1.  SOLUÇÕES

Conceito
Determinado material é denominado solução quando é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. São exemplos de soluções a água do mar, o bronze, o latão, o aço, etc. Numa solução, a substância dissolvida denomina-se soluto e aquela em que este (ou estes) se dissolvem denomina-se solvente.
Considere duas soluções: água-sal de cozinha e água-álcool.
Quando se adiciona uma pequena quantidade de sal de cozinha a um copo com água, o sal se dissolve, formando uma solução diluída. Aumentando-se a quantidade de sal, a solução vai-se tornando cada vez mais concentrada, até saturar-se, isto é, até atingir a capacidade máxima de dissolução. A partir desse ponto, todo sal adicionado deposita-se no fundo, não se dissolvendo. Portanto, por mais sal que se adicione, a concentração da solução permanece constante (desde que a temperatura também não se altere). Soluções nessas condições são denominadas saturadas. Neste exemplo, a água é o solvente e o sal é o soluto.
Considere agora soluções de álcool e água. Estas jamais atingem a saturação: os dois líquidos são miscíveis, independentemente da quantidade relativa de cada um. Neste caso, qual o soluto? Qual o solvente? As respostas requerem bom-senso: numa solução onde a quantidade de água excede a de álcool, diz:se que o solvente é a água; no caso inverso, o solvente seria o álcool. E quando ambos existem em quantidades iguais? Neste caso, tem-se liberdade de escolher e qualquer resposta será válida.
Quando dizemos que uma solução é diluída ou concentrada, estamos expressando a concentração de modo vago, meramente qualitativo. Entretanto, para muitos experimentos, precisamos utilizar soluções com concentração bem definida, expressa quantitativamente em percentagem ou em molaridade.

Soluções Percentuais
A concentração expressa em percentagem pode estar se referindo à massa ou ao volume. Os exemplos seguintes mostram diversas maneiras de exprimir a concentração em percentagem:

1. . A relação é estabelecida entre a massa do soluto e a massa do solvente.
   Exemplo: Em um recipiente, pese 5 gramas de soluto. Junte 100 gramas de solvente e misture até dissolver. Essa é uma solução a 5% para a massa do soluto em relação à massa do solvente.
2. A relação é estabelecida entre a massa do soluto e o volume do solvente.
   Exemplo: Em um recipiente pese 5 gramas de soluto e adicione 100 ml de solvente. Essa será uma solução a 5% para a massa do soluto em relação ao volume do solvente.
   c. A relação é estabelecida entre a massa do soluto e o volume da solução e não do solvente. Exemplo: Pese 5 g de soluto e junte pequena quantidade de solvente, o suficiente para dissolver o material. Transfira para um frasco graduado e complete o volume até 100 ml. Esta também é uma solução a 5%, mas a percentagem está-se referindo à solução, isto é, existem 5 gramas de soluto dissolvidas em 100 ml de solução. Nesse caso, temos uma solução a 5% para a massa do soluto em relação ao volume da solução.                                  Quando o soluto é líquido, em vez de determinarmos sua massa, podemos determinar seu volume e expressar a concentração em termos do volume do soluto em relação ao volume do solvente ou da solução. As soluções percentuais mais comumente usadas são aquelas em que se completa o volume, obtendo-se assim um volume conhecido da solução (tipo c).

Existem outras maneiras de caracterizar as soluções. São usadas as designações: soluções normais, soluções formais, etc., as quais não foram utilizadas neste PQE.

Soluções Molares
Damos o nome de soluções molares a soluções cuja concentração é expressa em função da massa molecular do soluto. Assim, dizemos que determinada solução é 1 molar (1 M) quando contém 1 mol de soluto em 1 litro de solução. Uma solução 0,2 molar (0,2 M) contém 0,2 mol de soluto em um litro de solução.
Para preparar soluções molares de uma substância, precisamos, antes de mais nada, saber quanto vale 1 mol dessa substância.

Vejamos dois exemplos:

1. Preparação de solução 1,0 M de NaCI. Consultando-se uma tabela de massas atômicas, encontramos:
   Massa atômica do sódio = 23,0
   Massa atômica do  cloro = 35,5
   1 mol de NaCI = 23,0 g + 35,5 g = 58,5 g
   Portanto, deve-se dissolver 58,5 g de NaCI em pequena quantidade de água e completar até 1 L.
   b.Preparação de solução 0,2 M de NaCI.
   1,0 mol de NaCI  = 58,5 g de NaCI
   0,2 mol de NaCI  = x g de NaCI
   Donde: x = (0,2 x 58,5) g de NaCI = 11,7 g ≈ 12 g
   Então, para preparar a solução 0,2 M de NaCI pesam-se 12 g de NaCI, dissolvem-se em pequena quantidade de água e completa-se o volume até obter um litro.

É muito frequente utilizarmos quantidades pequenas de solução, não havendo necessidade de preparar um litro. Se, por exemplo, forem necessários apenas 50 ml de solução 0,2 M de NaCI, procede-se da seguinte maneira:

1. Calcula-se quantos gramas representam 0,2 mol dessa substância (12 g; veja acima).
   b.Calcula-se, em seguida, a massa de NaCI necessária para 50 ml de solução:
   Para 1000 ml de solução são necessários 12 g de NaCI.
   Para 50 ml de solução são necessários x g de NaCI.
   Portanto: x = (50×12)/1000 = 0,6 g.

Exercícios:

1. Quantos gramas de nitrato de chumbo, Pb (N0₃)₂, são necessários para preparar 400 ml de solução 2,00 M dessa substância?
   Resposta: 265 g.
   2.Quantos gramas de hidróxido de sódio, NaOH, são necessários para preparar 50 ml de solução 0,80 M dessa substância?
   Resposta: 1,6 g.

Molaridade de Alguns Reagentes
Os ácidos clorídrico, nítrico e sulfúrico, e a amônia, vendidos no comércio como reagentes concentrados, são soluções aquosas, cujas molaridades são aproximadamente as seguintes:

Substâncias	Molaridades
HCl	11,7
HNO3	15,6
H2SO4	18,0
NH3	15,1

Portanto, para preparar, por exemplo, um litro de solução 1 molar (1 M) de ácido clorídrico, deve-se diluir 11,7 vezes o ácido concentrado. Em outras palavras, a solução 1M de ácido clorídrico é 11,7 vezes menos concentrada do que a solução comercial.
Portanto, 1000 ml de solução 1M devem conter: 1000/11,7 = 85 ml de ácido concentrado, completando-se o volume com água, até obter-se 1 litro (1000 ml).

Soluções Molares de Sais Hidratados
Certos sais são normalmente fornecidos na forma hidratada, isto é, cada molécula do sal está associada a diversas moléculas de água. Por exemplo, os cristais azuis de sulfato de cobre são hidratados e devem ser representados pela fórmula CuS0₄. 5H₂0. Os cristais de sulfato de cobre anidro, CuS0₄, são brancos.
Para preparar uma solução molar de um sal hidratado, é necessário levar em consideração a quantidade de água já existente nos cristais, ou seja, é preciso conhecer a massa molecular do sal anidro e a do sal hidratado. Por exemplo:
Massa molecular do CuS0₄ anidro = 63,5 + 32 + 64 = 159,5
Massa molecular do CuSO₄.5H₂O = 159,5 + (5 x 18) = 249,5
Ora, existe a mesma quantidade de CuSO₄, em 159,5 g do sal anidro e em 249,5 g do sal hidratado. Portanto, para preparar 1 litro de solução molar, deve-se usar 159,5 g do sal anidro ou então 249,5 g do sal penta-hidratado.

Observações:

1. Desejando-se trabalhar com o sal anidro, deve-se secar os cristais em estufa ou sobre chama fraca. Em ambos os casos, os cristais devem ser colocados numa cápsula de porcelana.
2. As soluções denominadas padronizadas ou tituladas são soluções cuja concentração é conhecida com grande precisão. São preparadas de acordo com técnicas especiais descritas em textos de Química Analítica Quantitativa.
3. Nos experimentos contidos neste PQE não há necessidade de soluções padronizadas.

Preparação de Água de Cal e de Água de Barita
Certas soluções são muito usadas em trabalhos de laboratório como as soluções de hidróxido de cálcio e de bário, conhecidas, respectivamente, como água de cal e água de barita, as quais são soluções saturadas desses hidróxidos. Para prepará-las, basta ir adicionando o hidróxido sólido a uma certa quantidade de água, até que comece a aparecer sólido não dissolvido depositado no fundo; agita-se o líquido para assegurar máxima dissolução e deixa-se em repouso algum tempo; por último, transfere-se a parte clara do líquido para frascos (rotulados) que deverão ficar fechados. No caso da água de cal, é mais prático prepará-la a partir da cal viva, que é mais fácil de se obter do que o hidróxido de cálcio. Entretanto, o professor deverá tomar cuidado ao misturar a cal viva com a água, pois a reação é violenta. Deverá usar um recipiente grande com água (balde grande) e acrescentar a cal pouco a pouco, mexendo vagarosamente. O professor não deve pedir aos alunos que façam essa preparação. A água de barita, solução aquosa de hidróxido de bário [Ba(OH)₂] é preparada do mesmo modo que a água de cal.

Preparação de “Papel de Cobalto”

1. Preparar uma solução saturada de cloreto de cobalto.
2. Molhar na solução assim preparada tiras de papel de filtro de, aproximadamente, 1 cm x 5 cm.
3. Deixar secar as tiras ao sol.

Preparação de Soluções de Uso Biológico

Solução de Lugol

1. Dissolver 10 g de iodeto de potássio (cristais) em 100 ml de água destilada.
2. Acrescentar 5 g de iodo (cristais).

Solução de Fenolftaleína

Dissolver 0,5 g de fenolftaleína (pó) em 100 ml de álcool a 96%.

Solução de Azul-de-Metileno

1. Dissolver 0,5 g de azul-de-metileno (pó) em 30 ml de álcool a 96%.
2. Dissolver 0,1  g de potassa cáustica (granulado) em 100 ml de água.
3. Juntar as duas soluções.

Solução de Azul-de-Bromotinol

1. Solução a 0,1 %: dissolver 0,5 g de azul-de-bromotinol em pó em 500 ml de água destilada.
2. Solução a 0,04%: dissolver 0,4 g de azul-de-bromotinol em 1000 ml de água destilada.

