Roteiros de Química Geral Experimental

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Disciplina: CET 066: Química Geral Experimental 
AULA Nº 1 
 
REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
1- Siga as instruções deste manual com atenção e respeite rigorosamente as precauções 
recomendadas. Consulte o professor toda vez que notar algo anormal ou imprevisto. 
2- Sempre use guarda-pó (jaleco ou avental). Não será permitido o acesso as aulas ao aluno que não 
estiver usando o guarda-pó, calça e sapato fechado. Não fique passeando com o guarda-pó fora do 
laboratório, principalmente, em cantinas, corredores e salas de aula. 
3- Evitem colares, pulseiras, salto alto, cabelos soltos durante os procedimentos de laboratório. 
4- Localize as saídas de emergência do laboratório, extintores de incêndio, chuveiro, lava olhos, 
armário de pronto-socorro, o telefone mais próximo, e tenha anotados os telefones do bombeiro e 
do pronto socorro. Verifique se os extintores são adequados para os potenciais combustíveis 
existentes no laboratório. 
5- O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, evite brincadeiras que dispersem sua atenção 
e de seus colegas. Trabalhe com calma, atenção e responsabilidade. Esteja sempre ciente e respeite 
as principais regras de segurança. 
6- Não fume ou deguste alimento durante sua permanência no laboratório. 
7- Não use lentes de contato no laboratório, principalmente se estiver trabalhando com reagentes 
orgânicos ou equipamentos quentes. 
8- Use óculos e luvas de proteção quando estiver manuseando produtos químicos perigosos. 
9- Tenha cuidado com materiais inflamáveis; nunca os deixe próximo a chama. Qualquer incêndio 
deve ser abafado com a toalha ou apagado com o extintor tipo B (gás carbônico, CO2). 
10- Evite contato de qualquer substância com a pele. 
11- Se algum produto químico for derramado, lave o local imediatamente com bastante água corrente. 
12- Todas as experiências que envolvam liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas 
na capela com exaustor ligado. 
13- Para inalar o odor de uma substância, não coloque o recipiente sob o nariz. Em vez disso, com sua 
mão, traga um pouco de vapor para você. 
14- Deixe qualquer peça de vidro quente esfriar bastante, ou coloque avisos. Lembre-se que o vidro 
quente tem a mesma aparência que o vidro frio. 
15- Coloque avisos para equipamentos quentes e para marcar qualquer experimento, a fim de evitar 
que outra pessoa mexa; 
16- Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a extremidade aberta do 
mesmo para si ou para a pessoa mais próxima. 
17- Nunca descarte material orgânico nas pias do laboratório; procure o lugar apropriado. Não jogue 
qualquer material sólido na pia. 
18- Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco reagente antes de usá-lo. Leia duas vezes para ter 
certeza que pegou o frasco certo. 
19- Ao preparar uma solução, coloque rótulo adequado no frasco que comportará a solução. E ao 
transferir qualquer substância do frasco de origem para outro recipiente, faça-o protegendo o 
rótulo. 
20- Reagente usado não deve ser retornado ao frasco de origem. 
Universidade Federal do Recôncavo da Bahia 
Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas 
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21- Não coloque objeto algum nos frascos de reagentes líquidos, exceto o conta-gotas próprio de que 
alguns deles são providos. No caso de reagentes sólidos, coloque um pouco do reagente dentro da 
própria tampa ou de recipiente limpo e use uma espátula descontaminada. 
22- Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou que 
desenvolva grande quantidade de calor. 
23- Não aqueça reagentes em sistemas fechados. 
24- Conserve limpos seus equipamentos e sua bancada. Evite derramar líquidos, mas, se o fizer, lave 
imediatamente o local. 
25- Ao se retirar do laboratório, deixe todo o equipamento limpo, lave as mãos, verifique se não há 
torneiras de água ou linhas de gás abertas. 
26- Desligue todos os equipamentos elétricos posicionados sobre a bancada. 
 
 
2. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
 
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade 
Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA Nº 2 
IDENTIFICAÇÃO DE APARELHAGEM COMUM 
EM LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
1. VIDRARIAS 
 
BALÃO DE FUNDO CHATO 
Utilizado como recipiente para conter líquidos ou soluções, ou mesmo, 
realizar reações com desprendimento de gases. 
 
BALÃO DE FUNDO REDONDO 
Utilizado principalmente para reações em sistemas de refluxo e evaporação a vácuo. 
 
 
BALÃO VOLUMÉTRICO 
Recipiente calibrado com volume definido. É utilizado para o preparo de 
soluções de concentração conhecida. 
 
BÉQUER 
Utilizado para fazer reações entre soluções, dissolver substâncias sólidas e 
aquecer líquidos. 
 
ERLENMEYER 
Utilizado no aquecimento de líquidos, na dissolução de substâncias e para 
proceder reações entre soluções, tais como as titulações. 
 
BURETA 
Tubo calibrado usado para escoar medidas precisas de volume. Utilizado em 
análises volumétricas. 
 
CONDENSADOR 
Utilizado na destilação, tem como finalidade condensar vapores gerados 
pelo aquecimento de líquidos. 
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DESSECADOR 
Usado para armazenar substâncias em baixa umidade ou em atmosfera 
controlada. 
 
FUNIL DE SEPARAÇÃO 
Utilizado na separação de líquidos não miscíveis e na extração 
líquido/líquido. 
 
FUNIL DE COLO LONGO 
Usado na filtração simples. 
 
KITASATO 
Utilizado em conjunto com o funil de Buchner em filtrações a vácuo. 
 
