MANUAL DE LABORATORIO DE QUIMICA II 2018 2 (IEDS)_OK

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UNIVERSIDADE DA INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL DA 
LUSOFONIA AFRO-BRASILEIRA 
PRÓ-REITORIA DE GRADUAÇÃO 
 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
GERAL - CAMPUS DAS AURORAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANUAL DE LABORATÓRIO – 2018.2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor (a): 
Aluno (a): 
Horário: 
2 
 
SUMÁRIO 
 
00. Segurança no laboratório................................................................................. 03 
01. Cinética química................................................................................................ 08 
02. Equilíbrio químico............................................................................................ 17 
03. Capacidade térmica do calorímetro e calor específico.................................. 21 
04. Processo de transferência de elétrons............................................................... 27 
05. Propriedades físicas e químicas dos alcanos e alcenos.................................... 36 
06. Solubilidade dos compostos orgânicos............................................................. 41 
07. Química verde: síntese de sabão....................................................................... 
 
 
46 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
CONHECENDO O LABORATÓRIO DE QUIMICA 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
DATA / / 
1 INTRODUÇÃO 
Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela continua a ser uma ciência 
eminentemente experimental; daí a importância das aulas práticas de Química. A experiência 
adquirida em laboratório treina o aluno no uso de métodos, técnicas e instrumentos, além de 
permitir a aplicação prática dos conceitos teóricos aprendidos. 
 
2 NOÇÕES DE SEGURANÇA 
 
2.1 Conduta no laboratório 
 
O laboratório de química é o lugar privilegiado para a realização de experimentos, 
possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as bancadas. Possui ainda um 
local especial para manipulação das substâncias tóxicas, denominado capela, que dispõe de 
sistema próprio de exaustão de gases. O laboratório é um local onde há um grande número de 
substâncias que possuem os mais variados níveis de toxicidade e periculosidade. Este é um local 
bastante vulnerável a acidentes, desde que não se trabalhe com as devidas precauções. Abaixo, 
apresentamos alguns cuidados que devem ser observados, para a realização das práticas, de 
modo a minimizar os riscos de acidentes. 
 
2.2 Antes, durante e após o Experimento 
 
Não se entra num laboratório sem um objetivo específico, portanto é necessária uma 
preparação prévia ao laboratório: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os princípios 
químicos envolvidos nesta atividade? 
Durante a realização dos experimentos são necessárias anotações dos fenômenos 
observados, das massas e volumes utilizados, do tempo decorrido, das condições iniciais e finais 
do sistema. Um caderno deve ser usado especialmente para o laboratório. Este caderno de 
laboratório possibilitará uma descrição precisa das atividades de laboratório. Não confie em sua 
memória, tudo deve ser anotado. 
4 
 
Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através de um 
relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre o trabalho 
laboratorial realizado. 
 
2.3 Pré-Laboratório 
 
Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atenção o roteiro da prática e tire todas 
as dúvidas. 
Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos reagentes a serem 
utilizados. Essas instruções são encontradas no rótulo do reagente. 
 
2.4 Pós-Laboratório 
 
Lave todo o material logo após o término da experiência, pois conhecendo a natureza do 
resíduo pode-se usar o processo adequado de limpeza. 
Guarde todo o equipamento e vidraria. Guarde todos os frascos de reagentes, não os deixe 
nas bancadas ou capelas. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as torneiras de gás. 
 
2.5 Instalações e equipamentos de segurança 
 
As instalações elétricas e hidráulicas devem ser aparentes ou sob piso falso, para facilitar 
a manutenção; 
Em locais onde se trabalha com solventes orgânicos inflamáveis, as instalações elétricas 
devem ser à prova de explosão; 
Os gases sob pressão devem passar por uma canalização visível; 
Os cilindros de gases de alimentação devem ser armazenados fora do laboratório, em área 
livre bem ventilada e sinalizada; 
Bancadas e pisos devem ser construídos com materiais que dificultem a combustão e que 
sejam resistentes ao ataque de produtos químicos; 
Deve existir uma capela, para se trabalhar com produtos voláteis e tóxicos; 
Os produtos químicos devem ser armazenados fora do laboratório, em local de boa 
ventilação, livre do Sol e bem sinalizado; 
Aprenda a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no laboratório. 
Este também deve estar localizado em lugar de fácil acesso e sinalizado. 
5 
 
Para se prevenir e contornar situações de emergência, devem ser previstas instalações 
como: 
 Proteção contra incêndios (portas corta-fogo e sinalização de alarme, ventilação geral 
diluidora, para evitar a formação de misturas explosivas); 
 Chuveiro de emergência (deve ser instalado em local de fácil acesso e seu 
funcionamento deve ser monitorado); 
 Lava-olhos (seu funcionamento deve ser monitorado); 
 Sinalização de segurança (faixas indicativas, cartazes e placas indicativas). 
 