2. Cachoeira de Fumaça explicação

Uma 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 armas 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.

3. Lamparina a álcool

Material

1 frasco de plástico
1 tubo de alumínio com orifícios
1 bucha de plástico ou de borracha maciça
1 pedaço de barbante grosso, destorcido (pavio)

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 montagem da lamparina é feita da seguinte maneira:

1. 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.
2. 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).
3. 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.
4. Coloque álcool nas lamparinas com o auxílio de um frasco-lavador, sem enchê-las completamente. 
   Atenção: O álcool deve ser colocado nas lamparinas sempre pelo professor, nunca pelos alunos e, de preferência, antes do início da aula prática.
5. 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.
6. 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.
5. Separação de Materiais
   Projeto de Química Experimental
   (Parte 1 – Introdução)

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
Familiarizar os alunos com várias técnicas de separação dos constituintes de diferentes misturas. Adquirir habilidade manual na execução dessas técnicas.

Preparação Prévia
Os experimentos da parte 2 até a parte 6 do título Separação de Materiais serão realizados com uma solução de azul-de-metileno, a qual deverá ser preparada pelo professor de acordo com as seguintes instruções:

Material

25 ml de álcool
10 mg de azul-de-metileno (pó)
1 bastão de vidro (18 cm x 0,5 cm)
1 funil de plástico (7 cm de diâmetro)
1 colher-medida de plástico
1 copo de vidro
1 frasco com tampa de rosca e rótulo (100 ml)

Preparação
Coloque o azul-de-metileno no copo (amostra do tamanho de uma cabeça de fósforo) e adicione o álcool. Agite com o bastão para ajudar a dissolução. Em seguida, acrescente água até encher o copo quase por completo e misture novamente. Esta é a solução-estoque, a partir da qual serão feitos os experimentos. Guarde-a no frasco tampado e rotulado.

Seguem os experimentos:
Parte 1 – Separação de materiais
Parte 2 – Filtração em papel-filtro
Parte 3 – Separação por adsorção em carvão
Parte 4 – Evaporação
Parte 5 – Destilação
Parte 6 – A destilação e a separação de líquidos
Parte 7 – Cromatografia em papel

Separação de Materiais
Projeto de Química Experimental
(Parte 4 – Evaporação)

Material

5 cm³ de solução azul-de-metileno
1 copo de vidro
1 funil de plástico (7 cm de diâmetro)
1 bastão de vidro (18 cm x 0,5 cm)
1 pinça de madeira
1 tubo de ensaio (15 mm x 150 mm)
1 estante para tubos de ensaio
1 lamparina a álcool
Álcool para queimar

Procedimento
a. Coloque o tubo de ensaio na estante.
b. Coloque a solução de azul-de-metileno no copo limpo e passe-a deste para o tubo de ensaio com o auxílio do funil e do bastão.
c. Acenda a lamparina.
d. Segure o tubo de ensaio com a pinça de madeira e leve-o sobre a chama da lamparina.
e. Espere a solução entrar em ebulição e deixe praticamente todo o líquido evaporar-se.
f. Observe o resíduo que fica no fundo do tubo de ensaio.

Resultado Esperado
Após a evaporação sobra um resíduo azul-escuro no fundo do tubo de ensaio.
(Parte 5 – Destilação)

Material

10 cm³ de solução de azul-de-metileno
cubo de gelo
2 tubos de ensaio (15 mm x 150 mm)
1 rolha de borracha (#16) com 1 furo de 4 mm de diâmetro
1 tubo flexível de plástico (50 cm de comprimento e 4 mm de diâmetro externo)
1 copo de vidro
1 suporte vertical metálico com base pesada
1 presilha
1 pinça metálica com cabo para prender o tubo de ensaio
1 funil de plástico (7 cm de diâmetro)
1 bastão de vidro (18 cm x 0,5 cm)
1 estante para tubos de ensaio
3 cacos de porcelana (pedrinhas de ebulição)
1 lamparina a álcool
Álcool para queimar

Procedimento
a. Introduza o tubo de plástico na rolha, ultrapassando-a aproximadamente 1 cm.
b. Coloque o tubo de ensaio na estante, passe a solução de azul-de-metileno para o copo e, deste, para o tubo de ensaio, usando a técnica já descrita. O líquido não deverá ultrapassar 1/3 da altura do tubo.
c. Acrescente ao tubo as pedrinhas de ebulição.
d. Monte o conjunto indicado na ilustração acima.
e. Aqueça cuidadosamente e observe o que acontece nos dois tubos de ensaio.
f. Quando o líquido azul no tubo de ensaio da esquerda estiver reduzido à metade ou menos, retire a extremidade do tubo de plástico de dentro do tubo de ensaio da direita e, só então, apague a lamparina.

Observação
Se a lamparina for apagada antes de se retirar o tubo plástico do tubo de ensaio onde está o líquido destilado, este será sugado de volta para o tubo da esquerda (refluxo).

Resultado Esperado
A mistura entra em ebulição. Os vapores formados percorrem o tubo de plástico e, ao atingirem uma região mais fria, condensam-se. O líquido condensado é incolor, diferente, portanto,da solução inicial.
(Parte 6 – A destilação e a separação de líquidos)

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.

Objetivo
Compreender que a destilação pode ser usada para separar líquidos que tenham pontos de ebulição diferentes.

Material

10 ml de álcool em frasco de vidro com tampa de rosca
1 béquer (100 ml)
1 tubo de ensaio (15 mm x 150 mm)
1 termômetro (de -10°C a +110°C)
1 funil de plástico (7 cm de diâmetro)
1 estante para tubos de ensaio
1 lamparina a álcool
1 tripé (10 cm de altura x 8 cm de lado)
1 tela de amianto (10 cm de lado)
Álcool para queimar

Procedimento
a. Coloque o tubo de ensaio na estante e a haste do funil dentro do tubo de ensaio. Ao lado da estante, coloque o frasco com 10 ml de álcool tampado.
b. Sobre a mesma mesa, mas afastada do frasco com álcool, coloque a lamparina e o tripé com a tela.
c. Sobre a tela, coloque o béquer com água até a metade e o termômetro, como indica a ilustração (a).
d. Acenda a lamparina e aqueça a água até a ebulição. Observe a temperatura da água e anote a temperatura em que ela entra em ebulição.

Observação
Para ler a temperatura, erga um pouco o termômetro de modo a mantê-lo no meio do líquido e não encostado ao fundo do recipiente. Movimente-o cuidadosamente para misturar o líquido, uniformizando assim a temperatura.

1. Apague o fogo, retire a lamparina e, somente depois disso, coloque o álcool no tubo de ensaio, rapidamente, através do funil. Retire o funil.
   f.Retire o termômetro do béquer, enxugue-o rapidamente e mergulhe-o no tubo de ensaio com álcool.
   g. Coloque o conjunto tubo-termômetro na água que acabou de ser aquecida, agite o tubo dentro da água e observe o que acontece com o álcool. Anote a temperatura indicada pelo termômetro; siga ilustração (b).

Resultados Esperados e Discussão
• A água ferve a 100°C ou um pouco abaixo dessa temperatura, dependendo da altitude do local e do grau de pureza da água.

• 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
Neste experimento será usada a técnica da cromatografia em papel (do grego Khroma, cor). A origem desta denominação prende-se ao fato de que, inicialmente, esta técnica era empregada apenas na separação dos componentes de materiais coloridos.

Preparação Prévia
Peça aos alunos, com antecedência, que levem canetas esferográficas no dia da realização do experimento. Será interessante que cada aluno (ou grupo de alunos) disponha de duas canetas de cores diferentes. É interessante também que algum grupo use tinta Parker (sem Solvex).

Material

20 ml de álcool
2 copos de vidro
2 tiras de papel-filtro (6 cm x 15 cm)
2 canetas esferográficas (de cores diferentes)

Procedimento

1. Faça duas dobras em cada tira de papel-filtro, no sentido longitudinal, na distância de 2 cm uma da outra. Numere-as 1, 2e 3 (veja ilustrações).

1. Utilizando uma das canetas esferográficas, desenhe na dobra número 1de cada tira, a 3 cm da extremidade, uma bolinha do tamanho de uma cabeça de fósforo.
   c. Faça o mesmo na dobra número 3 de ambas as tiras, utilizando agora a esferográfica de cor diferente.
   d. Na dobra número 2 desenhe também uma bolinha usando, desta vez, as duas canetas. Desenhe uma sobre a outra, mas não aumente o diâmetro da mesma.
   e. Escreva “álcool” na extremidade de uma das tiras de papel-filtro e “água” na extremidade da outra.
   f. Coloque água num dos copos e álcool no outro, até 1 cm de altura.
   g. Introduza em cada um deles a tira de papel previamente marcada, evitando que encoste nas paredes do recipiente (veja ilustração acima).
   h. Observe o que acontece durante 15 minutos e, em seguida, retire as tiras de papel.

Resultados Esperados e Discussão
No papel-filtro mergulhado em água, as marcas feitas com caneta esferográfica ficam praticamente inalteradas, porque a tinta dessas canetas é insolúvel em água. No papel-filtro mergulhado em álcool, as marcas feitas vão aumentando de tamanho e observa-se uma separação de cores. Isto ocorre porque a tinta é solúvel em álcool e seus diversos componentes, uma vez dissolvidos, espalham-se pelo papel-filtro, por capilaridade. Como cada componente percorre o papel com uma velocidade diferente, ocorre a separação dos diferentes materiais que constituem a tinta. Cada material é identificado por sua cor.

Sugestões
Se houver possibilidade, substitua os copos por frascos de boca larga, com tampa, para retardar a evaporação do álcool.

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.
2- Acrescente um pouco de álcool e continue triturando, até obter um extrato bem colorido (bastante concentrado).
3- Em seguida, coloque uma gota de extrato a 3 cm da extremidade da tira de papel-filtro.
4- Espere até secar e, somente depois, introduza a tira no álcool. Será conveniente trabalhar com frasco de boca larga tampado.

5. Relatório Sopro Magico

Relatorio 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 experimental

1. 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.

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 canetinhashidrocor. No copo, coloque um pouco de álcool. No filtro de café, faça um círculo ou um risco com a canetinhahidrocor. 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 experimental

5. 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.

