, com isso, levam também algumas porções de água. Quando chega no topo, o gás é dispensado e o líquido volta a descer para o fundo do pote. ….. O anti-ácido, só funciona dentro da água, pois a pastilha possui bicarbonato de sódio, ácido cítrico e ácido acetilsalicílico. Esses ácidos não reagem antes, pois eles estão sólidos e enquanto se misturam com a água liberam o gás carbônico que há em sua composição.
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SOLUÇÕES E SOLUBILIDADE:Descrição
Quando se adiciona sal da cozinha à água, este se dissolve originando uma solução. Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A substância em menor quantidade que se dissolve é o soluto; a substância em maior quantidade é o solvente. A quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida numa certa quantidade de solvente, a uma dada temperatura, é chamada de coeficiente de solubilidade. A solubilidade pode ser expressa em g de soluto/100 g de solvente. As substâncias podem classificar-se como solúveis pouco solúveis ou insolúveis. As substâncias muito solúveis, como o cloreto de sódio (principal constituinte do sal da cozinha), têm uma grande solubilidade neste solvente. Pelo contrário, as substâncias pouco solúveis em água têm uma solubilidade muito baixa e as soluções respectivas atingem facilmente a saturação. Em química, solubilidade é a medida da capacidade de uma determinada substância dissolver-se num líquido. Na solubilidade, o caráter polar ou apolar da substância influi muito, já que, devido a polaridade das substâncias, estas serão mais ou menos solúveis. Pode-se colocar, como regra geral, que:
1) substâncias polares dissolvem substâncias polares. As substâncias polares também dissolvem substâncias iônicas.
2) substâncias apolares dissolvem substâncias apolares. A solubilidade de uma substância depende da natureza do soluto e do solvente, assim como da temperatura e da pressão do sistema. É a tendência do sistema em alcançar o valor máximo de entropia. O processo de interação entre as moléculas do solvente e as partículas do soluto para formar agregados é denominado solvatação e, se o solvente for a água, hidratação.
SEMPRE CABE MAIS UM (I)
Descrição O permanganato de potássio é um sal bastante solúvel em água. A dissolução de apenas 0,02g deste sal origina uma solução de cor muito intensa. Dissolução do NaCl em águaDissolução do KMnO4 em água
Objetivo Mostrar que a água que está saturada de sal de cozinha ainda dissolve outra substância como permanganato de potássio.
Material Água (H2O). Sal de cozinha (NaCl); Permanganato de potássio (KMnO4. ; Béquer ou copo.
Procedimento
Prepare cerca de meio copo de uma solução saturada de sal de cozinha em água, Quando você não conseguir mais sal na água, por mais que agite a solução, ela está saturada. Deixe os cristais de sal ir para o fundo do copo. Coloque agora alguns cristais de permanganato de potássio na água.
Análise Apesar de a solução estar saturada em relação ao sal de cozinha, podemos observar o permanganato de potássio se dissolvendo sem problemas. O fato de termos atingido o limite para um determinado soluto não impede que consigamos dissolver outros materiais no mesmo solvente. Quando temos um sistema com três componentes (água, sal e permanganato, por exemplo), a mudança na concentração de um deles irá afetar como os ouros se comportam. Se retirássemos um pouco de água (por evaporação, por exemplo) ou colocássemos muito permanganato, poderíamos chegar numa situação em que o sal de cozinha se separaria como um sólido no fundo do copo. Na verdade, a questão não é se o permanganato “cabe” na água, mesmo porque o volume da solução muda quando colocamos mais soluto. O que queremos saber é se a água irá conseguir formar interações com o soluto estando “ocupado” com o sal
SEMPRE CABE MAIS UM (II)
Material
Sal de cozinha(NaCl); Álcool comum -etílico(CH3CH2OH); 2 copos transparentes; Bastão de vidro ou palito de sorvete.
Procedimento
Prepare cerca de meio copo de uma solução saturada de sal de cozinha em água. Quando não conseguir mais dissolver o sal na água, por mais que você agite a solução, ela está saturada. Deixe os cristais de sal irem para o fundo do copo; Transfira a solução com cuidado, não deixando os cristais de sal passarem para o segundo copo; Acrescente agora, aos poucos, meio copo de álcool etílico; Após cada adição, agite o conteúdo do copo com o bastão de vidro ou palito de sorvete.
Análise
Uma solução satura de sal em água está utilizando a água disponível para solubilizar a máxima quantidade de sal naquela temperatura. Se tirássemos um pouco dessa água, com certeza não poderíamos dissolver a mesma quantidade de sal. Ficaria sobrando uma certa quantidade e este excesso iria para o fundo do copo. Foi exatamente isso que aconteceu ao colocarmos o álcool na solução saturada de sal. O álcool etílico é completamente solúvel em água em qualquer proporção. Isto ocorre porque o álcool forma interações conhecidas como ligações de hodrogênio com o oxigênio da água. Desta forma, uma parte da água contida na solução salina irá dissolver o álcool, abandonando o sal “a sua própria sorte”. Sem solvente suficiente, uma boa parte do sal irá para o fundo do copo. Ao aumentarmos a quantidade do álcool, forçamos o sal a sair da solução e se cristalizar. Isso ocorre porque a interação entre a água e álcool ( ligação de hidrogênio) é bem maior que a interação entre a água e o sal(solvatação).
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DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁLCOOL NA GASOLINAPara lucrar em cima dos proprietários de automóveis, alguns adicionam álcool na gasolina No texto “Adulteração de gasolina e suas consequências”, foi salientado que muitos donos de postos de combustíveis e de distribuidoras fazem adulterações na gasolina, misturando-a com outros solventes mais baratos, com a finalidade de lucrar em cima do prejuízo dos proprietários dos veículos. Um dos solventes utilizados com frequência é o etanol (álcool). Segundo a Agência Nacional de Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis (ANP), a porcentagem obrigatória de etanol anidro combustível que deve ser adicionado na gasolina é de 25%, sendo que a margem de erro é de 1% para mais ou para menos. Isso é feito porque o etanol funciona como um antidetonante da gasolina nessas proporções, ou seja, ele aumenta o seu índice de octanagem, resistindo a maiores compressões, porque o poder calorífico do etanol é menor. Além disso, a gasolina com etanol libera menos monóxido de carbono para o meio ambiente. No entanto, a adição de etanol à gasolina acima do limite traz danos ao veículo, por exemplo, o carro começa a falhar, sendo preciso dar a partida várias vezes para voltar a funcionar, as peças do sistema de injeção eletrônica são corroídas, além dos outros problemas mostrados no texto que foi mencionado acima. Para saber se você está sendo enganado ou não, existe um teste bastante simples que pode ser realizado, chamado de “teste da proveta”. Veja como é fácil. Você vai precisar de: · Uma proveta de 100 mL, limpa, seca, desengordurada e com tampa; · 50 mL da gasolina que se deseja analisar; · 50 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl) na concentração de 10% p/v, isto é, 100g de sal para cada 1 litro de água (muitas vezes, utiliza-se apenas água, mas o indicado pela ANP é com a solução aquosa de cloreto de sódio). Agora, basta você colocar 50 mL de gasolina na proveta e, em seguida, adicionar 50 mL da solução de cloreto de sódio. Com a boca tampada, misture a gasolina e a solução, mas não agite. Faça isso invertendo a proveta por 10 vezes sucessivas. Deixe em repouso por 15 minutos. Você notará que a água irá retirar o álcool que estava misturado na gasolina. Isso acontece porque o etanol possui uma parte polar e outra apolar, sendo que sua parte apolar é atraída pelas moléculas da gasolina que também são apolares pela força de dipolo induzido. Mas, a sua parte polar, caracterizada pela presença do grupo OH é atraída pelas moléculas de água, que também são polares, realizando ligações de hidrogênio que são bem mais fortes que as ligações do tipo dipolo induzido. Como a água é mais densa, ela ficará na parte inferior e a gasolina na parte superior. Para sabermos então se a quantidade de etanol que tinha na gasolina estava dentro dos parâmetros estabelecidos por lei, basta ver quanto de álcool foi retirado dela. Por exemplo, digamos que depois que as camadas se separaram, o volume da fase aquosa passou de 50 mL para 60 mL e a da gasolina ficou 40 mL. Então teremos que 10 mL de álcool foram extraídos da gasolina. Baseado nisso, faz-se a seguinte regra de três para saber quanto isso representa em porcentagem: 50 mL — 100% Essa gasolina não está dentro dos limites. Você poderá também usar diretamente a seguinte expressão matemática: % álcool = Volume do álcool na gasolina . 100% |
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SOLUBILIDADE: UMA QUESTÃO DE EQUILÍBRIO. |
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ObjetivoEstudar o equilíbrio de solubilidade de algumas misturas.DescriçãoEm experimentos anteriores que envolviam solubilidade, foi definido o que seria a mesma. Contudo é importante explicitar novamente essa regra geral: “semelhante dissolve semelhante”, ou seja, um solvente polar irá dissolver um soluto polar ou iônico e um solvente apolar irá dissolver um soluto apolar.MaterialColher de chá;
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SOLUÇÕES |
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| DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ EM ÓLEO VEGETAL | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
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1. ÍNDICE DE ACIDEZ
Os óleos vegetais comestíveis fazem parte da dieta da maioria dos povos, apresentando funções importantes no metabolismo humano. Eles representam fonte de energia para o corpo humano, além de conterem ácidos graxos essenciais, vitaminas e antioxidantes lipossolúveis, tais como os tocotrienóis e os tocoferóis. O óleo de soja é o óleo de cozinha mais conhecido. Os chamados óleos vegetais são geralmente óleos de soja. A maior parte do óleo de soja é composto por gordura insaturada. Ácidos graxos poliinsaturados, monoinsaturados, e saturados correspondem, em média, a 61%, 25% e 15%, respectivamente. O ácido linolênico (componente da fração poliinsaturada do óleo), que corresponde, em média, a 7% da composição do óleo, é um ácido graxo ômega-3. Uma boa máteria-prima e um processamento adequado leva a produção de óleo de soja de boa qualidade. Para o controle da qualidade do óleo de soja são realizadas algumas análises físico-químicas, tais como: determinação do Índice de Acidez, do Índice de Peróxido, de Fósforo, de Umidade, do Índice de Saponificação, entre outros. Com base nessas informações é possível ajustar o processo de extração e refino de acordo com as características de qualidade estabelecidas para o produto e identificar se o produdo está deteriorado ou inadequado para o consumo.
O índice de acidez corresponde à quantidade (em mg) de base (KOH ou NaOH) necessária para neutralizar os ácidos graxos livres presentes em 1 g de gordura. A principal forma de deterioração dos óleos consiste na oxidação, que ocorre quando o oxigênio atmosférico é dissolvido no óleo e reage com os ácidos graxos insaturados, que são tanto mais reativos quanto maior número de insaturações em suas cadeias. A oxidação lipídica é responsável pelo desenvolvimento de sabores e odores desagradáveis tornando os alimentos impróprios para o consumo, além de provocar outras alterações que irão afetar não só a qualidade nutricional, mas também a integridade e segurança do alimento, através da formação de compostos poliméricos potencialmente tóxicos. Durante o processo de fritura, o alimento entra em contato com óleo em temperaturas entre 180 – 190°C que provocam uma série complexa de reações e a produção de numerosos compostos de degradação no óleo que são transmitidos aos alimentos. Tais reações alteram a qualidade funcional, sensorial e nutricional dos alimentos, podendo atingir níveis em que não se consegue mais manter sua qualidade. A complexidade do processo de fritura induz diferentes reações químicas, as quais resultam na formação de diversos produtos da decomposição de óleos e gorduras, portanto alteração nos valores dos índices determinados pelas análises físico-químicas. Objetivo da aula é analisar as alterações físico-químicas do óleo de soja, utilizado em processos de fritura, através da determinação do seu índice de acidez.
ÍNDICE DE ACIDEZ
MATERIAIS 1. Erlenmeyer 2. Proveta 3. Pipetas 4. Bureta 5. Béquer 6. Balança semi-analitica
REGENTES 1. Indicador: fenolftaleína 1% m álcool 95°GL 2. 100 mL de solução de NaOH 0,1N 3. Solução de álcool etílico 95°GL e éter etílico (1:2 v/v) neutralizada
AMOSTRA 1. Óleo de soja refinado reutilizado várias vezes em fritura
PROCEDIMENTO
1. Neutralização da solução de álcool etílico 95°GL e éter etílico (1:2 v/v): em um erlemeyer contendo 40mL da solução álcool-éter adicionou-se 0,3mL de fenolftaleína e gotejou-se a solução titulante de NaOH 0,1N até leve coloração rósea persistente. 2. Em um erlenmeyer pesou-se 5,045g da amostra de óleo de fritura. 3. Adicionou-se ao erlenmeyer contendo a amostra, a solução álcool-éter e 0,6 mL de fenolftaleína. 4. Fez-se a titulação em cada erlenmeyer com NaOH 0,1N até o aparecimento de cor rósea persistente por 30 segundos. 5. Anotou-se o volume de NaOH (mL) gasto na titulação.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
ÍNDICES DE ACIDEZ
CÁLCULOS
Foram gastos 3,4mL de NaOH na titulação do óleo de soja reutilizado várias vezes em fritura. Para o cálculo, em porcentagem, da acidez em soluto alcalino normal utiliza-se a seguinte fórmula:
Índice de Acidez (%) = ml de NaOH x 0,01N x 282 Massa de amostra (g)
Onde, o volume em mL de solução de NaOH gasto na titulação, N é a normalidade da solução de NaOH, e o fator de correção da solução de NaOH, é dividido pelo peso da amostra em gramas. Então, na amostra de óleo de soja reutilizado em fritura temos: Índice de acidez (%) = 3,4 x 0,01 x 282 = 1,9176
DISCUSSÃO
Sabe-se que o óleo de frituras, além de poluir o meio ambiente quando descartado incorretamente, também prejudica a nossa saúde se usado muitas vezes, pois libera toxinas. Os ácidos graxos são constituintes dos óleos e gorduras na forma de mono, di e triglicerídeos, uma grande quantidade de ácidos graxos livres indica que o produto está em acelerado grau de deterioração.
A principal consequência disso é que o produto torna-se mais ácido. Um elevado índice de acidez indica, portanto, que o óleo ou gordura está sofrendo quebras em sua cadeia, liberando seus constituintes principais: os ácidos graxos.
Os ácidos graxos livres são elementos indesejáveis que causam dependendo de sua origem cheiros e sabores indesejáveis. O conteúdo de ácidos graxos livres dos óleos brutos depende da sua qualidade. Em geral, o aumento da acidez declina a qualidade do óleo, e é por esse motivo que o cálculo desse índice é de extrema importância na avaliação do estado de deterioração (acidez hidrolítica) do óleo ou gordura que consumimos.
A ANVISA (1999) utiliza como parâmetro de qualidade o índice de acidez em porcentagem equivalente ao ácido oleico, sendo da mesma forma, o índice de acidez calculado nesta prática. Para a ANVISA (1999) o índice de acidez do óleo de soja refinado e para outros óleos vegetais, como: canola, milho, girassol, amendoim, em gramas de ácido oleico/100g de óleo é no máximo 0,3, ou seja, 0,3%. Comparando este valor com o obtido, para o óleo de soja reutilizado em fritura, o valor encontrado foi 1,9176%, conferindo também a este óleo a inadequação para o consumo, se compararmos ao valor encontrado no óleo virgem, ele é cerca de seis vezes maior do que o máximo permitido por lei. Não foi encontrado em legislação brasileira, o máximo de índice de acidez para um óleo que foi submetido a várias frituras ou a algum processamento, pois conforme se aumenta o número de frituras pode ocorrer maior hidrólise do óleo devido a alta temperatura e troca de umidade do alimento para o meio de fritura, com consequente aumento no conteúdo de ácidos graxos livres.
De acordo com o médico-cardiologista o ideal é radicalizar com a fritura e cortá-la do cardápio, mas sabe-se que nem sempre é possível. Portanto, de acordo com ele o óleo que é menos nocivo à saúde é o óleo de soja, em caso de utilizá-lo para fritura somente uma única vez, claro, é economicamente “salgado” para o bolso, se for batata pode ser utilizado duas vezes e totalmente desprezado logo após o uso. Lembrando que essa medida apenas ameniza os efeitos prejudiciais da famigerada FRITURA!!! Garantindo maior qualidade sobre o que se come, seguindo está recomendação o colesterol pode baixar mesmo comendo frituras.
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| DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ DO VINAGRE. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1. Introdução
Vinagre de vinho ou simplesmente vinagre é o produto obtido pela fermentação acética do vinho, apresentando uma acidez mínima de 4g/100mL do produto, expressa em ácido acético, sendo os outros componentes proporcionais à matéria-prima usada em sua elaboração. De acordo com a matéria-prima que lhe deu origem, o vinagre pode ser classificado como vinagre de vinho tinto ou branco. Na fermentação do vinho o álcool etílico é oxidado pelo ar e forma-se ácido acético, do Latim acetum e a reação é catalisada por enzimas bacterianas, Acetobacter. Após fermentação, apresenta cerca de 4 a 5% de ácido acético, recebendo o nome de vinagre, vinho azedo. O ácido acético é um ácido fraco, apresentando Ka de 1,8×10-5. Ele é amplamente usado em Química Industrial na forma de ácido acético glacial (densidade de 1,053g/cm3 e 99,8%) ou em soluções de diferentes concentrações. Fermentado acético é o produto resultante da fermentação de frutas, cereais, vegetais, mel ou da mistura de vegetais, devendo apresentar uma acidez volátil expressa em ácido acético de no mínimo 4g/100mL. O fermentado acético pode ter adição de condimentos, aromas, extratos vegetais e óleos essenciais. As características de vinagres estão definidas nos padrões de identidade e qualidade estabelecidos pelo Ministério da Agricultura, Pecuária e Abastecimento. Na análise destes produtos, as determinações usuais são, entre outras: extração preliminar, densidade relativa, acidez total, acidez volátil, acidez fixa, álcool em volume, pH, extrato seco, glicídeos redutores em glicose, sulfatos, extrato seco reduzido, cinzas, dióxido de enxofre e eventualmente corantes orgânicos artificiais e contaminantes orgânicos. No laboratório, a análise da acidez é realizada através da titulação de neutralização utilizando solução NaOH 0,1mol/L padronizada e fenolftaleína 1% como indicador. O NaOH reage quantitativamente com o ácido acético presente no vinagre e após a reação total, um pequeno excesso de NaOH torna a solução alcalina e o indicador adquire uma coloração rosa. 2 ObjetivosEsta aula tem como objetivos determinar a concentração de ácido acético presente numa amostra de vinagre por volumetria de neutralização e verificar se o produto atende as especificações de qualidade, ou seja, se contém 4 a 5g de ácido acético em 100mL de vinagre.
3. Materiais4. MATERIAIS E REAGENTES
4. Reagentes
5. Procedimento experimental5.1. Preparação da solução de vinagre (uma solução por turma) Homogeneíze a amostra de vinagre branco e pipete uma alíquota de 25mL para um balão volumétrico de 250mL. Complete o volume com água destilada e acerte o menisco. Agite para homogeneizar.