2.6 Medidas de segurança usadas em operações específicas 
 
Antes de manusear um reagente químico qualquer, deve-se conhecer as propriedades 
químicas, físicas e toxicológicas deste, seu manuseio seguro e medidas de primeiros socorros 
em caso de acidente. Para isto deve-se consultar o Index Merck ou fichas toxicológicas dos 
produtos. 
Leia os rótulos dos frascos dos reagentes antes de usá-los. Eles devem ser periodicamente 
vistoriados e, nos casos de maior incidência, providenciar a proteção com parafina ou película 
plástica. 
Nunca use um reagente que não esteja identificado, rotulado. Qualquer etapa de trabalho 
durante a qual possa ocorrer desprendimento de gás ou vapores tóxicos dever ser feita DENTRO 
DA CAPELA; 
Não trabalhar com material imperfeito ou defeituoso, principalmente com vidro que tenha 
ponta ou aresta cortantes; 
NÃO SE DEVEM PIPETAR LÍQUIDOS COM A BOCA. Use a pêra de borracha ou 
outro material de sucção; 
Nunca cheire um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em direção ao 
nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão; 
NUNCA despejar ÁGUA em cima de um ÁCIDO concentrado; 
Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para o seu lado, nem para o lado de outra 
pessoa; 
Não aquecer nada em frascos volumétricos, pois o calor irá distorcer o vidro e mudar o 
volume calibrado; 
Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum 
solvente orgânico; 
6 
 
Verifique as condições da aparelhagem, evite montagens instáveis de aparelhos. 
Não use livros, lápis, caixas de fósforos, etc., como suportes; 
Mantenha as bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao trabalho; 
Faça uma limpeza prévia, com água, ao esvaziar um frasco de reagente, antes de colocá-lo 
para lavagem; 
Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparada e as amostras coletadas; 
Use pinças e materiais de tamanho adequado e em perfeito estado de conservação; 
Limpe imediatamente qualquer derramamento de produtos de petróleo e reagentes. 
 
2.7 Cuidados pessoais 
 
O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, EVITE BRINCADEIRAS que 
dispersem sua atenção e de seus colegas. 
Serão exigidos de todos os estudantes e professores o avental (jaleco), luvas e sapatos 
fechados. Evite jaleco de tecido sintético, pois estes são mais inflamáveis, prefira os de algodão. 
Quanto as luvas, normalmente as de látex (borracha natural) são mais empregadas, contudo existe 
tambémluvas de material sintético (vinil) que, além de mais resistentes aos perfuro cortantes, são 
indicadas para pessoas alérgicas ao látex. A não utilização destes materiais de proteção individual 
(EPI’s) pode ocasionar roupas furadas por agentes corrosivos, queimaduras, manchas, etc. 
Trabalhe com óculos de proteção. Lentes de contato não são adequadas a trabalhos no 
laboratório, pois podem ser afetadas por vapor de solventes orgânicos, por ácidos e por bases. 
Lentes porosas além de permitir que o vapor atinja a córnea, podem retê-los entre os óculos e a 
córnea. 
Não leve as mãos a boca ou aos olhos enquanto estiver manuseando produtos químicos. 
Para sua segurança utilize luvas. 
O cuidado e a aplicação de medidas de segurança são responsabilidade de cada indivíduo. 
Cada um deve proteger a si e ao outro contra perigos relativos ao seu próprio trabalho. Consulte 
o professor sempre que tiver dúvidas, ocorrência de algo inesperado ou anormal. 
Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade extra não deve ser realizada sem a 
prévia consulta ao professor. 
Planeje o trabalho a ser realizado; 
Ao se retirar do laboratório, verifique se há torneiras (água ou gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e lave as mãos; 
Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor. Reações 
desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 
É terminantemente proibido fumar, comer ou beber nos laboratórios; 
7 
 