6. Indicadores Ácidos Bases Naturais

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,

7. A PILHA DE DANIELL.

Você já ouviu falar na famosa pilha de Daniell? Inventada em 1836 por John FredericDaniell, 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

• 4 béqueres de 100 mL
• Algodão
• Mangueira
• 2 fios com conectores (jacarés)
• Multímetro
• Relógio digital a pilha
• 2 placas de cobre metálico
• 2 placas de zinco metálico
• Sulfato de cobre 1,0 mol/L
• Sulfato de zinco 1,0 mol/L
• Solução saturada de NaCl

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.

8. Pilha de limão

Material
Limão.
Placa de cobre.
Placa de zinco.
Voltímetro.
Três fios eléctricos com crocodilos nas extremidades.

Procedimento
1. Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades une o fio do polo vermelho do volímetro ao eléctrodo de cobre.
2. Com outro fio une o polo preto (COM) do voltímetro ao eléctrodo de zinco.
3. Espeta os eléctrodos no limão tendo em conta que estes não se devem tocar. (podes verificar que o voltímetro indica a diferença de potencial de cerca de 1 V. Podes utilizar esta fonte de energia eléctrica para alimentar um relógio digital)

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.
Em contraste quando as duas placas são mergulhadas num electrólito (solução condutora), a reacção entre os eléctrodos ocorre continuamente. Como electrólito pode utilizar-se qualquer solução aquosa ácida, alcalina ou salina. A pilha electroquímica de limão funciona porque o sumo de limão é ácido.
Desta forma, este processo de produção contínua de energia eléctrica torna-se útil para certas aplicações. No entanto, assim como acontece para as pilhas secas, estas pilhas têm um certo tempo de vida. Nos eléctrodos ocorrem reacções químicas que acabam por bloquear a transferência de electrões do ânodo (zinco – de onde saem os electrões) para o cátodo (cobre – onde entram os electrões).

9. DETERMINAÇÃO DE OXIGÊNIO PRESENTE NO AR

ESTRATÉGIAS DE ENSINO

Para 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

10 – 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.

11. CORROSÃO DO FERRO

Coloque seis pregos em seis tubos de ensaio, contendo diferentes líquidos e

Introdução:

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)₂ + H₂O + 1/2O₂ → 2 Fe(OH)₃

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.

12. 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.
Espátula.
Cristais de hidróxido de sódio.
Solução de fenoltaleína diluída.
Solução de peróxido de hidrogênio 3% ou água oxigenada 10 volumes.
Detergente, de preferência incolor ou amarelo.
Cristais de iodeto de potássio.

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

 

13. LUVA INFLÁVEL

 

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.
Luva cirúrgica.
Béquer de 300 ml.
200 ml de água.

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).

Dicas

Na falta de uma luva pode usada uma bexiga.

Como alternativa ao béquer pode ser usado um copo de abertura compatível com a da luva.

14. 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).
Uma lamparina.
Um bulbo de lâmpada incandescente.
Cola “Durepox”.
Cano metálico (desses usados em antenas de TV) de 10 cm.
Um metro de liga de soro.
Um metro de arame.
Um copo de 200 ml.
Funil.
Uma rolha.
Um litro de água.
Cem gramas de sal de cozinha.

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.
Construa um tripé com o arame com a finalidade de fixar a bulbo da lâmpada.

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.

15. 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:
Mistura-se a água oxigenada com sabão e corante em um recipiente pequeno, de boca estreita. Não há regra fica para a quantidade de água oxigenada. Cerca de 40 ml são suficientes. Algumas gotas de sabão e de corante também bastam.
Depois, deve-se despejar uma colher de café de iodeto de potássio sobre a mistura, e uma grande espuma se formará de repente.

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 elefante

A 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).
O iodeto de potássio acelera a decomposição da água oxigenada, fazendo com que ela libere o oxigênio de forma muito rápida.
Como há sabão na mistura, as bolhas de oxigênio acabam formando uma grande espuma, que fica colorida por causa do corante.
Mesmo depois da experiência, não convém tocar na espuma sem proteção nas mãos, pois ainda pode haver água oxigenada que não foi decomposta.

Veja a fórmula dessa reação química:

16.1 DEMONSTRAÇÃO DA CHUVA ÁCIDA

A química do enxofre (I).

Realizamos uma experiência com enxofre!
O objetivo era uma reação química imediata na qual o resultado seja mudança de odor.
vamos por parte:
uma reação química é: uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos.
Os materiais utilizados foram:
– pires
– fóforo
– enxofre
– papel
A mudançla de odor que acontece é uma combustão.
a equação da reação de combustão de enxofre e a reação do gás produzido com a água:

Vamos estabelecer alguns conceitos:
Enxofre é encontrado na forma sólida de símbolo S
Ele entra em combustão na presença do Oxigênio gasoso O2

A reação é a seguinte:
S + O2 -> SO2

O dióxido de enxofre reage com água formando o ácido sulfuroso
SO2 + H2O -> H2SO3

O odor é Tóxico cuidado

Metodologia:

Pegue o papel e o coloque em um pires e queime-o. Depois, em um outro pires, coloque outro papel e um pouco de enxofre por cima e queime-o.

Resultados:

Na queima do papel o cheiro é bem leve, já o papel com enxofre o cheiro é muito pior e muito mais forte.

EXPERIMENTO COMO DEMONSTRAÇÃO DA CHUVA ÁCIDA

Acenda um fósforo dentro de um frasco contendo água, amônia e fenolftaleína, tampe e agite o frasco. O dióxido de carbono irá dissolver na água como ocorre na chuva ácida.

A chuva ácida é um dos grandes problemas ambientais de aspecto global com que todos se confrontam. Ela tem causado morte de peixes, destruição de vegetações, contaminação do solo e água e degradação de monumentos artísticos, estruturas metálicas, de prédios, edifícios, pontes e outros, além do surgimento de doenças respiratórias.

Portanto, é um tema de imprescindível importância, que precisa ser mencionado em sala de aula. A química está envolvida nesse processo, pois a chuva ácida ocorre devido à grande quantidade de óxidos ácidos poluentes, que são lançados na atmosfera e, que, posteriormente, reagem com a água da chuva produzindo ácidos.

Os principais óxidos que tornam a chuva ácida são os óxidos de enxofre (SO₂e SO₃), que podem vir de diversas fontes, tais como erupções vulcânicas e decomposição de restos de animais e vegetais. No entanto, a concentração desses gases na atmosfera está atingindo níveis alarmantes porque a combustão de uma grande quantidade de combustíveis fósseis libera enxofre na forma de seus óxidos. Por exemplo, os combustíveis fósseis usados em indústrias, como o carvão mineral; e em automóveis, como derivados do petróleo, principalmente o óleo diesel.

O dióxido de enxofre pode reagir com o oxigênio do ar e se transformar no trióxido de enxofre, que se dissolve na água da chuva tornando-se ácido sulfúrico:

S_(s) +  O_2(g) → SO_2(g)

SO_2(g) + H₂O_(l)→ HSO_3(aq) (Ácido sulfuroso)

SO_2(g)+  ½ O_2(g) → SO_3(g)

SO_3(g) + H₂O_(l)→ H₂SO_4(aq) (Ácido sulfúrico)

O professor de química pode demosntrar esse processo por meio de um experimento bem fácil de se realizar que será abordado a seguir. Esse experimento pode ser usado também para demonstrar o conteúdo de indicadores ácido-base.

Materiais e Reagente:

• Pote de vidro com tampa;
• Palitos de fósforo;
• Fenolftaleína;
• Água;
• Hidróxido de sódio (solução de soda cáustica) ou hidróxido de amônio (solução de amônia, amoníaco).

Fonte: Clip-Art.
Materiais necessários para o exeperimento de chuva ácida

Procedimento:

1. Coloque água no pote de vidro até aproximadamente  um quinto da sua altura;
2. Adicione algumas gotas do indicador fenolftaleína;
3. Acrescente algumas gotas de solução de amônia até que a solução mude de cor;
4. Acenda um palito de fósforo dentro do frasco e deixe a cabeça do fósforo queimar toda;
5. Retire rapidamente o palito de fósforo de dentro do frasco e tampe-o;
6. Agite o frasco;
7. Observe o que ocorre.

Resultados e discussão:

O hidróxido de sódio e o hidróxido de amônio são soluções básicas e a fenolftaleína é um indicador ácido-base que fica rosa na presença de uma base.

A caixa dos palitos de fósforo possui em sua parte extena uma tira em forma de lixa que contém o elemento fósforo. Ao contrário do que muitos pensam, o palito não contém fósforo, mas em sua cabeça temos o enxofre, um agente oxidante e cola. Quando acendemos o fósforo, o agente oxidante inicia a queima do enxofre, que se combina com o oxigênio do ar, produzindo dióxido de enxofre.

Assim como na chuva ácida, esse dióxido de enxofre se dissolve na água, fazendo com que o meio fique ácido. Em meio ácido, a fenolftaleína fica incolor.

16.2 EFEITOS DA CHUVA ÁCIDA

Professor, 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.

N_2(g) + 2 O_2(g) → 2 NO_2(g)
NO_2(g) + H₂O_(l)→ HNO_2(aq) + HNO_3(aq)

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) + O_2(g) → SO_2(g)
SO_2(g) + H₂O_(l)→ HSO_3(aq) (Ácido sulfuroso)

SO_2(g)+ ½ O_2(g) → SO_3(g)
SO_3(g) + H₂O_(l)→ H₂SO_4(aq) (Ácido sulfúrico)

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) + O_2(g) → SO_2(g)).

Em contato com a água dentro do pote de vidro, o dióxido de enxofre forma o ácido sulfuroso (SO_2(g) + H₂O_(l)→ HSO_3(aq) ). Ele pode também reagir com o oxigênio presente no ar dentro do pote e formar o trióxido de enxofre (SO_2(g)+ ½ O_2(g) → SO_3(g)), que, por sua vez, reage com a água dentro do pote e forma o ácido sulfúrico (SO_3(g) + H₂O_(l)→ H₂SO_4(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.
Papel indicador de pH mostrando pH próximo a 4

QUÍMICA Chuva ácida.

Objetivo Mostrar a formação de dois óxidos ácidos (SO2 e SO3) em regiões poluídas e a formação dos ácidos sulfúrico e sulfuroso a partir desses óxidos; ação da chuva ácida sobre os vegetais.