5.2. Determinação da acidez total no vinagre (por grupo) Pipete uma alíquota de 25mL da solução de vinagre preparada anteriormente e transfira para um erlenmeyer de 250mL. Meça 40mL de água destilada numa proveta e adicione no erlenmeyer. Adicione 2 a 3 gotas de solução alcoólica de fenolftaleína e homogeneíze. Monte o sistema de agitação magnética. Lave a bureta de 50mL com um pouco de NaOH 0,1mol/L. Descarte este volume. Fixe a bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1mol/L e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. Titule com a solução de NaOH 0,1mol/L até mudança de coloração para levemente rosa. Anote o volume e calcule o teor de ácido acético no vinagre em g/100 mL. Durante a adição do NaOH, o erlenmeyer contendo o vinagre dissolvido foi agitado circularmente com uma mão enquanto a outra controlava a torneira. A adição da base continuou até que aparecesse mudança de coloração na solução, assinalando o ponto final da titulação. 6. RESULTADOS E DISCUSSÃOCálculos e resultados referentes a análise do vinagre:
Tirou-se a média dos valores obtidos, de acordo com o calculo abaixo: V3 + V4 = 25 + 24,9 = 24,95 2 2 Retirada a media, calculou-se a concentração do acido acético no vinagre branco. Logo: N1 x V1 = N2 x V2 0,1 x 24,95 mL = N2 x 25 mL N = 0,0998N (concentração do acido acético no vinagre branco) Tabela 3 – Resultados obtidos da analise do vinagre tinto. 7. CONCLUSÃOA solução de hidróxido de sódio foi padronizada, de acordo com a titrimetria de neutralização utilizando como padrão primário o sal biftalato de potássio, com a concentração de 0,1N. A partir da analise titrimetrica realizada, pode-se concluir que o vinagre comercial submetido a tal contem uma concentração de acido acético dentro das especificações de qualidade |
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| Preparação e padronização de solução NaOH 0,1 mol/L
1. Introdução A solubilidade de uma substância num determinado solvente é controlada principalmente pela natureza do próprio solvente e do soluto, mas também pela temperatura e pressão. Uma solução é formada quando uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias formam uma única fase. O componente presente em maior quantidade é chamado solvente e os outros componentes são denominados solutos. As propriedades das soluções, por exemplo, a cor ou o sabor depende de sua concentração. Em química, a quantidade de soluto dissolvido numa unidade de volume ou de massa da solução ou do solvente se denomina concentração. A concentração é expressa, comumente, em mol do soluto por litro da solução; esta concentração é a molaridade da solução. Em análise química é necessário preparar soluções de concentração exatamente conhecida, isto é soluções padrões. Essas soluções requerem, muitas vezes, que se faça uma análise titulométrica para se determinar à quantidade exata do soluto presente no volume da solução. Este procedimento chama-se padronização da solução. A solução padrão é usualmente adicionada por uma bureta. O processo de adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação e a substância a ser determinada de titulada. O ponto final da titulação chama-se ponto de equivalência. Este final deve ser identificado por alguma mudança, pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador. Após a finalização da reação entre a substância e a solução padrão, o indicador deverá produzir uma mudança de cor no líquido que está sendo titulado. Este ponto é chamado de ponto final da titulação. Em um laboratório analítico é essencial manter em estoque soluções de vários reagentes, algumas delas terão concentrações exatamente conhecidas (soluções padrões) e é imperativo que a temperatura de estocagem destas soluções seja a correta. As soluções padrões são preparadas pesando-se a quantidade de substância apropriada numa balança analítica, dissolve-se um pouco com o solvente apropriado e transfere-se com o auxílio de um funil, à solução para um balão volumétrico de capacidade adequada, tendo o cuidado de não perder a solução. O funil deve ser lavado algumas vezes com um jato do solvente e transferindo-se para o balão. Agita-se a mistura e completa-se o volume até o traço de referência e finalmente homogeneiza-se. Quando a substância não for facilmente solúvel em água, é aconselhável aquecer o béquer com a substância e um pouco do solvente, ligeiramente e com agitação, até que a substância se dissolva completamente. Em seguida, deixa-se a solução resfriar e depois se transferi com o auxílio do funil para o balão volumétrico. Lava-se o béquer algumas vezes com o solvente, transferindo para o balão. Em nenhuma circunstância o balão pode ser aquecido. Em alguns casos pode ser preferível preparar a solução padrão a partir de soluções concentradas, por diluição apropriada. As soluções que são relativamente estáveis e não são afetadas pela exposição ao ar podem ser estocadas em frascos de 1litro. Nos trabalhos de grande exatidão, os frascos devem ser de pyrex, ou de outro vidro resistente com tampas esmerilhadas. Para soluções alcalinas os frascos de vidro são substituídos por frascos de polietileno. Deve-se observar que os frascos de vidro são obrigatórios para algumas soluções, por exemplo, iodo e nitrato de prata. Nestes dois casos o vidro deve ser escuro (castanho). Os frascos de estocagem devem estar limpos e secos. Eles devem ser lavados com um pouco da solução, esgotando-se o líquido, enchendo-se os frascos e fechando-os imediatamente. Se o frasco estiver limpo, porém, molhado, deve-se lavá-lo sucessivamente com três pequenas parcelas da solução, esgotando-se completamente o líquido depois de cada lavagem. Depois se enche o frasco com a solução e rotulá-o com o nome da solução, concentração, data de preparação e nome do analista. Antes de usá-lo para qualquer análise deve-se homogeneizar a solução. 2. Considerações sobre reações químicasPara uma reação ser utilizada em uma titulação, ela deve satisfazer as seguintes condições: 1- Deve ocorrer uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química. 2- A substância a ser utilizada deverá reagir completamente com o reagente em proporções estequiométricas. 3- A reação deve ser rápida. Em alguns casos, deve-se adicionar um catalisador para acelerar a reação. 4- Deve haver uma mudança de energia livre marcante conduzindo a alteração de alguma propriedade física ou química do soluto no ponto de equivalência. 5- Deve haver um indicador específico que defina nitidamente o ponto final da reação.
3. Considerações sobre hidróxido de sódioPara preparar soluções padrões alcalinas, o reagente mais usado é o hidróxido de sódio. No entanto, este reagente não é padrão primário, porque é higroscópio e sempre contém uma quantidade indeterminada de água e carbonato de sódio adsorvida no sólido. O carbonato de sódio pode ser completamente removido quando se prepara uma solução saturada de NaOH, a qual é deixada em repouso por 24horas. O carbonato de sódio precipita por ser pouco solúvel na solução. Isto significa que as soluções de NaOH devem ser padronizadas com um reagente padrão primário, por exemplo o biftalato de potássio, para poder determinar a concentração real da solução. As soluções de hidróxido de sódio atacam o vidro e dissolvem a sílica com formação de silicatos solúveis. A presença de silicatos solúveis causa erros e as soluções de hidróxidos devem ser conservadas em frascos de polietileno.
4. Considerações sobre padrão primárioPara uma substância ser considerada padrão primária, ela deve apresentar as seguintes características: 1- Fácil obtenção, purificação e secagem; 2- Deve existir teste qualitativo simples para identificação de contaminantes, que se presentes devem estar em pequena porcentagem; 3- Deve possuir massa molecular elevada (para diminuir o erro de pesagem); 4- Solúvel nas condições experimentais; 5- Deve reagir com a espécie de interesse de modo estequiométrico e instantâneo; 6- Deve manter-se inalterada ao ar durante a pesagem. Não pode ser higroscópica, oxidada ou afetada pelo CO2. As soluções de hidróxido de sódio são geralmente padronizadas com hidrogenoftalato de potássio ou biftalato de potássio [HKC6H4(COO)2], que é um padrão primário. 5. ObjetivosEsta aula tem como objetivos treinar a técnica de pesagem, ilustrar as técnicas de preparação e padronização de solução aquosa de hidróxido de sódio 0,1mol/L para posteriormente determinar a acidez de uma amostra de vinagre.
6. Materiais
7. Reagentes
8. Procedimento experimental8.1. Preparação da solução NaOH 0,1 mol/L Calcule a quantidade de hidróxido de sódio necessária para se preparar 250mL de solução (massa molecular = 40,0 g/mol). Com o auxílio de um béquer de 100mL, pese numa balança semi-analítica a quantidade de hidróxido calculada. Dissolva com 50mL de água destilada recém fervida e transfira quantitativamente para um balão volumétrico de 250mL. Lave o béquer com pequenos volumes de água destilada, transfira para o balão e finalmente complete o volume com água destilada recém fervida e homogeneíze. Após preparação, junte todas as soluções preparadas pelos diferentes grupos num béquer de 1L, para posterior padronização.
8.2. Padronização da solução de NaOH 0,1 mol/L Calcule a massa de biftalato de potássio necessária para reagir completamente com 25,00mL da solução de NaOH 0,1mol/L. Pese numa balança analítica exatamente a massa calculada e transfira quantitativamente para um erlenmeyer de 250mL. Meça numa proveta 50mL de água destilada fria e recém fervida e transfira para o erlenmeyer, para dissolver completamente o biftalato de potássio. Adicione duas gotas de fenolftaleína 1% e homogeize. Lave uma bureta de 50mL com pequena quantidade da solução de NaOH 0,1mol/L. Fixe a bureta de 50mL no suporte universal. Feche a torneira de controle de escoamento. Com auxílio de um béquer de 50mL, encha a bureta com solução de NaOH 0,1 mol/L e observe se há vazamento. Verifique se há bolhas entre a torneira e a extremidade inferior da bureta. Caso tenha, abra a torneira rapidamente até removê-la. Em seguida, encha a bureta com NaOH 0,1mol/L e acerte o menisco com o traço de aferição (zero), que fica na parte superior. Monte o sistema de agitação magnética. Titule com a solução recém preparada de NaOH 0,1M, até mudança de coloração do indicador de incolor para rosa. Anote o volume gasto e calcule o fator de correção, utilizando a seguinte fórmula. ou m = massa do biftalato de potássio pesada; V = volume gasto da solução de NaOH (mL) M= molaridade da solução (0,1mol/L) 0,2042 = mmol do biftalato de potássio
Calcule a média dos fatores de correção da turma. Em seguida, calcule a concentração real da solução de NaOH 0,1M, multiplicando-se pelo fator de correção. Finalmente, transfira as soluções de NaOH 0,1 mol/L para frascos de plásticos e escreva no rótulo o nome da solução, concentração, data, fator de correção e turma.
9. Referências Baccan, N.; Andrade, J. C. ; Godinho, O. E. S.; BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar, 2a edição. Campinas: Editora da UNICAMP, 1995. SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R. Fundamentos de Química Analítica. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2006. Ohlweiler, O.A. Química analítica quantitativa. 3a edição. Volume 2. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1981.VOGEL, A.I. Análise Química Quantitativa. 5a. edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1992. |
DISCIPLINA; QUÍMICA/FÍSICA – 3° SÉRIE.
PROPOSTA DE EXPERIMENTO PARA O ALUNO |
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| A PILHA DE DANIELL.
Você já ouviu falar na famosa pilha de Daniell? Inventada em 1836 por John Frederic Daniell, foi um dos primeiros dispositivos criados pelo homem que geravam eletricidade. Mas como será que essa pilha funciona? Veja a resposta dessa pergunta neste experimento! MATERIAIS NECESSÁRIOS
PASSO 1 Adicione 40 mL da solução de sulfato de zinco a um béquer e 40 mL da solução de sulfato de cobre a outro béquer. Ao béquer contendo sulfato de zinco, coloque uma placa de zinco. Ao béquer contendo sulfato de cobre, coloque uma placa de cobre. PASSO 2 Com auxílio de um conta gotas, encha completamente a mangueira com a solução saturada de NaCl. Umedeça dois pedaços pequenos de algodão com a solução de NaCl e utilize-os para tampar as extremidades da mangueira. Mergulhe uma extremidade da mangueira (ponte salina) no béquer contendo sulfato de zinco e a outra extremidade no béquer contendo sulfato de cobre PASSO 3 Ajuste o multímetro para leitura de tensão elétrica (voltagem, medida em volts). Conecte o fio preto do multímetro na placa de zinco e o fio vermelho na placa de cobre. PASSO 3 Inverta os fios, conectando o fio vermelho na placa de zinco e o preto na placa de cobre. Observe. Inverta novamente os fios e retire a ponte salina. Observe. Recoloque a ponte salina e troque o multímetro pelo relógio digital. Conecte a placa de zinco ao polo negativo do relógio e a placa de cobre ao polo positivo. Observe. PASSO 5 Monte uma segunda pilha. Conecte a placa de zinco de um à placa de cobre da outra. Não conecte as placas de uma mesma pilha. Conecte a placa de zinco livre ao polo negativo do relógio e a placa de cobre livre ao polo positivo do relógio. Observe. Troque o relógio pelo multímetro e observe. PASSO 6 No experimento que realizamos, fizemos uma pilha de Daniell. Quando conectamos o multímetro, pudemos medir uma tensão elétrica. Isso ocorreu porque existe uma diferença de potencial entre os dois sistemas: placa de zinco/solução de íons zinco e placa de cobre/solução de íons cobre. Podemos dizer que cada montagem em um béquer é um polo da pilha. Cada placa metálica recebe o nome de eletrodo. Esses eletrodos devem estar mergulhados em soluções contendo seus íons para que a pilha funcione. Além disso, os polos da pilha devem estar conectados por meio de uma ponte salina. Para fechar o circuito e permitir que a pilha funcione, é preciso, ainda, conectar as placas metálicas com um fio. Na pilha de Daniell, os átomos na placa de zinco liberam elétrons que vão em direção à placa de cobre através do fio. Ou seja, o zinco é oxidado. Com isso, formam-se íons Zn2+ que se desprendem da placa e se dissolvem na solução, aumentando a sua concentração. Depois de muito tempo, podemos perceber que a placa diminui de massa. Enquanto isso ocorre, os elétrons que chegam à placa de cobre geram uma carga negativa na placa que atrai os íons Cu2+ em solução e permite que eles se depositem como cobre metálico, o que faz com que a placa aumente de massa e que a concentração desses íons na solução diminua. Ou seja, o cobre é reduzido. Podemos dizer que o cobre é um metal mais nobre que o zinco. Isso quer dizer que, em uma pilha, zinco cederá elétrons para o cobre. Dizemos que o cobre tem um maior potencial de redução que o zinco e que o zinco tem um maior potencial de oxidação. Em uma pilha, o polo em que ocorre a perda de elétrons é chamado de ânodo, que por convenção, tem sinal negativo (é o polo negativo da pilha). O polo que recebe os elétrons é chamado de cátodo, que por convenção, tem sinal positivo (é o polo positivo da pilha). Em cada polo, ocorrem reações químicas que podem ser representadas pelas equações abaixo. Quando invertemos os fios do multímetro, percebemos uma leitura negativa da tensão elétrica. Isso não quer dizer que as reações ocorreram de forma inversa, mas apenas que o aparelho mediu a tensão elétrica de forma inversa à convencional. Durante a reação na pilha ocorre o aumento no número de cargas positivas na solução de zinco e a diminuição de cargas positivas na solução de cobre. Para corrigir esse desequilíbrio de cargas, os íons negativos presentes na ponte salina movimentam-se em direção ao béquer que contém a solução de zinco e os íons positivos presentes nessa ponte movimentam-se em direção ao béquer que contém a solução de cobre. Quando retiramos a ponte salina, percebemos que a pilha deixou de funcionar. Isso ocorreu porque a movimentação dos íons foi interrompida e assim não houve mais condução de corrente elétrica através da solução. Devemos perceber, porém, que, assim como acontece para qualquer pilha, a pilha de Daniell não dura para sempre, pois as mudanças nas concentrações dos íons metálicos nas soluções causam uma diminuição na diferença de potencial entre os dois polos até que ele seja zero. Uma pilha seca convencional, necessária para o funcionamento do relógio, gera uma tensão elétrica de 1,5 V. Como vimos pela medida no multímetro, a tensão gerada pela pilha de Daniell foi menor do que isso. Para podermos ligar o relógio precisamos montar outra pilha e conectá-la à primeira. Dessa forma, geramos uma tensão elétrica suficiente para fazer o relógio funcionar. A conexão das pilhas permitiu a geração de uma tensão elétrica maior que a de uma pilha sozinha. Portanto, dizemos que as pilhas foram conectadas em série, pois tiveram suas tensões elétricas somadas.
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| Pilha de limão
Material Procedimento O porquê? Os átomos do cobre (Cu) atraem mais os electrões do que os do zinco (Zn). Ao colocar uma placa de cobre em contacto com uma de zinco, uma elevada quantidade de electrões passa do zinco para o cobre. Estes começam a repelir-se à medida que se concentram no cobre. Quando a força de atracção de electrões do cobre é contrabalançada pela força de repulsão entre os electrões, o fluxo de electrões para. Deste modo, este tipo de sistemas têm muito poucas aplicações possíveis.
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| Pilha de limões
Pilhas podem ser criadas ao se inserir dois tipos diferentes de metal dentro em ácido. Limões possuem ácido cítrico. Se você inserir um prego galvanizado coberto de zinco em um lado e uma moeda de cobre do outro deve ter uma pilha. Nesse vídeo o experimento é feito com um limão siciliano, mas deve funcionar com nosso limão comum ou até com uma laranja. Isso dependerá da concentração de ácido cítrico de cada fruta. Uma única pilha-limão possivelmente não conseguirá acender um LED, mas se você encadear meia dúzia delas é bem possível que consiga. Lembre-se sempre de conectar o pólo positivo de uma no negativo de outra, do contrário estará criando um curto-circuito. Junte uns três milhões de limões e você terá uma usina limo-elétrica. Lembre-se que o LED deve ser conectado de maneira específica por causa do fluxo de elétrons, mas o vídeo ensina isso e mesmo quem não sabe inglês consegue entender. Para que o experimento seja bem feito tenha à mão também eletrodos como os mostrados no vídeo, fio de cobre fino. |
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CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA
Acendeu? Não acendeu? Porquê?RESUMOAs substâncias químicas são caracterizadas por várias propriedades físicas- químicas, como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade, densidade e condutibilidade elétrica. Quanto a esta última, classificam-nas em condutoras, más condutoras e isolantes elétricas e podem ser usadas para explicar conceitos de ligações químicas entre os elementos que as compõe e os processos de ionização e dissociação iônica. Assim, um simples experimento de condução elétrica montado com um sistema de três lâmpadas foi proposto como atividade investigativa. Os resultados da condução elétrica de substâncias iônicas, moleculares e metálicas levaram os alunos a investigar os motivos pelos quais a eletricidade é transmitida, relacionando com as ligações químicas e processos de ionização e dissociaçãoiônica. INTRODUÇÃOA condutibilidade elétrica é uma das diversas propriedades físico-químicas das substâncias químicas e é explicada pela transferência de elétrons a partir da formação de íons. Esta característica é importante para classificar os materiais através do grau de condução da eletricidade (PERUZZO, 2006). Assim, muitas das propriedades dos materiais são explicadas a partir do conhecimento da estrutura da matéria. Ligações iônicas, covalentes e metálicas determinam o comportamento da condutibilidade elétrica das substâncias iônicas, moleculares e metálicas, respectivamente. De mesma maneira, é relevante entender o comportamento dos materiais quando dissolvidos em água, cujas ligações químicas podem, ou não, gerar íons pelo processo de ionização nas substâncias moleculares, e dissociação iônica nos compostos iônicos, como proposto por Arrhenius (PERUZZO, 2006). Logo, o experimento de condutibilidade elétrica tem importância por permitir investigar a natureza elétrica da matéria, explicar a existência e a transferência de elétrons através das ligações químicas e a possível geração de íons em soluções aquosas das substâncias. E tem o objetivo de demonstrar para os alunos que estudar ligações químicas é fundamental para ter conhecimento sobre as propriedades físico- químicas das substâncias, observar que há substâncias sólidas, líquidas eaquosas capazes de conduzir corrente elétrica, e analisar o comportamento elétrico dos materiais para classificá-los em condutores, maus condutores e isolantes.
DESENVOLVIMENTOPara aferir a condutibilidade elétrica de algumas substâncias, pois apresentavam conhecimento prévio dos modelos atômicos de Rutherford e Bohr. Este experimento está previsto no caderno do aluno (2º série, volume 1), cuja apresentação do sistema de três lâmpadas e dois eletrodos livres na extremidade é feita para conhecimento de como é o teste de condutibilidade elétrica, assim como todo os materiais necessários para sua realização (figura 1) (SÃO PAULO, 2014-2017). Figura 1 – Sistema de três lâmpadas de diferentes potências. Na primeira aula dupla, foi investigado como testar a condutibilidade elétricas dos materiais iônicos, moleculares e metálicos, definindo a utilização de um sistema com 3 lâmpadas de potências de 2,5, 10 e 60 W para aferir o grau de condução de eletricidade das substâncias, como foi retratado por aluno (figura 2). Tais lâmpadas estavam ligadas em paralelo e encaixadas em um suporte de madeira. O sistema estava ligado através de um fio com tomada e chave, e seu circuito era aberto com 2 eletrodos, cuja função era colocá-los em contato com a substância a ser analisada, executando o experimento a partir do acendimento, ou não, das lâmpadas. Também, para demonstrar a baixa condução elétrica de algumas substâncias moleculares, as lâmpadas de 10 e 60 W foram desconectadas do sistema e a aferição foi feita apenas com a lâmpada de 2,5 W. Nesta atividade, os alunos confirmaram a condução de eletricidade com o acendimento das lâmpadas das substâncias sal de cozinha em solução aquosa e metais, a não condutibilidade elétrica de materiais isolantes (sal de cozinha e açúcar no estado sólido, madeira, plástico e borracha) e se surpreenderam com o acendimento da lâmpada de 2,5 W quando foram testadas as substâncias: açúcar no estadoaquoso,álcooletílico92°GL,águadesmineralizada,águapotávelevinagre, que são más condutoras. Também, puderam detectar a ionização e dissociação iônica que a água causou nas substâncias iônicas e moleculares, respectivamente. Assim, houve consenso de que para acontecer a condução de eletricidade, deve haver íons livres que transferem as cargas elétricas e fecham o sistema para acendimento das lâmpadas. Para descobrir explicações para os casos em que somente há o acendimento da lâmpada de 2,5W, houve pesquisa bibliográfica cada caso de condutibilidade elétrica. Figura 2 – Sistema de 3 lâmpadas diferentes potências utilizado no experimento e sua representação registrada por aluno. Em seguida, definiu-se quais substâncias iônicas, moleculares e metálicas teriam sua condutibilidade elétrica aferida: · Substâncias iônicas: sal de cozinha no estado sólido e em solução aquosa, e soda cáustica comercial (hidróxido de sódio impuro) com excesso de umidade e também apósaquecimento; · Substâncias moleculares: açúcar no estado sólido e em solução aquosa, álcool etílico 92° GL, água desmineralizada, água potável, ácido clorídrico (4 mol/L), vinagre, madeira, borracha e óleo decozinha; · Substâncias metálicas: pedaços de ferro, cobre ealumínio. E juntamente com os alunos, definiu-se o uso de copos plásticos para acondicionar cada uma das substâncias, sendo empregadas em quantidades suficientes para contato dos eletrodos distantes 2 cm. Para fazer as soluções aquosas, usou-se água desmineralizada, uma espátula da substância teste e bastão de vidro (para diluição e homogeneização da solução). Para obter soda cáustica com excesso de umidade, armazenou-se uma pequena porção (uma colher de café) em um copo plástico dentro de uma panela com água e tampada durante 30 minutos. Para o aquecimento da soda cáustica comercial, estabeleceu-se utilizar o sistema tripé, tela refratária e lamparina com álcool, béquer e pinça de madeira. Também, foi utilizado um copo com água e flanela para limpar os eletrodos a cada teste de Figura 3 – Materiais para experimento de condutibilidade elétrica das substâncias. As substâncias moleculares madeira, borracha e óleo de cozinha não foram testadas em solução aquosa pois os alunos têm a vivência de que tais substâncias não se dissolvem em água. Logo, já tem o conceito de que não sofremionização. Com o conhecimento prévio de como aconteceria o experimento, os alunos foram divididos em grupos de 4 e 5 integrantes para desenvolvimento de toda a atividade, que está presente no caderno do aluno de Química, 2° série. E iniciou-se com a questão problema: Qual a substância capaz de conduzir corrente elétrica? Qual lâmpada acenderá? Justifique. E foram feitas as hipóteses pelos grupos de alunos a partir da questão problema. A maioria dos grupos retrataram esses dados em tabela. Observou-se dificuldade dos alunos em saber o grau de ionização e dissociação iônica das substâncias moleculares e iônicas, ocorrendo debate sobre quais lâmpadas acenderiam. Isto também foi visto para a condução elétrica da água desmineralizada e água potável, soda cáustica com excesso de umidade e após aquecimento. Para outras substâncias, os alunos tiveram facilidade para definir as hipóteses como das metálicas e moleculares. No final da atividade, foi feito um agrupamento das hipóteses na lousa e verificou-se o consenso e as divergências entre os grupos, de mesma maneira com as respectivas justificativas para as hipóteses diferentes, relacionando os elementos químicos da composição das substâncias aos tipos de ligações e à ionização e dissociação iônica. O resgate de informação de aulas anteriores propiciou encontrar o resultado esperado de acordo com o da literatura. A tabela 1 mostra as hipóteses majoritárias das turmas, cujos resultados esperados são das discussões em grupo. O realce, amarelo, faz referência às hipóteses equivocadas dos alunos.