Não se coloca na boca qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 
Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los longe de 
onde se executam as operações; 
Ao verter um líquido de um frasco, evitar deixar escorrer no rótulo, protegendo- o 
devidamente; 
Em caso de derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou corrosivos tome as 
seguintes providências: 
 Interrompa o trabalho; 
 Advirta as pessoas próximas sobre o ocorrido; 
 Solicite ou efetue a limpeza imediata; 
 Alerte seu supervisor; 
 Verifique e corrija a causa do problema; 
 Não utilize materiais de vidro quando trincados; 
 Coloque todo o material de vidro inservível no local identificado como "sucata de vidro"; 
 Não jogue caco de vidro em recipiente de lixo; 
 Use luvas de amianto sempre manusear peças de vidro que estejam quentes; 
 Não utilize frascos Dewar de vidro sem que estejam envolvidos em fitas adesivas ou invólucros 
apropriados; 
 Não deixe frascos quentes sem proteção sobre as bancadas do laboratório; 
 Coloque os frascos quentes sobre placas de amianto; 
 Não use "frascos para amostra" sem certificar-se de que são adequados aos serviços a serem 
executados e de que estejam perfeitamente limpos; 
 Nunca inspecione o estado das bordas dos frascos de vidro com as mãos sem fazer uma 
inspeção prévia visual; 
 Tome cuidado ao aquecer recipiente de vidro com chama direta. Use sempre que possível, uma 
tela de amianto; 
 Não pressurize recipientes de vidro sem consultar seu supervisor sobre a resistência dos 
mesmos. 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 01 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
DATA / / 
1 OBJETIVOS 
 Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes; 
 Discutir mecanismos de reação; 
 Verificar a diferença entre catalisador e reagentes; 
 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
A velocidade de muitos processos é de interesse para nós. A velocidade do carro em Km/h, 
o número de quilowatt de eletricidade usado em sua casa por mês ou o custo por minuto de um 
telefonema. Verifique que a velocidade desses processos é expressa em unidades de alguma 
quantidade (distância, energia, reais) dividida por um período de tempo. 
A velocidade das reações químicas expressa pela variação da quantidade de reagente 
químico (frequentemente em moles/ litro) dividido pelo tempo (usualmente em segundos) é de 
grande significado em aspectos práticos e teóricos da química. Do ponto de vista prático, é 
desejável ajustar as condições para uma reação a fim de que essa ocorra em um tempo razoável 
(minutos, horas ou dias) não devendo ser tão devagar a ponto de se esperar anos ou tão rápida que 
resulte em uma explosão. De uma perspectiva teórica, um estudo da variação de velocidade com 
concentração e temperatura ajuda a elucidar mecanismos de reação. 
 
2.1 Efeito da temperatura 
 
A velocidade de qualquer reação aumenta com o aumento da temperatura (como regra geral, 
cada aumento de 10° C duplica a velocidade da reação). Considere a reação potencialmente 
explosiva entre hidrogênio e oxigênio para produzir água. Embora que a reação seja altamente 
exotérmica, uma mistura de hidrogênio e oxigênio permanecerá em um frasco indefinidamente 
sem formação de água perceptível. Antes que o oxigênio comece a formar ligações com o 
hidrogênio, as ligações hidrogênio-hidrogênio e oxigênio-oxigênio devem ser rompidas. A quebra 
das ligações requer energia. 
9 
 
 
2I– + S2O8 –2  I2 + 2SO4–2 (1) 
Velocidade = k [H2] [I2] 
Aparentemente esse processo requer mais energia do que a maioria das moléculas têm em 
temperatura ambiente. A proporção que a temperatura do sistema é aumentada, a fração das 
moléculas com energia suficiente para que ocorra a quebra por colisão aumenta dramaticamente 
e a velocidade da reação aumenta. 
 
2.2 Efeito da concentração 
 
Um acréscimo na concentração dos reagentes aumentara a velocidade de uma reação. 
Considere a reação entre hidrogênio e iodo para produzir ácido iodídrico (HI). Para que haja 
reação, uma colisão entre o H2 e o I2 deve ocorrer. Deve-se esperar que duplicando a concentração 
do H2 ou a concentração do I2 se duplique o número de colisões e a velocidade. Uma duplicação 
de ambas H2 e I2 deve quadruplicar o número de colisões e a velocidade. Nessa reação a velocidade 
deve ser proporcional as concentrações de H2 e I2 ou 
 
 
 
Onde k é chamada de constante de velocidade. A expressão para velocidade acima é 
consistente com a conclusão de que a duplicação da concentração tanto do hidrogênio quanto do 
iodo deve duplicar a velocidade. Deve-se notar que a constante de velocidade, k, é dependente da 
temperatura e cresce bastante com o aumento da temperatura, no mínimo, e, mais importante, na 
eficiência das colisões. A expressão da velocidade, portanto para uma reação de uma etapa será 
proporcional ao produto das concentrações das espécies que reagem cada um elevado a potência 
dada pelo coeficiente das espécies na reação. 
 
