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Metodologia de 
Ensino em Química
Química Orgânica - a química da experimentação
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof. Me. Antônio Bartocci de Queiróz 
Revisão Textual:
Prof. Me. Claudio Brites
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• Físico-química - a química 
da experimentação
 
 Importante
Leia atentamente todo o material e faça em casa os experimentos propostos. Aplique-os em sala de 
aula e observe que os alunos irão aproveitá-los ainda mais.
Nessa unidade, teremos foco centrado em experimentos para 
facilitar o ensino e a aprendizagem da Físico-Química, uma 
das partes mais importantes da Química.
Veremos que, com práticas de fácil execução, é possível deixar 
o ensino de Química mais dinâmico.
Química Orgânica - a química da 
experimentação
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Unidade: Química Orgânica - a química da experimentação
Contextualização
O ensino de Físico-Química é o mais extenuante dentre os assuntos abordados na Química 
e a utilização de aulas práticas, associadas aos conceitos teóricos e à realização de exercícios é 
especialmente necessária para uma melhor apreensão desse tópico.
 
 Explore
Cada experimento pode quebrar uma barreira, romper um paradigma.
Veja o vídeo: A questão dos paradigmas. 
Explore a questão: “Você atropelaria o porco ou ficaria procurando a vaca?”
Esse vídeo é extremamente útil para aprofundar os conceitos.
Pode assistí-lo pelo link:
https://www.youtube.com/watch?v=PB8rcWXLluw
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Físico-química - a química da experimentação
Dividiremos a Físico-Química nos seus assuntos mais abordados no ensino médio: Soluções 
e Concentrações, Termoquímica, Cinética-Química, Eletroquímica e Equilíbrio Químico.
Para cada um desses assuntos, discutiremos experiências que podem ser realizadas mesmo 
em escolas sem laboratório, a fim de melhorar o processo ensino-aprendizagem e possibilitar 
uma maior dinâmica nas aulas.
Soluções e concentrações
Após os conceitos iniciais sobre soluções, solubilidade e tipos de solução 
(insaturada, saturada e supersaturada), crie cristais com seus alunos. É 
fácil e muito bonito.
Cristais podem ser crescidos artificialmente por várias técnicas. Vamos 
descrever, a seguir, como você pode crescer bons cristais pelo método de 
solução supersaturada.
Sais podem se dissolver em água formando uma solução. Mas, se adicionarmos sal em 
quantidade muito grande, ultrapassando certo valor dito “de saturação”, a solução fica turva e 
o excesso de sal se deposita no fundo do recipiente. Essa nova solução é denominada saturada 
com corpo de chão.
O valor de saturação varia de substância para substância e depende da temperatura da 
solução. Água quente geralmente dissolve sais melhor que água fria. Uma solução supersaturada 
na temperatura ambiente pode voltar a ficar transparente se aquecida.
E aí, surge um fato novo. Deixando esta mesma solução resfriar lentamente, sem nenhuma 
agitação, ela pode voltar à temperatura ambiente e continuar transparente, sem precipitado. 
Nesse caso, a solução está a ponto de precipitar, em equilíbrio instável. Qualquer perturbação 
pode quebrar esse equilíbrio e a solução se turvar novamente.
É dessa instabilidade que se aproveita para o crescimento de cristais. Colocando um pequeno 
cristalzinho do mesmo sal nessa solução supersaturada, partículas do sal que estão prestes a se 
precipitar podem aderir às paredes do cristal, fazendo-o crescer. Esse cristalzinho é a «semente» 
de crescimento do cristal.
Uma semente pode ser preparada pondo um pouquinho de sua solução saturada em um vidro 
pequeno e deixando-a evaporar em um lugar seguro. Pequenos cristais se formarão no fundo 
desse vidro. Esses são candidatos a semente. Pegue-os com uma pinça e separe os melhores, 
sem defeitos e sem incrustações. A semente escolhida será amarrada na ponta de uma linha fina 
e resistente e pendurada em um cartão com 3 furinhos que deverá se ajustar completamente à 
tampa do vidro onde o cristal será crescido. Ajuste o cartão com a linha e a semente na parte 
interna da tampa e guarde para usar logo mais. 
Quando a solução estiver uns 3ºC acima da temperatura ambiente, coloque a tampa com a 
semente pendurada de modo que fique pelo meio do vidro.
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Unidade: Química Orgânica - a química da experimentação
Serão necessários sulfato de cobre II, um recipiente de vidro (como daqueles de conservas), 
linha fina, pedaço de papelão, água, fogão ou bico de Bunsen.