Na segunda aula dupla, ocorreu a verificação das hipóteses, cuja experiência foi feita por cada grupo, sendo acompanhado pela professora, e os resultados obtidos foram registrados para posterior comparação com as hipóteses. Entre um teste e outro para aferição da condução elétrica, os eletrodos foram limpos para não ocorrer contaminação. Também, para as substâncias capazes de acender a lâmpada de 2,5 W, as lâmpadas de 10 e 60 W foram desconectadas dosistema. Assim, elaborou-se a tabela 2 que contém os resultados obtidos por todos os grupos. Tabela 2 – Resultados de condutibilidade elétrica das substâncias.
Na aferição da soda cáustica comercial com excesso de umidade, os alunos perceberam que ocorria o acendimento instável das 3 lâmpadas. Depois, com o aquecimento desta substância, alguns alunos observaram a condensação da água nas paredes do béquer e já relacionaram com a ionização da substância pela água presente na superfície, provocando a condução de eletricidade instável no teste anterior (figura 4). Assim, puderam perceber o equívoco de comportamento igual entre soda cáustica com excesso de umidade e após aquecimento, pois, sem água, não ocorreria à condutibilidade elétrica no teste posterior. Figura 4 – Aferição da soda cáustica com excesso de umidade. É válido ressaltar a curiosidade dos alunos que aproximaram demasiadamente os eletrodos, a fim de observar que é até possível o ar conduzir eletricidade pela diferença de potencial (figura 5). Figura 5 – Curiosidade de aluno para condução elétrica sem geração de faiscamento. Nesta atividade, os alunos confirmaram a condução de eletricidade através acendimento das lâmpadas utilizando substâncias como o sal de cozinha em solução aquosa e metais e não condutibilidade elétrica de materiais isolantes como sal de cozinha e açúcar no estado sólido, madeira, plástico e borracha. Através da atividade puderam detectar a ionização e dissociação iônica que a água causou nas substâncias iônicas e moleculares, respectivamente. Assim, houve consenso de que para acontecer à condução de eletricidade, deve haver íons livres que transferem as cargas elétricas em um sistema fechado para acendimento das lâmpadas. Para descobrir explicações para os casos em que somente há o acendimento da lâmpada de 2,5W, houve uma pesquisa bibliográfica. Na terceira aula dupla, os estudantes realizaram uma pesquisa bibliográfica, com o objetivo de elaborar as justificativas de condutibilidade elétrica das substâncias, com maiores detalhes. E o resultado foi satisfatório para conclusão do experimento, inclusive com imagens sobre a propriedade físico-química da condutibilidade elétrica, melhorando o entendimento. Para conclusão, os alunos descreveram que as substâncias iônicas no estado sólido não conduzem corrente elétrica, pois seus íons estão imóveis em uma estrutura, chamada retículo cristalino, mantido através das forças de atração eletrostática. Somente no estado aquoso, há liberdade de cargas elétricas capazes de transmitir a corrente elétrica (PERUZZO, 2006). Para a soda cáustica, que no aquecimento revelou a presença de água (condensação na parede interna do béquer), caracterizou-se como higroscópica, isto é, tem a capacidade de adsorver água que está presente no ar. Assim, há condução instável de eletricidade devido à presença desta pequena quantidade de água capaz de ionizar a soda cáustica. Logo, com o aquecimento, a ausência de água a tornou incapaz de transmitireletricidade. Para substâncias moleculares que acenderam a lâmpada de 2,5 W, foi explicada pela baixa taxa de ionização. Para o álcool, isso ocorre quando, em poucas moléculas, o átomo de hidrogênio de sua função orgânica se desprende, quebrando a ligação covalente, gerando o caráter ácido, obtendo poucos íons hidroxônio (H3O+) e alcóxido (RO-), e resultando na pequena condução elétrica (KOTZ, 2005). De mesma maneira para o vinagre, que é uma solução diluída de ácido acético, cujo átomo de hidrogênio liberado é de sua função orgânica. No teste da água potável, a pequena quantidade de íons (cloretos, nitratos, fluoretos, bicarbonatos, íons de cálcio, bário, sódio, entre outros), justificou o acendimento da lâmpada de 2,5 W. Assim ocorreu para a água desmineralizada, primeiramente, houve descoberta de sua composição, que somente contem a substância água (através de processo de remoção de todos os íons por osmose reversa e evaporação/condensação) e depois, informações de geração de íons pela sua auto-ionização, que é a geração de pequenas quantidades de íons H3O+ e hidroxila (OH-). De mesma maneira, esclareceram o resultado da aferição da solução deáguaeaçúcar,pois,mesmocomadissoluçãodasubstânciamolecular,ocorrea auto-ionização da água (GEPEQ, 2006). Logo, o motivo pelo qual há o acendimento da lâmpada de 2,5W é a baixa corrente elétrica que esta solução gera, sendo suficiente para acendê-la. Outras lâmpadas, com potências maiores exigem maior corrente, não acendendo nesta solução de poucos íons. Já para o ácido clorídrico, há alta taxa de ionização e formação de muitos íons em solução, H3O+ e cloreto (Cl-), o que justifica acender todas as lâmpadas. Para as outras substâncias moleculares, a madeira, borracha e óleo, a não condução elétrica foi justificada através da sua composição (predominância de carbono, hidrogênio e oxigênio) e consequentes ligações covalentes, isto é, compartilhamento de elétrons. Os metais foram as substâncias de maior facilidade de entendimento para os alunos porque além do conhecimento prévio e do cotidiano, eles já tinham o conceito de transferência direta de elétrons como uma nuvem eletrônica, pois são doados para o conjunto cristalino e não pertencem a nenhum átomo em especial, ou seja, cada átomo doa espontaneamente as cargas negativas uns aos outros.
CONSIDERAÇÕES FINAISO experimento de condutibilidade elétrica das substâncias iônicas, moleculares e metálicas obteve resultado satisfatório para enfatizar os conceitos de ligações químicas e propriedade físico-química da matéria. A aplicação da metodologia de investigação levou os alunos a pensarem em resultados esperados e, depois do experimento, a confirmar e/ou se questionar sobre os equívocos cometidos na elaboração das hipóteses. Então, quando os alunos puderam comparar os resultados obtidos diferentes das hipóteses, pesquisando sobre a substância, a predominância de qual tipo de ligação química e/ou seu comportamento em água, houve o aprendizado. Da mesma maneira, a percepção da construção do conhecimento foi notável quando os alunos começaram a encontrar justificativas de seus acertos, escrevendo com maiores detalhes o motivo da ocorrência da condutibilidade elétrica. Para os erros, foi evidente o esforço dos estudantes para descobrir explicações, através de conhecimentos científicos. Realmente, eles conseguiram superar a impaciência da resolução e a atividade foi completa. Portanto, é válido conceber que a proposta da Metodologia do Programa ABC na Educação Científica – Mão na Massa é inovadora porque os alunos interagem em grupos para adquirir conhecimento de maneira investigativa que através de uma questão problema, realizam a elaboração de hipóteses e a investigam por meio do experimento. Para o professor, esta atividade proporciona dar autonomia aos alunos para pensar, sugerir, questionar e buscar o conhecimento. REFERÊNCIASKotz, John C. Química Geral e reações químicas, volume 1, 5ª edição. Tradução técnica Flávio Maron Vichi. Editora Pioneira Thomson Learning, São Paulo. 2005. Peruzzo, F.M.; Canto, E.L., Química na abordagem do cotidiano, volume 1, 4ª edição, editora Moderna, São Paulo, 2006. SÃO PAULO, Caderno do Professor, Ensino Médio, 2ª série, Química, volume 1. Nova Edição 2014-2017. Material de Apoio ao Currículo do Estado de São Paulo. GEPEQ. Química e a Sobrevivência: Hidrosfera – Fonte de Materiais. Volume 4, 1ª edição. Editora da USP, São Paulo, 2006.
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DETERMINAÇÃO DE OXIGÊNIO PRESENTE NO ARESTRATÉGIAS DE ENSINOPara se determinar a porcentagem em volume de oxigênio no ar, basta colocar uma palha de aço do fundo de uma garrafa cortada e colocá-la num recipiente com água.O conhecimento e o estudo dos gases, sua constituição e propriedades é muito importante na Química; afinal de contas, os gases estão constantemente presentes em nosso cotidiano. O mais presente e vital deles com certeza é o ar atmosférico, no qual estamos imersos.O ar é composto por cerca de 78% de gás nitrogênio (N2), aproximadamente 20% de gás oxigênio (O2), aproximadamente 1% de gás argônio (Ar) e cerca de 1% de outros gases, como o gás carbônico (CO2) e vapor de água. A atividade experimental a seguir pode ser usada pelo professor que estiver abordando o conteúdo de gases em sala de aula, sendo que seu objetivo é determinar a porcentagem em volume do gás oxigênio presente no ar atmosférico. Materiais e Reagentes: · Garrafa de refrigerante; · Tesoura; · Fita adesiva ou cola; · Água · Um recipiente transparente, como uma bacia; · Palha de aço; · Régua, ou fita métrica, ou, ainda, uma trena. Procedimento Experimental: 1. Corte a parte superior da garrafa de refrigerante e faça furos próximos à borda, como mostrado abaixo: 2. Pregue a palha de aço no fundo da garrafa; 3. Inverta a garrafa e coloque no interior de um recipiente transparente; 4. Encha esse recipiente de água até cobrir os furos da garrafa; 5. Meça a distância entre o nível da água e o fundo da garrafa; 6. Deixe esse sistema em repouso por alguns dias; 7. Determine a distância entre o nível da água no interior da garrafa e o seu fundo: Resultados e Conclusão: O oxigênio presente no ar reage em contato com o ferro, em determinadas condições, formando óxido de ferro, conhecido como ferrugem. Visto que o oxigênio do ar é consumido, o nível da água sobe, e o ar restante é constituído praticamente apenas de nitrogênio. Ox equivale ao volume total do ar, que basicamente podemos dizer que é formado de oxigênio e nitrogênio. Já o y corresponde ao volume de gás nitrogênio. Podemos, então, estabelecer a seguinte relação para determinar a porcentagem em volume de nitrogênio que estava presente no ar, que chamaremos de w: x (em cm) ———– 100 % (em volume) y (em cm) ———– w (em volume) Portanto, a porcentagem de oxigênio presente no ar em volume, será o do ar (100%) menos o do gás nitrogênio: (100 – w)% = % em volume de oxigênio
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CORROSÃO DO FERROColoque seis pregos em seis tubos de ensaio, contendo diferentes líquidos eIntrodução: A corrosão pode ser definida como o processo no qual o meio atua sobre determinado material e causa sua deterioração. Existem vários tipos de corrosão, mas a mais comum na natureza e em nosso cotidiano é a corrosão eletroquímica. Esse é um processo espontâneo em que um metal entra em contato com um eletrólito e ocorrem reações de oxirredução, isto é, com transferência de elétrons, em que uma espécie química oxida (perde elétrons) e simultaneamente outra espécie química se reduz (ganha elétrons). A corrosão eletroquímica é caracterizada pela presença de água. Um exemplo é a formação da ferrugem, que é o óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), um composto que possui coloração castanho-avermelhada. A ferrugem se forma quando o ferro se oxida na presença de ar e água. Ocorre a oxidação do ferro metálico a cátion ferro: Fe(s) → Fe2+ + 2e– Simultaneamente, há a seguinte redução da água: 2H2O + 2e– → H2 + 2OH– Ocorre a formação do hidróxido ferroso (Fe(OH)2), que na presença de oxigênio é oxidado a hidróxido de ferro III (Fe(OH)3). Posteriormente, ele perde água e se transforma no óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), isto é, a ferrugem: Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2 2Fe(OH)3 → Fe2O3 . H2O + 2H2O A aula experimental a seguir tem o objetivo de mostrar aos alunos um processo de identificação visual de reações de oxirredução, fazendo um estudo comparativo da corrosão do ferro por diversas substâncias. Materiais e reagentes: · 6 pregos; · Barbante; · Tesoura; · 6 tubos de ensaio; · Estante para tubos de ensaio; · Água de torneira; · Óleo de cozinha; · Mistura de água e sal; · Sabonete líquido ou mistura de sabonete com água; · Água destilada; · Caneta esferográfica. Procedimento: 1. Enumere os tubos de ensaio de 1 a 6; 2. Coloque água da torneira no tubo 1, óleo no tubo 2, a mistura de água e sal no tubo 3, o sabonete líquido no tubo 4 e água destilada no tubo 5. Todos esses líquidos devem atingir cerca de ¼ do volume de cada tubo de ensaio. O sexto tubo deve ficar vazio. 3. Corte o barbante em 6 pedaços de cerca de 20 cm e prenda-os a cada um dos pregos; 4. Mergulhe cada prego em um líquido nos tubos de ensaio, deixando o barbante para fora de modo que seja possível puxar os pregos com os barbantes para tirá-los dos tubos; 5. Anote o aspecto dos pregos, dos líquidos e das soluções inicialmente; 6. Deixe sete dias em repouso. Depois de passado esse tempo, observe novamente o aspecto dos líquidos e soluções e dos pregos. Resultados e Discussão: O professor pode pedir aos alunos que respondam o seguinte: · Qual é a semiequação de oxidação do ferro e o seu número de oxidação (Nox)? · Qual é a equação global de enferrujamento de um prego? · Qual foi a ordem decrescente do meio mais agressivo para o meio menos agressivo para o prego? Por quê? A ordem encontrada deve ser a seguinte: Água com sal > água da torneira > água destilada > sabonete líquido > ar > óleo de cozinha. Isso ocorre porque os principais componentes responsáveis pela formação da ferrugem são o oxigênio e a água. O óleo de cozinha impede o contato do ferro com o oxigênio do ar e, por isso, não há nenhuma mudança. Isso pode levar o professor a mostrar para os alunos que um método de proteção contra a corrosão do ferro é pintar o prego com uma tinta, impedindo que ele entre em contato com a água e o oxigênio. O professor deve também chamar a atenção para a substância que se reduz. Na maioria dos casos, o oxigênio e a água são os que sofrem redução. Água, vinho e cerveja
Objetivo Simular a obtenção de produtos conhecidos por meio da adição de indicador de meio básico e da ocorrência de reação de decomposição.
Descrição Coloque em uma garrafa uma solução de peróxido de hidrogênio e algumas gotas de detergente e associe esta mistura em um copo contendo alguns cristais de iodeto de potássio. A reação produz efeito de espuma e surgimento de cor amarelada na solução, semelhante à cerveja. Em outra garrafa, coloque solução de fenolftaleína diluída em água e associe essa mistura em um copo contendo hidróxido de sódio. A reação produz cor vermelha, muito semelhante ao vinho tinto. Descrição Coloque em uma garrafa uma solução de peróxido de hidrogênio e algumas gotas de detergente e associe esta mistura em um copo contendo alguns cristais de iodeto de potássio. A reação produz efeito de espuma e surgimento de cor amarelada na solução, semelhante à cerveja. Em outra garrafa, coloque solução de fenolftaleína diluída em água e associe essa mistura em um copo contendo hidróxido de sódio. A reação produz cor vermelha, muito semelhante ao vinno tinto. Material 2 copos e 2 garrafas. Análise Quando se adiciona a solução de base na solução de fenolftaleína (indicador de meio básico) esta sofre mudança de coloração para o rosa avermelhado, cor característica de pH básico. Quando se adiciona solução de peróxido de hidrogênio aos cristais de iodeto de potássio, essa substância acelera a decomposição da água oxigenada, produzindo gás oxigênio e água. As gotas de detergente dispersas no meio aprisionam o gás em bolhas, formando-se a espuma. OH– + fenolftaleína –> coloração vermelha H2 O2 –> H2 O + O2
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Indicadores Ácidos Bases NaturaisINTRODUÇÃO: DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS. Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como uma substância contendo hidrogênio que produz íons hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em solução. A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água: H+(aq) + OH–(aq) ® H2O Isto está de acordo com a observação de que quando uma solução diluída de HCl, HBr, HI, HNO3 ou HClO4 é misturada com uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2 ou La (OH)3, o calor de neutralização molar,DHneut, é sempre o mesmo: – 55,90 kJ por mol de água formada (isto é, 55,90 kJ de calor são liberados por mol). Os ácidos acima são todos fortes (completamente dissociados) e as bases são todas fortes, de maneira que, não importa qual par ácido-base escolhido, a reação é a mesma: a combinação de um íon hidrogênio com um íon hidróxido para formar uma molécula de água. DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY. Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma definição ácido-base. A definição de Bronsted-Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a aceitar um próton. Além disso, uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante geral em muitos aspectos. O HCl, por exemplo, é um ácido em solução aquosa, de acordo com a definição de Arrhenius. Mas, também, o HCl é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo quando não está presente nenhum outro solvente. Ele é um ácido simplesmente porque pode doar um próton. De acordo com a idéia de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a competição por um próton entre duas bases. Quando, por exemplo, o cloreto de hidrogênio se dissolve em água, uma molécula de HCl (um ácido) doa um próton a H2O (uma base) para formar H3O+ (um ácido) e Cl– (uma base): HCl(g) + H2O ® H3O+ + Cl– Ácido1 + base2 ® ácido2 + base2 Prótons (H+) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e ácido, respectivamente. Na equação acima, HCl e Cl– constituem um par ácido-base conjugados, e H2O e H3O+ são o outro par. DEFINIÇÃO DE LEWIS. Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano G.N. Lewis em 1923, mesmo ano em que Bronsted-Lowry fizeram suas proposições. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Em resumo, ácido é um receptor de par de elétrons e base é uma doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. Descrição Algumas plantas e flores podem ser utilizadas como indicadores de pH. Um dos mais interessantes é o extrato de repolho roxo, apresenta cores diversas conforme a acidez e a basicidade do meio que se encontra, substituindo (para um menor número de faixas de pH) os papéis de indicadores universais , que só podem ser adquiridos em lojas especializadas e não são disponíveis em todas as regiões do país. Construção de uma escala de pH. utilizando repolho roxo material 14 tubos de ensaio 2 provetas de 10 ml. 1 peneira 1 conta – gotas 1 béquer de 500 ml. 1 bico de Bunsen reagentes: solução diluída de ácido clorídrico ou ácido muriático ( 1 ml. do ácido concentrado em água até 100 ml. ) solução de hidróxido – soda cáustica ( uma pastilha de NaOH em 100 ml. de água destilada) detergente com amoníaco álcool comum vinagre branco repolho roxo água destilada Procedimento Preparação de extrato de repolho roxo Corte o repolho em pequenos pedaços e coloque-os no béquer com água destilada até cobri-los Ferva até que a água seja reduzida à metade do volume inicial Com o auxílio de uma peneira , coe a solução obtida. Observação: o extrato de repolho roxo deve ser guardado em geladeira ou, de preferência congelado, pois se decompõe com o tempo. Preparação da escala padrão Prepare nos tubos de ensaio as soluções da tabela 1 Rotule os tubos com os valores de pH aproximados, de acordo com a tabela 1 As soluções não devem ser guardadas; para poder usá –las como escala padrão de pH, elas devem ser preparadas na hora. (Os valores aproximados de pH foram medidos em peagâmetro) Testando o pH Agora serão testados materiais de uso doméstico para determinar a acidez ou basicidade como: 1. xampu 2. leite 3. suco de limão 4. solução de bateria de carro 5. detergente líquido 6. mistura de água e sabão 7. clara de ovo Coloque em um tubo de ensaio 5 ml. de água destilada e 5 ml. de extrato de repolho roxo. Acrescente a cada tubo cinco gotas do material a ser testado. Tabela Resposta pH de alguns materiais sangue : 6,5 a 7,3 leite bovino: 6,3 a 6,6 saliva: 6,5 a 7,5 laranja : 3,0 a 4,0 suco de limão : 2,2 a 2,4 vinagre: 2,4 a 3,4 clara de ovos: 7,0 a 8,0 detergente: 6,5 a 7,5 morango: 3,0 a 3,5 banana: 4,5 a 4,
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EFEITOS DA CHUVA ÁCIDAProfessor, esta proposta de aula experimental tem como objetivo ajudar os alunos a verem como os efeitos da chuva ácida sobre a natureza podem ser devastadores. Ela é mais indicada para uma aula de Química, pois a explicação do resultado desse experimento depende das reações químicas que formam a chuva ácida.Realize essa demonstração dos efeitos da chuva ácida em um laboratório de ciências que possua uma capela para aspirar os gases que serão gerados ou em um local bem ventilado. Materiais e Reagentes: * Pote de vidro com tampa (pode ser embalagens de azeitona, palmito, etc.); * Fita isolante; * Uma rosa vermelha; * Pó de enxofre (pode ser encontrado em farmácias ou lojas de produtos naturais); * Uma colher (de café) fácil de ser entortada; * Uma vela ou um bico de Bunsen; * Água; * Papel indicador de pH (opcional). Procedimento Experimental: 1- Adicione uns três dedos de água no pote de vidro; 2- Com a fita isolante, prenda o cabo da flor em um dos lados do pote de vidro sem encostar na água; 3- Do outro lado, você pode prender um papel indicador de pH; 4- Entorte a colher para que ela possa ser presa na tampa do pote de vidro, deste jeito: Parte de experimento sobre chuva ácida – colher entortada pregada em tampa de pote de vidro 5- Coloque um pouco de pó de enxofre na colher e queime em baixo dela com a chama da vela ou Bico de Bunsen; 6- Quando começar a sair uma fumaça, pare de queimar o pó de enxofre e tampe rapidamente o pote de vidro. O experimento ficará da seguinte forma: Esquema de aparelhagem de experimento sobre os efeitos da chuva ácida 7 – Observe o que acontece com a flor com o passar do tempo. Lembre-se de abrir o pote em um lugar bem ventilado para não respirar os gases formados. Resultados e discussões: Toda chuva é naturalmente ácida (pH < 7), pois a água reage com o gás carbônico (CO2) presente na atmosfera e forma o ácido carbônico (H2CO3). Assim, a chuva tem um pH de cerca de 5,6. O problema ambiental que é chamado de “chuva ácida” ocorre quando existem os óxidos de nitrogênio na atmosfera, que reagem com a água da chuva, formando o ácido nítrico (HNO3) e o ácido nitroso (HNO2), que, ao longo do tempo, podem causar certo impacto ambiental. N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) Esse problema agrava-se ainda mais com a presença dos óxidos de enxofre, pois, conforme as equações químicas a seguir mostram, eles reagem com a água e formam o ácido sulfúrico, o mesmo ácido usado em baterias de automóveis, que é um ácido muito forte: S(s) + O2(g) → SO2(g) SO2(g)+ ½ O2(g) → SO3(g) Esses gases são provenientes principalmente da queima de combustíveis fósseis em indústrias e em veículos automotivos. Por essa razão, o pH da água da chuva fica muito baixo, cerca de 4,5, o que causa inúmeros estragos ambientais, como destruição de folhas e galhos das árvores, contaminação do solo, provocando a sua alteração química; contaminação de rios e lagos, levando à morte de peixes; bem como de águas subterrâneas; surgimento de doenças respiratórias; além de degradação de estátuas, monumentos históricos, materiais usados na construção civil e estruturas metálicas de prédios e pontes. Fatores que levam à formação da chuva ácida O experimento realizado aqui foi uma demonstração em pequena escala dos efeitos da chuva ácida. Quando queimamos o pó de enxofre, ele reage com o oxigênio presente no ar e forma o dióxido de enxofre (S(s) + O2(g) → SO2(g)). Em contato com a água dentro do pote de vidro, o dióxido de enxofre forma o ácido sulfuroso (SO2(g) + H2O(l)→ HSO3(aq) ). Ele pode também reagir com o oxigênio presente no ar dentro do pote e formar o trióxido de enxofre (SO2(g)+ ½ O2(g) → SO3(g)), que, por sua vez, reage com a água dentro do pote e forma o ácido sulfúrico (SO3(g) + H2O(l)→ H2SO4(aq) ). É por isso que a flor perde a cor. Olhando a cor do papel indicador de pH e comparando-o com o padrão vindo na sua caixinha, é possível mostrar para os alunos o valor aproximado do pH da “chuva ácida caseira” formada dentro do pote de vidro.