 
 
Se a reação ocorre em mais de uma etapa a expressão da velocidade dependerá da etapa 
determinante da velocidade que é a mais lenta. Nessa experiência estudaremos a cinética da reação 
entre o íon iodeto e o íon persulfato: 
 
 
v = k [A] 
v = k [A] [B] 
v = k [A]2 [B] 
A  P 
A + B  P 
2A + B  P 
10 
 
Essa reação tal como ocorre, aparentemente requer a colisão simultânea de 3 íons. A 
possibilidade dessa ocorrência é muito pequena. Reações que envolvem mais de duas moléculas 
ou íons, usualmente ocorrem em etapas. 
Para a reação entre dois iodetos e o persulfato, uma sequência possível seria o seguinte: 
 
Mecanismo 1 
 
 
 
 
 
Uma das reações será provavelmente mais lenta em um processo de muitas etapas e essa é 
chamada de etapa determinante da velocidade. Isto significa que a velocidade total do processo é 
determinada primariamente pela velocidade de etapa lenta. Para o mecanismo 1 se a primeira etapa 
for a determinante de velocidade, a expressão para a velocidade é somente a expressão para a 
primeira etapa: 
 
 
Se, entretanto, a segunda etapa é mais lenta que a primeira a expressão corresponde a 
mesma da reação em uma única etapa: 
 
Uma segunda possível sequência seria: 
 
Mecanismo 2 
 
 
 
Se a primeira etapa é o determinante, então: 
 
 
 
Se a segunda etapa é a mais lenta então a expressão novamente corresponde a mesma dareação em uma única etapa: 
 I2 + SO4–2 I– SO4 I
– + 
I– + S2O8 –2  SO4–2 + SO4 I– 
2I–  I 22 – 
I 22 – + S2O8 –2  I2 + 2 SO4–2 
Velocidade: K [I– ] [ S2O8 –2] expressão da velocidade para o Mecanismo 1-a. 
Velocidade: K [I– ]2 [ S2O8 –2] expressão da velocidade para mecanismo 1 b e 
para uma improvável reação de etapa única. 
Velocidade: K [I– ]2 expressão da velocidade para Mecanismo 2-a 
Velocidade: K [I– ]2 [ S2O8 –2] expressão da velocidade para Mecanismo 2-b 
11 
 
Seus resultados experimentais deverão permitir distinguir entre as três expressões de 
velocidade e a eliminar alguns dos mecanismos citados. 
O método usado para medir a velocidade de reação envolve uma reação chamada 
frequentemente de relógio. Em adição a reação (1) iremos estudar a reação abaixo que ocorrerá 
simultaneamente no meio da reação: 
 
 
Comparada à reação (1) esta é essencialmente instantânea. O I2 produzido em 
(1) reage completamente com o tiossulfato, S2O3
-2 na solução e até que todo tiossulfato tenha 
sido consumido a concentração de I2 é efetivamente zero. Assim que o S2O3
-2 é consumido o I2 
produzido em (1) permanece na solução e sua concentração começa a aumentar. A presença de I2 
assim acumulado pode ser detectada pelo indicador amido, que é adicionado à mistura de reação, 
produzindo um composto azul escuro. 
Se fixarmos a quantidade de S2O3
-2 a um valor pequeno comparado com as quantidades de 
I- e de S2O8
-2 adicionados inicialmente ao sistema, a mudança de cor ocorrerá antes que uma 
quantidade apreciável dos reagentes seja consumida. A concentração dos reagentes na expressão 
(1) permanecerá então essencialmente constante no intervalo de tempo em que a velocidade inicial 
é medida. 
Quantidades cuidadosamente medidas de I- e S2O8
-2 em solução aquosa serão misturadas na 
presença de quantidades relativamente pequenas de S2O3
-2 e amido. O tempo para que a solução 
se torne azul será medido para várias soluções diferentes onde as quantidades, e, portanto, a 
concentração de I- e S2O8
-2 são variadas, mas a quantidade de S2O3
-2 é constante. 
Na realidade o que será medido é o tempo requerido para que a concentração do íon S2O8
-2 
decresça de um valor constante. Desde que a velocidade de reação é igual a variação da 
concentração do reagente dividido pelo tempo requerido para que a mudança ocorra, os dados 
obtidos experimentalmente fornecerão a informação necessária para encontrar a velocidade de 
reação para cada determinação. 
 