 Prepare uma solução de sulfato de cobre II, que possui uma bela cor azul e pode ser 
encontrado em lojas de produtos agrícolas. Coloque uma quantidade de sal de tal forma que 
parte dele se deposite. Após depósito do sal, acrescente mais uma espátula do composto.
 Aqueça a mistura até todo o precipitado dissolver e a solução voltar a ser transparente.
 Deixe esfriar e, quando a temperatura estiver próxima à ambiente, coloque a semente 
selecionada.
 Espere o cristal crescer por cerca de uma semana e observe os belos cristais azuis 
tetraédricos que se formam.
 Note que o cristal forma-se obedecendo à estrutura molecular. É o microcosmo 
determinando as formas do macrocosmo.
Com essa prática, é possível discutir tipos de solução e geometria molecular.
Termoquímica
A Termoquímica estuda a energia envolvida nas reações químicas. Esta energia é chamada 
de entalpia e seu símbolo é H. A entalpia é medida em Joule (J) ou caloria (cal) e seus 
múltiplos.
∆H é a variação de entalpia: ∆H = Hprodutos – Hreagentes
Quanto ao ∆H, os processos podem ser classificados em:
ENDOTÉRMICOS
- Absorvem calor;
- Calor nos reagentes: A + calor → B
- Esfriam o meio;
- Produtos têm mais energia que reagentes;
- ∆H > 0;
- Gráfico entalpia (H) x tempo (t) ascendente.
- Não espontânea.
- Ex.: Dissolução da maioria dos sais na água, 
fotossíntese, etc.
EXOTÉRMICOS
- Liberam calor;
- Calor nos produtos: A → B + calor
- Aquecem o meio;
- Reagentes têm mais energia que produtos;
- ∆H < 0;
- Gráfico entalpia (H) x tempo (t) descendente.
- Não espontânea.
- Ex.: Combustão, reações envolvendo 
ácidos e bases fortes, dissolução de gases na 
água, etc.
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Nessa prática, iremos diferenciar processos endo e exotérmicos.
Serão necessários: um termômetro, cinco copos transparentes, 
água, sal de cozinha, açúcar, soda cáustica e antiácido efervescente 
(como Sal de Fruta).
Coloque metade do volume do copo de água à temperatura 
ambiente em cada um deles e meça a temperatura. Anote a 
temperatura de um deles. Este é o copo controle.
Ao segundo copo, adicione uma colher de chá de sal de cozinha, agite e meça a 
temperatura. Anote-a.
Coloque, no terceiro copo, uma colher de chá de soda cáustica, que pode ser adquirida em 
supermercados ou casas para fazer sabão. Agite e anote a temperatura medida.
Acrescente, ao quarto copo, uma colher de açúcar cristal. Agite e anote a temperatura.
Ao último copo, acrescente o conteúdo de um envelope do antiácido. Agite, espere a 
efervescência terminar e meça a temperatura, anotando-a.
Compare as temperaturas obtidas com a temperatura do controle.
Os processos que causaram aumento de temperatura são exotérmicos, aqueles que diminuem 
a temperatura são endotérmicos. Note que, em geral, dissolução de sais e compostos orgânicos 
é endotérmica e a de ácidos fortes e bases fortes é exotérmica.
Esse experimento serve de início para o estudo da Termoquímica, facilitando a compreensão 
do assunto.
Cinética-química
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É a parte da Química que estuda a velocidade das reações químicas.
Existem reações muito rápidas, como as explosões, e muito lentas, como as oxidações de metais.
Durante as reações, a quantidade dos reagentes diminui (chegando, em geral, a zero) e a dos 
produtos aumenta (a quantidade dos produtos começa, geralmente, do zero).
Para que se alterar a velocidade deuma reação, deve-se agir sobre o número de choques 
efetivos ou sobre a energia de ativação: quanto maior o número de choques efetivos e quanto 
menor a energia de ativação, mais rápida a reação.
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Unidade: Química Orgânica - a química da experimentação
 Os fatores que interferem na velocidade de uma reação são:
I. Temperatura: O aumento da temperatura aumenta a energia cinética das 
moléculas, que ficam mais agitadas e se chocam mais, aumentando a velocidade 
da reação. Portanto, maior temperatura, maior velocidade de reação.