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| GARRAFA AZUL
Objetivo Demonstrar: reações reversíveis, reações em etapas, etapa lenta de uma reação e ação do catalisador Descrição Neste experimento são abordados conceitos envolvendo óxido-redução, ação de catalisadores e dissolução do ar atmosférico em água.Uma garrafa de plástico transparente é parcialmente preenchida com um líquido transparente. Quando o líquido é agitado, uma coloração azul é adquirida. Após permanecer em repouso a coloração azul muda o transparente. Material 180mL de água destilada. Procedimento Adicione 180 mL de água destilada e 3,5 g de hidróxido de sódio na garrafa e agitar até dissolver completamente o hidróxido( espere o sistema esfriar); a seguir, dissolver 6,0 g de glicose na solução de hidróxido de sódio e, então, acrescentar 0,5ml(ou dez gotas) de azul de metileno 1%, mas somente um pouco antes do experimento; espere o sistema ficar incolor, que corresponde à redução do AM; tampe o frasco e agite o sistema até obter uma coloração azul; deixe em repouso até desaparecer a cor; repita o procedimento. Análise *** A solução inicial contém azul de metileno(AM) na forma reduzida, que é incolor. *** Ao agitarmos a garrafa, favorecemos a dissolução do O2 na solução com a conseqüente formação da forma oxidada do AM, que é azul. *** Em repouso, a cor azul vai desaparecendo até a solução tornar-se incolor(amarelo bem pálido). Isto ocorre porque o AM oxidado(azul) oxida a glicose, produzindo o ácido glucônico e regenerando o AM reduzido(incolor). A reação em questão ocorre em três etapas: 1) O2(q) — rápida –>O2(solução) Como o fenômeno se repete durante um certo tempo, podemos afirmar que se trata de uma reação reversível. Na presença de hidróxido de sódio, o ácido é convertido em gliconato de sódio. O azul de metileno catalisa a reação porque atua como um agente de transferência de oxigênio. Ao oxidar a glicose, o azul de metileno reduz-se a leuco-metileno, tornando-se incolor. O leuco-metileno se re-oxida rapidamente enquanto houver oxigênio no sistema e a solução volta a se tornar azul O experimento que propomos aqui consiste no preparo de uma solução por meio de algumas substâncias no interior de uma garrafa PET. Esse processo é interessantíssimo para que o estudante possa compreender alguns assuntos importantes da Química, como: · Deslocamento de equilíbrio químico; · Solubilidade de substâncias em água; · Fenômenos exotérmicos (liberação de energia na forma de calor); · Catalisadores (substâncias que favorecem o aumento da velocidade de uma reação); · Redução e oxidação em compostos orgânicos. Materiais necessários · 600 mL de água; · 5 mL de azul de metileno (indicador encontrado em lojas de reagentes químicos e produtos para laboratório ou em farmácias); · 18 gramas de dextrose ou glicose (encontrada em loja de suplementos para atletas); · 10 gramas de hidróxido de sódio puro (encontrado em lojas de reagentes químicos e produtos para laboratório) ou soda cáustica (encontrada em supermercados); · 1 garrafa PET de 1,5 L a 2 L de capacidade; · Luvas descartáveis; · Jaleco de manga comprida; · Óculos de proteção; · Máscara de proteção.
Procedimento · 1º Passo: Adicionar toda a água ao interior da garrafa; · 2º Passo: Adicionar todo o hidróxido de sódio à garrafa com água. Fechar muito bem a garrafa. Em seguida, agitar bem para que todo o hidróxido seja dissolvido (esse passo requer muita atenção, pois a mistura terá elevação de temperatura); · 3º Passo: Adicionar toda a glicose ao interior da garrafa e fechá-la bem. Em seguida, agitar para que toda a glicose seja dissolvida; · 4º Passo: Adicionar todo o azul de metileno no interior na garrafa, fechar bem e agitar vigorosamente por cinco segundos (Nesse passo, toda a solução ficará azul); · 5º Passo: Deixar a garrafa em repouso (Nesse passo, toda a solução ficará incolor).
Discussão dos resultados → 1ª Discussão: Inicialmente, antes da adição do azul de metileno, temos na solução a presença de ácidos carboxílicos e sais de ácidos carboxílicos. Eles são produzidos porque: · Quando a glicose está em meio básico, seu grupo carbonila é convertido em um grupo carboxila. Isso ocorre por intermédio do oxigênio presente no ar. Equação da oxidação da molécula de glicose em meio ácido · O ácido carboxílico formado tem a tendência de interagir com o hidróxido de sódio e formar um sal de ácido carboxílico. Equação de formação do sal de ácido carboxílico → 2ª Discussão: Resultado final do experimento da garrafa azul Após a adição do azul de metileno (4o passo), agitação e repouso (5o passo), observa-se que, com a agitação, a solução fica azul, mas, em repouso, volta a ser incolor. Essa mudança de cor acontece porque, na ausência de gás oxigênio, o azul de metileno é reduzido a leucometileno. Quando agitamos a garrafa, fazemos com que o oxigênio seja dissolvido na água, formando ácidos e sais de ácidos carboxílicos. Na presença de oxigênio, o leucometileno converte-se em azul de metileno. Quando a concentração de O2 zera porque o azul de metileno forneceu todo o oxigênio à glicose, temos a transformação do azul de metileno novamente em leucometileno. Equilíbrio químico presente no experimento “a garrafa azul”
Relação do experimento com conteúdos químicos Durante a realização do experimento, podemos visualizar na prática vários conceitos químicos: a) Solubilidade em água: A solubilidade de uma substância em água depende de diversos fatores, como composição química e o tipo de força intermolecular que a molécula realiza. · O hidróxido de sódio é solúvel em água porque é uma base inorgânica (formada por um metal e uma hidroxila); · A glicose é bastante solúvel em água por apresentar hidroxilas, que interagem com as moléculas de água por meio de ligações de hidrogênio. Fórmula estrutural da glicose Quando o hidróxido de sódio dissolve-se em água, ele libera uma certa quantidade de calor. Os catalisados diminuem a energia de ativação de um processo químico, aumentando a velocidade da reação. No experimento foram utilizados dois catalisadores: · Hidróxido de sódio · Azul de metileno Se não utilizarmos essas substâncias, não haverá alteração de cor no experimento. d) Deslocamento de equilíbrio químico Quando um sistema em equilíbrio é perturbado (recebe uma quantidade maior de uma substância ou sofre ação da pressão e temperatura), ele busca, logo em seguida, voltar a situação de equilíbrio. No experimento, perturbamos o equilíbrio quando realizamos a agitação da garrafa, favorecendo um aumento da concentração de oxigênio dissolvido na água. e) Redução e oxidação de compostos orgânicos Durante o experimento, a molécula de glicose recebeu oxigênio, o que resultou na transformação do grupo carbonila em um grupo carboxila, caracterizando uma reação de oxidação. Já a reação de redução ocorreu entre o azul de metileno e o leucometileno. |
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SERPENTE DE FARAESTRATÉGIAS DE ENSINOO experimento da Serpente de Faraó pode ser feito por meio da queima de uma mistura de bicarbonato de sódio e açúcar. “Serpente de Faraó” é o nome dado a uma experiência clássica de Química em que se queima o tiocianato de mercúrio (Hg(SCN)2). A partir de uma pequena amostra, começam a crescer estruturas semelhantes a uma cobra de cinzas. No entanto, essa é uma experiência que não pode ser realizada em sala de aula, pois libera vapores bastante perigosos. Mas existe uma alternativa de experimento que tem um efeito visual um pouco menor que esse, mas que também é interessante e pode ser utilizado em sala de aula ao se estudar o conteúdo de “Combustão”. Veja como é fácil: Para esta experiência você precisa de açúcar, bicarbonato de sódio, álcool ou fluido de isqueiro, areia e uma forma de alumínio. Misture 4 porções de açúcar com 1 de bicarbonato de sódio. Coloque um pouco de álcool ou fluido na areia. Pegue a mistura de açúcar com bicarbonato. Coloque fogo e prepare-se para o resultado! O que faz a serpente subir é a combustão da sacarose (C12H22O11), que é o nome químico do açúcar. Quando ele queima, parte vai embora na forma de gás carbônico e outra na forma de água. Porém, uma porção do carbono fica e cresce formando a serpente.
Materiais e reagentes: · Almofariz e pistilo (ou um pilão com socador, igual ao que os cozinheiros usam para amassar alho); · Uma seringa; · Bicarbonato de sódio; · Açúcar; · Álcool; · Algum recipiente com graduação para medir o volume do álcool; · Colher; · Fósforos; · Recipiente com areia; · Pinça metálica. Procedimento Experimental: 1. Coloque no almofariz uma parte de bicarbonato para duas de açúcar, triture bem com o pistilo, formando um pó bem fininho e misture-os; 2- Adicione algumas gotinhas de álcool para que a mistura dê liga; 3- Corte a parte da seringa onde se coloca a agulha e coloque dentro dela essa mistura, a fim de formar uma espécie de coluna. Quanto maior você fizer, maior será o resultado do experimento. Depois, empurre com o êmbolo para que a coluna saia da seringa e deposite-se sobre a areia; 4- Derrame cerca de 20 mL de álcool ao redor dessa coluna; 5- Com muito cuidado, coloque fogo no sistema. Você observará que à medida que queima, a coluna vai ficando preta e vai crescendo. Com a ajuda da pinça e com muito cuidado para não se queimar, vá guiando a “serpente” para que ela cresça no sentido que desejar. Resultado e Discussão: O açúcar comum é a sacarose (C12H22O11) e o bicarbonato de sódio é o sal hidrogenocarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio (NaHCO3). Quando a sacarose queima, ocorre a sua combustão completa e, assim como ocorre com todos os compostos formados por carbono, hidrogênio e oxigênio, os produtos liberados são dióxido de carbono e água: C12H22O11(s) + 12 O2 (g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(l) Ocorre também a decomposição térmica do bicarbonato: 2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l) Na2CO3(s) → Na2O(s) + CO2(g) Além disso, nesse processo também ocorre a combustão incompleta da sacarose, em que um dos produtos é o carbono, constituinte do carvão. É por isso que se forma a estrutura de cor preta. O gás carbônico liberado tanto na combustão completa da sacarose quanto na decomposição do bicarbonato faz a estrutura de carbono inflar, crescendo, e é isso que dá o efeito de uma serpente subindo. * Crédito editorial: Autor: Tomasz Szymborski/Extraído de: Wikipedia Commons |
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SABÃO CASEIRO 1J Motivação O óleo de cozinha usado é um dejeto caseiro que todos produzimos diariamente, em quantidades muitas vezes gigantes. O despejo do óleo no encanamento pode causar alguns problemas: primeiro, o óleo polui a água, pois não é miscível (i.e., não se mistura). Um litro de óleo contamina até 1 milhão de litros de água. Desta forma, ele atrapalha o tratamento da água nas estações de esgoto e de tratamento de água, além de interferir com a oxigenação da água em rios, prejudicando ecossistemas. Outro problema é o possível acúmulo de gorduras no encanamento, gerando obstruções e entupimentos. O aproveitamento do óleo usado pode ser na produção de biodiesel (já que o óleo usado é naturalmente depletado de umidade, o que o torna mais adequado ainda para o processamento como combustível) e na produção de detergentes e sabão. Existem diversas plantas de reciclagem de óleo destinadas a estes fins de produção. Ciência por trás do experimento O processo químico de transformar gorduras em sabão é chamado de saponificação. Basicamente, é uma reação de hidrólise (quebra de moléculas poliméricas – triglicerídeos – na presença de água, formando ânions OH- e cátions H+), usando uma base altamente alcalina (como hidróxido de sódio – NaOH – ou hidróxido de potássio – KOH), produzindo sais carboxílicos de sódio ou potássio, e glicerol como subproduto secundário. É um processo que também pode ocorrer naturalmente, quando um corpo é sepultado em solo altamente alcalino e o tecido adiposo é saponificado formando uma espécie de cera (adipocera). O resultado é aqueles defuntos-picles que a Igreja Católica adora chamar de “santos” e “incorruptíveis”. Os sais de ácidos carboxílicos (o sabão ou detergente), na presença da água, formam micelas (espécie de microesfera, parecendo uma célula) que são hidrofílicas por fora (i.e., têm afinidade por água), mas são hidrofóbicas por dentro (i.e., lipofílicas, que têm afinidade com gorduras), permitindo que a água se misture com as moléculas gordurosas, que ficam envoltas por estas micelas. Desta forma, o sabão é basicamente usado para emulsificar as gorduras, nos processos de limpeza ou lavagem. Receita Existem várias receitas disponíveis na internet, e não parece ser nenhuma ciência de foguete. Mas as receitas todas que encontrei são do tipo “tantos litros disso, tantos quilos daquilo”, o que reduz a flexibilidade do processo. Portanto, desenvolvi uma receita toda normalizada, que pode ser usada para fazer sabão a partir de qualquer quantidade de óleo usado disponível. Também resolvi botar todos os ingredientes (inclusive os sólidos) em proporções por volume, e não massa, desta forma o único instrumento de medida que você precisa é um copo graduado em volume (ml, ou cm3). A receita é, em percentagens volumétricas, dada abaixo. Ingredientes: § 100% de óleo usado, bem filtrado (esta é sua referência de volume) § 40% de água, fervida e ainda quente § 9.4% de soda cáustica (NaOH), em cristais (desentupidor de pia) § 4% de amaciante de roupas, líquido (qualquer) § Pequenas porções de sabão em pó e/ou detergente líquido (para essência) A soda cáustica (hidróxido de sódio) está também em percentagem volumétrica. Sua proporção correta é de cerca de 22% em massa. Como sua densidade é 2,13 g/ml e a do óleo é de 0,9 g/ml, fazendo a conta de proporção volumétrica óleo/soda, obtém-se um volume de soda de aproximadamente 9.4% do volume de óleo. Isto facilita a medição dos reagentes, podendo todos serem medidos por volume, considerando a soda em cristais suficiente finos. O cálculo e mensuração ficam, assim, simplificados. Por exemplo, se tenho 400 ml de óleo usado, uso 160 ml de água quente, 38 ml de cristais de soda cáustica e 16 ml de amaciante. Aconselho ferver um excesso de água e medir só depois da fervura, para compensar pela evaporação. Também aconselho medir a soda por último, com o copo lavado e bem seco para que não reaja com a água ou o óleo, e separar. Procedimento Material necessário: § Recipiente de plástico para mistura. § Forma de plástico para botar o sabão pra endurecer. § Bastão ou colher para misturar, de plástico ou madeira – serve qualquer coisa para misturar, como cabo de vassoura ou qualquer pedaço de plástico. § Copo graduado em ml, de plástico. § PROTEÇÃO: luvas de borracha, óculos de proteção e máscara (cirúrgica). Eu mencionei que tudo deve ser de plástico? Isto é MUITO IMPORTANTE: todo o procedimento de mistura e medição deve ser realizado em recipientes de plástico que suportem calor de até 150 graus. Por que disso? Bom, soda cáustica é daquelas coisas que são bem corrosivas, principalmente quando quente. Ela reage violentamente com alumínio, por isso panelas ou recipientes de alumínio estão fora de cogitação. Teoricamente você pode usar também recipientes de aço para fazer a mistura, no entanto ele oxidará em locais com respingos de soda no final do processo, formando pontos de ferrugem, que podem contaminar o sabão ou estragar o recipiente em si. Ah, e sobre o vidro… bom, também não aconselho, porque, pra quem não sabe, hidróxido de sódio quente é capaz de dissolver também sílica (o principal ingrediente do vidro). A dissolução é lenta, mas de qualquer forma, melhor evitar estragar o recipiente (veja este vídeo sobre como dissolver vidro com soda fundida: http://www.youtube.com/watch?v=nmktRTHL1NA). Eu aconselho usar aqueles potes para micro-ondas, um balde ou mesmo potes de sorvete, tanto para a forma quanto para o recipiente de mistura. O equipamento de proteção é para evitar a inalação, contato com a pele e olhos dos vapores de soda cáustica/água durante sua diluição, pois são irritantes e corrosivos. De preferência, essa mistura deve ser feita em lugar ventilado ou aberto. Preparo: 1. Meça todos os ingredientes e separe-os, com exceção da água. 2. Ferva a água, em excesso, e meça imediatamente após a retirada do fogo, na proporção a ser usada. 3. Despeje a água no recipiente de mistura. 4. Jogue a soda cáustica na água quente, aos poucos, em porções pequenas, pausadamente. Não jogue tudo de uma vez! Como a água está em temperatura próxima ao ponto de ebulição e o processo de diluição da soda é altamente exotérmico (i.e., libera calor), a água ferverá instantaneamente, liberando vapor. Não se assuste, mas evite o contato dos olhos, nariz e pele exposta com o vapor. Aguarde o borbulhar cessar para jogar mais soda, misturando até dissolver tudo. IMPORTANTE: nunca jogue água na soda, e sim a soda na água, em porções, para controlar o calor liberado na diluição. 5. Quando toda a soda estiver diluída, você terá uma solução fortemente alcalina. Acrescente o óleo aos poucos e continuamente, misturando vigorosamente para espalhar por toda a solução de soda. Você observará o óleo saponificando, mudando de cor de translúcido para opaco. Misture sem parar. 6. Quando o óleo todo estiver esbranquiçado e a mistura estiver homogênea, jogue o amaciante todo e misture para homogeneizar novamente. 7. Continue misturando, enquanto a mistura esfria – o processo de saponificação é endotérmico (i.e., absorve calor) e esfriará a mistura aos poucos, endurecendo-a. 8. Polvilhe sabão em pó e/ou detergente, sem exagerar, só para reduzir eventuais odores do óleo. O próprio processo de saponificação já removerá o odor de óleo usado, substituindo-o por um odor similar a de sabão puro, mas estas essências podem ser utilizadas para melhorar o resultado. Sem exagero, para não deixar o sabão mole. 9. Não pare de mexer, vigorosamente, até que a mistura comece a ficar consistente como doce de leite. Deixe-a bem homogênea até lá. 10. Esfriando, a mistura começa a pegar mais consistência. Neste ponto, você pode transferir para uma forma e deixar esfriar ao ar livre. Ela endurecerá aos poucos, e esbranquiçará. Deixe por uma noite secando. 11. No outro dia, você pode remover da forma e virar, para que seque o fundo, que provavelmente estará mais úmido que a superfície que ficou exposta durante a noite. 12. Daqui em diante, o sabão somente endurecerá e secará cada vez mais, ficando mais branco. Ele não chegará a ficar branco puro, e sim uma cor palha, meio bege. Deixe este processo ocorrer naturalmente, por até uns 15 dias, de forma que, ao usa-lo (testando um pedaço), não deixe uma sensação escorregadia da soda cáustica em excesso, nem pinique a palma da mão. 13. Após a secagem estar completa (cerca de 15 dias), você pode cortar em blocos do tamanho que quiser e usar. Assim, o sabão estará pronto. Só não aconselho usar como sabonete, mas é perfeitamente adequado para limpeza geral. SABÃO CASEIRO 2INTRODUÇÃO Para introduzir esta atividade, o professor apresentará a seguinte imagem aos alunos:
Figura 2- Descarte inadequado do óleo de cozinha
Fonte: http://www.akatu.org.br/temas/Residuos/Posts/oleo-de-cozinha-usado-pode-contaminar-agua-solo-e-atmosferaAcessado em: 02/11/12 Em seguida, ele deverá perguntar aos alunos: “O que vocês podem inferir a partir dessa imagem? Na casa de vocês, o que é feito com o óleo de cozinha ao ser utilizado? Vocês conhecem outros destinos para este produto?”. Após esse momento, o professor poderá dar início à atividade e organizar os alunos em grupos com 4 componentes para o experimento.