2.3 Efeito do catalisador 
 
Algumas substâncias adicionadas a uma mistura reacional aumentam substancialmente a 
velocidade de reação, por propiciar um caminho alternativo abaixando a energia das etapas para 
I2(aq) + 2S2O3-2(aq)  2I-(aq) + S4O6-2(aq) (2) 
12 
 
formação de produto. Uma característica do catalisador é que esse não é consumido no processo. 
A decomposição do peróxido de hidrogênio será utilizada para exemplificar esse efeito: 
 
 
 
A velocidade dessa reação pode ser facilmente avaliada pela intensidade de desprendimento 
do oxigênio (bolhas de gás). Cabe ressaltar que oxidantes fortes reagem com peróxido de 
hidrogênio produzindo oxigênio, por exemplo: 
 
Nesse caso, não se trata de uma reação catalisada, mas sim de uma reação estequiométrica, 
já que o cloro é consumido pela reação. 
 
2.4 Notas de Segurança 
 
 Soluções de iodo podem manchar a pele e roupas. 
 Iodeto de potássio (KI). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 Persulfato de sódio (Na2S2O8). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou 
roupa. 
 Cloreto de Potássio (KCl). Irritante. Evite contato. 
 Tiossulfato de Potássio (K2S2O3). Cuidado! Pode ser perigoso se inalado ou ingerido. 
Pode causar irritação na pele, olhos e aparelho respiratório. 
 
3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 Influência da concentração 
 
De acordo com a Tabela 1 abaixo prepare 08 tubos de ensaio com reagentes numerados de 01 
a 05 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do início da contagem do tempo. 
Anote o tempo necessário até a solução tornar-se colorida. Verifique que a primeira 
determinação é repetida três vezes, tubos 1º,2ºe 3º, para checar a precisão da experiência. 
 
 
2 H2O2  H2O  O2
H2O2  Cl2  2 HCl  O2
13 
 
Tabela 1 – Reagentes a serem adicionados nos respectivos tubos de ensaio 
 
Soluções 
Solução para cada experiência (mL) 
1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 
1) KI 0,2 Mol/L 2 2 2 1 0,5 2 2 2 
2) Na2S2O3 0,0050 Mol/L em amido 0,4% 1 1 1 1 1 1 1 1 
3) KCl 0,2 Mol/L 1 1,5 
4) K2SO4 0,1 Mol/L 1 1,5 
5) CuSO4 0,1 Mol/L 1 gota 
6) (NH4)2S2O8 0,1 Mol/L 2 2 2 2 2 1 0,5 2 
TEMPO (Segundos) 
 
 
3.2 Influência do catalisador 
 
• Prepare três tubos de ensaio e adicione a cada um deles um dos reagentes abaixo 
especificados, utilizar cerca de 1 mL. 
• NaOH 2,5 Mol/L 
• H2SO4 2M + KMnO4 0,1 Mol/L 
• H2SO4 2M + CuSO4 0,2 Mol/L 
 
• Adicione a cada um desses tubos 2 mL de solução de H2O2 10% 
 
• Descreva os efeitos observados em cada um dos tubos e faça as anotações. 
 
 
 
 
3 PÓS-LABORATÓRIO 
 
1. Interprete os resultados da Parte A e indique qual a ordem de reação em relação aos 
íons I– e S2O8 
–2. 
2. Dos mecanismos propostos na introdução teórica qual pode ser indicado considerando 
o resultado experimental? 
3. Qual a função do CuSO4 nessa reação? 
 
4. Na Parte B em que sistemas podemos indicar a presença de catalisadores? 
14 
 
REFERÊNCIAS 
 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a Ciência 
Central. 9. ed. São Paulo: Pearson 2005. 
 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. 
15 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 02 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
DATA / / 
 
1 OBJETIVO 
 
 Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de LE CHATELIER. 
 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
Muitas reações químicas ocorrem essencialmente até completar-se, mas outras 
atingem equilíbrio em algum ponto entre reação nenhuma e essencialmente reação 
completa. O estado do equilíbrio é o ponto em que a velocidade da reação direta se iguala a 
velocidade da reação inversa. Para essas reações, o ponto de equilíbrio pode ser atingido a 
partir de qualquer direção pela mistura ou de reagentes ou de produtos, claramente 
indicando que a reação pode deslocar-se na direção direta ou inversa. 
Através da reação estudada nessa prática será possível observar que ao se mudar a 
concentração de reagentes ou produtos, o ponto de equilíbrio se desloca em uma direção 
que tende a minimizar a mudança. 
 