Descrição Resultado da dissociação de ácidos na água da chuva, entre eles o sulfúrico e o nítrico. Esses ácidos provêm de reações químicas na atmosfera terrestre, a partir da emissão de substâncias poluentes, especialmente os óxidos de nitrogênio e o dióxido de enxofre. Os óxidos de nitrogênio são liberados pelos veículos movidos a gasolina e óleo diesel. O dióxido de enxofre é produzido pela queima de óleo diesel por caminhões e ônibus e de combustíveis fósseis, como o carvão e os derivados de petróleo. Ao atingirem a superfície terrestre sob a forma de chuva, geada, neve ou neblina, esses ácidos alteram a composição do solo e das águas, comprometendo as lavouras, as florestas e a vida aquática. Também podem corroer edifícios, estátuas e monumentos históricos.

Material Aparato montado com frasco de vidro de maionese pequeno e uma colher de café, segundo o esquema abaixo: Enxofre(S8); Azul de bromotimol; Solução básica de hidróxido de sódio(NaOH 0,1M); Lamparina ou fogão ou fósforo aceso.

Procedimento Coloque no frasco a solução básica e algumas gotas do indicador (azul de bromotimol); A colher contendo enxofre deve ser levada ao fogo até a ocorrência da combustão do enxofre que é perceptível por uma chama azul; Adapte a tampa ao frasco rapidamente, feche e espere que este esteja preenchido por uma névoa esbranquiçada; Agite o sistema, com cuidado, e observe a mudança de cor do indicador.

Análise Os derivados do petróleo, tais como gasolina, querosene, óleo diesel, apresentam em sua constituição um certo teor de enxofre como impurezas. Quando esses combustíveis são queimados, nos motores de veículos ou em usinas termoelétricas, o enxofre também é queimado. Os óxidos formados reagem com a água, formados reagem com a água, formando ácidos que voltam à superfície na forma deste tipo de chuva ácida. Indicador ácido-base é uma substância que tem uma determinada cor em meio básico, apresentado outra em meio ácido. Sabe-se que o azul de bromotimol apresenta várias cores, dependendo do pH: em meio básico, ele tem uma coloração azul; em meio neutro, uma coloração verde e em meio ácido, apresenta a coloração amarela. As reações ocorridas neste experimento estão descritas logo abaixo: S(g) + O2(g) –> SO2(g) SO2(g) + ½ O2(g) —> SO3(g) SO2(g) + H2O(l) —> H2SO3(aq) SO3(g) + H2O(l) —> H2SO4(aq) A mudança de cor do azul para o amarelo evidencia a formação de ácido. A solução básica com o indicador pode ser substituída por um botão de rosa vermelha ou algum tipo de folha de cor verde intensa. Estes materiais, ao final do experimento, apresentarão um aspecto de “queimados”, murchos, enrugados e com cor parda.

17.1 SIMULADOR DE BAFÔMETRO – ATIVIDADE EXPERIMENTAL

Policial 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);
• Um vidro grande vazio com tampa (de maionese de 250 ou 500 ml);
• Tubo de látex;
• Cola de secagem rápida (durepoxi);
• Solução de dicromato de potássio (50 ml a 0,1 mol/L);
• Solução de ácido Sulfúrico (20% v/v);
• Álcool comum.

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.
Acima de 0,45 %: morte.

QUÍMICA O BAFÔMETRO

Objetivo Mostrar o funcionamento de um bafômetro através da oxidação do álcool comum(etanol).

Descrição Sabe-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.

Material 0,6g de K2Cr2O7(s)(dicromato de potássio) 25mL de H2SO4 concentrado (ácido sulfúrico) 50mL de H2O (água destilada) Béquer de 100mL ou um copo comum tubos de ensaio pisseta com um pouco de etanol no fundo

Procedimento Prepare a solução da seguinte maneira: * Dissolva o dicramato de potássio na água, e em seguida – com bastante cuidado – o ácido; ** Coloque uma pequena quantidade da solução num tubo de ensaio; *** Nesse momento, introduza o bico da pisseta no tubo – sem encostá-lo na solução – e aperte a pisseta; **** Agite o sistema; ***** Repita o procedimento até que a cor alaranjada inicial torne-se verde.

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. 3) O cheiro característico do ácido acético é bastante perceptível no tubo de ensaio, após a reação

17.2 CONSTRUINDO BAFÔMETRO CASEIRO PARA DETERMINAÇÃO DO TEOR ALCOÓLICO

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 5mL;
• 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 1mL 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)

18. SANGUE DO DIABO
19. Dois dedos de água em um copo.
20. Um dedo de álcool em um copo.
21. Uma colher (de sopa) de amoníaco.
22. Uma colher (de açúcar) de fenolftaleína.

Apesar desse experimento ser conhecido por um nome bem assustador – sangue do diabo –, na verdade, ele não se trata de nada sobrenatural. Ele é chamado assim porque antigamente era muito comum, principalmente no carnaval, que algumas pessoas jogassem nas roupas de outras um líquido avermelhado. No momento, geralmente as pessoas ficavam com muita raiva ou assustadas, pois achavam que a mancha feita em sua roupa não teria concerto.

Porém, depois de um tempo, essa mancha desaparecia completamente, dando um ar misterioso a essa brincadeira um pouquinho malvada.

Para preparar o “sangue do diabo” e divertir-se, você precisará de:

* 20 mL de fenolftaleína (indicador encontrado em lojas de Química ou farmácias de manipulação);

* 20 mL de hidróxido de amônio (NH₄OH) – conhecido comercialmente como amoníaco;

* 50 mL de álcool;

* 150 mL de água;

* Copo (ou béquer);

* Colher ou bastão de vidro.

Procedimento Experimental:

1- Misture bem a fenolftaleína no álcool até ela ficar completamente dissolvida;

2- Adicione a água, misturando novamente;

3- Por fim, acrescente o amoníaco e observe o que acontece.

E pronto! O famoso “sangue do diabo” está preparado.
Solução formada no experimento sangue do diabo

Você pode jogá-lo nas roupas, no sofá, na cama e em outros lugares. A sua mãe ou seus amigos levarão o maior susto! Porém, depois que secar, a mancha desaparecerá completamente. Se você colocar essa solução em um recipiente com borrifador, a mancha sumirá ainda mais rápido. Só tome cuidado com quem você faz essa brincadeira para não apanhar, heim?!

Mas por que isso acontece?

Bem, a fenolftaleína é um indicador ácido-base que muda de cor de acordo com o pH do meio. Em meios neutros e ácidos, a fenolftaleína fica incolor, mas, em meios básicos, fica com um tom rosa bem intenso, quase vermelho.

A solução preparada fica dessa cor porque o amoníaco é uma base formada por uma mistura de amônia na água. São os íons OH^– que tornam o meio básico:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ _(aq) + OH^– _(aq)

A mancha some porque o amoníaco evapora facilmente, e a fenolftaleína volta a ficar incolor.

Os indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor, informando se o meio está ácido ou básico. Existem indicadores sintéticos, como a fenolftaleína, o azul de bromotimol, o papel de tornassol e o alaranjado de metila. Porém, existem também algumas substâncias presentes em vegetais que funcionam como indicadores ácido-base naturais.

Geralmente, essas substâncias estão presentes em frutas, verduras, folhas e flores bem coloridas. Alguns exemplos são a beterraba, jabuticaba, uva, amoras, folhas vermelhas, entre outras.

Aqui aprenderemos a fazer um indicador ácido-base com repolho roxo e veremos como ele muda de cor à medida que alteramos o pH do meio através de alguns produtos que usamos no dia a dia.

QUÍMICA SANGUE DO DIABO

Objetivo Através do uso de indicador, mostrar uma viragem, utilizando uma substância volátil.

Descrição A amônia (NH3) é uma base fraca, volátil e solúvel em água. O lactopurga apresenta fenolftaleína em sua constituição, que é um indicador ácido-base. <

Material Água. Lactopurga. Amoníaco(NH4OH).

Procedimento Com a ajuda de um bastão de vidro ou pilão, triture o comprimido de lactopurga num béquer ou copo. Acrescente 20mL de água e agite o sistema. Filtre o sistema com a ajuda de um funil pequeno e papel de filtro, recolhendo a solução resultante em outro copo. Adicione 10 gotas de amoníaco e observe. Jogue um pouco da solução preparada em um pedaço de pano branco ou papel. Deixe o sistema em repouso e observe.

Análise No momento em que foi adicionado amoníaco na solução de lactopurga, o sistema assumiu uma coloração avermelhada, pelo fato do meio ser básico que foi indicado por essa mudança de cor pela fenolftaleína. O tecido ou o papel irá ficar avermelhado, mas logo a cor desaparece. Isso ocorre porque a amônia é uma base volátil. Com isso, haverá a vaporização da mesma e a solução perderá seu caráter básico e passa a ter o caráter neutro, de acordo com a reação abaixo: NH4OH(aq) —> NH3(g) + H2O O odor característico também não ficará por conta da vaporização da amônia.

19. INDICADORES ÁCIDOS BASES NATURAIS

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

Materiais e reagentes:

• repolho roxo;
• água
• liquidificador;
• coador;
• 11 copos transparentes ou béqueres;
• caneta e etiquetas para enumerar os copos;
• limão;
• vinagre;
• bicarbonato de sódio;
• sabão em pó;
• água sanitária;
• detergente;
• açúcar;
• leite;
• sal amoníaco;
• soda cáustica (tome muito cuidado ao manipulá-la e sempre use luvas, pois a soda cáustica é corrosiva, podendo causar queimaduras graves na pele).

Procedimento experimental:

1. Bata 1 folha de repolho roxo com 1 litro de água no liquidificador;
2. Coe esse suco, pois o filtrado será o nosso indicador ácido-base natural (se não for usar o extrato de repolho roxo na hora, guarde-o na geladeira, pois ele decompõe-se muito rápido;
3. Enumere cada um dos copos;
4. Coloque o extrato de repolho roxo nos 11 copos;
5. Acrescente nos copos 2 a 11 as seguintes substâncias, na respectiva ordem: soda cáustica, água sanitária, sabão em pó, sal amoníaco, açúcar, leite, detergente, vinagre e limão.
6. Observe as cores das soluções.