II. Concentração dos reagentes: O aumento da concentração dos reagentes aumenta 
o número de choques efetivos entre eles, aumentando a velocidade da reação. Logo, 
quanto maior a concentração dos reagentes, maior a velocidade da reação.
III. Superfície de contato (ou área de contato): Quanto mais fragmentada estiver 
a substância, maior a sua área de contato e maior o número de choques efetivos 
que ela pode fazer, aumentando a velocidade da reação. Daí, quanto maior a 
superfície de contato, maior a velocidade da reação. Exemplo: Roupas devem ser 
estendidas no varal para secarem mais rapidamente.
IV. Pressão: Só interfere se o número de moléculas gasosas for diferente nos reagentes 
e nos produtos.
a- Se houver maior número de moléculas gasosas nos reagentes, quanto maior a 
pressão, maior a velocidade.
b- Se houver maior número de moléculas gasosas nos produtos: quanto maior a 
pressão, menor a velocidade.
III. Catalisador: É uma substância que, ao final do processo, permanece como 
no início. O catalisador mostra um novo caminho de reação com energia de 
ativação menor, acelerando a reação. Assim, a presença de catalisador aumenta 
a velocidade da reação.
No experimento que faremos a seguir, discutiremos a influência da temperatura 
e da superfície de contato sobre a velocidade da reação.
O material necessário será: quatro copos transparentes idênticos, um 
comprimido efervescente (Sonrisal® ou vitamina C), água quente, água fria, 
colher ou outro instrumento para triturar o comprimido, cronômetro.
Divida o comprimido em quatro partes.
Pegue o primeiro copo e coloque água até uma marca notável. Adicione uma das quatro 
partes cortadas do comprimido e anote o tempo gasto para que a reação ocorra totalmente (até 
parar de borbulhar).
Repita esse experimento com água quente no lugar daquela em temperatura ambiente e, 
depois, com água fria.
Você notará que a velocidade da reação é maior na água quente e menor na fria porque a 
elevação da temperatura causa uma maior agitação das moléculas, aumentando o número de 
choques efetivos e, consequentemente, da velocidade da reação.
Coloque água à temperatura ambiente no quarto copo, mas triture a última parte do 
comprimido antes de adicioná-la. Anote o tempo de reação.
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Deverá perceber que a velocidade da reação nesse último copo será muito maior, deixando 
claro que o aumento da superfície de contato aumenta a velocidade da reação porque incrementa 
o número de choques efetivos.
Após a realização desse experimento, será fácil explicar como a temperatura e a superfície de 
contato interferem na velocidade de uma reação.
Eletroquímica
Estuda as reações químicas em que ocorre transferência de elétrons.
Nox é o número de oxidação, isto é, a “carga” de um elemento em uma 
substância, estando diretamente relacionado com a eletronegatividade 
do elemento, pois o átomo mais eletronegativo atrai os elétrons do outro 
átomo. Assim, o átomo mais eletronegativo adquire Nox negativo e o menos 
eletronegativo Nox positivo. Ex.:
Reações de oxirredução são aquelas em que ocorreu variação do Nox de dois ou mais 
átomos. Nesse caso:
 · OXIDAR é perder elétron(s), acarretando aumento do Nox;
 · REDUZIR é receber elétron(s), ocasionando diminuição do Nox.
AumentOU, oxidOU;
DiminuIU, reduzIU.
Nas reações de oxirredução, a substância reagente em que se encontra o elemento que sofreu 
redução é chamada de agente oxidante; a substância reagente em que se encontra o elemento 
que sofreu oxidação é chamada de agente redutor.
Há vários métodos para se proteger um metal da oxidação:
 · Objetos de alumínio não se oxidam com facilidade, apesar de o alumínio ser mais reativo 
do que vários dos metais comuns (o alumínio tem potencial de oxidação elevado). Isso 
porque ocorre uma oxidação superficial do alumínio, formando uma película muito fina 
de Al2O3, que permanece fortemente aderida à superfície do. Essa película protege o 
objeto de alumínio da continuação do ataque dos agentes atmosféricos. 
 · No caso dos objetos de ferro ou de aço, a situação é diferente: a película de ferrugem 
que se forma é porosa, permitindo a passagem do oxigênio e da umidade do ar; 
desse modo, o processo de corrosão continua até acabar com o objeto metálico. Esse 
fenômeno pode ocorrer até embaixo de camadas de tinta mal aplicadas; é por isso 
que, às vezes, notamos a existência de bolhinhas na pintura de alguns automóveis. 