Esse comportamento foi sumarizado em um princípio geral, em 1884, por um 
químico francês HENRI LOUIS LE CHATELIER: “Uma reação química que é deslocada do 
equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e volume) 
procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos parcialmente 
minimizará a mudança nessa condição. ” 
 
 
2.1 Notas de Segurança 
 
 Tiocianato de potássio: Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 Nitrato férrico: Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
16 
 
 Hidróxido de sódio: Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 Ácido clorídrico: Evite contato com olhos, pele ou roupa. Evite contato com o vapor, 
líquido. 
 Sulfato de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 
3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 Parte A 
 
a) Solicite de seu professor 20 mL da solução preparada por ele (Solução composta da 
adição de 15 mL de Fe (NO3)3 0,1 Mol/L e 15 mL de KSCN 0,1 Mol/L seguido de 
diluição com água até o volume de 250 mL). 
b) Prepare quatro tubos de ensaio, em uma estante adequada. 
c) Transfira 5 mL dessa solução para um tubo de ensaio e misture com 1 mL de Fe(NO3)3 
0,1 Mol/L. 
 
d) Adicione outros 5 mL dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1 mL de KSCN 
0,1Mol/L 
e) Em um terceiro tubo de ensaio adicione a 5 mL dessa solução, 5 a 6 gotas de NaOH 6 
Mol/L. Observe a formação de Fe(OH)3, um precipitado insolúvel. 
f) Para efeito de comparação e controle da cor adicione 5 mL de solução em um quarto 
tubo de ensaio. 
g) Compare a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)+2 em cada um dos três 
tubos com o conteúdo do quarto tubo que contém a solução original preparada pelo 
professor. 
 
 
3.2 Parte B 
 
a) Prepare cinco tubos de ensaio, em uma estante adequada. 
b) Coloque, em cada tubo, 5 gotas de solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0,2 mol/L. 
17 
 
c) Dilua a solução contida no tubo 2 com 2 mL de água destilada e reserve-a para posterior 
comparação. 
d) Adicione, às soluções contidas nos tubos 3 e 4, ácido clorídrico (HCl) concentrado, 
gota a gota, até não observar mais mudanças aparentes (cerca de 10 gotas). 
e) Acrescente, ao tubo 4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a coloração da 
solução do tubo 2. 
f) Ao tubo 5, adicione ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma mudança 
perceptível de cor em relação ao tubo 1 (1-2 gotas) 
g) Compare e caracterize as cores das soluções nos cinco tubos. 
h) Mostre para o professor todas as soluções contidas nos tubos 1, 2, 3, 4 e 5 antes de 
descartá-las. 
 
4 PÓS-LABORATÓRIO 
 
4.1.1 Interprete, baseando-se no princípio de LE CHATELIER, as observações da Parte A e 
B. 
 
REFERÊNCIAS 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a Ciência 
Central. 9. ed. São Paulo: Pearson 2005. 
 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. 
 
BRADY, J & HUMISTON, G. E. Química Geral, volume II. Rio de Janeiro: Editora 
Livros Técnicos Científicos, 1981. 
18 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 03 
 CAPACIDADE TÉRMICA DO CALORÍMETRO E CALOR ESPECÍFICO 
DATA / / 
1 OBJETIVOS 
 
 Verificar experimentalmente, como ocorre o equilíbrio térmico, utilizando um 
calorímetro; 
 Medir a capacidade térmica do calorímetro; 
 Determinar experimentalmente o calor específico de dois corpos de prova, comparando 
os resultados obtidos com os dados tabelados. 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
Sempre que dois sistemas, a diferentes temperaturas, são colocados dentro de um 
recipiente termicamente isolado (não há troca de energia com o ambiente), ocorre transferência 
de energia, na forma de calor, do sistema à temperatura mais elevada para o sistema à 
temperatura mais baixa, até que o equilíbrio térmico entre eles seja atingindo. Esse princípio é a 
lei zero da termodinâmica. 
 Algumas definições importantes: 
Calorimetria 
Calorimetria significa “medida de calor”. 
Calor 
Calor é o nome dado à energia térmica em trânsito de um corpo para outro devido a 
diferença de temperatura existente entre eles. 
Caloria (cal) 
Uma caloria (cal) é a quantidade de calor que deve ser fornecida a um grama de água, 
para elevar sua temperatura de 1°C. 
Capacidade térmica (capacidade calorífica) 
Capacidade térmica (ou capacidade calorífica) é a quantidade de calor que deve ser 
fornecida a um corpo para elevar sua temperatura de 1°C. A capacidade térmica é função da 
natureza do corpo e de sua massa. 
• A capacidade térmica C é uma característica de cada corpo, diferentes blocos de chumbo 
19 
 