PIPETA GRADUADA 
Utilizada para escoar volumes variáveis. 
 
PIPETA VOLUMÉTRICA 
Utilizada para escoar volumes definidos de líquidos. 
 
 
PROVETA OU CILINDRO GRADUADO 
Serve para medir e transferir volumes de líquidos. Não pode ser aquecida. 
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TUBO DE ENSAIO 
Empregado para fazer reações em pequena escala, principalmente em testes de reação em 
geral. Pode ser aquecido com movimentos circulares e com cuidado diretamente sob a 
chama do bico de Bunsen. 
 
 
VIDRO DE RELÓGIO 
Peça de vidro de forma côncava usada para pesagens, evaporações, etc. 
 
BALÃO DE DESTILAÇÃO 
Usado em destilações. Possui saída lateral para adaptação de um condensador. 
 
PLACA DE PETRI 
Usada para pesagens, evaporação, reações em pequena escala, cobrir béqueres e para 
realizar culturas microbiológicas. 
 
COLUNA DE FRACIONAMENTO 
Utilizada em destilações fracionadas 
 
APARELHAGEM PARA EXTRAÇÃO 
Utilizado na extração sólido-líquido. É composto por um balão de fundo redondo, um 
extrator Soxhlet e um condensador de refluxo. 
 
 
 
2. OUTROS EQUIPAMENTOS 
 
ALMOFARIZ COM PISTILO 
Usado na trituração e pulverização de sólidos. 
 
CADINHO 
Peça geralmente de porcelana ou de metais, cuja utilidade é aquecer substâncias a 
seco. 
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CÁPSULA DE PORCELANA 
Peça de porcelana usada para evaporar líquidos. 
 
 
FUNIL DE BUCHNER 
Utilizado em filtrações a vácuo. É usado em conjunto com o papel de 
filtro e o kitasato. 
 
MUFA 
Usado para fixar equipamentos no suporte. 
 
ANEL OU ARGOLA 
Usado como suporte do funil na filtração. 
 
BALANÇA DIGITAL 
Para a medida de massa de sólidos e líquidos não voláteis com grande 
precisão. 
 
BICO DE BÜNSEN 
É a fonte de aquecimento mais utilizada em laboratório. Mas 
contemporaneamente tem sido substituído pelas mantas e chapas de 
aquecimento. 
 
ESTANTE PARA TUBO DE ENSAIO 
É usada para suporte de tubos de ensaio. 
 
GARRA 
Usada para prender o condensador à haste do suporte ou outras peças 
como balões, erlenmeyers, etc. 
 
 
PINÇA DE MADEIRA 
Usada para prender o tubo de ensaio durante o aquecimento. 
 
PINÇA METÁLICA 
Usada para manipular objetos aquecidos. 
 
PISSETA OU PISSETE OU FRASCO LAVADOR 
Usada para lavagens de materiais ou recipientes através de jatos de 
água, álcool ou outros solventes. 
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TRIPÉ 
Sustentáculo para efetuar aquecimentos de soluções em vidrarias 
diversas de laboratório. É utilizado em conjuntocom a tela de amianto. 
 
 
SUPORTE UNIVERSAL 
Utilizado para montagem de equipamentos em geral. 
 
TELA DE AMIANTO 
Suporte para as peças a serem aquecidas. A função do amianto é 
distribuir uniformemente o calor recebido pelo bico de Bunsen. 
 
TERMÔMETRO 
Usado para medir temperatura. 
 
ESPÁTULAS 
Usada para transferir substâncias sólidas. Podem ser feitas de diversos 
materiais e apresentar diversos formatos. 
 
CONTA-GOTAS 
Utilizada para transferir volumes definidos de líquidos 
 BASTÃO DE VIDRO 
Utilizado para homogeneizar soluções, realizar transferência de 
líquidos. 
 
MANTA 
Utilizada para realizar aquecimento. 
 
 
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
FELICÍSSIMO, A. M. P. et al., Experiências de Química: Técnicas e Conceitos Básicos. PEQ – Projetos de 
Ensino de Química, Ed. Moderna, São Paulo, 1979. 
Apresentação das Principais Vidrarias de Laboratório. www.fc.unesp.br/lvq/prexp02.htm 
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AULA Nº 3 
 
TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA 
 
1. OBJETIVOS 
a) Aprender as técnicas de medidas de temperatura, massa e volume; 
b) Diferenciar as vidrarias volumétricas das graduadas; 
c) Utilizar algarismos significativos; 
d) Distinguir o significado de precisão e exatidão. 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
As experiências de laboratório em química, assim como em outras ciências quantitativas, envolvem 
muito frequentemente medidas de massa e volume, que são posteriormente utilizados em cálculos. Nesta 
experiência, você medirá as massas e volumes da água, e utilizará os resultados obtidos para calcular a 
densidade da água. 
Sempre que uma medida é efetuada, deve-se levar em consideração o erro a ela inerente. O erro de uma 
medida é muitas vezes limitado pelo equipamento que é empregado na sua obtenção. Em uma medida exata, os 
valores encontrados estão muito próximos do valor verdadeiro. A precisão refere-se à capacidade de reproduzir 
o mesmo valor entre medidas consecutivas. Medidas podem ser precisas sem serem exatas, devido a algum erro 
sistemático. O ideal é que as medidas sejam precisas e exatas. A precisão de uma medida pode ser melhorada 
aumentando-se o número de determinação de uma medida e fazendo-se o valor médio das mesmas. 
 