A proteção mais comum contra a corrosão é a pintura. Em portões e grades de ferro, 
por exemplo, é usual lixar o metal (para eliminar a película de ferrugem já formada) e 
aplicar, em seguida, uma ou mais demãos de tinta à base de zarcão (Pb3O4); e, por 
fim, aplicar tintas especiais, na cor desejada. 
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Unidade: Química Orgânica - a química da experimentação
 · Chapas de aço podem ser protegidas por uma película de zinco, dando origem às 
chamadas chapas galvanizadas ou folhas de zinco. Essa película é obtida mergulhando-
se a chapa de aço em zinco derretido ou depositando o zinco sobre o aço por meio 
de eletrólise. Automóveis modernos, por exemplo, saem de fábrica com 70% a 80% 
da carroceria protegida por galvanização. Também se pode fabricar essa película com 
estanho, originando a lata comum (latinhas de conserva).
 · Para retardar a corrosão do ferro ou do aço em canalizações de água, oleodutos, cascos 
de navios, tanques subterrâneos de combustíveis, etc. é costume ligar, a essas estruturas, 
blocos de outro metal mais reativo do que o ferro, como o magnésio, o zinco, etc. Tendo 
potencial de oxidação superior ao do ferro, o magnésio, por exemplo, será corroído mais 
depressa, retardando assim a corrosão do ferro ou do aço. Dizemos, nesse caso, que o 
magnésio ou o zinco funcionaram como metal de sacrifício.
O experimento que iremos fazer demonstrará como o uso de metal de sacrifício dificulta a 
oxidação do ferro.
Pegue três pregos iguais e lustre-os com uma esponja de aço.
Num deles, enrole um fio de cobre e, em outro, zinco (que pode ser obtido de aparas de 
calhas). O terceiro deverá ser deixado sem nenhum metal como acompanhante.
Molhe os três pregos e deixe-os sobre uma superfície clara (como uma bandeja de isopor) 
para facilitar a observação, por uma semana.
Observe que o prego sem outro metal oxidou-se um pouco, aquele com zinco praticamente 
não se oxidou e o prego com cobre enrolado foi bastante corroído.
Isso ocorre porque o potencial de oxidação do zinco é maior que do ferro, o zinco serve de 
sacrifício para o ferro, oxidando-se no lugar dele.
Porém, o ferro possui maior potencial de oxidação que o cobre. Nesse caso, é o ferro que 
serve de sacrifício para o cobre, oxidando-se mais rapidamente.
Equilíbrio-químico
Processo em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente.
O equilíbrio é atingido quando as velocidades das reações direta e inversa igualam-se e, 
quando o equilíbrio químico é atingido, as concentrações dos reagentes e dos produtos tornam-
se constantes.
Para que o equilíbrio químico ocorra, nem os produtos e nem os reagentes podem escapar 
do sistema.
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 Explore
Acesse o vídeo da reação oscilante, para ilustrar o que é uma reação em equilíbrio:http://www.youtube.com/watch?v=TWH3gbHiRcI
Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele se modifica para atingir um 
novo equilíbrio, ou seja, ocorre um breve desequilíbrio até o sistema se reequilibrar. Este é o 
princípio de Le Chatelier.
Pelo princípio de Le Chatelier, os fatores que deslocam um equilíbrio são:
I. Temperatura: Veja o DH do processo. O aumento da temperatura favorece, 
sempre, o lado endotérmico, a diminuição da temperatura sempre favorece o lado 
exotérmico.
II. Pressão: Só atua se o número de substâncias gasosas for diferente nos reagentes 
e nos produtos. O aumento da pressão desloca o equilíbrio a favor do lado com 
menos gás (menor volume). A diminuição da pressão desloca o equilíbrio a favor 
do lado com mais gás (maior volume).
III. Concentração: O aumento (adição) da concentração de uma substância desloca 
o equilíbrio para o lado oposto ao desta substância porque aumenta o número 
de choques efetivos entre as substâncias e aumenta a velocidade da reação. A 
diminuição (retirada) de uma substância desloca o equilíbrio para o lado em que 
esta substância encontra-se.
IV. Catalisador: Não altera o equilíbrio, só faz com que ele seja atingido mais 
rapidamente.
Equilíbrios iônicos são equilíbrios que ocorrem com substâncias que se dissociam ou se 
ionizam como ácidos, bases e sais.
pH é o potencial hidrogeniônico, em “quimiquês”, é o cologaritmo da concentração molar 
hidrogeniônica do meio. Em português, indica se o meio é neutro, ácido ou básico. O pH é mais 
utilizado que o pOH.