PREPARAÇÃO PARA O EXPERIMENTO Nesta atividade, será realizado um experimento para a produção de sabão a partir do óleo de cozinha usado. Para tanto, serão necessários os seguintes produtos: 5 litros de óleo de cozinha usado 2 litros de água 200 mililitros de amaciante 1 quilo de soda cáustica em escama (Obs.: Esse experimento foi retirado do site Só Biologia. Disponível em: http://www.iq.ufrgs.br/aeq/html/publicacoes/matdid/livros/pdf/sabao.pdf e acessado em: 18/01/2012)
DESCRIÇÃO DA ATIVIDADE Inicialmente, os grupos irão separar o material necessário para executar o experimento. A seguir, irão desenvolver o experimento praticando o que está descrito no procedimento, gravando todos os momentos do experimento com uma câmera. Procedimentos: 1. Colocar, cuidadosamente, a soda em escamas no fundo de um balde. 2. Depois, colocar a água fervendo. 3. Mexer até diluir todas as escamas da soda. 4. Adicionar o óleo e mexer. 5. Adicionar o amaciante e mexer novamente. 6. Jogar a mistura numa fôrma e esperar secar. 7. Cortar o sabão em barras. Atenção: A soda cáustica pode causar queimaduras na pele. O ideal é usar luvas e utensílios de madeira ou plástico para preparar a mistura. A partir das observações e conclusões obtidas no experimento, os grupos irão responder aos questionamentos que serão propostos pelo professor: 1 Quais as funções do óleo de cozinha e da soda cáustica na reação da produção de sabão? Para auxiliar na elaboração das respostas, o professor deverá levar os alunos ao laboratório de informática educativa para que possam realizar pesquisas acerca dos aspectos envolvidos nos questionamentos acima. Ao final desta atividade, os alunos deverão postar na página do Facebook o registro que fizeram durante o experimento e as ações que serão elaboradas no momento da discussão e solicitar, aos usuários que acessarem o material produzido, sugestões a serem acrescentadas na lista de ações mencionada. Sugestão de sites para pesquisa: – http://www.sermelhor.com/artigo.php?artigo=61&secao=ecologia (acessado em: 20/01/2012) – http://quimicasemsegredos.com/documents/Teoria/Saboes-e-Detergentes.pdf(acessado em: 20/01/2012) – http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/sabao.html (acessado em: 20/01/2012) – http://www.brasilescola.com/quimica/relacao-entre-quantidade-espuma-eficiencia-limpeza.htm (acessado em: 20/01/2012) – http://demsur.com.br/portal/?page_id=712 (acessado em: 20/01/2012) MOMENTO DO ALUNO Os alunos, organizados em grupos, irão desenvolver o experimento e responder as questões. DISCUSSÃO O professor solicitará aos grupos que apresentem suas percepções a respeito do experimento e suas repostas às questões propostas. Após esse momento, o professor deverá estimular uma discussão sobre o assunto, abordando aspectos relacionados às consequências do acúmulo de óleo nas águas e as medidas que podem ser tomadas para minimizar os danos ao meio ambiente abordados na atividade através dos seguintes questionamentos: “O acúmulo de óleos em um rio dificulta a entrada de luz? Por quê? O que os organismos fotossintetizantes oferecem para os organismos heterotróficos presentes no rio? Quais as possíveis ações a serem tomadas para reutilizar ou reciclar produtos?”. SISTEMATIZAÇÃO Para finalizar esta atividade, o professor deverá apresentar as diversas consequências do descarte inadequado do óleo de cozinha usado e sistematizar a reação de saponificação revisando as funções de cada composto que reage a partir dos comentários dos alunos sobre cada uma destas. Esta atividade foi extraída da aula “Lixo produzido: descarte e reutilização! ” da professora Ana Talyta Cardoso Bezerra Soares et al. de Fortaleza – CE. Disponível no Portal do Professor/MEC. Acessado em 11/07/2013. Todas as informações contidas nela são de responsabilidade do autor. RESUMO Neste relatório está descrito a maneira “caseira” de se preparar sabão a partir do óleo utilizado em cozinha. Foi utilizado vidrarias específicas de laboratório e equipamentos de proteção individual (EPI), já que foi necessário manusear soda cáustica concentrada. INTRODUÇÃO Durante centenas de anos os sabões foram usados para processos de limpeza e lavagem, em todo o mundo, sendo conhecido há mais de 2.500 anos. Os fenícios se banhavam fazendo uso de uma pasta obtida fervendo banha de cabra com cinzas de madeira. Os antigos romanos apreciavam muito os diferentes e perfumados tipos de sabões em suas termas, mas com a queda do Império Romano ninguém mais ouviu falar de tal produto.O sabão só veio reaparecer no século IX na cidade de Savona, Itália (eis aí a origem do seu nome), mas era usado apenas pelos nobres. A difusão em larga escala do sabão só veio ocorrer cerca de dez séculos depois Os sabões são produzidos a partir de óleos e gorduras através de reações de saponificação, que é basicamente a interação (reação química) que ocorre entre um ácido graxo existentes em óleos e gorduras com uma base forte em aquecimento. MATERIAIS E REAGENTES – Béquer de 250mL – Bastão de vidro – Funil – Chapa – Papel de filtro – 30 mL de óleo vegetal – 20 mL de etanol – 80 mL de solução de NaOH a 25% – 150 de solução saturada de NaCl – Gelo SABÃO CASEIRO 3PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL PREPARAÇÃO DO SABÃO Foi transferido 30mL de óleo vegetal para um béquer de 250mL . Em seguida foi adicionado a esse béquer 20mL de etanol e 80mL de NaOH. Em outro béquer de 500mL foi colocado uma determinada quantidade de água destilada para que fosse utilizado como banho-maria, já que o laboratório não dispõe de equipamentos específicos para esse fim. Depois de realizada as ações acima, o béquer de 250mL foi colocado em banho-maria e com o auxílio de um bastão de vidro e uma pinça os produtos foram sendo agitados durante 20 minutos, até que se notou a formação de uma massa pastosa. Para resfriar o béquer que continha a massa, o mesmo foi colocado em uma bandeja com gelo. Em seguida foi adicionado ao béquer 150mL de salmoura (solução saturada de NaCl) para que o sabão precipitasse. Após realizado todos os procedimentos foi utilizado funil, papel de filtro e água gelada para a obtenção. PROPRIEDADES DO SABÃO Este experimento tem como objetivo verificar algumas propriedades do sabão produzido anteriormente. QUESTÃO PRÉVIA “As donas de casa normalmente associam a eficiência de um detergente ou sabão com a quantidade de espuma que os mesmos provocam.” Para um químico, a frase acima está correta ou incorreta? Por quê? Resposta: Incorreta. Ao contrário do que se pensa o sabão por si só não limpa coisa alguma. Essa aparente contradição pode ser entendida quando se sabe que os detergentes são agentes umectantes que diminuem a tensão superficial observada nos solventes, permitindo maior contato dos corpos com os líquidos que realmente limpa. PROPRIEDADES EMULSIFICANTES MATERIAIS – Tubo de ensaio – Suporte para tubos de ensaio – Papel indicador PROCEDIMENTOS Foram separados dois tubos de ensaio e colocados em um suporte. No primeiro tubo foi colocado 5mL de água destilada e em seguida adicionado 5 gotas de óleo. Com o auxílio de um bastão de vidro o óleo e a água foram agitados. Na ação descrita acima, foi observado à formação temporária de uma emulsão água-óleo. O mesmo procedimento foi feito no segundo tubo, no entanto foi adicionado um pedaço do sabão obtido no primeiro experimento, em seguida agitado. Neste segundo tubo foi observada a formação de uma emulsão permanente. A coloração dessa solução foi branco gelo. Ao final foi medido o pH da solução que estava contida no segundo tubo com um papel indicador. A cor apresentada foi verde claro, ou seja, levemente alcalino. CONCLUSÃO Nos experimentos realizados foi possível observar que produtos consumidos diariamente por nós não precisam ser descartados, como o óleo, e sim devemos procurar uma maneira de reutilizá-los, ou verificar se estes podem servir de componente para se obter outros produtos para o consumo doméstico. Dessa maneira estaremos poupando dinheiro e ajudando o meio ambiente. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFIAS [1]- http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/sabao.html [2]- Brady, Russell e Holum, Química a matéria e suas tranaformações, vol 1 [3]- James E. Brady, Gerard E. Humiston, vol 1, 2ª edição [4]- James E. Brady, Gerard E. Humiston, vol 2, 2ª edição [5]- http://www.google.com.br/imgres?imgurl=http://1.bp.blogspot.com/_4qz_2 [6]- http://quimicaambiente.blogspot.com/2007/11/produo-artesanal-de-sabo.html/ |
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COMO FAZER SABONETE LÍQUIDO O sabonete líquido é um dos materiais mais básicos do banheiro. É com ele que lavaremos nossas mãos depois de fazer nossas necessidades e mexer com outros materiais do banheiro, eliminando sujeitas, micróbios e bactérias que podem nos fazer mal caso entre em contato com partes mais sensíveis do nosso corpo. O sabonete líquido tem sido cada vez mais encontrado nas casas do Brasil. E a maior vantagem desse material é que é possível fabricar a sua própria versão do sabonete líquido sem sair de casa. Neste artigo traremos dicas para você fazer isso. Para fazer o sabonete líquido, você vai precisar dos seguintes materiais: § 800 ml de água deionizada § Corante a gosto § 200 ml de base para sabonete líquido ou shampoo § 10 ml de essência § 10 ml de extrato § 20 ml de anfótero § 3,5 gramas de sal sem iodo Passo a passo 1. Primeiro de tudo, misture a água deionizada com o corante. Faça isso em um recipiente médio e reserve. 2. Em seguida, pegue outro recipiente. Nele, você deverá colocar a base e adicionar a essência e o extrato vegetal. É importante mexer muito bem para garantir o sucesso da sua experiência. 3. Coloque a mistura de água colorida na base de forma gradual. Nunca deixe de mexer a mistura. Você deverá fazer isso de 5 a 6 vezes e sempre misturando muito bem os ingredientes antes de colocar a mistura de novo. Para finalizar, ponha o anfótero e o sal. Dica extra: § O extrato vegetal garante o sucesso e a qualidade do sabonete. A essência é responsável peso seu aroma. Portanto, não se esqueça de que a essência é de sua livre escolha. § Quando for utilizar o sabonete líquido pela primeira vez, convém realizar um teste alérgico, aplicando uma pequena quantidade do produto em uma parte especifica da pele. Com essas dicas fica muito fácil de fazer o sabonete líquido, não é mesmo? Leia mais: http://www.comofazer.com.br/como-fazer-sabonete-liquido/#ixzz4rNuDXdzDPassos 1. Reúna os restos de sabonete que não serão mais utilizados para banho. … 2. Corte esses pedaços em pedaços ainda menores. … 3. Ache um recipiente vazio daqueles de apertar e lave-o bem. 4. Despeje um pouco de suco de limão. … 5. Adicione uma tampa de glicerina. … 6. Encha com pedaços de sabonete e água quente.
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PAPEL RECICLADO? RECICLAGEM
] Bloco de papel moeda reciclado da ONG Fazer papel reciclado é bem simples e há processos caseiros e industriais para isso. Os dois, no fundo, são bem parecidos. A diferença, claro, está no maquinário utilizado nas fábricas. Em casa, o papel a ser reciclado deve ficar mergulhado em água por cerca de 24 horas. Depois, a massa resultante tem que ser batida no liquidificador. O líquido é despejado em uma bacia. Para dar formato ao papel, é preciso mergulhar uma tela de arame (parecida com aquelas antimosquito) dentro da bacia. Espalhe a massa nesse molde com a ajuda de uma colher. Vire a tela em um pedaço de pano para que o papel molhado seque. Depois que as folhas secarem a sombra, o papel está pronto. O processo industrial segue mais ou menos os mesmos passos, porém tudo com a ajuda de máquinas para a fabricação de papel. E, nesse caso, não há diferença entre fazer um papel reciclado ou um papel novo. O reciclado costuma ser mais caro para o consumidor final, porque envolve um processo a mais que é a recolha do papel pelas cooperativas de catadores, a separação por diferentes tipos – jornal, papelão, papel branco escrito, revista e outros – e sua venda para as respectivas fábricas. “A partir daí, o trabalho para obtenção do papel é o mesmo para o reciclado e o branco. Todo papel é marrom, por causa da cor da massa de celulose. O branco, portanto, passa por um processo químico de clareamento”, explica Andrea Barbour, do Instituto Recicle. Esse processo de branqueamento do papel pode ser altamente prejudicial para a natureza. “É um processo que resulta em resíduos químicos que, se não tiverem uma destinação correta, são altamente poluentes para o meio ambiente”, diz Andrea. O papel reciclado, reconhecível principalmente por ser mais escurinho, também poderia passar pelo branqueamento. “Atualmente, no Brasil, o papel reciclado não fica branco, pois é uma forma de diferenciá-lo e fazer com que as pessoas saibam logo que ele é reciclado e a importância desse processo para o meio ambiente. Em outros lugares do mundo já há opções desse papel na cor branca”, afirma a especialista. Há também no mercado a oferta de papéis brancos com o selo FSC, uma certificação de manejo florestal que atesta que aquele produto é oriundo de árvores replantadas e não da derrubada de florestas nativas. “Ele é uma garantia de que não se devastou para fazer papel, mas a opção pelo reciclado, quando possível, ainda é melhor, pois prolonga a vida de um material que poderia ir parar nos aterros”, defende Andrea.
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| REPELENTE CASEIRO PARA PERNILONGOI
INGREDIENTES:
· 1/2 litro de álcool; · 1 pacote de cravo da Índia (10 gr); · 1 vidro de óleo 100ml MODO DE FAZER: · Coloque o os cravos curtindo no álcool. Deixe por 4 a 8 dias, agitando a garrafa 2 ou mais vezes ao dia. Depois deste tempo, acrescente o óleo que você escolheu. Coe e coloque em frascos bem limpos, de preferência com tampa de borrifador para facilitar a aplicação. · Depois dos 4 dias, coe, coloque o óleo corporal – pode ser de neném, amêndoas, camomila, erva-doce, aloe vera.
MODO DE USAR: · Sempre que achar necessário passe só uma gota no braço e pernas.
· O mosquito foge do cômodo e não te pica.
MODO DE FAZER:
Guarde em um frasco |
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FOGUETE MOVIDO Á ÁLCOOL11. Introdução Teórica Quando falamos em foguetes sempre nos vem à cabeça um objeto com uma grande velocidade que deixa para traz apenas um rastro de fogo. Mas sabemos que há muito por traz dessa simples imaginação. Acostumamo-nos a falar que um objeto esta vazio, por exemplo: “o copo esta vazio” ou “a garrafa esta vazia”. E o que seria o vazio? Vazio é a ausência de matéria, é o vácuo. Não podemos dizer que uma garrafa esta completamente vazia, pois há em seu interior ar atmosférico, e é o que observamos nessa experiência: a reação dos gases que ocupam espaço dentro da garrafa com o álcool, dentre outros conceitos que falaremos mais adiante. 2. Objetivo · Entender os conceitos que atuam em um foguete, como a 3ª Lei de Newton (ação e reação), conservação de energia e energia de ativação; · Mostrar o funcionamento de um foguete de propulsão a gás (utilizando a reação de combustão interna). 3. Material e Método 3.1 Materiais Utilizados · Uma garrafa PET de 2 litros; · Álcool; · Fósforo ou isqueiro; · Linha de Nylon; · Canudo de milk shake; · Liga de dinheiro ou fita gomada. 3.2 Procedimentos 3.2.1. Corte o fundo da garrafa com o diâmetro de um lápis, aproximadamente. Tenha cuidado ao cortar o fundo da garrafa para não deixar o diâmetro muito largo; 3.2.2. Utilize dois elásticos de dinheiro para prender o canudo à garrafa; 32.3. Feito isso, amarre o fio de nylon nas extremidades de uma parede para ficar mais fácil de visualizar a experiência, deixando apenas uma ponta do fio de nylon solta; 3.2.4. Agora coloque o fio nylon dentro do canudo e amarre-o na outra extremidade da parede; 3.2.5. Retire a tampa da garrafa e borrife uma pequena quantidade de álcool no interior da garrafa (basta duas borrifadas) 3.2.5. Balance um pouco a garrafa para que ela esteja grande parte molhada pelo álcool; 3.2.6. Feito isso, tampe-a e coloque a chama próxima ao furo da garrafa e observe o momento do lançamento do foguete; 3.2.7. Tenha cuidado para não se queimar durante a experiência, é importante que mantenha uma distante boa da chama e não o lancem na direção de pessoas ou animais.
4. Explicação teórica Quando falamos em foguetes devemos lembrar-nos do principio físico que viabiliza seu funcionamento que é a terceira Lei de Newton, que estabelece o seguinte: “Sempre que um objeto exerce uma força sobre um outro objeto, este exerce uma força igual e oposta sobre o primeiro”, temos uma falsa concepção muito comum que é a de que um foguete é repelido pelo impacto dos gases ejetados contra a atmosfera. O que acontece realmente é que à medida que ele vai recuando também acelera em decorrência da força de reação dos gases da combustão que são ejetados por ele. A partir dessas informações poderemos entender o que acontece nessa experiência. Primeiro devemos considerar que a garrafa PET não estava vazia, pois todo o seu interior é preenchido por ar atmosférico. O que ocorre no seu interior é uma reação entre as moléculas de ar atmosférico (composto por vários gases, vapor d’água impurezas e fuligens) quando o álcool é adicionado na garrafa. Essas moléculas se misturam, mas não se chocam, para reagirem é necessária uma energia de ativação, essa energia é dada pela chama do fósforo quando aproximada ao furo da garrafa. Dessa reação ocorre então uma combustão que é a reação química entre dois ou mais reagentes. Na reação de combustão é gerada uma explosão pelos gases produzidos na reação (gás carbônico e vapor d’água), estes ocupam um espaço muito grande no interior da garrafa provocando um deslocamento de gases. Esses gases saem pelo furo da garrafa com uma força de intensidade igual à força que garrafa faz para expulsar os gases do seu interior, ou seja, a força que os gases fazem para sair pelo furo da tampa corresponde a força que a garrafa faz para expulsá-los na mesma direção, porém em sentido contrários. Podemos complementar incluindo a conservação de energia, pois o momentum que a garrafa sai por um lado e os gases por outro, se anulam. Ou seja, antes e depois do lançamento do foguete de garrafa PET o momentum é o mesmo, nada foi perdido nem ganhado, quando uma quantidade física mantém-se inalterada durante um processo dizemos que essa quantidade foi conservada. 5. Referências Bibliográficas GADOTTI, Viviane Ribeiro Linguitte et al. Construindo Foguetes. Disponível em: <http://www.cienciamao.usp.br/tudo/exibir.php?midia=aas&cod=_exploracaoespacialexplor>. Acesso em: 21 de Maio 2014. HEWITT, Paul G.. Física Conceitual. 9. ed. Porto Alegre: Bookman, 2002. 685 p. MIRANDA, Vagner. Foguete a álcool. 2012. Disponível em: <http://vagnermirandaquimica.blogspot.com.br/2012/06/introducao-partir-desta-experiencia.html>. Acesso em: 21de |
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FOGUETE A ÁLCOOL 2Introdução A partir desta experiência espera-se que o aluno entenda o conceito de reação, energia de ativação, estequiometria, combustão, a terceira lei de Newton ( ação e reação ).
Corrigindo conceitos errados do senso comum: Estamos acostumados a usar o conceito de vazio para ambientes com ar, ou seja com matéria no estado gasoso; exemplo: o copo está vazio, a garrafa de refrigerante está vazia, a sala está vazia. Vazio é a ausência de matéria, é o vácuo; se a garrafa de 2 litros de refrigerante está vazia, na verdade ela contém 2 litros de ar atmosférico ( mistura gasosa ).