2.1 Medidas de temperatura 
Para se efetuar medidas de temperatura, é necessário que o laboratório esteja com temperatura estável, 
de preferência entre 20 OC e 25 OC, por conta das vidrarias que foram calibradas para medir volumes nessas 
temperaturas. Também é importante não ter correntes de ar, causadas por abre e fecha de porta 
constantemente. 
 
2.2 Medidas de Volume 
Para se efetuar medidas de volume, faz-se necessário a utilização de pipetas, provetas e buretas. As 
medidas de volume de um líquido com esses instrumentos são feitas comparando-se o nível do mesmo com os 
traços marcados na parede do recipiente. Na leitura do volume de um líquido usando-se um destes 
instrumentos, ocorre uma concavidade que recebe a denominação de menisco. 
 
2.3 Medidas de Massa 
As balanças são instrumentos adequados para medir massas. O seu manuseio requer muito cuidado, 
pois são instrumentos delicados e caros. Na sua utilização, devem ser observados os seguintes cuidados gerais: 
-Manter a balança limpa; 
-Não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança; 
-Os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à temperatura ambiente; 
-A balança deve ser mantida travada caso não estiver sendo utilizada; 
-Nas balanças analíticas, os objetos devem ser colocados e retirados com a pinça 
-O operador não deve se apoiar na mesa em que a balança está colocada. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 
• Béqueres de 30 mL, 100 mL 
e 250 mL 
• Termômetro 
• Frasco de pesagem; 
• Bastão de vidro 
• Proveta de 25 mL 
• Pipeta volumétrica de 25 
mL: 
• Pissete 
• Balança 
• Conta-gotas 
• Água e gelo 
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4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
4.1 EXPERIMENTO 1: Medidas de temperatura 
a) Coloque cerca de 200 mL de água de torneira em um béquer e meça a temperatura utilizando um 
termômetro. Obs.: Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de algarismos significativos. 
Durante a medida mantenha o bulbo do termômetro totalmente imerso na água, sem tocar as paredes do 
recipiente. 
b) Coloque no béquer 2 cubos de gelo picado. Agite com um bastão de vidro e meça a temperatura da 
mistura água/gelo a cada minuto até que fique constante. 
c) Esse procedimento deverá ser feito em triplicata. 
� Qual é o critério necessário para definir se a temperatura está constante? Use um gráfico para ilustrar a 
alteração da temperatura em função do tempo. 
 
4.2 EXPERIMENTO 2: Medidas de massa 
Ao se efetuar as pesagens, é importante especificar o erro ou variabilidade da média (Vm) correspondente. 
Assim, ao se realizar três pesagens de um mesmo corpo, cujos resultados sejam, por exemplo 1,234 g; 
1,233 g e 1,233 g, a maneira correta de se expressar a referida massa é a sua média, acrescida da variação 
0,001: 1,233 ± 0,001 g. 
 
Fórmulas para cálculo do erro: 
 N 
Média (X) = Σ X 
 N 
N = nº de medidas realizadas 
 
Desvio padrão (σ) = (X1-X)2 + (X2-X)2 + (X3-X)2 
 N - 1 
 
Desvio padrão médio (σm) = σ 
 √N 
 
Vm = X ± σm 
 
 
a) Antes de efetuar as pesagens na balança, verifique: 
- A capacidade e a precisão da balança; 
- Se o prato está limpo; 
- Se a balança está calibrada; 
- Zere a balança. 
 
b) Pese uma proveta de 25 ou 10 mL e adicione 100 gotas de água destilada utilizando um conta-gotas, 
pese novamente e leia o volume. 
c) Determine a massa e o volume de uma gota e a massa equivalente a 1 mL de água. 
d) Esse procedimento deverá ser feito em triplicata 
e) Verifique a temperatura da água. 
 
� Você obteve um dado amplamente conhecido na literatura (qual?). Compare o dado obtido 
experimentalmente com o descrito no livro texto. Discuta a semelhança ou a disparidade do dado 
experimental obtido com aquele reportado na literatura. 
 
 
 
 
 
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4.3 EXPERIMENTO 3: Medidas de volume 
a) Pese um béquer de 100 mL e anote a massa. 
b) Meça 25 mL de água em uma proveta (verifique a temperatura da água) transfira para o béquer e pese-o 
novamente. 
c) Adicione mais 25 mL de água ao béquer e pese-o. Repita essa etapa mais uma vez. 
d) Execute o mesmo procedimento utilizando uma pipeta volumétrica de 25 mL. 
 
� Esse experimento permite comparar a precisão e a exatidão de medidas de volume obtidas com distintos 
materiais de vidro - proveta e pipeta. Compare os dados obtidos: suas médias, seus desvios padrão, os 
valores esperados e dê uma explicação plausível para seus resultados. 
Sugestão: Utilize uma tabela de densidades da água em várias temperaturas para determinar a massa de 25 
mL de água na temperatura em que a sua experiência foi realizada. Analise os seus dados e coloque os 
instrumentos de medição de volume que você utilizou em ordem crescente de exatidão. Justifique a sua 
resposta. 
 
Temperatura (°C) Densidade (g/mL) 
22 0,9978 
23 0,9975 
24 0,9973 
25 0,9970 
26 0,9968 
27 0,9965 
28 0,9962 
29 0,9959 
30 0,9956 
 
 
QUESTÕES EXTRAS: 
 
1) Qual vidraria apresentou a medida mais precisa? Justifique. 
2) Discuta a precisão dos seus resultados. 
3) Qual experimento se aproximou da precisão? Justifique. 
 