Resultados e Discussão:

As substâncias presentes nas folhas de repolho roxo que o fazem mudar de cor em ácidos e bases são as antocianinas. Esse indicador está presente na seiva de muitos vegetais, tais como uvas, jabuticabas, amoras, beterrabas, bem como em folhas vermelhas e flores de pétalas coloridas, como as flores de azaleia e quaresmeira. As antocianinas são responsáveis pela coloração rosa, laranja, vermelha, violeta e azul da maioria das flores.

Em água (pH neutro = 7), esse indicador tem coloração roxa, mas conforme a imagem a seguir mostra, ele muda de vermelho em solução ácida (pH < 7) para púrpura e depois verde em solução básica (pH > 7). No caso da solução ser fortemente básica, ele torna-se amarelo:
Soluções com extrato de repolho roxo funcionando como indicador de pH^*

Assim, no experimento realizado, as cores observadas devem ser parecidas com as mostradas a seguir:
Resultado de experimento com indicador de repolho roxo em soluções ácidas e básicas

Observe que, geralmente, os produtos de limpeza são básicos. A soda cáustica, por exemplo, é a base hidróxido de sódio (NaOH). Em contrapartida, muitos alimentos possuem caráter ácido, como é o caso do vinagre, que é composto pelo ácido acético, e o limão, que possui ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C), tendo um pH muito baixo (pH do limão = 2). Já o açúcar e o leite possuem pH próximo ao básico.

19. 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.
3,5g de NaOH (hidróxido de sódio).
6,0g de C6H12O6(glicose).
0,5mL de azul de metileno(AM) 1%.
1 garrafa plástica transparente com tampa.
1 erlenmayer de 250mL.
Balança analítica.
Espátula ou colher de chá.
Pipeta graduada.

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) O_2(q) — rápida –>O_2(solução)
2) O_2(aq) + AM_{reduzido(incolor)} — rápida –>AM_{oxidado(azul)}
3) AM_oxidado + glicose— lenta –>AM_reduzido + ac. Glucônico.

Como o fenômeno se repete durante um certo tempo, podemos afirmar que se trata de uma reação reversível.
A glicose em meio alcalino é lentamente oxidada pelo oxigênio dissolvido em solução, formando ácido glicólico, conforme a equação abaixo:

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;
• Solubilidadede 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;
• 5mL 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 (4^o passo), agitação e repouso (5^o 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:

1. 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

1. b) Processo exotérmico

Quando o hidróxido de sódio dissolve-se em água, ele libera uma certa quantidade de calor.

1. c) Catalisadores

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.

1. 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.

1. 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.

21. DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁLCOOL NA GASOLINA

Para 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%
10 mL — x
50 . x = 10 . 100%
x = 1000%/50
x = 20%

Essa gasolina não está dentro dos limites.

Você poderá também usar diretamente a seguinte expressão matemática:

% álcool = Volume do álcool na gasolina . 100%
Volume inicial da gasolina

22. EXPERIMENTO DE FÍSICA: A VELA QUE LEVANTA A ÁGUA

Que tal poder observar os efeitos da pressão atmosférica e da dilatação dos gases? O experimento que trazemos pra vocês hoje é muito simples e possibilita que a gente observe estes dois fenômenos físicos.

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)

O experimento

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.

Experiência da Vela ( 4 )

Parte superior do formulário

Objetivo

Mostrar que experiências sobre combustão de uma vela que aparecem em livro didático dando como explicação o consumo de oxigênio, estão erradas.

Material

Um copo de vidro.

Uma vela .

Um prato.

Água.

Procedimento

Cole a vela no prato com um pouco de cera derretida. Coque água no prato, acenda a vela e cubra com o copo de vidro como mostra a figura abaixo.
Figura 1

Depois de certo tempo, a vela começa apagar e a água começa a entrar no copo como mostra a figura abaixo:
Figura 2

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.
Figura 3

EXPERIMENTO DE FÍSICA: A VELA QUE LEVANTA A ÁGUA

Que tal poder observar os efeitos da pressão atmosférica e da dilatação dos gases? O experimento que trazemos pra vocês hoje é muito simples e possibilita que a gente observe estes dois fenômenos físicos. Olha só:

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)

O experimento

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.

23. 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

• Vinagre
• Bicarbonato de sódio
• Vela
• Fósforo
• Duas garrafas de PET de dois litros
• Um fundo de garrafa PET
• Tesoura

1

FASE 1 – CORTE A GARRAFA

Pegue 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 ACONTECE

A 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.

24. EXPERIENCIA: 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.

25. FOGUETE MOVIDO Á ÁLCOOL

1. 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 milkshake;
• 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 Linguitteet 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

26. Foguete a álcool

Introdução

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 ).
Vídeo:
http://youtu.be/SAh8tuK1eZE

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 litrosde 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

 

27. 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

• Um garrafão de água mineral vazio e sem defeitos
• Uma caixa de fósforos;
• 40 mL de álcool 96ºGL;
• Um béquer de 50 mL

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).

2) Além disso, a combustão é uma reação química altamente exotérmica, ou seja, libera calor. Pois bem, esse calor produzido foi absorvido imediatamente pelos gases. Segundo o modelo cinético dos gases, quanto mais energia eles absorvem mais agitadas ficam as suas moléculas e, consequentemente, os gases se expandem. Uma vez em expansão eles passam a ocupar mais espaço em sistemas abertos ou aumentam a pressão interna em sistemas fechados, como ocorreu no nosso garrafão.Se você observar bem as imagens a seguir, extraídas do vídeo, perceberá que há variação da cor da chama. Isso ocorre porque a combustão não é completa em alguns instantes. Numa combustão completa, como a descrita anteriormente na equação de combustão do etanol, a cor da chama é azul e a reação química libera o máximo de energia possível, na forma de calor. Para que isso ocorra é necessário que haja uma mistura perfeita entre o vapor álcool e o ar, em quantidades estequiométricas. Em outras palavras, é necessário que haja quantidades específicas de oxigênio e vapor álcool, para que toda mistura seja convertida em gás carbônico e água, através da reação de combustão. Caso contrário, a chama será meio avermelhada, pois, a combustão da mistura será incompleta e produzirá, além de água e álcool, fuligem ou cinza (partículas de carvão) e monóxido de carbono, que é um gás bastante tóxico.      Situação semelhante acontece com a chama de um fogão a gás. Assim, se o fogão de sua casa estiver com as peças bem limpinhas e não produzir uma chama azul é bem possível que o bico de gás esteja desregulado, não permitindo que a entrada de ar seja suficiente para misturar com o gás e promover uma combustão completa. Dessa forma, você desperdiça gás, produz menos calor e ainda pode sujar as panelas com fuligem.

28. FAZENDO AREIA MOVEDIÇA 1E

ESTRATÉGIAS DE ENSINO

A 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;

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.

29. AREIA QUE NÃO SE MOLHA

ESTRATÉGIAS DE ENSINO

A partir da produção do experimento da areia que não se molha em sala de aula, você poderá explanar sobre o conteúdo de substâncias hidrófugas e 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 hidrófuga 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 hidrorrepelente 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.

29. 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.

30. PAPEL RECICLADO? RECICLAGEM

]

Bloco de papel moeda reciclado da ONG
Reciclar, que atua na favela do Jaguaré,
em São Paulo. Foto: Caca Braktke

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.

31. Enchimento de balões

Experiência – O enchimento automático de balões

Reagentes e material necessário

Garrafa de gargalo estreito ou erlenmeyer.

Funil.

Balão.

Vinagre.

Bicarbonato de sódio.

Procedimento experimental

Deitar 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.

Explicação

O 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)

EXPERIÊNCIA – O ENCHIMENTO AUTOMÁTICO DE BALÕES

REAGENTES E MATERIAL NECESSÁRIO

Garrafa de gargalo estreito ou erlenmeyer.

Funil.

Balão.

Vinagre.

Bicarbonato de sódio.

Procedimento experimental

Deitar 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.

Explicação

O 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)

5 experiências insanas que todo mundo pode fazer usando bicarbonato de sódio

Que tal relembrar os velhos tempos das feiras de ciências? Sim, todo mundo já teve que mostrar seu lado “cientista maluco” para tentar conseguir aquela nota que faltava para passar direto ou não ficar de recuperação no final do ano, trabalhando em alguma projeto científico. E provavelmente esses experimentos envolviam o bicarbonato de sódio, já que esse é um produto barato, extremamente versátil e encontrado em qualquer casa.

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. Confira abaixo 5 delas!

1 – GRANADA DE BICARBONATO E VINAGRE

É 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.

2- Serpente do Faraó

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.

32– 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 casa

Material 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 experimental

Para preparar a lava juntar, num copo, pequenas proporções de:

bicarbonato de sódio (ou fermento);

detergente da roupa;

corante amarelo;

corante vermelho.

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.

Explicação

Quando 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 vulcão

Material necessário

Almofariz de porcelana ou molde de um vulcão em gesso.

Fósforos.

Dicromato de amónio.

Aparas de fita de magnésio.

Álcool etílico (opcional).

Procedimento experimental

Para 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.

Explicação

Pretende-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.

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;
  • Reações de decomposição ou análise;
  • Reações de metátese ou de dupla troca;
  • Reações de oxirredução ou simples troca.

Alguns fatores que indicam a ocorrência de uma reação são:

• Liberação de gás;
  • Mudança de coloração;
  • Formação de precipitado, entre outros.

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:
1ª Experiência: 2 H₂O₂  2 H₂O  + O₂
2ª Experiência: Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O
3ª Experiência: 3 NaOH + FeCl₃ → Fe (OH)₃ + 3 NaCl

Por fim, peça que classifiquem cada reação presenciada.
1ª Experiência: decomposição;
2ª Experiência: metátese;
3ª Experiência: metátese.

34. A QUASE LÂMPADA DE LAVA

Materiais necessários

• 1 litro de óleo de cozinha
• 1 copo de água
• Corante artificial
• 1 comprimido efervescente antiácido
• Pote alto

Como fazer

Veja 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.

EXPERIENCIA: 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.

35. SABÃO CASEIRO

Reciclar óleo e proteger o ambiente!

Experiência – Vamos aprender a fazer sabão em casa

Introdução

Muitos estabelecimentos comerciais (restaurantes, bares, pastelarias, hotéis) e residências deitam o óleo de cozinha usado na rede de esgoto, com consequente entupimento da mesma e mau funcionamento das estações de tratamento.