Pré-requisito: Conhecer a composição do ar atmosférico, que é formado aproximadamente de 78 % de gás nitrogênio, 21 % de gás oxigênio e 1 % de vários gases, entre eles gás carbônico, gás argônio etc.
Material utilizado: Linha de náilon, garrafa de plástico (Pet ) de 2 litros, dois clipes, tesoura, lápis, fita adesiva, caixa de fósforo e álcool.
Procedimento: Dobre os dois clipes formando ângulo de 90 graus, prenda-os com fita adesiva na garrafa, abra um furo na tampa da garrafa com a ponta da tesoura no diâmetro de um lápis, estique a linha de náilon, prenda nas extremidades e pendure a garrafa na linha pelo clipes. Coloque álcool, tampe a garrafa, aproxime a chama do fósforo no buraco da tampa da garrafa para dar ignição ao foguete.
Considerações de segurança: Depois de adicionar o álcool, afaste o recipiente do álcool, utilize luvas ao dar a ignição. Objetivo: Ilustrar o princípio do funcionamento de um foguete de propulsão a gás, utilizando uma reação de combustão interna.
A combustão interna que ocorre no motor do carro é semelhante a este processo, geralmente os automóveis nacionais tem quatro cilindros (copinhos), onde a combustão ocorre em momentos distintos.
Orientações: Numa garrafa vazia de 2 litros, que na verdade contendo 2 litros de ar atmosférico, com aproximadamente 20 % de gás oxigênio, ou seja 0,4 litros de gás oxigênio; para reagir com esta quantidade de gás oxigênio são necessários menos de 0,5 ml de álcool, pelo cálculo estequiométrico ( equacionar e balancear a equação química ). Quando o álcool é adicionado na garrafa, as moléculas se misturam, se chocam, mas não reagem, para reagirem necessitam de energia de ativação, que é fornecida pela chama do fósforo ou isqueiro, ( nos veículos por faísca elétrica das velas de ignição). Na reação de combustão, ocorre uma explosão, os gases produzidos na reação ( gás carbônico e vapor d’água), ocupam um volume muito grande, provocando um enorme deslocamento de gases; esses gases saem pelo furo da tampa, a força que os gases fazem para sair, corresponde a força que a garrafa faz para expulsar os gases, na mesma direção, só que em sentidos opostos ou seja os gases saem num sentido e a garrafa no sentido contrário. Utilizando uma garrafa de 2 litros, o deslocamento é de aproximadamente 12 metros, não adianta aumentar a quantidade de álcool, a reação é limitada pela quantidade de gás oxigênio no interior da garrafa.
Observação: Se tentar repetir a experiência logo em seguida, adicionando o álcool e tentando acender, não vai conseguir; lembre-se que a reação parou por falta de oxigênio, e os gases produzidos na reação, gás carbônico e vapor d’água, irão apagar a
C2H6O + 3 O2 à 2 CO2 + 3 H2O + energia álcool etílico + gás oxigênio produz gás carbônico + água
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| O GARRAFÃO DA COMBUSTÃO
Esse experimento consiste em um garrafão de água mineral vazio e sem tampa, onde é colocada uma pequena quantidade de álcool liquido que se vaporiza após se agitar bastante o garrafão. Em seguida é jogado um palito de fósforos em chamas dentro do garrafão e surge um grande jato de chamas. O álcool e a gasolina são líquidos inflamáveis usados como combustíveis. Esses dois líquidos possuem algumas características em comum que os tornam ótimos combustíveis. Você conhece alguma delas? MATERIAS NECESSÁRRIOS
Passo 1 – Coloque 200 mL de álcool no béquer e deixe-o junto com o garrafão e os fósforos nos bastidores, em local de fácil acesso. Passo 2 – REALIZANDO A DEMONSTRAÇÃO Cuidados: – Deve-se escoar todo álcool em excesso do interior do garrafão para evitar acidentes. – Antes de acender o fósforo cuide para que o béquer com o restante do álcool não esteja próximo do garrafão. – Não fique com os dedos ou qualquer outra parte do corpo na frente do bico do garrafão, pois, o jato de fogo pode causar sérias queimaduras. – Faça vários testes para ajustar o experimento antes da apresentação. Passo 1 – Depois de apagada a vela com o canhão de ar e realizadas as falas, o senhor Capuquímico manda Paris buscar o garrafão. Observação: Quando vai buscar o material para esse experimento, o ator aproveita para levar as latas explosivas de volta para os bastidores. Passo 2 – Paris mostra o béquer com álcool. Então ele despeja todo o álcool dentro do garrafão e o agita bastante por cerca de 1 minuto. Em seguida escoa todo o álcool líquido de volta para o béquer. Passo 3 – Para finalizar ele acende um palito de fósforos e joga no interior do garrafão. Passo 4 – Após a combustão e as explicações, o Sr. Capuquímico pega o garrafão e o vira de boca para baixo, deixa a água escorrer e dá mais explicações.
FASE 3 – O QUE ACONTECE que observamos? A formação de um grande jato de fogo de fogo que muda de cor e um grande barulho. Por que isso acontece? A pressão de vapor do álcool etílico (etanol) é alta e por isso ele é um líquido muito volátil. Os líquidos voláteis mudam de estado físico – do líquido para o gasoso – com grande facilidade. É isso o que acontece com o álcool etílico quando ele é colocado dentro do garrafão. Em outras palavras, o álcool evapora quando se sacode o garrafão. Apesar de parecer não haver nada dentro do garrafão, ao colocarmos o palito de fósforo aceso, o vapor imediatamente entra em combustão. Isso é possível porque o vapor invisível de álcool se mistura com o ar presente no garrafão, produzindo uma mistura rica em oxigênio. Por isso, se queima rapidamente, criando um jato de fogo. A combustão do etanol pode ser representada pela equação a seguir: C2H60(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor O jato de fogo é formado porque a pressão dentro da garrafa aumenta muito rapidamente. Segundo a primeira lei da termodinâmica, que pode ser representada pela equação de van der Waals para um gás ideal: PV = nRT Onde, “P” é a pressão do sistema, “V” é o volume do gás, “n” é o número de mols do gás, “T” é a temperatura do sistema e “R” é a constante universal dos gases perfeitos (R ~ 8,3145 J / K.mol) Essa lei nos diz que a variação da temperatura e/ou do número de mols de gases de um sistema são diretamente proporcionais à variação da pressão desse sistemas, se o volume for constante. Nesse experimento o volume é constante pois, a reação de combustão do álcool ocorre dentro do garrafão, que não se deforma. Por outro lado houve variação, tanto do número de mols de gases como da temperatura do sistema. 1) Pela estequiometria da equação de combustão do etanol, apresentada anteriormente, podemos observar que 1 mol de etanol reage com 3 mols de gás oxigênio produzindo 2 mols de gás carbônico e 3 mols de vapor de água, ou seja, 4 mols de reagentes se transformam e 5 mols de produtos. Como 1 mol de qualquer gás ideal em CNTP (condições normais de temperatura e pressão) ocupa o mesmo volume ( 22,4 L), percebemos facilmente que a pressão no interior do garrafão de fato aumentou, uma vez que o número de mols de gases no seu interior aumentou após a combustão. Então, a reação química (um fenômeno químico) produziu certa variação na pressão interna do garrafão (um fenômeno físico). Lembrando que CNTP refere-se a uma situação ou condição experimental, na qual temperatura e pressão são constantes e iguais a 0oC e 1 atm (Em CNTP: T = 0oC, P = 1 atm).
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| OBTENÇÃO DE ETANOL A PARTIR DO CALDO DE CANA
· Introdução O etanol, composto orgânico de fórmula molecular C2H5OH, pertence à classe dos álcoois. Ele não é encontrado espontaneamente na natureza, podendo ser obtido por diferentes processos a partir de diversas fontes. No Brasil, a biomassa é a fonte de maior significância, onde se destaca a cana-de-açúcar (sacarose) como matéria-prima. Nesse procedimento, utiliza-se a fermentação alcoólica como base na produção de etanol. Depois da formulação da estequiometria da fermentação por Gay-Lussac (1815), Pauster (1863) demonstrou a fermentação alcoólica como um processo anaeróbio. A partir daí, e principalmente durante as primeiras décadas de 1900, as pesquisas culminaram com a elucidação das reações enzimáticas responsáveis pela transformação química do açúcar em etanol e gás carbônico no interior da levedura. A fermentação alcoólica pode ser considerada como a oxidação anaeróbica parcial da glicose, por ação de leveduras, com a produção final de álcool etílico e gás carbônico, além de outros produtos secundários. É processo de grande importância, através do qual são obtidos todo o álcool industrial, e todas as bebidas alcoólicas, destiladas e não destiladas e, como produto secundário, o gás carbônico. É ainda utilizado na panificação e na obtenção de leveduras prensadas. Em aerobiose, há oxidação total da glicose: C6H12O6(s) + 6O2(g) ” 6CO2& + 6H2O(l) Neste caso, na prática, diminui o rendimento em etanol, ao mesmo tempo em que, pelo maior aproveitamento da energia proveniente da oxidação da glicose, há maior produção de células de leveduras. Nesses processos utiliza-se com maior frequência as leveduras Saccharomyces cerevisiae, que é um aeróbio facultativo. Assim, os produtos finais de metabolização irão depender das condições ambientais em que a levedura se encontra. Deste modo, enquanto uma porção de açúcar é transformada em biomassa em aerobiose (CO2 e H2O), a maior parte é convertida em etanol e CO2 em anaerobiose. Após a fermentação o álcool é destilado, processo físico que consiste em desdobrar misturas homogêneas, como as soluções de sólidos em líquidos ou as soluções de dois ou mais líquidos. Compreende o aquecimento de uma mistura de mais de dois líquidos que possuem pontos de ebulição não muito próximos. Assim, a solução é aquecida e se separa, inicialmente, o líquido com o menor ponto de ebulição. Em seguida, a solução é aquecida até se separar o líquido com ponto de ebulição acima do primeiro líquido separado, e assim sucessivamente até a separação do líquido com maior ponto de ebulição. No caso do álcool, apesar das diversas destilações realizadas, precisa-se também realizar a desidratação, pois não se pode obter, apenas por destilação, álcool etílico com concentração superior a 97,2% em volume (95,6% em peso). Isso porque nessa concentração a mistura de água e etanol é azeotrópica (mistura líquida de duas ou mais substâncias que se comporta como uma substância única, quando o vapor produzido pela evaporação parcial do líquido tem a mesma composição que o líquido. A mistura em ebulição constante apresenta um ponto máximo ou mínimo de ebulição, comparado com o de outras misturas das mesmas substâncias). O álcool comum é usado como: 1. solvente para tintas, vernizes, perfumes etc.; 2. combustível para carros a álcool (usam etanol a 95%) e carros a gasolina; no último caso, adicionam-se até 22% de etanol anidro à gasolina, o que é vantajoso porque o álcool polui menos a atmosfera do que a gasolina; melhora o desempenho do motor, já que o índice de octanos do etanol é 105; e, no caso brasileiro, economiza divisas, diminuindo a importação de petróleo; 3. na obtenção de vários compostos orgânicos como, por exemplo, o acetaldeído, o ácido acético, o éter comum; e em bebidas alcoólicas. · Objetivo Obter etanol através da fermentação do caldo de cana e preparação de um derivado. · Materiais e Equipamentos
· Experimental Colocou-se 200mL de caldo de cana (200g/L de sacarose) em um Becker de 250mL. Enquanto isso se pesou 30g de fermento de pão desmanchado (comportados em um vidro de relógio) na balança analítica e misturou-se o mesmo em 100mL de água (que estava contida num Becker de 250mL). Após isso, adicionou-se essa mistura ao caldo de cana, colocando-a num Kitassato e vedou-se o mesmo com uma rolha de borracha conectada a uma mangueira de látex (que tinha na sua ponta uma pipeta Pauster), com a outra extremidade mergulhada em uma solução de hidróxido de bário [Ba(OH)2], contida num Erlenmeyer de 250mL conforme mostra a figura 1: Figura 1: Kitassato com caldo de cana e fermento de pão conectado a Erlenmeyer com Ba(OH)2 Protegeu-se a solução de hidróxido de bário do contato com o a atmosférico por se adicionar uma camada de aproximadamente 0,5cm de óleo acima da fase aquosa. Deixou-se o sistema em repouso até o dia seguinte para que a fermentação se completasse. No dia posterior, desconectou-se a mangueira de látex do Erlenmeyer contendo hidróxido de bário, e realizou-se uma filtração a vácuo, utilizando o funil de Büchner, a fim de separar a solução da borra do fermento, de acordo com a figura 2: Figura 2: Aparelhagem de filtração a vácuo Enquanto isso se montou a aparelhagem de destilação fracionada, conforme descrito na figura 3: Figura 3: Aparelhagem de destilação fracionada Colocou-se a substância adquirida em um balão de fundo redondo de 500mL na manta aquecedora e cobriu-se o balão com papel laminado, conforme descrito na figura 2. Ligou-se a manta aquecedora e esperou-se que o termômetro marcasse entre 70-90ºC. Após essa primeira destilação efetuou-se uma segunda, a fim de obter etanol com maior grau de pureza. · Resultados e Discussão Na primeira etapa do experimento, ficou nítida a formação de gás carbônico no Kitassato, porque se pôde observar um precipitado, que no caso era o carbonato de bário (BaCO3). Isso aconteceu por causa da reação do hidróxido de bário [Ba(OH)2] com o gás carbônico (CO2) produzido: Ba(OH)2(aq) + CO2(g) ” BaCO3$ + H2O(l) A formação de gás carbônico foi uma indicação de que a fermentação fora iniciada, visto sua formação acontecer simultaneamente à do etanol (CH3CH2OH). Somente nesse processo é que ocorrem reações químicas, ou bioquímicas, como por exemplo: · C12H22O11 + H2O ” C6H12O6 + C6H12O6 sacarose (açúcar de cana) glicose frutose · C6H12O6 ” 2CH3CH2OH + 2 CO2& + 26kcal glicose ou frutose etanol gás carbônico Há cerca de 12 reações na fermentação, cada qual catalisada por uma enzima produzida pela própria levedura (Saccharomyces cerevisiae). São no total 15 enzimas e 3 co-enzimas. No caso das suas principais citadas acima, que são as que interessam ao experimento realizado, em (1) a enzima responsável pela catálise da reação é a invertase; em (2), é a zimase. Após a filtração a vácuo tornou-se necessária a destilação, pois a fermentação não leva a líquidos com teor de etanol maior do que 12-15%. Isso porque ao se prosseguir a fermentação a temperatura aumenta e as enzimas do fermento são desativadas em concentrações mais elevadas. Assim, realizou-se a destilação fracionada. Com isso obteve-se cachaça, que é uma bebida com maior teor de etanol (cerca de 38 a 45ºGL) – é interessante ressaltar que NÃO se conseguiu cachaça com essa quantidade de etanol, e sim com quantidade inferior. Soube-se que etanol havia sido produzido porque ao se acender um fósforo próximo ao liquido, este se inflamou. Após realizar a segunda destilação, o etanol obtido estava mais puro, percebendo-se a diferença inclusive pelo odor, que no caso da cachaça era bem desagradável. Dessa forma pôde-se observar a formação de etanol com maior grau de pureza, mas que mesmo assim não chegou a 96ºGL, apesar do cheiro característico. Quanto maior o número de destilações realizadas, conseguiria-se etanol mais puro ainda, até chegar a 96ºGL (de acordo com a teoria), que corresponde à mistura de 96% de etanol e 4% de água, em volume. · Conclusão Concluiu-se, experimentalmente, que a produção de etanol a partir do caldo de cana é viável, inclusive economicamente, no Brasil, onde há boa quantidade de cana-de-açúcar disponível. Apesar do país produzir petróleo, de onde também se pode conseguir álcool etílico (por meio da hidratação do acetileno), a via fermentativa ainda é de grande importância para a sua produção, devido à simplicidade e economia do processo. É também interessante notar o modo como o experimento provou que é possível o homem produzir em seu beneficio sem agredir a natureza. Isso porque o objetivo da levedura ao realizar a fermentação é alimentar-se em ausência de oxigênio e é justamente nesse processo que ela elimina o etanol. Explorando a capacidade de adaptação das leveduras, podem-se alterar as condições físico-químicas do meio do meio para, em beneficio do homem, favorecer a conversão do açúcar em etanol sem negligenciar as necessidades metabólicas mínimas das leveduras. · Referências Bibliográficas 1. FELTRE, R. Química volume 3, Química Orgânica: Álcoois. 5ª edição. São Paulo, Editora Moderna, 2000. Pags. 236-37 2. AMARAL, L. F.; SEOUD, O. E.; ALVARENGA, M. A.; VICENTINI, G.; YOSHIDA, M.; FILHO, J. C. L.; DEL’ACQUA, A. Fundamentos de Química Orgânica: Álcoois, glicóis e glicerina. Coordenação: Marcello de Moura Campos. São Paulo, Editora Edgard Blücher LTDA, 1980. Pags: 232-33. 3. SOLOMONS, T. W. Química Orgânica 1: Álcoois e éteres. Tradução: Horacio Macedo. Rio de Janeiro, LTC Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1996. Pags. 433-34. 4. LIDE, D. R. CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85th edition, 2004-2005. CRC Press, Boca Raton, London, New York, Washington D.C. 5. http://www.aga.com.br/International/SouthAmerica/WEB/sg/HiQGloss.nsf/Index/AZEOTROPIC_MIXTURE_(AZEOTROPE)?open&lang=en,es,pt 6. www.deboni.he.com.br/ccount/click.php?id=13 7. http://www.infoescola.com/quimica/destilacao-fracionada/ 8. http://www.monografiasbrasil.com.br/biologia/processo-separacao-misturas
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EQUIPAMENTO DE EXTRACÇÃO LÍPIDA SOXHLETA. INTRODUÇÃOO método que utiliza o soxhlet foi descrito por Soxhlet em 1879. Exemplos do método mais comummente utilizado de método semi-contínuo são aplicados para a extração de lipídios a partir de alimentos. De acordo com o procedimento Soxhlet, os óleos e gorduras dos sólidos são removidos por lavagem repetida (percolação) com solventes orgânicos, geralmente hexano ou éter de petróleo, sob refluxo em um copo especial.B. DEFINIÇÃOSoxhlet é um aparelho usado para extrair um material por dissolução repetida com um solvente apropriado. A amostra a extrair é colocada em uma madeira que é permeável ao solvente e colocada sobre o tubo de destilação, fervida e condensada sobre a amostra. O condesado cairá na liderança e mergulhará a amostra e se acumulará em torno da liderança. Em certa medida, o solvente irá voltar a entrar no tubo de destilação automática. Este processo se repete na ferramenta, especialmente no equipamento Soxhlet usado para extração de lipídios (Wirakusumah 2007). As amostras que podem ser examinadas incluem o exame de gordura, triglicerídeos, colesterol.Neste método, a amostra é seca, moída em pequenas partículas e colocada em um dedal poroso de celulose. O mordente é colocado na câmara de extração 2, que é suspensa acima de um balão químico contendo o solvente 1 e abaixo do condensador 4. O balão é aquecido e o solvente evapora e se desloca para dentro do condensador onde é convertido em um líquido que goteia na câmara de extração contendo a amostra. A câmara de extração é projetada de modo que quando o solvente que envolve a amostra excede um certo nível, ele transborda e goteja de volta para o balão de ebulição. No final do processo de extração, que dura várias horas, o frasco contém o solvente e a gordura é removida. Em alguns dispositivos de funil (3) é possível recuperar o solvente na extremidade de extração depois de fechar a torneira entre o funil e a câmara de extração. O solvente no balão (1) é então evaporado e a massa restante do lípido é medida. A porcentagem de gordura na amostra inicial pode então ser calculada.Apesar das desvantagens do procedimento (a extração de lipídios polares é fraca, há muito envolvida, grandes volumes de solventes, solventes de risco de ebulição), são descritos vários métodos envolvendo extração automática de solvente. Vários instrumentos de extração automáticos ou semi-automáticos podem ser encontrados no mercado.C. PRINCÍPIOS DE TRABALHOO princípio de soxhlet é a extração usando um novo solvente, geralmente, resultando em extração constante com uma quantidade constante de solvente na presença de um refrigerante.D. MECANISMO DE TRABALHOA amostra alisada, pesou 5-10 gramas e depois envolveu ou colocou em um “Dedal” (amostra amostra manga), acima da amostra coberta com algodão.O solvente utilizado é Petroleum Spiritus com um ponto de ebulição de 60 – 80 ° C. Além disso, balão vazio cheio de pedra em ebulição. A função da rocha fervente é aplanar o calor. Depois de ser seco e arrefecido, o balão é preenchido com 60 – 80 ° C de Petróleo Spirit de 175 ml. Espirito petrolífero usado devido à solubilidade gordo em solventes orgânicos. O dedal pré-carregado é carregado no soxhlet. Soxhlet está conectado a uma abóbora e colocado em um aquecedor elétrico e condensador. O cooler está conectado com o soxhlet. A água para o arrefecimento é executada e a ferramenta de extração de gordura começa a ser aquecida.Quando o solvente é fervido, o vapor aumenta através do encaixe no tubo de refrigeração. A água fria que flui através da parte externa do condensador condensa o vapor de solvente para que ele volte à fase líquida, depois goteje no dedal. O solvente dissolve a gordura no dedal, a solução de sari é coletada no dedal e, quando o volume é suficiente, o suco é passado através do chiffon para a abóbora. O processo de condensação para transmissão é referido como refluxo. O processo de extração de gordura foi realizado durante 6 horas.Após a conclusão do processo de extração, o solvente e a gordura são separados pelo processo de destilação e secos.E. BASE DE MÉTODOS ELÉCTRICOS, BENEFÍCIOS E PERDA DE MÉTODO SOXHLETO método soxhlet foi escolhido porque o solvente utilizado era menor (a eficiência do material) e a solução de sari que fluía através do chiffon permaneceu no balão, de modo que o solvente utilizado para extrair a amostra sempre foi novo e aumentou a taxa de extração. O tempo utilizado é mais rápido.A desvantagem deste método é que o solvente utilizado deve ser volátil e utilizado apenas para a extração de compostos resistentes ao calor.Extração de óleos essenciais das plantasOs principais métodos de extração de óleos essenciais das plantas são enfloração ou enfleurage, destilação por arraste de vapor e extração com solventes orgânicos.