 
 
5. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade 
Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA Nº 4 
TESTE DE CHAMA 
 
1. OBJETIVOS 
 
a) Utilizar o espectro de emissão para caracterizar os elementos químicos; 
b) Observar a cor da chama obtida após aquecimento de alguns sais e em seguida relacionar a cor da 
chama com as mudanças de níveis energéticos do átomo. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
O cientista dinamarquês Niels Bohr elaborou, em 1913, uma nova teoria sobre a distribuição e o 
movimento dos elétrons. A teoria de Bohr parte do modelo atômico deRutherford e fundamenta-se na teoria 
quântica da radiação, criada em 1900 pelo cientista alemão Max Planck. Bohr recebeu o Prêmio Nobel em 1922 
por suas contribuições à teoria atômica. Bohr contribui com a teoria atômica ao explicar porque os gases 
emitem ou absorvem radiação com determinados comprimentos de onda. 
A prática que será realizada a seguir, denominada de ‘Teste de Chama”, é utilizada para reconhecer os 
elementos químicos fazendo uso da coloração da chama. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 
• Bico de Bunsen 
• Haste metálica 
• Pisseta 
• Béqueres 
• Reagentes 
Solução de ácido clorídrico 
Sol. de Cloreto de potássio 
Sol. de Cloreto de estrôncio 
Sol. de Sulfato de cobre II 
Sol. de Cloreto de bário 
Sol. de Cloreto de cálcio 
Sol. de Cloreto de sódio 
Sol. de Nitrato de cálcio 
Sol. de Iodeto de sódio 
Sol. de nitrato de lítio 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a) Mergulhe a haste metálica na solução de ácido clorídrico e em seguida coloque-a na chama até o 
desaparecimento da cor. 
b) Utilizando sempre a mesma haste metálica, mergulhe a extremidade da haste em uma das soluções 
fornecidas, levando-a em seguida ao bico de Bünsen ou lamparina. Anote a coloração observada na 
chama. 
c) Limpe a haste com a solução de ácido clorídrico antes de efetuar o teste com cada uma das outras 
soluções. Anote seus resultados no quadro 1 abaixo: 
 
QUADRO I 
SAL CÁTION ÂNION COR λ (nm) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Questionário 
 
1) A cor observada para a solução na chama é característica do cátion, do ânion ou do composto? 
Explique? 
 
2) Por que ocorre emissão de radiação após o aquecimento das substâncias? Justifique com base no 
postulado de Niels Bohr. 
 
3) Considerando que o comprimento de onda da luz verde dos semáforos é de 522nm, qual é a freqüência 
dessa radiação? Dados: velocidade da luz c= 3,00 x 108 ms-1; 1nm = 10-9 m. Fórmula: f = c/λ. 
 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade 
Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB). 
PARRY, R.W. et al. “Chemistry Experimental Foundations”., Prentice-Hall.IncEnglewood Cliffs, New 
Jersey, 1970, p.474-475. 
SEMISHIN, V. “Laboratory Exercises in general Chemistry”. Peace Publishes Moscow.p.172-5,197-
8,280-5. 
VIVEIROS, A.V.; MARTINS.; ALVES F.M.; CEDRAZ, J.P.L.; LOBO, S.F. “ Filtração e Destilação”, “ in ” 
Roteiros de aulas práticas, Qui 134, Instituto de Química, Departamento de Química Geral e 
Inorgânica. 
 
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AULA Nº 5 
 
REATIVIDADE DOS METAIS 
 
1. OBJETIVOS 
 
a) Identificar o princípio da organização da Tabela Periódica dos elementos químicos pela 
classificação em grupos de elementos químicos com propriedades semelhantes; 
b) Reconhecer a variação periódica de algumas propriedades dos átomos dos elementos químicos; 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Na construção da Tabela Periódica os elementos são colocados em faixas horizontais (períodos) 
e faixas verticais (grupos ou famílias). 
A característica que define a família de um elemento é a sua configuração eletrônica, sendo 
assim, os átomos de uma mesma família possuem propriedades químicas e físicas semelhantes e 
apresentam a mesma configuração eletrônica na camada de Valência. 
Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos: 
A mais comum é indicar cada família por um algarismo romano, seguido de letras A e B, por 
exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam a posição do elétron mais energético nos subníveis. 
Os elementos do grupo A são conhecidos como elementos representativos por apresentarem o 
subnível s ou p como o mais energético. Os elementos do grupo B são conhecidos como elementos de 
transição por apresentarem o subnível d ou f como o mais energético. No final da década passada, a 
IUPAC propôs outra maneira: as famílias seriam indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, 
eliminando-se as letras A e B. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
• Amostra metálica de sódio (Na) e magnésio 
(Mg) 
• Fenolftaleína 
• 2 placas de petri 
• Lamparina ou bico de Bünsen; 
• Pinça; 
• Pedaço de alumínio metálico - Aℓ(s) 
• Solução de HCℓ 1 mol L-1 e ácido muriático 
• Solução de NaOH 1 mol L-1 
• Tubos de ensaio 
 