Para retirar o óleo e desentupir são empregados produtos químicos tóxicos, com efeitos negativos sobre o ambiente. Além disso, como o óleo é mais leve que a água, fica à superfície, criando uma barreira que dificulta a entrada de luz e a oxigenação da água, comprometendo os seres vivos aquáticos.

Existem várias receitas para fazer sabão caseiro, com o objetivo de reciclar os óleos de cozinha usados. Apresenta-se de seguida uma das receitas mais comuns.

Reagentes e material necessário

NOTA IMPORTANTE! Cuidado com a soda cáustica, pois é um material muito corrosivo. Utiliza luvas e óculos de proteção. Evita o contato do produto com a pele e o rosto. Lê toda a técnica apresentada antes de a executar.

1 kg de soda cáustica (NaOH).

2 litros de água.

4 litros de óleo de frituras (excepto de peixe).

1 litro de álcool.

5 ml de óleo essencial.

Elementos decorativos, como ervas aromáticas (exemplo: camomila), especiarias (cravo, canela), flores secas, conchas, etc.

1 balde de plástico.

1 colher de pau.

1 caixote de madeira forrado com um pano limpo ou formas de silicone, acetato ou recipiente plástico.

Procedimento experimental

Colocar no balde, 1 kg de soda cáustica e 2 l de água quente (adicionando lentamente).

Misturar com uma colher de pau até a soda cáustica se diluir totalmente. Não esquecer as recomendações já referidas.

Juntar 4 litros de óleo usado.

Continuar mexendo sempre com a colher de pau, durante cerca de 20 minutos.

Acrescentar 1 litro de álcool, óleo essencial (caso pretenda que o seu sabão fique perfumado) ou perfume.

Acrescentar se o desejar, elementos decorativos* a gosto.

Misturar tudo até se obter uma pasta consistente.

Despejar esta mistura num caixote de madeira forrado com um pano limpo ou nas formas pretendidas.

Acomodar a pasta no caixote.

Deixar secar totalmente (pelo menos 24 horas)

Cortar os pedaços de sabão no tamanho desejado.

Embrulhar o sabão em papel-filme.

NOTA:

*Quando o produto utilizado para decorar o sabonete for muito leve e flutuar na forma (como folhas e pétalas secas), recorra à seguinte técnica de pré-colagem:

Preparar a pasta sem ter adicionado os elementos decorativos mais leves.

Colocar a decoração na forma ou no caixote de madeira e despeje a pasta até metade da forma. As folhas flutuarão.

Com a ajuda de um palito, colocar a decoração na posição desejada.

Esperar 1 minuto ou até que se forme uma película.

Preencher, então, a forma com o resto da pasta e proceder como especificado nos procedimentos.

Recomendações

Não utilizar óleo de fritura de peixe ou frutos do mar.

Coar o óleo para separar as impurezas.

Manter uma distância segura quando misturar a água com a soda cáustica e utilizar protetores para olhos e máscara para o nariz e boca, pois o vapor resultante dessa mistura é muito forte.

Se caso disso, recorrer à ajuda de um adulto responsável para a realização desta técnica

36. SABÃO CASEIRO

J

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 emulsificaras 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
• 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.

37. SABÃO CASEIRO

INTRODUÇÃO

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?
2 Por que se deve acrescentar água quente durante o experimento?
3 Por que o sabão é um bom produto de limpeza? Relacione a resposta com a polaridade das moléculas.
4 Compare as características químicas dos sabões comuns e dos sabões biodegradáveis.
5 É verdade que o sabão é bom quando faz muita espuma?
6 Qual a consequência do acúmulo de óleo nas águas?
7 Qual a destinação final adequada para os óleos de cozinha? Por quê?

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

38. SABÃO CASEIRO

PROCEDIMENTO 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, vol1

[3]- James E. Brady, Gerard E. Humiston, vol1, 2ª edição

[4]- James E. Brady, Gerard E. Humiston, vol2, 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/

39. 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;

1pisseta 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 2mL 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 4mL 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 4mL 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 2mL 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 2mL 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

40. 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 5mL 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.

40. 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?

41. CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA

Acendeu? Não acendeu? Porquê?

RESUMO

As 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.

INTRODUÇÃO

A 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 substânciassólidas, líquidas  eaquosas

capazes de conduzir corrente elétrica, e analisar o comportamento elétrico dos materiais para classificá-los em condutores, maus condutores e isolantes.

DESENVOLVIMENTO

Para 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 aionização  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 estadosólido 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 utilizadoum copo com água e flanela para limpar os eletrodos a cada teste de substância (Figura3).

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.

Tabela 1 – Hipóteses dos alunos em relação à condutibilidade elétrica de substâncias.

Substâncias	Conduziráeletricidade?	Quallâmpadaacenderá?	Justifique.
Sal de cozinha no estado sólido	Não	Nenhuma	Não há íons livres, pois estão presos na sua estrutura cristalina.
Sal de cozinha em solução aquosa	Sim	Todas	Dissociação iônica do sal e geração de íons livres na solução.
Soda           cáustica comercial         com excesso               de umidade	Não	Nenhuma	Os íons estão presos como o sal de cozinha
Soda cáustica comercial após aquecimento	Não	Nenhuma	Os íons estão presos como o sal de cozinha
Açúcar no estadosólido	Não	Nenhuma	A substância é molecular, há somente compartilhamento de elétrons entre os átomos
Açúcaremsoluçãoaquosa	Não	Nenhuma	Não     gerará     íons     pois     é substânciamolecular
Álcooletílico      92° GL	Não	Nenhuma	Não tem íons livres pois álcool apenas tem ligação covalente
Águadesmineralizada	Não	Nenhuma	Somente há moléculas de água
Águapotável	Sim	2,5 W	Poucos íons de sais dissolvidos
Ácidoclorídrico (4 mol/L)	Não	Nenhuma	Substância    moleculare                      nãotem íonlivre
Vinagre	Não	Nenhuma	Não há íons livres porque há compartilhamento de elétrons
Madeira	Não	Nenhuma	É material isolante
Borracha	Não	Nenhuma	É material isolante
Óleo	Não	Nenhuma	Não há íons livres pois  somente ocorre ligações covalentes entre C, H eO.

Ferro	Sim	Todas	Transferência de íons livres
Alumínio	Sim	Todas	Transferência de íons livres
Cobre	Sim	Todas	Transferência de íons livres

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.

Substâncias	Condução de eletricidade	Lâmpadasacesas
Sal de cozinha no estado sólido	Não	Nenhuma
Sal de cozinha em solução aquosa	Sim	Todas
Soda cáustica comercial com excesso de umidade	Sim	Todas
Soda cáustica comercial após aquecimento	Não	Nenhuma
Açúcar no estadosólido	Não	Nenhuma
Açúcaremsoluçãoaquosa	Sim	2,5 W
Álcooletílico 92° GL	Sim	2,5 W
Águadesmineralizada	Sim	2,5 W
Águapotável	Sim	2,5 W
Ácido clorídrico diluído (4 mol/L)	Sim	Todas
Vinagre	Sim	2,5 W
Madeira	Não	Nenhuma
Borracha	Não	Nenhuma
Óleo	Não	Nenhuma
Ferro	Sim	Todas
Alumínio	Sim	Todas
Cobre	Sim	Todas

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, istoé, 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, houvedescoberta  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 FINAIS

O 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. Paraos 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.

REFERÊNCIAS

Kotz, 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.

42. O OVO QUE FLUTUA E O OVO QUE AFUNDA

Dois copos com água, cada um contendo um ovo. Em um deles, o ovo está no fundo do copo; no outro, está flutuando. O que há de diferente com esses ovos? Porque um flutua e outro afunda? Para fazer essa experiência, tudo que você precisa, além de dois copos com água e dois ovos crus, é sal. Encha os dois copos com a mesma quantidade de água, suficiente para cobrir o ovo. Em um deles, adicione duas colheres de sal e mecha bem até dissolver. Na água sem sal, o ovo afunda porque uma densidade maior que a água. Já a água com sal muda de densidade – fica mais densa que o ovo – e por isso ele flutua!

QUÍMICA Densidade das misturas.

Objetivo Demonstrar que a densidade de uma mistura pode ser maior que a densidade de uma substância pura.

Descrição Densidade 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.

Material Garrafa pet de 2 litros transparente; faca do tipo serra; álcool comercial; óleo de cozinha; um recipiente de vidro pequeno e transparente; água da torneira

Procedimento Colocar um pouco de óleo de cozinha no recipiente de vidro e completar o restante com álcool(Atenção: colocar devagar). Com a faca, cortar a parte superior da garrafa e colocar o recipiente de vidro com cuidado dentro da garrafa pet. Adicionar álcool até que todo recipiente de vidro tenha sido coberto, acrescentar um pouco mais de álcool (dois a três dedos) (Atenção: O álcool deve ser adicionado vagarosamente e deve escorrer pelas paredes internas da garrafa). Obsevar. Da mesma maneira que procedeu com o álcool, adicionar água até que o óleo venha para a parte superior.

Análise O óleo fica na parte inferior mesmo depois de adicionar o álcool, pois possui densidade menor que o álcool. Porém, com a adição da água a mistura álcool-água passa a ter densidade maior que a do óleo.

Como funciona a vela mágica?

Descubra o mistério das velas de aniversário que sempre acendem de novo depois de apagadas

Sabe aquela vela de aniversário que a gente cansa de assoprar e sempre acende de novo? Pois de mágica só tem o nome. O mistério do seu funcionamento é pura química. Duvida? Então, acompanhe…

A vela comum é composta por duas partes: a cera e o pavio. Quando acendemos o fósforo e colocamos fogo nesse pavio, que é feito de algodão, e logo o calor derrete a cera.

Ao contrário do que muitas pessoas pensam, o combustível dessa queima não é a forma líquida ou sólida da cera, mas sim o seu vapor. Assim, o algodão do pavio, que é cheio de pequenos poros, absorve o vapor da cera para que ele não deixe a chama da vela se apagar. Pelo menos até que alguém a assopre.

No caso da vela mágica, o pavio de algodão contém magnésio, metal que inflama à temperatura bem baixa.

Assim, mesmo quando a vela é assoprada, ainda resta energia suficiente para que o magnésio queime.

Por sua vez, a queima do magnésio produz energia suficiente para que o vapor da cera também inflame.