Você sabe como o óleo essencial das plantas (como a lavanda ao fundo da imagem), que contém os compostos aromáticos, é extraído? Por Jennifer Rocha Vargas Fogaça PUBLICIDADE Conforme explicado no texto “A Química dos Perfumes”, o odor agradável nesses produtos deve-se às fragrâncias, que podem ser de origem natural ou artificial. Assim, o primeiro passo para a fabricação dos perfumes é a obtenção das fragrâncias, que, no caso das naturais, são obtidas por meio da extração dos óleos essenciais, chamados também de essências, provenientes principalmente dos vegetais, como flores, folhas, raízes, caule, frutos e sementes. Veremos neste texto quais são os três métodos principais usados para a extração de solventes de flores e folhas das plantas. O tipo de extração usado depende da matéria-prima e do tipo de óleo essencial que será obtido, porém todas se baseiam em algumas propriedades físicas dos óleos, que são: diferenças de solubilidade, volatilidade e temperatura de ebulição. 1. Enfloração (enfleurage): Como o próprio nome indica, essa técnica de extração a frio é usada para a extração dos óleos essenciais de flores delicadas, sensíveis ao calor e que possuem um baixo teor desses óleos. Basicamente, consiste em colocar camadas das pétalas de flores frescas sobre cera em uma placa de vidro. Todos os dias essa camada de flores é trocada por novas e, lentamente, a cera extrai esses componentes aromáticos, sendo posteriormente filtrada e destilada em baixa temperatura. O líquido oleoso obtido é misturado ao álcool e novamente destilado. é usada para a extração dos óleos essenciais de flores delicadas, sensíveis ao calor e que possuem um baixo teor desses óleos. Basicamente, consiste em colocar camadas das pétalas de flores frescas sobre cera em uma placa de vidro. Todos os dias essa camada de flores é trocada por novas e, lentamente, a cera extrai esses componentes aromáticos, sendo posteriormente filtrada e destilada em baixa temperatura. O líquido oleoso obtido é misturado ao álcool e novamente destilado. Pétalas de flores preparadas para enfleurage 2. Hidrodestilação ou destilação por arraste de vapor d’água: Essa é a técnica mais antiga, feita há cerca de 5000 anos, pois mostra-se como o método mais eficiente e de menor custo. Nesse processo, usa-se uma aparelhagem semelhante à mostrada abaixo, porém, na ilustração, faltou o equipamento acoplado ao condensador com uma saída que contém uma espécie de torneira. Esquema de aparelhagem de destilação simples Nesse processo, a matéria-prima, geralmente folhas de plantas, é colocada em um balão de fundo redondo misturado com água destilada. Esse balão é aquecido em uma manta térmica até a ebulição. O vapor da água arrasta essas substâncias aromáticas voláteis e chega ao condensador, passando por um resfriamento, onde essa mistura volta para o estado líquido. No entanto, os óleos essenciais não se misturam com a água, ocorrendo uma separação de fases, em que a fase oleosa fica na parte de cima, e a fase aquosa, na parte de baixo. Visto que o aparelho possui uma torneira, faz-se o seguinte: a torneira é aberta e primeiro obtém-se a água; fecha-se a torneira e, através de outro recipiente, abre-se novamente a torneira para que o óleo essencial separado seja coletado. Destilação de óleo essencial em fábrica 3. Extração por solvente: O solvente usado varia conforme a necessidade. Pode, por exemplo, ser o etanol ou o éter de petróleo, que é indicado para a extração de óleos essenciais de flores. Geralmente, nessa técnica, usa-se um aparelho chamado Extrator de Soxhlet (figura abaixo). O solvente é colocado em um balão de fundo redondo que é aquecido em uma manta aquecedora até a ebulição. O vapor do solvente sobe, sendo resfriado no condensador de bolas ou tipo serpentina, e passa para a região do Soxhlet, onde está a amostra da matéria-prima em um papel de filtro. Assim, o solvente extrai os componentes aromáticos, enchendo cada vez mais essa vidraria. Quando ela enche por completo, o solvente com a essência cai novamente para o balão e o processo continua quantas vezes forem necessárias, extraindo cada vez mais compostos aromáticos. Aparelho extrator de Soxhlet usado em extração por solvente TÍTULO: ÓLEOS ESSENCIAIS: EXTRAÇÃO, IMPORTÂNCIA E APLICAÇÕES NO COTIDIANO AUTORES: Trancoso, M.D. (COLEGIO BRIGADEIRO NEWTON BRAGA) ; Baptista, B.A.V. (COLEGIO BRIGADEIRO NEWTON BRAGA) ; Gomes, G.A. (COLEGIO BRIGADEIRO NEWTON BRAGA) ; Gonzalez, M.M. (COLEGIO BRIGADEIRO NEWTON BRAGA) ; Ribeiro, T.B. (COLEGIO BRIGADEIRO NEWTON BRAGA) RESUMO: Extrair óleos essenciais de vegetais aromatizados, com a técnica de destilação por arraste a vapor. Selecionamos quatro alunas do Ensino Médio para participar deste trabalho que são responsáveis por toda parte experimental, divulgação e ministrar aulas experimentais para outras séries, sobre extração desses óleos. Visamos motivar os alunos ao estudo das disciplinas científicas, mostrar a importância das ciências e contribuir para desmistificar o ensino de química. Nossos propósitos têm sido atingidos. Observamos grande motivação e interesse em aprender por parte das alunas que trabalham conosco, tanto na parte teórica quanto na parte experimental. PALAVRAS CHAVES: extração; óleos essenciais; destilação INTRODUÇÃO: Óleos essenciais são compostos aromáticos, voláteis que podem ser extraídos de raízes, caules, folhas, flores ou todas as partes de plantas aromáticas. Essas extrações podem ser realizadas através de destilação por arraste a vapor, compressão de vegetais ou uso de solventes. Esses óleos apresentam estruturas diversas como ácidos carboxílicos, alcoóis, fenóis, aldeídos, cetonas, ésteres, hidrocarbonetos, dentre outras, cada qual com sua característica aromática e ação bioquímica. Os óleos essenciais possuem grande importância industrial e são utilizados nas indústrias de perfumaria, cosméticos, alimentos e farmacêutica. Além de executar técnicas de laboratório para extrair óleos essenciais, visamos também, motivar e incentivar os alunos quanto ao estudo das disciplinas científicas; promover a interação com outras disciplinas; mostrar a importância da pesquisa e contribuir para desmistificar o ensino de química. Para trabalhar conosco selecionamos quatro alunas da primeira série do Ensino Médio que preferencialmente, desejem cursar no nível superior, alguma das áreas de química. Essas alunas receberam aulas teóricas e práticas, ministradas pelo coordenador dos trabalhos, sobre extração de óleos essenciais. Elas são responsáveis pela divulgação do trabalho no colégio, em feiras de ciências, simpósios, etc e pela realização de toda parte experimental. MATERIAL E MÉTODOS: Para realização do experimento, utilizamos a técnica de extração de destilação por arraste a vapor, empregando o seguinte material: – 1 balão de destilação de 500 mL; – 1 condensador de vidro de tubo reto; – 1 kitassato de 500 mL; – 1 becher de 250 mL; – 1 tubo de vidro para conectar o kitassato ao balão de destilação; – 1 tubo de vidro para ser empregado como tubo de segurança; – 1 bico de Bunsen; – almofariz e pistilo; – 3 suportes universais; – 5 garras; – mangueiras para conexões; – rolhas; – 2 telas de amianto; – 20 a 40 gramas do vegetal a ser destilado; – 380 mL de água. Montagem da aparelhagem e preparação para extração: – montar a aparelhagem de destilação simples; – com auxílio do almofariz e pistilo, triturar a massa do vegetal (20 a 40 gramas) a ser utilizado, misturar com 80 mL de água e transferir para o balão de destilação; – conectar a mangueira do condensador a uma torneira; – conectar ao balão de destilação um tubo de vidro e uní-lo a saída lateral do kitassato; – adicionar 300 mL de água ao kitassato, encaixar a rolha com o tubo de segurança e iniciar o aquecimento, com o bico de Bunsen, até a ebulição; – observar atentamente e constantemente, se não existe vazamento de vapor; – aguardar o início da destilação, observando o aroma do óleo extraído. O tempo de execução do experimento, vária com o tipo de vegetal utilizado. RESULTADOS E DISCUSSÃO: Extraímos essências do cravo da índia, canela em pau, cascas de laranja e limão, percebemos a mistura óleo e água, coletadas e seus aromas característicos. O vapor d’água formado “arrastou” os óleos essenciais dos vegetais destilados, condensando quando entrou em contato com a parte resfriada do condensador. Observamos que o rendimento dessas extrações é muito baixo, cerca de 20 mL e que, para prepararmos um volume considerável, temos que ter uma quantidade muito superior a massa de vegetais empregada. Isso demandaria um tempo muito maior de trabalho, além de requerer vidrarias com maior capacidade, que não possuímos em nosso laboratório, porém, como nosso intuito não é produzir óleos essenciais em grandes quantidades, julgamos que o trabalho já está atingindo alguns de seus objetivos. Observamos que as alunas participantes do trabalho, estão motivadas para as atividades, participam de todas as etapas do processo e se mostram interessadas em aprender tudo o que é ensinado, seja nas aulas teóricas ou práticas. Realizam técnicas de laboratório necessárias à extração de óleos essenciais, mostrando inclusive uma boa desenvoltura na montagem da aparelhagem e manuseio das vidrarias. Vamos realizar extração de óleos essenciais de outros vegetais, como camomila, erva doce, etc. Pretendemos que as alunas ministrem aulas experimentais para outras séries, divulgando o trabalho e visando que outros alunos conheçam um pouco da importância das ciências, adquiram interesse pelo estudo das disciplinas científicas, uma vez que verão alunas do mesmo colégio, vestindo os mesmos uniformes que eles, trabalhando com vidrarias, fogo e realizando experimentos químicos. aparelhagem destilação por arraste a vapor CONCLUSÕES: Qualquer vegetal que possua óleos voláteis aromatizados pode ser utilizado como matéria-prima para a extração de óleos essenciais. A técnica de destilação por arraste a vapor não apresenta dificuldade na montagem da aparelhagem nem durante o processo de extração, contudo requer cuidados devido à utilização do fogo, líquidos em ebulição, vidrarias quentes, etc. As alunas participantes do projeto mostram-se muito motivadas nas atividades realizadas, apresentando interesse mais acentuado na execução das atividades experimentais e sugerindo melhorias para os trabalhos. AGRADECIMENTOS: REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA: 1. BRASIL, Ministério da Educação, Secretaria de Educação Média e Tecnológica. Parâmetros Curriculares Nacionais do Ensino Médio – PCNEM. Ministério da Educação. Secretaria de Educação Média e Tecnológica. Brasília: Ministério da Educação, 1999.
DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ E ÍNDICE DE PERÓXIDO EM ÓLEO VEGETAL 1. ÍNDICE DE ACIDEZ E PERÓXIDOS Os óleos vegetais comestíveis fazem parte da dieta da maioria dos povos, apresentando funções importantes no metabolismo humano. Eles representam fonte de energia para o corpo humano, além de conterem ácidos graxos essenciais, vitaminas e antioxidantes lipossolúveis, tais como os tocotrienóis e os tocoferóis. O óleo de soja é o óleo de cozinha mais conhecido. Os chamados óleos vegetais são geralmente óleos de soja. A maior parte do óleo de soja é composto por gordura insaturada. Ácidos graxos poliinsaturados, monoinsaturados, e saturados correspondem, em média, a 61%, 25% e 15%, respectivamente. O ácido linolênico (componente da fração poliinsaturada do óleo), que corresponde, em média, a 7% da composição do óleo, é um ácido graxo ômega-3. Uma boa máteria-prima e um processamento adequado leva a produção de óleo de soja de boa qualidade. Para o controle da qualidade do óleo de soja são realizadas algumas análises físico-químicas, tais como: determinação do Índice de Acidez, do Índice de Peróxido, de Fósforo, de Umidade, do Índice de Saponificação, entre outros. Com base nessas informações é possível ajustar o processo de extração e refino de acordo com as características de qualidade estabelecidas para o produto e identificar se o produdo está deteriorado ou inadequado para o consumo. O índice de acidez corresponde à quantidade (em mg) de base (KOH ou NaOH) necessária para neutralizar os ácidos graxos livres presentes em 1 g de gordura. A principal forma de deterioração dos óleos consiste na oxidação, que ocorre quando o oxigênio atmosférico é dissolvido no óleo e reage com os ácidos graxos insaturados, que são tanto mais reativos quanto maior número de insaturações em suas cadeias. A oxidação lipídica é responsável pelo desenvolvimento de sabores e odores desagradáveis tornando os alimentos impróprios para o consumo, além de provocar outras alterações que irão afetar não só a qualidade nutricional, mas também a integridade e segurança do alimento, através da formação de compostos poliméricos potencialmente tóxicos. Dentre os métodos utilizados para verificar os níveis de oxidação está o índice de peróxido. O índice de peróxido determina, em mols por 1000g de amostra, todas as substâncias que oxidam o iodeto de potássio, devido sua ação fortemente oxidante. Durante o processo de fritura, o alimento entra em contato com óleo em temperaturas entre 180 – 190°C que provocam uma série complexa de reações e a produção de numerosos compostos de degradação no óleo que são transmitidos aos alimentos. Tais reações alteram a qualidade funcional, sensorial e nutricional dos alimentos, podendo atingir níveis em que não se consegue mais manter sua qualidade. A complexidade do processo de fritura induz diferentes reações químicas, as quais resultam na formação de diversos produtos da decomposição de óleos e gorduras, portanto alteração nos valores dos índices determinados pelas análises físico-químicas. Objetivo da aula é analisar as alterações físico-químicas do óleo de soja, utilizado em processos de fritura, através da determinação do seu índice de acidez e de peróxido. Indice de acido2. MATERIAIS E MÉTODOS 2.1 ÍNDICE DE ACIDEZ 2.1.1 MATERIAIS 7. Erlenmeyer 8. Proveta 9. Pipetas 10. Bureta 11. Béquer 12. Balança semi-analitica 2.1.2 REGENTES 4. Indicador: fenolftaleína 1% m álcool 95°GL 5. 100 mL de solução de NaOH 0,1N 6. Solução de álcool etílico 95°GL e éter etílico (1:2 v/v) neutralizada 2.1.3 AMOSTRA 2. Óleo de soja refinado reutilizado várias vezes em fritura 2.1.4 PROCEDIMENTO 6. Neutralização da solução de álcool etílico 95°GL e éter etílico (1:2 v/v): em um erlemeyer contendo 40mL da solução álcool-éter adicionou-se 0,3mL de fenolftaleína e gotejou-se a solução titulante de NaOH 0,1N até leve coloração rósea persistente. 7. Em um erlenmeyer pesou-se 5,045g da amostra de óleo de fritura. 8. Adicionou-se ao erlenmeyer contendo a amostra, a solução álcool-éter e 0,6 mL de fenolftaleína. 9. Fez-se a titulação em cada erlenmeyer com NaOH 0,1N até o aparecimento de cor rósea persistente por 30 segundos. 10. Anotou-se o volume de NaOH (mL) gasto na titulação. 2.2.3 AMOSTRA 1. Óleo de soja refinado reutilizado várias vezes em fritura 3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 3.1 ÍNDICES DE ACIDEZ 3.1.1 CÁLCULOS Foram gastos 3,4mL de NaOH na titulação do óleo de soja reutilizado várias vezes em fritura. Para o cálculo, em porcentagem, da acidez em soluto alcalino normal utiliza-se a seguinte fórmula: Índice de Acidez (%) = ml de NaOH x 0,01N x 282 Massa de amostra (g) Onde, o volume em mL de solução de NaOH gasto na titulação, N é a normalidade da solução de NaOH, e o fator de correção da solução de NaOH, é dividido pelo peso da amostra em gramas. Então, na amostra de óleo de soja reutilizado em fritura temos: Índice de acidez (%) = 3,4 x 0,01 x 282 = 1,9176 5 3.1.2 DISCUSSÃO Se os ácidos graxos são constituintes dos óleos e gorduras na forma de mono, di e triglicerídeos, uma grande quantidade de ácidos graxos livres indica que o produto está em acelerado grau de deterioração. A principal conseqüência disso é que o produto torna-se mais ácido. Um elevado índice de acidez indica, portanto, que o óleo ou gordura está sofrendo quebras em sua cadeia, liberando seus constituintes principais: os ácidos graxos. Os ácidos graxos livres são elementos indesejáveis que causam dependendo de sua origem cheiros e sabores indesejáveis. O conteúdo de ácidos graxos livres dos óleos brutos depende da sua qualidade. Em geral, o aumento da acidez declina a qualidade do óleo, e é por esse motivo que o cálculo desse índice é de extrema importância na avaliação do estado de deterioração (rancidez hidrolítica) do óleo ou gordura que consumimos. A ANVISA (1999) utiliza como parâmetro de qualidade o índice de acidez em porcentagem equivalente ao ácido oléido, sendo da mesma forma, o índice de acidez calculado nesta prática. Para a ANVISA (1999) o índice de acidez do óleo de soja refinado e para outros óleos vegetais, como: canola, milho, girassol, amendoim, em gramas de ácido oléico/100g de óleo é no máximo 0,3, ou seja, 0,3%. Comparando este valor com o obtido, para o óleo de soja reutilizado em fritura, o valor encontrado foi 1,9176%, conferindo também a este óleo a inadequação para o consumo, se compararmos ao valor encontrado no óleo virgem, ele é cerca de seis vezes maior do que o máximo permitido por lei. Não foi encontrado em legislação brasileira, o máximo de índice de acidez para um óleo que foi submetido a várias frituras ou a algum processamento, pois conforme se aumenta o número de frituras pode ocorrer maior hidrólise do óleo devido a alta temperatura e troca de umidade do alimento para o meio de fritura, com conseqüente aumento no conteúdo de ácidos graxos livres. 3.2 ÍNDICE DE PERÓXIDO 3.2.1 CÁLCULOS O cálculo do Índice de Peróxido (IP) de um óleo é feito utilizando-se a seguinte fórmula: Índice de peróxido (meq/kg) = V x N x 1000 P Em que, V é o volume (mL) da solução de tiossulfato gasto na titulação da amostra, N é o volume (mL) da solução de tiossulfato gasto na titulação do padrão, 1000 é a normalidade da solução de tiossulfato e P é o peso da amostra em gramas. Para cálculos de índice de peróxido da amostra de óleo, utilizou-se um valor já fornecido de volume, em mL, da solução de tiossulfato utilizada na titulação do padrão, sendo este igual a 0,01 mL. O Índice de Peróxido para a solução de óleo reutilizado foi de: Índice de peróxido = 3,4 x 0,01 x 1000 = 6,773 5,0195 Este valor é expresso como 6,773 meq peróxido/kg. 3.2.2 DISCUSSÃO A principal forma de deterioração dos óleos consiste na oxidação, que ocorre quando o oxigênio atmosférico é dissolvido no óleo e reage com os ácidos graxos insaturados, que são tanto mais reativos quanto maior número de insaturações em suas cadeias. A oxidação lipídica é responsável pelo desenvolvimento de sabores e odores desagradáveis tornando os alimentos impróprios para o consumo, além de provocar outras alterações que irão afetar não só a qualidade nutricional, mas também a integridade e segurança do alimento, através da formação de compostos poliméricos potencialmente tóxicos. Dentre os métodos utilizados para verificar os níveis de oxidação está o Índice de Peróxido, que é uma medida do oxigênio reativo em termos de miliequivalentes de oxigênio por 1000 g de gordura, todas as substâncias que oxidam o iodeto de potássio, devido sua ação fortemente oxidante. Pela legislação brasileira (ANVISA, 1999), o índice de peróxido não pode ser superior a 10 meq/Kg para os óleos vegetais comerciais. O óleo de soja reutilizado em fritura, foi encontrado um valor abaixo do índice de peróxido preconizado, sendo de 6,773 meq peróxido/kg, portanto classificado como adequado para o consumo apesar de já ser um óleo reutilizado. O Índice de Peróxido está relacionado com a degradação oxidativa dos óleos, caracterizando-se como os produtos iniciais desse tipo de reação. A presença de peróxidos indica que, de alguma forma, o óleo recebeu um tratamento inadequado, que nesse caso foi submetido ao calor e oxigênio inúmeras vezes. 4. CONCLUSÃO Para facilitar a visualização dos dados obtidos, temos a seguinte tabela:
REFERÊNCIAS CECCHI, H. M. Fundamentos teoricos e praticos em analise de alimentos. Campinas: Unicamp, 2003 FRANCO, G. Tabela de Composição Química dos Alimentos. 9a Edição. São Paulo: Editora Atheneu, 2005. INSTITUTO ADOLFO LUTZ. Normas Analíticas do Instituto Adolfo Lutz. v. 1: Métodos químicos e físicos para análise de alimentos, 3. ed. Sao Paulo: IMESP, 1985. p. 21-28. MINISTÉRIO DA AGRICULTURA DO ABASTECIMENTO E DA REFORMA AGRÁRIA. PORTARIA Nº 146 DE 07 DE MARÇO DE 1996. Disponível em: < http://www.agais.com/normas/leite/queijos.htm> Acesso em: 31 ago. 2010. Tabela brasileira de composição de alimentos / NEPA-UNICAMP.- T113 Versão II. 2. ed. Campinas, SP: NEPA-UNICAMP, 2006.113p.