3.1 EXPERIMENTO 01 – GRUPO 01 - METAIS ALCALINOS 
a) Observação da oxidação espontânea dos metais: 
• Corte um pequeno pedaço de sódio e deixe-os por alguns minutos expostos ao ar. 
• Verifique a coloração do metal. 
Comentários: A coloração dos metais torna-se rapidamente esbranquiçada, devido à rápida formação 
de uma camada de óxido em suas superfícies. 
A equação geral que representa a reação observada é: 
2 Na2(s) + O2(g) → 2 Na2O(s) 
b) Formação de hidróxidos: 
• Coloque água até ¾ do volume da placa de petri e adicione um pequeno pedaço do metal. O sódio 
funde-se com o calor liberado na reação e fica "dançando" sobre a superfície da água; 
• Observe a reação que ocorre imediatamente. 
• Comentários: Os metais alcalinos são extremamente reativos e reagem vigorosamente com água, 
originando hidróxidos. As reações são extremamente exotérmicas (liberam calor). 
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• Adicione algumas gotas de fenolftaleína à solução. 
Comentários: A formação de hidróxido pode ser comprovada observando-se a coloração rósea que a 
solução adquire. 
A equação geral que representa a reação observada é: 
Na2O(s) + H2O(ℓ) → 2 NaOH(aq) 
 
3.2 EXPERIMENTO 02 – GRUPO 02 - METAIS ALCALINOS TERROSOS 
a) Formação de óxido: 
• Aqueça, com o auxílio da pinça metálica, um pedaço de magnésio metálico em fita sobre um vidro de 
relógio (não olhe diretamente para a luz que se desprende, pois a luz emitida na combustão do 
magnésio é rica em radiação quimicamente ativa). Observe. 
A equação que representa a reação é: 
2 Mg(s) + 1 O2(g) → 2 MgO(s) 
 
b) Formação de hidróxido: 
• Adicione o resíduo da combustão em um tubo de ensaio com água ou em placa de petri. Agite e 
goteje fenolftaleína. A solução tornar-se-á rósea, pois em reação com água, o óxido de magnésio (MgO) 
forma o hidróxido de magnésio: 
A equação que representa a reação é: 
1 MgO(s) + 1 H2O(ℓ) →1 Mg(OH)2(aq) 
 
 
3.3 EXPERIMENTO 03 – GRUPO 13 - FAMÍLIA DO ALUMÍNIO 
a) Comportamento do alumínio com ácidos e bases: 
• Adicione a um tubo de ensaio 2 mL de solução de HCℓ 1 mol L-1. 
• Adicione a um outro tubo de ensaio 2 mL de solução de NaOH 1 mol L-1. 
• Acrescente em cada tubo um pedaço de alumínio. 
• Observe. 
Comentários: Em ambos os tubos ocorrem reação química, com o desprendimento de gás hidrogênio. 
As equações que descrevem estes processos são: 
Em meio ácido: 
1 Al(s) + 3 HCℓ(aq) ==�1 AℓCℓ3(aq) + 3/2 H2 (g) 
Obs: a reação demora alguns minutos para ser processada. Deste modo, você pode acelerar a reação, 
adicionando algumas gotas de ácido muriático concentrado ao tubo contendo a solução de HCl e o 
alumínio. 
Em meio básico: 
1 Aℓ(s) + 1 NaOH(aq) + 1 H2O(ℓ) =�1 NaAℓO2(aq) + 3/2 H2 (g) 
 
Com base nas observações experimentais, responda os itens a seguir: 
1- Por que não devemos tocar o sódio com as mãos? 
2- Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína? 
3- Porque o metal alcalino (sódio) é armazenado em solvente? 
4- Descreva as diferenças e semelhanças entre o metal alcalino e alcalinos terrosos em relação à 
reatividade, a formação de óxidos e hidróxidos. 
5- Porque os metais alcalinos são bem mais reativos que os metais alcalino-terrosos? 
 
6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
Assunção, R. 2009. Química Geral - CET066. Centro de Ciências Exatas e Tecnológicas. Universidade 
Federal do Recôncavo da Bahia (UFRB). 
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AULA Nº 6 
LIGAÇÕES QUÍMICAS E FORÇAS INTERATÔMICAS/INTERMOLECULARES 
 
1. OBJETIVOS 
 
a. Identificar o tipo de ligação formada entre elementos químicos em cada substância estudada. 
b. Avaliar a miscibilidade entre diferentes substâncias polares e/ou apolares. 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Na natureza, átomos de elementos químicos se ligam, formando substâncias simples e/oucompostas, 
além de misturas homogênea ou heterogênea. Existem três tipos de ligações químicas: (a) iônica – formada entre 
metal e ametal; (b) covalente – formada entre ametais ou entre ametal e hidrogênio; e (c) metálica – cuja ligação 
é feita entre um mesmo tipo de metal ou diferentes. 
Independente do tipo de ligação formada entre elementos químicos, quando duas ou mais substâncias 
aproximam, elas podem reagir ou interagir . A interação química é um tipo de força mais fraca que uma ligação. 
As interações ou forças de Van der Waals podem ser do tipo: íon-dipolo, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo 
permanente e dipolo-dipolo induzido (Forças de London). Cada uma dessas forças está relacionada com a 
polaridade de cada composto. 
A molécula de água, por exemplo, é polar e, assim como qualquer outro composto polar, tem afinidade 
por compostos também polares, como é o caso da água e açúcar (sacarose). Tanto a água quanto o açúcar têm o 
grupo oxigênio-hidrogênio (-OH). Já, o querosene ou óleo de cozinha, por exemplo, não são miscíveis em água, 
visto que estes são compostos apolares. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 
• Reagentes: 
o Sulfato de cobre penta-hidratado (CuSO4 . 
5H2O); 
o Sílica (SiO2); 
o Cobre metálico em pó ou pequenos grãos; 
o Sacarose ou açúcar comum (C12H22O11); 
o Solução de ácido clorídrico (HCl); 
o Solução de hidróxido de sódio (NaOH); 
o Cloreto de sódio (NaCl) sólido 
o Permanganato de potássio (KMnO4); 
o Querosene; 
o Etanol comercial; 
• 20 tubos de ensaio + galerias; 
• 15 vidros de relógio de tamanho médio; 
• Pissetes com água destilada; 
• 3 espátulas; 
• Papel toalha. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
4.1 EXPERIMENTO 1: 
Neste experimento usaremos um dispositivo com lâmpada, para testar a condutividade elétrica de 
diferentes substâncias sólidas e dissolvidas em água. A condutividade elétrica é uma propriedade capaz de 
diferenciar alguns tipos de substâncias. Durante cada teste, anote suas observações no quadro 1. 
a) Coloque um pouco de cada uma das substâncias apresentadas no QUADRO 1 em um vidro de relógio; 
b) Toque os terminais do dispositivo a ser usado para testar a condutividade, em dois pontos distintos da 
substância a ser testada; 
c) Verifique se a lâmpada acende. 
18 
 