Como resultado desse troca-troca de energias, a vela mágica reacende. Haja fôlego!

Quer fazer um experimento para ver que ainda resta vapor de cera depois de apagar uma vela?

É só aproximar um pouco um fósforo aceso do pavio depois de assoprar a vela que ela acende. Mas mexer com fogo só com a supervisão de um adulto, certo?!a

O que achou deste artigo?

43. 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:

• Bata no liquidificador o cravo com alcool até o cravo se dissolver bem.

• Despeje em uma bacia e acrescente 100ml de óleo de amendoa ou de sua preferencia.

• Guarde em um frasco.

44. DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ E ÍNDICE DE PERÓXIDO EM ÓLEO VEGETAL
45. 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.

Índice de acido

2. MATERIAIS E MÉTODOS

2.1 ÍNDICE DE ACIDEZ

2.1.1 MATERIAIS

1. Erlenmeyer
2. Proveta
3. Pipetas
4. Bureta
5. Béquer
6. Balança semi-analitica

2.1.2 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

2.1.3 AMOSTRA

1. Óleo de soja refinado reutilizado várias vezes em fritura

2.1.4 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.

2.2.3 AMOSTRA

1. Óleo de soja refinado reutilizado várias vezes em fritura
2. 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 (rancidezhidrolítica) 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:

	Óleo adequado	Óleo usado
Índice de acidez	Max. 0,3%	1,92%
Índice de peróxido	Max. 10meq/kg	6,773meq/kg

REFERÊNCIAS

CECCHI, H. M. Fundamentos teoricos e praticos em analise de alimentos. Campinas: Unicamp, 2003

FRANCO, G. Tabela de Composição Química dos Alimentos. 9^a 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.

46.Balão à prova de fogo

Material Dois balões. Fósforos.		Compostos Água.	Vídeo:   download1.avi (104 KB) fraco download2.avi (323 KB)   forte Fotos:
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?)
O porquê? A ideia que temos de um balão cheio de ar é a de um objecto 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 contactodirecto 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!
QUÍMICA Preparando hidrogênio.

Objetivo Preparar hidrogênio pela ação do ácido clorídrico sobre o metal ferro. Reconhecê-lo após uma reação de deslocamento.

Descrição O hidrogênio é o elemento químico mais simples que há. Ele é formado por apenas um próton e um elétron. Seu número atômico é 1, sua massa molar é igual as 1,008 g/mol e seu símbolo é “H“. É um gás incolor, inodoro, insípido e altamente inflamável.

Material Tubo de ensaio. Bombril ou prego. Ácido clorídrico (ácido muriático) HCl. Pegador de roupa. Rolha. Palito de fósforo.

Procedimento Coloque o prego ou bombril em um tubo de ensaio. Segure o tubo com o auxílio do pegador de roupa. Cubra-o com o ácido muriático. Feche o tubo com a ajuda da rolha. Observe e espere por aproximadamente 1 minuto. Acenda um palito de fósforo e o aproxime da entrada do tubo no mesmo momento em que tira a rolha.

Análise Quando se coloca ferro metálico (prego ou bombril) na presença de ácido muriático (HCl), ocorre a liberação do gás hidrogênio de acordo com a equação abaixo: 2HCl(aq) + Fe(s) —> FeCl2(aq) + H2(g) O H2 é um gás altamente inflamável e produz um pequeno estampido na sua combustão.

Dicas Na ausência do tubo de ensaio, pode-se utilizar um copo pequeno e fino. Quando for aproximar o fósforo do tubo, faz-se no escuro para melhor visualização da inflamação do gás.

QUÍMICA A QUÍMICA DO ENXOFRE

Objetivo Observar a ação desidratante do ácido sulfúrico concentrado sobre compostos orgânicos como o açúcar.

Descrição Sabe-se que o ácido sulfúrico, H2SO4, é um ácido mineral forte. Tem uma aparência de um líquido oleoso límpido e incolor. É solúvel na água em qualquer concentração.

Material 1 béquer de 50mL ou 100mL. 1 pipeta de transferência. 1 espátula. Ácido sulfúrico concentrado suficiente para que o açúcar fique submerso no mesmo. Pequena quantidade de açúcar.

Procedimento Coloque uma pequena quantidade de açúcar comum (sacarose) num béquer e lentamente faça o H2SO4 escorrer pelar paredes laterais internas do béquer com a ajuda de uma pipeta. Use uma espátula para transferir o açúcar para o béquer. Logo que o ácido sulfúrico entra em contato com o açúcar, o mesmo começa a escurecer. Neste momento, o ácido começa a “roubar” os átomos de hidrogênio e oxigênio do açúcar. A reação produz uma cor amarelada que passa pelo marrom até ficar com uma coloração bem escura.

Análise Uma característica peculiar ao ácido sulfúrico é quanto ao seu comportamento relacionado à concentração. Quando diluído (abaixo de concentrações molares de 90%), a solução assume caráter de ácido forte e não apresenta poder desidratante. Por outro lado, quando é concentrada (acima de 90%), deixa de ter caráter ácido e acentua-se o seu poder desidratante. A hidratação do ácido sulfúrico é termodinamicamente favorável (?H = -880 kJ/mol), por isso este ácido é um excelente agente desidratante. A afinidade do ácido sulfúrico por água é tanta que o ácido tomará átomos de hidrogênio e oxigênio de outros compostos; por exemplo, a mistura de açúcar e ácido sulfúrico forma carbono elementar e água, que é absorvida pelo ácido. C12H22O11(s) –>12C(s) + 11H2O(l) (sacarose)  (carvão) + Água

Dicas Por ter uma ação desidratante, o ácido sulfúrico é usado para preparar diversas frutas secas. Sacarose é sinônimo do açúcar que se utiliza na cozinha. Pode-se utilizar um copo de vidro na falta de béquer e uma colher pequena na falta de espátula.

QUÍMICA SOLUBILIDADE: UMA QUESTÃO DE EQUILÍBRIO.

Objetivo Estudar o equilíbrio de solubilidade de algumas misturas.

Descrição Em 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.

Material Colher de chá; Colher de sopa; 2 copos de vidro; Sal de cozinha (NaCl); Acetona incolor; Querosene incolor; Tintura de iodo (lugol).

Procedimento 1. Colocar 30mL de água em um copo e acrescente 2,5mL de tintura de iodo; Agitar. A seguir, adicionar 20mL de querosene e agitar bem durante 5 minutos. Anotar as observações. 2. Colocar 30mL de água em um copo e acrescentar 50mL de acetona; observar a mistura e, então, adicionar 4 colheres de chá de sal. Agitar bem durante 2 minutos e observar. Anotar as observações.

Análise O querosene é uma mistura de substâncias apolares, enquanto que a água é uma substância polar. A tintura de iodo é uma solução aquosa de iodo(I2) e íons iodeto (I– e I3-) em equilíbrio. I-(aq) + I2(aq) <—–> I3-(aq) incolor marrom incolor Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca procurando anular a ação do fator aplicado até atingir um novo equilíbrio. O iodo (I2) é uma substância apolar. Por isso, tem mais afinidade por substâncias também apolares, como o querosene. No momento em que o querosene é adicionado à tintura de iodo dissolvida em água, o iodo migra e sua concentração na água diminui. Para manter o equilíbrio, rapidamente se produz iodo para repor o que migrou. Ou seja, ocorre um novo equilíbrio na solução aquosa de acordo com a equação acima. No experimento em que a água e a acetona são misturadas, também ocorre algo parecido. Inicialmente, água e acetona se misturam perfeitamente porque ambas são substâncias polares. Entretanto, quando se acrescenta sal à solução aquosa de acetona, toda a água passa a dissolver o sal que é mais polar, e não tem mais disponibilidade para dissolver acetona. A água dissolve preferencialmente o sal porque mantém com ele interações mais fortes do que a acetona.

Dica 1 colher de chá = 2,5mL; 1 colher de sopa = 10mL QUÍMICA SOBE-E-DESCE QUÍMICO. Objetivo Observar a mudança de densidade de um material poroso após a ação de um antiácido em água. Descrição A 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; Água; Comprimido antiácido efervescente; Naftalina. Procedimento Coloque água no copo até cerca de 2/3 do seu volume. Coloque uma bolinha de naftalina na água e observe( evite tocar a naftalina com as mãos pois a mesma é tóxica). Adicione o comprimido antiácido e observe o que ocorre com o material que você colocou na água. Análise A bolinha de naftaleno afunda no copo contendo água pois tem uma densidade maior que a da água. Ao adicionarmos o comprimido efervescente notamos a produçao de um gás. O gá liberado pelo comprimido é o gás carbônico. Se você observou bem de perto este experimento, deve notar que pequenas bolhas deste gás ficam presas na superfícuiirogosa da naftalina. Isso ocorre porque a densidade do gás carbônico é muito menor que a da água. As bolhas de gás que se prendem à naftalina, fazem com que a densidade média do conjunto naftalina-bolhas de gás fique menor que a da água. Ao chegar ao topo do copo as bolhas se desprendem da naftalina que volta a ficar mais densa que a água e afunda. O processo se repete por um bom tempo, enquanto houver bolhas de gás que levem a naftalina até o topo. No fim, a naftalina retorna ao fundo do copo, pois o gás tende a se soltar da superfície.

QUÍMICA SEMPRE CABE MAIS UM (II)

Objetivo Mostrar que a água que está saturada de sal de cozinha ainda dissolve outra substância como permanganato de potássio.

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 e 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 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. 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 (solubilidade:36g/100g de água) (solubilidade:37g/100g de água)

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 Objetivo Observar as interações do álcool comum e do sal de cozinha em água através da solubilidade dos mesmos. Descrição Em química, solubilidade é a medida da capacidade de uma determinada substância dissolver-se num líquido. Pode-se expressar em mols por litro, em gramas por litro, ou em percentagem de soluto / solvente. Também é possível estender o conceito de solubilidade para solventes sólidos. 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. O termo solubilidade é utilizado tanto para designar o fenômeno qualitativo do processo ( dissolução ) como para expressar quantitativamente a concentração das soluções. 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. 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 palitp 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).

QUÍMICA PRODUÇÃO DE HIDROGÊNIO E SODA CÁUSTICA (HIDRÓXIDO DE SÓDIO).