têm diferentes capacidades térmicas, apesar de serem da mesma substância (chumbo). 
Calor latente de mudança de estado 
Calor latente de mudança de estado (L) é a quantidade de calor, por unidade de massa, 
que é necessário fornecer ou retirar de um certo corpo, sob uma certa pressão, para que ocorra 
a mudança de estado. A temperatura fica fixa em uma mudança de estado. 
• Toda substância sob pressão constante sofre mudança de estado a uma dada temperatura; 
• Calor latente de fusão do gelo: LF = 80 cal/g; 
• Calor latente de solidificação da água: LS = − 80 cal/g. 
Calor específico (capacidade térmica mássica) 
Calor específico (ou calor sensível, ou capacidade térmica mássica) é a quantidade de 
calor, por unidade de massa, que é necessário fornecer ou retirar de um certo corpo, sob uma 
certa pressão, para que ocorra uma variação de um grau em sua temperatura. 
Calor específico da água ca = 1 cal/ g°C = 4,18 J/g°C. 
Calorímetro 
O calorímetro é basicamente constituído de uma câmara com paredes adiabáticas (não 
permite troca de calor), provida de um agitador e de um termômetro. 
• A massa total dos componentes de um calorímetro é conhecida e constante. 
O calorímetro permite determinar: 
• A quantidade de calor liberado ou absorvido por uma transformação física ou química 
realizada em seu interior; 
• O calor específico de uma substância; 
• Calor latente de uma substância; 
• O calor de reação, etc. 
O calorímetro experimenta todas as trocas de calor necessárias para atingir o equilíbrio 
térmico, logo, ele intervém e tem que ser considerado nos cálculos pertinentes à estas trocas. 
Como o calor específico do calorímetro é difícil de ser medido em virtude de ele ser constituído 
de diversos materiais, podemos contornar esta dificuldade calculando sua capacidade térmica. 
Capacidade térmica de um calorímetro é a quantidade de calor que deve ser fornecida ao 
calorímetro (vaso, tampa, agitador, termômetro, etc) para elevar sua temperatura de 1°C. 
Uma vez determinada a capacidade térmica de um calorímetro, você não deve trocar 
nenhuma de suas partes. Se o calorímetro for modificado a sua capacidade térmica deve ser 
determinada novamente. 
 
20 
 
Para o nosso experimento, desprezando a capacidade calorífica do calorímetro, todo calor 
é trocado entre a água e o corpo de prova. Neste caso, 
calor perdido = calor ganho (1) 
mcp ccp ΔT = ma ca ΔT (2) 
mcp ccp (T0cp − Te ) = ma ca (Te − Ta) (3) 
 
mcp = massa do corpo de prova 
T0cp = temperatura inicial do corpo de prova 
Te = temperatura de equilíbrio térmico do sistema 
Ta = temperatura inicial da água no calorímetro 
ma = massa de água que foi colocada no calorímetro 
ca = calor específico da água 
 
3 MATERIAIS 
 
 01 Calorímetro com capacidade de 230 mL; 
 01 Proveta 150 mL; 
 01 Termômetro – 10 ºC a 110 ºC; 
 01 Chapa aquecedora; 
 01 Béquer 250 mL; 
 01 Béquer 100 mL; 
 Barbante; 
 Corpos de prova; 
 Água destilada; 
 Balança analítica. 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Determinação da capacidade térmica do calorímetro 
 
1. Pese primeiramente o béquer de 250 mL vazio, anote. Utilizando a proveta, meça 50 
mL de água destilada, transfira para o béquer, pese novamente e anote a massa (m1 
água). 
2. Colocar esta água no calorímetro à temperatura ambiente, agitar a água até a 
temperatura permanecer constante, isto é, atingir o equilíbrio térmico. Anote o valor 
21 
 