 
QUADRO 1 
Substância/Composto Conduz / não conduz corrente elétrica Tipo de ligação química 
Água destilada 
CuSO4.5H2O (s) 
CuSO4.5H2O (aq) 
Cun (s) 
Sílica: (SiO2)n (s) 
SiO2 (s) + H2O (aq) 
Sacarose, C12H22O11(s) 
Sacarose, C12H22O11(aq) 
HCl (aq) 
NaOH (aq) 
NaCl (s) 
NaCl (aq) 
� Quais substâncias conduziram corrente elétrica? Quais não conduziram? Explique por quê. 
 
 
4.2 EXPERIMENTO 2: 
Neste experimento, vamos testar a miscibilidade entre alguns compostos, os quais estão descritos no 
quadro 2. 
QUADRO 2 
Substância/Composto Nº de fases observada Grau de miscibilidade 
(baixo, moderado ou alto) 
Água + sacarose 
Água + querosene 
Água + álcool etílico 
Querosene + KMnO4 (aq) 
KMnO4 (aq) + água 
Água + querosene + detergente 
NaCl + enxofre 
� O que você pode dizer com relação à polaridade das substâncias testadas acima? 
� Relacione a polaridade das substâncias com o grau de miscibilidade entre elas. 
 
4.3 EXPERIMENTO 3: 
a) Em três cápsulas de porcelana, separadamente, adicione a medida de uma espátula dos seguintes 
compostos: Cloreto de sódio, enxofre, Sacarose. 
b) Coloque as cápsulas, ao mesmo tempo, numa placa de aquecimento previamente aquecida e observe. 
� Com base nas ligações químicas e forças intermoleculares, explique a sua observação para as três 
cápsulas. 
 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F. Preparando soluções e 
explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de 
Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998. 
FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino 
de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979. 
19 
 
AULA Nº 7 
 
SOLUÇÕES 
 
1. OBJETIVOS 
 
a. Entender o conceito de concentração. 
b. Reconhecer a importância de expressar a concentração de uma solução. 
c. Entender a estequiometria de reação 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Soluções são misturas homogêneas. Elas podem ser obtidas por dissolução de uma substância, chamada 
soluto, numa outra chamada solvente. As soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Exemplos comuns de 
soluções sólidas são as ligas como, por exemplo, aço e bronze. Um exemplo típico de solução gasosa é o ar 
atmosférico. Na verdade, qualquer mistura de gases é sempre uma solução. Já as soluções líquidas são obtidas por 
dissolução do soluto num solvente. Se o solvente é água, a solução é chamada solução aquosa. É muito importante 
saber a quantidade de soluto que está dissolvido numa dada quantidade de solução ou então as quantidades relativas de 
soluto e solvente. Estes valores expressam a concentração da solução, ou seja, a composição quantitativa dos seus 
componentes. 
A concentração pode ser expressa de diferentes maneiras: 
i) Relação massa de soluto / massa de solução; 
ii) Relação massa de soluto / volume de solução; 
iii) Relação quantidade de matéria de soluto / volume de solução; 
iv) Relação quantidade de matéria de soluto / massa de solvente. 
 
A relação massa de soluto / massa de solução é denominada fração em massa do soluto e é usualmente 
transformada numa porcentagem, conhecida como título . Por exemplo, uma solução aquosa de HCℓ com título 36% 
contém 36 g de ácido clorídrico para cada 100g de solução. Na indústria é comum se expressar a concentração de uma 
solução pela relação massa de soluto / volume da solução, com unidade g/L (g L-1) ou kg/L (kg L-1). Esta relação é 
conhecida como concentração de soluto em massa. 
 
Os dois outros modos citados para expressar a concentração de uma solução relacionam quantidade de 
matéria do soluto por volume de solução (denominada concentração de soluto em quantidade de matéria) ou por 
massa de solvente (denominada molalidade). A unidade de quantidade de matéria é o mol. O mol é usado para contar 
partículas tais como átomos, moléculas, íons, elétrons, do mesmo modo que se usa, por exemplo, dúzia para contar 
ovos. Uma dúzia corresponde a 12 unidades e um mol corresponde a 6,02x1023 unidades. Ainda, do mesmo modo que 
a massa de uma dúzia de ovos é diferente daquela de uma dúzia de limões, um mol de uma dada substância tem uma 
massa diferente daquela de um mol de outra substância. Assim, o uso do mol torna muito fácil saber, por exemplo, a 
quantidade de partículas do soluto existentes num dado volume de solução ou saber a sua massa. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 
• Reagentes: Hidróxido de sódio (NaOH) sólido; 
solução de HCl 0,1 mol L-1; 
• Fenolftaleína (indicador); 
• Pissetes com água destilada; 
• 2 Béqueres de 50 mL e 100 mL; 
• 2 balões volumétricos de 50 mL e 1 de 100 mL; 
• 1 pipeta volumétrica de 5 mL 
• 2 provetas de 10 mL e duas de 25 mL 
• 2 bastões de vidro; 
• Espátulas para pesagem de amostra; 
• Pipetador ou peras; 
• Termômetro de mercúrio; 
• Papel toalha; 
• Balança analítica. 
 