Objetivo Observar a ocorrência de reação química através de três evidências: a) Mudança inusitada de cor; b) Liberação de calor (aquecimento); c) Liberação de gás.

Descrição O sódio é um metal alcalino, sólido na temperatura ambiente, macio, untuoso, de coloração branca, ligeiramente prateada. É muito reativo, se oxida com o ar, reage violentamente com a água, e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele. Decompõe a água produzindo um hidróxido com desprendimento de hidrogênio.

Material Sódio: Na(s); Água destilada: H2O; Fenolftaleína; Placa de Petri; Vidro de relógio.

Procedimento 1. Coloque cerca de 15mL de água na placa de Petri; 2. Em seguida, 3 gotas de fenolftaleína; 3. Coloque um pequeno pedaço (do tamanho de um grão de arroz) de Na(s) na água com bastante cuidado; 4. Cubra com o vidro de relógio e observe.

Análise Sabe-se que a fenolftaleína é um indicador ácido-base que se mantém incolor em solução ácida ou neutra e fica cor-de-rosa em solução alcalina (básica). Antes de o sódio ser adicionado, só havia água (pH em torno de 7= neutro). No momento em que o sódio foi adicionado, houve formação de hidróxido de sódio aquoso que é uma solução alcalina (pH> 7). Como essa reação é extremamente exotérmico (há liberação de calor), o sistema aquecerá. Pode haver o aparecimento de chama durante a reação. Como há desprendimento de gás hidrogênio, o mesmo sofre combustão: H2(g) + ½ O2(g) —> H2O(vapor) Sabe-se que o hidrogênio é inflamável. A equação da reação está descrita logo abaixo: 2Na(s) + 2H2O(l) —> 2NaOH(aq) + H2(g)

Dicas A placa de Petri e o vidro de relógio podem ser substituídos por xícara e pires transparentes respectivamente; Na falta da fenolftaleína, coloque ¼ de comprimido de lactopurga para ser dissolvido na água Aprenda como dar nó em pingo d’água Está precisando de uma ideia de experimento para surpreender seus colegas na feira de ciências? Pois a equipe do Manual do Mundo resolve seus problemas hoje! Aprenda com a gente o experimento super simples e descubra como dar nó em pingo d’água: + Fonte mágica (como fazer fonte de Heron) + A luz que faz curva na água Você vai precisar dos seguintes materiais: – água – uma garrafa PET grande (2L) – algo para furar a garrafa, como a ponta de um compasso 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? As moléculas de água tem uma grande atração umas pelas outras. Quando você passa a mão pelos dois fluxos de água, as moléculas começam a andar juntas e não se separam mais. Mas se você quiser que elas se separem de novo, é só passar o dedo pelos fluxos e elas vão se separar de novo 😉 Dica:  tente o experimento com três furinhos para impressionar os seus amigos e dar nó em uma trança de água! DESNATURAÇÃO DAS PROTEÍNAS Fígado e álcool por bbraga | julho 22, 2018 | Uncategorized DESNATURAÇÃO DAS PROTEÍNAS Fígado e álcool   O artigo Desnaturação das proteínas mostrou que a estrutura dessas substâncias pode ser alterada ou destruída em um processo conhecido como desnaturação proteica. Um exemplo é quando fritamos o ovo e sua clara muda de cor, ficando branca. Isso ocorre porque no momento do aquecimento ocorre a aglutinação e precipitação da albumina, a proteína mais encontrada na clara do ovo. Fígado e álcool A catalase está presente na maioria dos organismos e no nosso corpo o fígado é um dos órgãos que está em maior concentração. Em nosso fígado acontece o metabolismo de diversas substâncias tóxicas, inclusive do peróxido de hidrogênio e do álcool. O álcool em excesso provoca um aumento da quantidade de lipídeos no fígado. Esse acúmulo provoca uma patologia chamada esteatose hepática. Esse estágio é anterior à cirrose, doença que provoca a perda de função hepática devida à morte e necrose das células do fígado e pode levar à morte. Lança Perfume por bbraga | julho 22, 2018 | Uncategorized Lança Perfume Por Marlene Amariz O lança perfume é considerado uma droga, feita a partir de solventes químicos e assim como a cola de sapateiro é um dos solventes mais consumidos no Brasil. Trata-se de uma combinação de éter, cloreto de etila e uma essência de perfume. Tudo isso é embalado industrialmente em tubos sobre pressão, onde o líquido ao ser liberado forma um jato congelante que em contato com o ar evapora rapidamente. O lança-perfume foi industrializado na Argentina e importado para o Brasil do início até meados do século XX . Ele aparece no carnaval de 1906 no Rio de Janeiro, tornando-se popular como símbolo do carnaval. Originalmente era embalado em frascos dourados e utilizado até como uma brincadeira inocente e comum nos bailes do carnaval brasileiro, onde esguichava-se o produto entre os foliões causando uma sensação refrescante agradável e perfumada, porém aos poucos passou a ser inalado como uma droga que segundo algumas pesquisas não causa dependência física, mas poderá causar dependência psicológica, danos cerebrais e outros riscos à saúde. Em 1961, após muitas mortes por parada cardíaca e por embriaguez seguida por quedas em janelas o Presidente Jânio Quadros acatou uma sugestão do jornalista Flávio Cavalcante e por seu decreto o uso do produto foi proibido inicialmente em salões e posteriormente a sua importação, isto explica a placa que observa-se nas fronteiras com os dizeres: “No Brasil portar ou usar lança-perfume é crime”, concluindo-se que, sendo assim pode levar à prisão por porte ou tráfico. Em outros países o uso de tais produtos não é popular e a maioria das pessoas nem os conhece, onde os mesmos não são considerados de efeito tóxico e sim para fins analgésicos. Como ele age? Os solventes basicamente agem no cérebro a nível de sistema nervoso central, daí o fato da droga destruir neurônios, os quais não se recompõem, ela ainda pode provocar uma taquicardia, ou seja uma aceleração do coração, aumentando a freqüência cardíaca para até 180 batimentos por minuto, ocasionando desmaios ou em casos mais graves até a morte. Efeitos Dependerão muito da concentração, da sensibilidade pessoal, da quantidade de droga consumida, de qual substância existe realmente em cada frasco, pois como a droga é ilegal não se sabe ao certo a sua procedência e o que o frasco contém, mas de um modo geral o início dos efeitos após a aspiração costuma ser rápido de 5 à 10 segundos e durando em média de 15 à 40 minutos, fazendo com que o usuário repita várias vezes a inalação. Todo esse processo poderá causar desde um pequeno zumbido no ouvido até fortes alucinações. A seguir podemos conferir alguns deles: 1) Ilusões ou falsas percepções 2) Sonolência e pensamento confuso 3) Irritação nos olhos e sensibilidade à luz 4) Euforia e excitação 5) Diplopia (visão dupla) e nistagmo (movimento dos olhos) 6) Formigamento da face, das mãos e dos pés 7) Forte barulho no ouvido, semelhante ao tom de uma linha telefônica o qual pode agravar-se com o uso contínuo da droga, passando para um barulho mais intenso como de um helicóptero ou uma ambulância. 8) O tato pode ser alterado levando à uma sensação de estar voando, com conseqüente risco de quedas em maior ou menor grau de gravidade. 9 ) Desmaios e perda da consciência, pensamentos confusos. 10) Se inalado em grandes quantidades o indivíduo poderá ter alucinações, perdendo inclusive os sentidos, tendo sonhos que poderão levá-lo à quedas, e danos à sua integridade física. 11) Vontade de rir, sensação de felicidade, e desinibição 12) Retardo psicomotor e tremor Intoxicação Os efeitos da droga habitualmente são de curta duração, porém dependendo da quantidade inalada ou da freqüência de inalações o quadro poderá agravar-se partindo para uma intoxicação que poderá ser caracterizada por expectoração de placas de sangue,convulsões, estupor e coma. O after-day Após o efeito da droga, dependendo das condições físicas do usuário, da quantidade inalada, e de fatores já citados anteriormente, o mesmo estará sujeito a alguns outros efeitos nada agradáveis em nenhum aspecto, confira: 1) Depressão, dores de cabeça, náuseas e mal-estar 2) Algumas horas depois podem surgir dores de estômago e uma sensação de ressaca. 3) Misturado à bebidas alcoólicas pode causar coma profundo. 4)Ansiedade e violência podem ocorrer. 5)Eventualmente podem ocorrer depressão respiratória e arritmia cardíaca, com risco de morte súbita. Medidas contra os efeitos Em alguns casos o paciente poderá desenvolver uma ansiedade descontrolada e mesmo a violência, necessitando de providências medicamentosas através de benzodiazepínicos ou antipsicóticos. Arritmias cardíacas e depressão respiratória, com risco de morte súbita também podem ocorrer. Nesses casos as medidas são de suporte, controlando-se as patologias apresentadas. Na presença de coma, o paciente deve ser atendido em Unidade de Terapia Intensiva. Dica importante Falamos aqui um pouco sobre conceito, origem, efeitos, medidas e providências quanto ao uso, mas não podemos nos esquecer ainda dos trantornos a curto, médio e longo prazos, o que as drogas causam na vida do indivíduo em todos os sentidos. Infelizmente geralmente as pessoas só “acordam” realmente quando já sofreram danos, às vezes irreversíveis. Em tempos atuais nos cabe lembrar de uma velha conhecida, a qual identifica-se como Informação e um velho conhecido que chama-se Conhecimento, para termos pelo menos a chande de saber dos efeitos danosos na saúde do indivíduo causado por drogas e pular fora enquanto é tempo! Fontes Cirurgia de Urgência – Vol. II – 2ª Ed. – 1994 AINSWORTH, M. and OVER, M. Confronting AIDS: Public priorities in a global epidemic. Oxford University Press, Oct. 1997. 353 p. Arquivado em: Drogas Lança Perfume. Trata-se de uma mistura de clorofórmio, éter, cloreto de etila e um pouco de essência perfumada inofensiva. Embalado em forma líquida, pressurizado dentro de um vasilhame, quando entra em contato com o ar, evapora-se rapidamente, exalando um gás, que é o que as pessoas aspiram. 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? Este artigo foi escrito por Matheus Coneglian e é propriedade do Como Fazer. Leia mais: http://www.comofazer.com.br/como-fazer-sabonete-liquido/#ixzz5QROKutAp