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| GARRAFA FUMADORA
“Droga, tabaco e álcool” Para concluir elaborámos cartazes lembrando os malefícios de cada um deles . Aproveitámos ainda para mostrar, através da experiência da semana, o efeito do fum Aproveitámos ainda para mostrar, através da experiência da semana, o efeito do fumo do tabaco nos pulmões de fumadores e não fumadores. Usámos uma garrafa com água, um cigarro e algodão. Para concluir elaborámos cartazes lembrando os malefícios de cada um deles . o do tabaco nos pulmões de fumadores e não fumadores. Usámos uma garrafa com água, um cigarro e algodão Colocámos água em três quartos da garrafa, previamente furada, e metemos o cigarro na tampa, usando um pequeno tubo com algodão na outra extremidade. Metemos esse tubo no gargalo da garrafa. Acendemos o cigarro e depois deixamos sair a água. À medida que a água saía, a garrafa enchia-se de fumo e o cigarro consumia-se. Quando o cigarro se apagou, fomos verificar como estava o algodão. O resultado é: amarelecido…e com um cigarro apenas. Conclusão
O que acontece ao algodão é comparável ao que acontece aos pulmões de um fumador. Quantos mais cigarros ele consumir, mais afectados ficarão os seus pulmões e os daqueles que com ele convivem.
São imagens que dão que pensar!!! Uma oportunidade para os fumadores que nos visitam repensarem a sua atitude com a sua e a saúde dos outros. Elaborámos cartazes que mostram os estragos que estes produtos podem provocar nas pessoas e nas suas vidas.
Elaboração de cartazes lembrando os malefícios de cada um deles. Aproveitamos ainda para mostrar os malefícios de cada um deles.
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O cigarro e a poluição urbana, pobre pulmões.O sistema respiratório enfrenta o tempo todo, dois inimigos implacáveis: o cigarro e a poluição urbana.Xavier Bartaburu Chegar de avião a um lugar como São Paulo pode ser uma experiência assustadora. Uma olhada lá de cima, pela janelinha, revela uma nuvem cinza, espessa e densa pairando permanentemente sobre a cidade. Toneladas de substâncias tóxicas fazem parte da composição do ar de muitas metrópoles do mundo, invadindo pulmões e causando doenças que vão matando aos poucos. Os carros e as fábricas são os principais culpados pela poluição nos centros urbanos. A outra grande ameaça ao sistema respiratório é o cigarro. Sua fumaça contém cerca de 4 000 substâncias diferentes, a maior parte delas nocivas, como o monóxido de carbono, o mesmo gás que sai dos escapamentos dos carros. O alcatrão irrita as vias respiratórias e destrói o tecido do pulmão, causando uma doença incurável, o enfisema. Os hidrocarbonetos estão associados ao câncer do pulmão (o cigarro é o culpado em 90% dos casos). Já a nicotina tem o efeito de contrair os vasos sangüíneos, aumentando a pressão arterial – um grave fator de risco no infarto e nos derrames. Para onde vai a sujeira 1. Os alvéolos são as pequenas bolsas, dentro dos pulmões, onde se produz a passagem do oxigênio para o sangue. 2. As substâncias tóxicas do cigarro, especialmente o alcatrão, irritam as paredes dos alvéolos, estimulando a produção de uma grande quantidade de muco. Com o muco acumulado e a saída de ar dificultada, os alvéolos incham. 3. Afinal, as suas paredes se rompem, causando o enfisema.
Acessório inútil A poluição é uma séria ameaça à saúde em grandes metrópoles (ao lado, São Paulo). Em algumas delas, como na Cidade do México (foto acima), os moradores chegam a usar máscaras para se proteger. Mas esse cuidado pouco adianta. O máximo que as máscaras fazem é filtrar a poeira que está em suspensão no ar
O tubo da morte Conheça os venenos que saem do escapamento dos carros e o mal que eles causam. Monóxido de carbono: dificulta a oxigenação do organismo, provoca náuseas e dor de cabeça. Agrava doenças cardíacas e afeta o sistema nervoso, causando falhas de percepção e diminuição dos reflexos. Em grandes doses, é fatal. Hidrocarbonetos: irritam os olhos, o nariz e a pele, causam tosse e sonolência. Óxidos nitrosos: irritam o sistema respiratório em geral, reduzindo a capacidade pulmonar. A longo prazo, podem causar enfisema e gerar substâncias cancerígenas. Dióxido de enxofre: ataca as vias respiratórias superiores, provocando tosse, catarro e irritação das mucosas. Diminui a resistência do organismo às infecções. Fuligem: de tamanho microscópico, são partículas de poeira e fumaça que conseguem chegar aos pulmões. No caminho, carregam outros poluentes, alguns deles cancerígenos. Provocam também alergia, asma e bronquite.
Quem sabe é super Um dos maiores inimigos do sistema respiratório é o ar-condicionado. Quando instalado em grandes prédios comerciais , os microorganismos usam suas tubulações para viajar de um andar para outro, contaminando todo mundo.
A mais perigosa das drogas O cigarro, glamourizado pela publicidade, é um grave problema de saúde pública. As doenças ligadas a ele causam 2,5 milhões de mortes por ano, segundo a Organização Mundial da Saúde. Como toda droga, ela vicia: sete em cada dez fumantes já tentaram largá-lo, sem conseguir. De acordo com o químico Linus Pauling (1901-1994), Prêmio Nobel de Química e da Paz, quem fuma tem uma expectativa de vida oito anos menor do que quem não fuma
Crie uma máquina de fumar e aponte os riscos do tabacoPublicado por Objetivo(s) Reconhecer os riscos e danos à saúde causados pelo tabagismo Conteúdo(s) Material necessário Reportagem da Veja · Por que elas não devem fumar Desenvolvimento 1ª etapa Introdução A reportagem traz novos dados sobre o tabagismo e, por si, justifica a leitura em classe. Analise as informações e construa uma máquina de fumar. A experiência ajudará a ilustrar os malefícios do cigarro. Monte a máquina de fumar e observe-a em ação (siga as instruções do quadro abaixo). O experimento tem forte apelo visual, pois, ao final, a água da garrafa apresentará um aspecto repugnante. Dica: use luvas para manusear o material, pois o cheiro que fica é horrível. Pergunte o que os alunos sabem sobre a relação entre fumo e saúde. Mesmo que haja protestos contra o tema reincidente, insista. Devem surgir respostas do tipo aumento da pressão arterial e risco de câncer de pulmão. Cite ainda: câncer de bexiga, asma, isquemia, derrame e alteração da coagulação sangüínea. Algum item pode ser acrescentado à lista após a leitura de VEJA? É claro – a associação com a pílula. Diga que a reportagem se presta para examinar o significado de achados científicos. É importante mostrar que, segundo a revista, as mulheres são mais propensas a desenvolver câncer de pulmão do que os homens. Por conta do volume de dados divulgados pela mídia, as estatísticas acabam passando despercebidas. Ataque esse ponto. Qual a relevância de saber a evolução das mortes de mulheres vítimas de câncer de pulmão entre 1930 e 1997? Nenhuma! Publicar os números dos últimos 20 anos, sim, faz todo o sentido. Discuta por que podemos considerar o tabagismo uma epidemia. O conceito refere-se a um grande e repentino crescimento de casos de certa doença numa população qualquer. E nem precisa ser um mal contagioso. A questão implícita está na afirmação do oncologista Mark G. Kris. Por que aumentou o número de fumantes do sexo feminino? A causa pode ser social. Nos últimos trinta anos, as mulheres entraram com força no mercado de trabalho, sujeitando-se a tudo de bom e de ruim que ele impõe. E o tabaco, sabidamente, desencadeia um mecanismo que “acalma” o usuário. Atividades Criar campanhas publicitárias na escola sempre traz muita repercussão. Trabalhe em parceria com o professor de Língua Portuguesa e inclua toda a comunidade numa cruzada antifumo.
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SIMULADOR DE BAFÔMETRO 1- ATIVIDADE EXPERIMENTALPolicial aplicando o teste do bafômetro.O consumo exagerado de bebidas alcoólicas tem se tornado um grande problema em todo o mundo. A ingestão habitual de grandes quantidades de álcool, além de levar à doença alcoolismo, pode causar danos irreversíveis ao cérebro, ao coração e ao fígado.Mas os problemas não afetam só o alcoólatra, todos nós sabemos dos riscos de se dirigir embriagado, você coloca em risco não só a sua vida, mas a de muitas outras pessoas. A fiscalização de trânsito usa de recursos para desvendar se um motorista está ou não embriagado e um deles é o bafômetro: esse aparelho mede a quantidade de álcool no organismo. No trânsito, uma pessoa que ingeriu álcool só está apta para dirigir, se apresentar níveis de etanol abaixo de 0,06 %.Não é preciso ser policial para possuir o bafômetro, podemos construir um simulador deste aparelho através do seguinte procedimento: Material: • Um pequeno vidro transparente (pode ser de remédio); Construção do equipamento: Você irá precisar de dois tubos de látex, um deles vai até o fundo do vidro grande e o outro ultrapassa apenas um pouco da tampa (esse deverá formar uma conexão com o vidro de remédio). Esta tampa deverá estar encaixada e com furos que permitam somente a entrada dos tubos de látex.Preparo da solução: acrescente à solução de dicromato de potássio igual volume de solução de ácido Sulfúrico. Procedimentos: 1. Coloque álcool no vidro maior até ¼ de sua capacidade; 2. Coloque a solução ácida de dicromato de potássio no vidrinho de remédio até à metade de sua capacidade; 3. Sopre para dentro do vidro grande e observe o borbulhamento dentro do vidro menor (que contém dicromato de potássio). Conclusão: Você irá observar com esse bafômetro a reação do álcool com o dicromato, essa reação é que produz o borbulhar da solução. Relação dos efeitos no comportamento humano com a concentração alcoólica do sangue: – 0,05 % de álcool no sangue: euforia, sensação de relaxamento e bem-estar, visão reduzida; – 0,10 %: alterações na coordenação motora e confusão mental; – 0,15 %: demora na resposta a fatos externos e maior dificuldade de coordenação; – 0,20 %: alterações de humor; – 0,30 %: fala distorcida; – 0,35 %: estupor – falta profunda de resposta onde o indivíduo só desperta com um estímulo energético (sacudidas, beliscões, gritos); – 0,45 %: coma alcoólico, do qual o indivíduo não pode ser despertado. |
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O BAFÔMETRO 2ObjetivoMostrar o funcionamento de um bafômetro através da oxidação do álcool comum(etanol).DescriçãoSabe-se que, no momento em que se ingere bebidas alcoólicas, o etanol entra na circulação sangüínea e, ao passar pelos pulmões, uma parte do álcool é liberada através da respiração.Desse modo, um motorista suspeito de dirigir após ingestão de bebidas alcoólicas apresentará, em sua respiração, uma quantidade de álcool proporcional à que ele teria ingerido.Na pisseta, uma parte do álcool está no estado de vapor, e quando ela é apertada, esse vapor entra em contato com a solução de K2Cr2O7/H+. Dessa forma, a pisseta faz o mesmo papel dos pulmões.Material0,6g de K2Cr2O7(s)(dicromato de potássio)
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| Análise
A solução K2Cr2O7/H+ é uma mistura oxidante que, ao reagir com o etanol, provocará sua oxidação a etanal e, até mesmo, a ácido acético, de acordo com a reação abaixo: 1) A ocorrência é perceptível pela mudança de cor.BR> 2) Os bafômetros conseguem determinar a concentração do álcool no sangue pela análise da intensidade da cor, intensidade que é captada com o auxílio de uma célula fotoelétrica muito sensível. |
CONSTRUINDO BAFÔMETRO CASEIRO PARA DETERMINAÇÃO DO TEOR ALCOÓLICO
Descrição
Em 1954, o Dr. Robert Borkenstein, então professor na Universidade de Bloomington, inventou o bafômetro, um aparelho que permite checar os níveis de álcool por meio da análise do ar exalado pelos pulmões, onde tal aparelho utiliza a oxidação química e fotometria para determinar a concentração de álcool no sangue. A invenção do bafômetro é a aplicação da lei dotado de um teste não invasivo proporcionando resultados imediatos para determinar se um indivíduo está com concentração de álcool na respiração, no momento do teste.
MATERIAIS UTILIZADOS
· Tabletes de giz escolar;
· Algodão;
· Balões de aniversários;
· Pinça;
· Rolha;
· Vidro Relógio;
· Pipeta de 5 mL;
· Pedaços de tubos transparentes (aproximadamente 10 cm);
· Solução Ácida de Dicromato de Potássio;
· Diferentes Bebidas Alcoólicas.
Obs: Foram escolhidas para este experimento vinho, licor e cachaça.
Modo de Preparo da Solução Ácida de Dicromato de Potássio:
Adicione 40 mL de água deionizada em um béquer posteriormente adicione lentamente 10 mL de ácido sulfúrico comercial concentrado e 1g de dicromato de potássio. Agite a solução até que a mesma fique completamente homogênea.
PROCEDIMENTOS:
Pegue a rolha e coloque-a em uma das extremidades do tubo, em seguida coloque uma pequena quantidade de algodão (cerca de ¼ do tubo) de modo que este fique compactado à rolha.
Em seguida, quebre o giz em pequenos pedaços evitando que o pó do giz se misture aos fragmentos. Coloque os pedaços do giz em um vidro de relógio e a seguir molhe-os com a solução com a solução de dicromato de maneira que eles fiquem úmidos, mas não encharcados.
Com o auxílio da pinça coloque os pedaços de giz no tubo.
Adicione 1 mL de vinho em um dos balões repetindo mesmo procedimento com as demais bebidas, deixando um dos balões sem bebida.
Encha os balões com mesma quantidade de ar, depois coloque os balões em seus respectivos tubos. Solte o ar vagarosamente destampando a rolha. Compare a alteração da cor dos diferentes tubos.
Conclusão:
Ao final do experimento pode-se observar que o balão que continha a cachaça obteve o maior teor alcoólico medido qualitativamente seguido do licor e do vinho.
mudança de cor é devido a reação de oxidação do etanol a aldeído.
Equação completa.
K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) + 3CH3CH2OH(g) ® Cr2(SO4)3(aq) + 7H2O(l) + 3CH3CHO(g) + K2SO4(aq)
Como fritar um ovo sem calor?
Reagentes e materiais:
§ Frigideira ou outro recipiente semelhante.
§ Um frasco de álcool etílico (a álcool normal que se usa em nossas casas).
§ Um ovo.
Procedimentos:
§ Partir o ovo e colocar o ovo na frigideira.
§ Colocar o álcool dentro de um frasco .
§ Despejar o líquido sobre o ovo até cobrir totalmente.
§ Observar a clara de ovo a ficar branca.
Explicação:
A albumina que se encontra na clara do ovo reage com o álcool etílico e sofre desnaturação.
As proteínas podem possuir estruturas primárias, secundárias, terciárias e quaternárias. Muitas das funções dessas proteínas estão ligadas diretamente às suas estruturas. No entanto, elas podem perder as suas estruturas secundárias, terciárias e até quaternárias, e, consequentemente, deixarem de ser ativas.
Quando essas conformações espaciais são alteradas ou destruídas, dizemos que a proteína foi desnaturada ou ocorreu uma desnaturação proteica, mantendo somente a estrutura primária, que é a própria cadeia peptídica, formada pela sequência de aminoácidos ligados entre si.
Nesta experiência, após a adição de álcool etílico, a mistura ficou esbranquiçada, porque a albumina é desnaturada pela adição de álcool etílico.
ESTRATÉGIAS DE ENSINO
Vista de um caleidoscópio multicolorido
O caleidoscópio foi inventado na Inglaterra, em 1817 pelo físico escocês Dawid Brewster (1781-1868).[5] Cerca de doze ou dezesseis meses mais tarde ele despertava a admiração universal. Afirma-se que o caleidoscópio já era conhecido no século XVII. Conta-se que, na época, um rico francês adquiriu um caleidoscópio por 20.000 francos. Era feito com pérolas e gemas preciosas ao invés de pedaços de vidro colorido. Durante muito tempo o caleidoscópio foi um divertido brinquedo. Hoje é usado para fornecer padrões de desenho. Inventou-se um dispositivo para fotografar as formas do caleidoscópio, registrando assim, mecanicamente, os mais diversos padrões ornamentais.
O caleidoscópio de Brewster consistia em um tubo com pequenos fragmentos de vidro colorido e três espelhos que formavam um ângulo de 45 a 60 graus entre si. Os pedaços de vidro refletiam-se nos espelhos, cujos reflexos simétricos, provocados pela passagem da luz, criavam a imagem em cores.
Atualmente o caleidoscópio é formado por um pequeno tubo, no fundo do qual há pedaços coloridos de vidro ou de outro material e três espelhos dispostos de tal forma que, ao se movimentar o tubo, visualizam-se diferentes figuras coloridas em imagens multiplicadas que se formam em arranjos simétricos. Estes espelhos podem ser dispostos em ângulos diferentes: a 45°, cada um dos três espelhos formava oito imagens duplicadas. A 60°, formava seis imagens e a 90°, formava quatro imagens.
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É possível, em uma feira de ciências, realizar as mais variadas demonstrações experimentais com espelhos. Você não deve se limitar a apreciar os efeitos ou a beleza das figuras, mas discutir as causas que os produziram, qual o traçado e a geometria dos raios de luz que os criaram.
Quando estudamos a respeito dos espelhos planos, vimos que, para a Física, espelhos são apenas superfícies polidas que produzem reflexão regular. Sendo que a forma geométrica da superfície determina as propriedades dos espelhos e das imagens que eles produzem. Em um espelho plano, a imagem de uma figura ou de qualquer outro objeto pode ser obtida por simetria pela imagem de cada um dos seus pontos.
Vimos também que associando dois espelhos planos temos a possibilidade de formar inúmeras imagens. A quantidade de imagens que podem ser formadas em uma associação de espelhos planos está ligada diretamente ao ângulo entre esses dois espelhos. Resumindo, podemos dizer que quanto menor for o ângulo entre dois espelhos associados, maior será o número de imagens formadas pelo conjunto.
A fim de demostrar, de forma simples, a formação de imagens em uma associação de espelhos planos, vamos propor a construção de um caleidoscópio.
Para construir um caleidoscópio vamos precisar de três tiras retangulares iguais de espelhos planos dispostos na forma de prisma triangular com as faces refletoras voltadas para dentro. Para melhor segurança do caleidoscópio, passe fita crepe grossa em volta dele. Em seguida, após montado, observe qualquer figura através do conjunto.
Para obter um efeito interessante (em virtude da multiplicação e simetria das imagens produzidas), gire frequentemente o caleidoscópio, com isso você verá que as imagens se modificam constantemente. Use sua criatividade e observe diversos objetos que estão à sua volta e veja o quanto as imagens ficam interessantes no caleidoscópio.
Por Domiciano Marques
Graduado em Física
| ESTRATÉGIAS |
| · Desenvolver os conteúdos propostos através de aulas expositivas associando os conteúdos teóricos à exemplos práticos de nosso dia a dia.
· Levantamento das ideias dos alunos; experimento, problemas, questões abertas e questões de classificação. · Utilizar textos científicos e vídeos sobre a Química. · Praticar os conteúdos estudados através de exercícios propostos, trabalhos e pesquisas. |
| RECURSOS |
| · Conteúdos retirados de livros didáticos, apostilas, pesquisas, vídeos, exemplos e experimentos.
· Análise de situações do cotidiano e suas relações com os conteúdos trabalhados. · Livro Didático (Química na abordagem do cotidiano), Caderno do aluno. |
| AVALIAÇÃO |
| · Todas as atividades desenvolvidas pelos estudantes serão avaliadas no processo de aprendizagem:
· 5,0 pontos (Avaliação atitudinal): responsabilidade, pontualidade, participação em aula, tarefas de casa, comprometimento, empenho em aprender, respeito e tolerância às limitações dos colegas, disciplina, cooperação, frequência, caderno, apostila, participação em projetos. · 3,0 pontos (Avaliação conceitual): exercícios de fixação e prova. · 2,0 pontos (Pesquisas ou trabalhos):serão avaliadas considerando os seguintes critérios: Capa; Resumo; Conclusão; Organização; Bibliografia; Apresentação. |
| RECUPERAÇÕES DA APRENDIZAGEM |
| O processo de recuperação da aprendizagem é realizado de maneira continua e imediata, explorando suas habilidades sobre os conteúdos ministrados no bimestre. Assim, findada a avaliação do processo ensino-aprendizagem, referente a cada situação didática, é efetuada a retomada dos processos dos conteúdos estudados para esclarecimento de eventuais e/ou pendentes dúvidas e, em seguida realizada uma nova avaliação do processo, utilizando-se desta vez, de distintos instrumentos nos quais são sempre considerados os avanços no aprendizado e o comprometimento por parte de discente, respeitando sua individualidade e seu tempo de aprendizagem por isso os alunos não são avaliados da mesma forma. |