20 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1 Experimento 1: Preparo de solução de hidróxido de sódio, NaOH, de concentração 0,1 mol L-1 
 
a) Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 50 mL dessa solução. Pese o NaOH com o uso de uma espátula, 
em béquer de 100 mL, adicione um pouco de água (mais ou menos uns 30 mL) e agite com um bastão de vidro. 
Transfira a solução para um balão volumétrico de 50 mL e dilua até a marca de aferição. 
b) Qual a quantidade de matéria de NaOH presente em 1 litro dessa solução? 
c) Qual a concentração em g L-1? 
 
 
4.2 Experimento 2: processo de diluição 
a) Retire 5 mL da solução de NaOH 0,1 mol L-1 com uso de uma pipeta volumétrica, despeje em um balãovolumétrico e dilua a 50 mL com água destilada. Tampe e agite. Qual a concentração de NaOH nesta solução 
diluída? Use a fórmula básica de diluição para calcular a concentração final de NaOH: CiV i = CfVf. 
b) Pegue 20 mL da solução diluída anteriormente e coloque em uma proveta. Em seguida, despeje o conteúdo em um 
balão volumétrico de 100 mL e dilua com água destilada. Tampe e agite. Qual a concentração de NaOH nesta 
solução? 
 
 
4.3 Experimento 3: processo de mistura 
a) Adicione 10 mL da solução de NaOH 0,1 mol L-1, preparada no experimento 1, em um béquer e acrescente mais 
10 mL da solução diluída preparada na letra “a” do experimento 2. Agite com um bastão de vidro. Calcule a 
concentração de NaOH nesta solução resultante. Qual a concentração de NaOH nesta solução? 
b) Pegue a solução básica preparada anteriormente e misture com 20 mL de uma solução de HCl 0,05 mol L-1. Qual a 
reação química envolvida nesse processo? Adicione 2 gotas de fenolftaleína na solução, agite e veja se a mesma 
tem caráter ácido (solução incolor), básico (rosa forte) ou neutro (levemente rosado). Por quê isso aconteceu? 
 
4.4 Experimento 4: Teste qualitativo (diferença de concentração) 
Pegue 20 mL de cada uma das soluções preparadas (experimento 1, letra “a” do experimento 2 e letra “a” do 
experimento 3) e coloque em tubo de ensaio ou béquer pequeno. Acrescente 1 gota de fenolftaleína em cada 
recipiente, agite e observe se há diferença de coloração entre as soluções. Relacione a cor com a concentração de 
NaOH presente nas soluções. 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F. Preparando soluções e 
explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de 
Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998. 
FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino 
de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979. 
21 
 
AULA Nº 8 
 
ÁCIDOS E BASES 
 
1. OBJETIVOS 
 
a. Testar a força ácida e básica de diferentes substâncias aquosas. 
b. Avaliar o uso de diferentes tipos de indicadores químicos em soluções de ácidos e bases fortes e fracos. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Os ácidos e bases podem ser fortes ou fracos. Isso vai depender dos íons liberados na dissociação da 
substância em meio aquoso. Por exemplo, o ácido nítrico (HNO3) é um ácido forte, pois, em meio aquoso se 
dissocia completamente, liberando íons H+. Essa é a teoria de Arrhenius. Em 1887, Arrhenius propôs que ácido é 
qualquer espécie que produz íons H+ em água e, base, produz íons OH−. Mais tarde, estudos dessas soluções 
aquosas apresentaram evidências de que esse íon H+ não existe, mas, que ele combinava-se quimicamente com a 
molécula H2O para formar o íon H3O+, o qual é chamado de hidrônio. Já, o ácido acético (CH3COOH), por exemplo, 
é um ácido fraco porque em meio aquoso se dissocia parcialmente. 
 
 Uma maneira de visualizar se o meio está ácido ou básico, é através do uso de indicador químico. Um 
indicador químico ácido-base é uma substância que muda de cor quando colocada em contato com um ácido ou 
uma base. Os indicadores se dissociam em meio aquoso através de uma reação de equilíbrio. Geralmente, os 
indicadores usados em laboratório são artificiais, tais como a fenolftaleína, o azul-de-bromotimol e o 
alaranjado-de-metila. Mas, na natureza, também existem muitas substâncias que podem ser extraídas de 
espécies vegetais e que funcionam como indicadores ácido-base. O mais conhecido é o extrato de repolho roxo. 
As substâncias presentes no extrato 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. 
 