O pH pode ser calculado por:
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Unidade: Química Orgânica - a química da experimentação
A escala de pH varia de 0 a 14. Observe:
Devido ao equilíbrio iônico da água: temos:
Como , então , daí .
Indicadores de pH são substâncias que mudam de cor de acordo com a concentração de H+ 
ou de OH – do meio. Podem ser representados, genericamente, por HIn. Em equilíbrio:
A espécie neutra HIn possui uma certa cor e seu ânion In – possui outra cor.
O funcionamento baseia-se no deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier):
 · Em meio ácido, há maior concentração de H+, o equilíbrio é deslocado para a esquerda, 
prevalecendo a espécie HIn e sua cor.
 · Em meio básico, há maior concentração de OH – que reage com H+, formando água. 
Diminuindo a concentração de H+, o equilíbrio é deslocado para a direita, prevalecendo 
a espécie In– e sua cor.
Alguns indicadores e suas cores características:
INDICADOR MEIO ÁCIDO MEIO NEUTRO MEIO BÁSICO
Fenolftaleína incolor incolor rosa
Azul de bromotimol amarelo verde azul
Tornassol azul vermelho azul azul
Tornassol vermelho vermelho vermelho azul
A experiência sugerida é de pH e indicadores.
Serão necessários: álcool hidratado, vinagre, limão, bicarbonato de sódio, Leite de Magnésia, 
copos transparentes, flores, almofariz ou pilão (como o de amassar alho), conta-gotas.
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Em copos distintos, coloque uma amostra de água com vinagre, água com limão, água com 
bicarbonato de sódio, água com Leite de Magnésia® e água com sal.
Colha flores diversas, preferencialmente hibiscos, rosas e hortências. Separe as pétalas e 
coloque no almofariz com uma xícara de café de álcool. Amasse-as até obter uma mistura 
colorida. Pegue o líquido com o conta-gotas e coloque 5 gotas em cada copo. Observe as 
cores obtidas.
Note que as cores apresentadas nos copos com limão e vinagre são semelhantes, bem como 
as cores apresentadas nos copos com bicarbonato de sódio e Leite de Magnésia® também são 
semelhantes.
Isso ocorre porque limão e vinagre são ácidos, enquanto bicarbonato de sódio e Leite de 
Magnésia® são básicos.
Depois, vá adicionando vinagre puro ao copo com bicarbonato de sódio até mudança de cor 
do indicador, mostrando que 
Como o sal é neutro, a cor observada pode variar de indicador para indicador usado.
Repita a prática com outras flores.
Particularmente, não gosto de fazê-la com repolho roxo, pois o cheiro é muito ruim!
Essa prática ajuda na compreensão dos conceitos de equilíbrio-químico e de pH.
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Unidade: Química Orgânica - a química da experimentação
Material Complementar
 
 Explore
A Universidade do Colorado disponibiliza uma série de simulações que representam reações.
É gratuito, em português, e possui uma qualidade excelente, aproveite:
http://phet.colorado.edu/pt_BR/
Devemos ressaltar que o Prêmio Nobel de Química de 2013 foi destinado a um trio de 
pesquisadores, Karplus, Levitt e Warshel, que criaram as bases de modelos de computador. 
Graças a eles, tornou-se possível prever processos químicos elaborados. Sobre o assunto, leia: 
http://g1.globo.com/ciencia-e-saude/noticia/2013/10/trio-leva-nobel-de-quimica-de-2013-
por-modelos-de-sistemas-complexos.html
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Referências
RUSSELL, J.B. Química geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books, 2009.
MAHAN, B.H. Um curso universitário. 2.ed. New York: Edgard Blucher, 1994.
EBBING, D.D. Química Geral. 5 ed. São Paulo: LTC, 1998. 
KOTZ, J.C. et al . Química e Reações químicas. 3 ed. São Paulo: LTC, 2010.
JOESTEN, M. D., WOOD, J. L. World of chemistry. 2 ed. Orlando: Saunders Golden Sunburst, 
1996.
ROCHA-FILHO, R. C., SILVA, R. R. Introdução aos cálculos da química. São Paulo: Makron 
Books, 2002.
___ Introdução à química experimental. São Paulo: Makron Books, 2004.
OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. 3 ed. São Paulo: Moderna, 2003.
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Anotações
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