 A depender da acidez da solução a ser estudada, deve-se utilizar um indicador apropriado. Por exemplo, 
o verde de bromocresol é um indicador do tipo ácido, ou seja, em solução ácida (faixa de pH entre 3,8 e 5,4) 
apresenta-se na coloração verde. Já a fenolftaleína, é um indicador do tipo básico, apresentando-se coloração 
vermelha na faixa de pH entre 8,3 e 10, e incolor em meio ácido. A fenolftaleína (HC20H13O4) é uma substância 
orgânica e sua solução aquosa constitui um sistema em equilíbrio, representado por: 
 
 HC20H13O4(aq) + H2O C20H13O4-(aq) + H3O+( aq) 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
 
• Soluções: 100 mL de ácido acético 0,1 mol L-
1; 100 mL de ácido clorídrico 0,1 mol L-1; 
100 mL de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1; 
Sabonete líquido; detergente; 100 mL de 
amoníaco diluído; suco de 3 limões; álcool 
etílico; 
• Pissetes com água destilada; 
• Flores de cores vermelha, rosa ou roxa ou 
extrato de repolho roxo; 
• Fenolftaleína (indicador); 
• 2 pipetas graduadas de 10 mL; 
• 2 béqueres de 50 mL; 
• 6 balões volumétricos de 100 mL 
• 10 vidros de relógio tamanho médio 
• 5 conta-gotas 
• 30 tubos de ensaio; 
• Galerias para tubos; 
• 2 bastões de vidro; 
• Pipetador ou peras; 
• Papel toalha; 
• Fita de pH 
• Etiquetas ou marcador permanente 
• Dispositivo com lâmpada 
 
22 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1 EXPERIMENTO 1: FORÇA DE ÁCIDOS E BASES 
 Neste experimento será usado um dispositivo com lâmpada, a fim de testar a força de ácidos e bases. 
Durante cada teste, anote suas observações. 
a) Preparo das soluções de concentração 0,01 mol L-1: retire uma alíquota de 1 mL da solução de 0,1 mol L-1 
com uma pipeta volumétrica e dilua 10 vezes com água destilada em uma proveta. Reserve cada solução 
diluída, pois, as mesmas serão usadas posteriormente. 
b) Coloque um pouco de cada uma das soluções em vidro de relógio. 
c) Toque os terminais do dispositivo a ser usado para testar a condutividade elétrica, em dois pontos distintos 
da solução; 
d) Verifique se a lâmpada acende e observe a intensidade da luz na lâmpada. Retire os terminais da solução e 
enxugue bastante com papel toalha. 
QUADRO 1 
Substância Intensidade da luz 
observada 
Descrição da observação 
Ácido acético 0,1 mol L-1 
HCℓ 0,1 mol L-1 
HCℓ 0,01 mol L-1 
NaOH 0,1 mol L-1 
NaOH 0,01 mol L-1 
Amoníaco diluído 
Solução de detergente 
Suco de limão diluído 
� O que você pode concluir a respeito da força dos ácidos e bases utilizados? 
 
4.2 EXPERIMENTO 2: IDENTIFICAÇÃO DA ACIDEZ E BASICIDADE DE SOLUÇÕES 
 Neste experimento será testado o uso de diferentes indicadores (naturais: extratos de flores 
vermelha, rosa ou roxa) e artificial (fenolftaleína). A vantagem do uso de extrato de flor é a rapidez no seu 
preparo. A preparação do extrato deve ser feita no momento da aula prática, devido à fácil decomposição do 
extrato com o tempo (alguns minutos). 
a) Para o indicador natural, coloque algumas flores da mesma espécie em um béquer de 50 mL envolvido em 
papel alumínio e adicione 10 mL de álcool etílico. Use um bastão de vidro para macerar as flores no álcool e 
reserve a solução obtida ao abrigo da luz. Se preferir, em vez de usar extrato de flor, use o extrato de repolho 
roxo. 
b) Coloque 5 mL de cada solução do quadro abaixo, cada uma em um tubo de ensaio, lembrando de 
identificar os tubos antes. 
c) Adicione 10 gotas do indicador natural ou 2 gotas de fenolftaleína em cada tubo contendo solução ácida ou 
básica, agite e observe a coloração resultante. Anote no quadro 2 as informações obtidas. 
 
QUADRO 2 
 
Solução 
pH da 
solução 
Cor da solução ácida/básica com o uso do indicador 
Indicador 1 (natural) Indicador 2 (artificial) 
Ácido acético (CH3COOH) 0,1 mol L-1 
HCℓ 0,1 mol L-1 
HCℓ 0,01 mol L-1 
NaOH 0,1 mol L-1 
NaOH 0,01 mol L-1 
Sabonete líquido diluído 
Detergente diluído 
Amoníaco diluído 
Suco de limão diluído 
23 
 
� A concentração da solução ácida ou básica influenciou no valor do pH? 
� O que você pode concluirsobre o uso dos diferentes tipos de indicadores na identificação de soluções 
ácidas e básicas? 
 
 
QUESTÕES EXTRAS: 
 
1) Como a escala de pH define a força de ácido e base? 
2) Qual a relação entre a liberação de íons H+ com a força do ácido? 
3) Qual a relação da força dos ácidos e bases com a condução de eletricidade? 
4) Qual o indicador usado nos fornece melhor informação sobre a força do ácido? 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
VIVEIROS, A. M. V.; MARTINS, C. R.; ALVES, F. M.;CEDRAZ, J. P. L.; LOBO, S.F. Preparando soluções e 
explicando solubilidade, "In" Manual de Aulas Práticas de Química Geral I. Salvador - BA, UFBA, Instituto de 
Química, Departamento de Química Geral e Inorgânica, 1998. 
FELICÍSSIMO, A .M. P. ET ALLI. “Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-Projetos de Ensino 
de Química. São Paulo: Ed. Moderna, Ed. da Universidade de São Paulo, 1979.