desta temperatura inicial da água no calorímetro (aguardar o equilíbrio térmico). Com 
o termômetro medir esta temperatura (T1i). 
3. Coloque 100 g de água (utilizando a proveta para medir) no béquer, e aqueça a água a 
uma temperatura de 60ºC (não precisa ser necessariamente este valor). Anote o valor 
desta temperatura (T2i). 
4. Antes de colocar a água quente no calorímetro, medir a massa de água em uma balança 
e sua temperatura, este procedimento é necessário, pois parte do líquido evapora 
durante o aquecimento. Adicione rapidamente a água aquecida à água dentro do 
calorímetro, tampe-o. Resfrie o termômetro em água corrente, antes de introduzi-lo 
no calorímetro. 
5. Agitar suavemente o calorímetro para facilitar a troca de calor entre as quantidades de 
água e o copo do calorímetro. Aguarde a temperatura permanecer constante, isto é, até 
atingir o equilíbrio térmico. Anote o valor da temperatura final (Tf) na Tabela 1. 
6. Preencha a tabela com os dados coletados e determine o valor da capacidade térmica 
do calorímetro. Calcular também o valor médio da capacidadetérmica. 
*OBS: Repetir a experiência, no mínimo, três vezes. 
 
Tabela 1 – Dados experimentais levantados. 
 
mágua 1 (g) mágua 2 (g) T1i (
oC) T2i (
oC) Tf (
oC) Ccal (cal/
oC) 
 
 
 
 
 
4.2 Determinação do calor específico 
 
Para determinar o calor específico do corpo de prova pelo método das misturas, usamos 
um calorímetro, cuja sua capacidade calorífica é desprezível, contendo um volume de 100g de 
água a temperatura ambiente. 
 
(a) Coloque 150 ml de água no béquer e aqueça até a ebulição; 
 
(b) Coloque no calorímetro 100g de água à temperatura ambiente; 
 
(c) Tampe o conjunto e introduza o termômetro no calorímetro, meça a temperatura do 
conjunto (calorímetro com a água), Ta; 
22 
 
 
(d) Meça a massa do corpo de prova, mcp; 
 
(e) Coloque o corpo de prova 1 no interior do béquer contendo a água em ebulição. 
 
(f) Aguarde 3 minutos, sempre agitando levemente o corpo de prova 1 no interior da água 
quente; 
 
(g) Meça a temperatura inicial T0cp do corpo de prova 1; 
 
(h) Retirar rapidamente o corpo de prova da água quente, transportando pelo fio e colocá-
lo rapidamente no calorímetro. Agite leve e constantemente a mistura; 
 
 
 
 
 
 
(i) Meça a temperatura do equilíbrio térmico, Te; 
 
(j) Faça mais duas medidas para calor específico do corpo de prova 1. Preencha a tabela 
com as medidas das temperaturas Ta, T0cp e Te, e calcule o calor específico do corpo de 
prova 1 para cada medida; 
 
 
Tabela 2 – Dados experimentais para o corpo de prova 1. 
CORPO DE PROVA 1 
 mcp 1 (g) mágua (g) Ta (
oC) T0cp (
oC) Te (
oC) cp1 (cal/g
oC) 
 
 
 
cmédio 1 = 
 
(k) A partir da tabela encontre o calor específico médio do corpo de prova 1, cmédio 1; 
 
(l) Repita o mesmo procedimento para o corpo de prova 2. 
 
 
Tabela 3 – Dados experimentais para o corpo de prova 2. 
CORPO DE PROVA 2 
mcp 2 (g) mágua (g) Ta (
oC) T0cp (
oC) Te (
oC) cp 2 (cal/g
oC) 
 
 
 
cmédio 2 = 
*Não descarte a água utilizada para aquecer o corpo de prova, assim, nas 
próximas medidas você não precisará aquecê-la novamente a partir da 
temperatura ambiente agilizando o processo. 
 
23 
 
 
(m) A partir do calor específico encontrado para os corpos de prova 1 e 2 identifique, usando 
dados tabelados, de que material eles são compostos. 
 
5 PÓS-LABORATÓRIO 
 
1. Determinar o valor médio da capacidade térmica do calorímetro. 
 
2. Dê sugestões de como poderia diminuir a capacidade térmica do calorímetro. 
 
3. Comentar sobre as principais fontes de erro nesta experiência 
 
4. Comente sobre a Lei Zero da Termodinâmica 
 
5. O que você supõe que ocorra com as moléculas de um corpo (e átomos) quando ele é 
aquecido? 
6. Imagine que você se torne tão pequeno a ponto de ficar sentado sobre uma molécula 
“A” de água contida no Becker. Você estaria em repouso em relação às paredes do 
Becker? Justifique. 
7. Segundo suas observações, uma molécula qualquer de água contida no Becker, 
possuiria energia cinética? Justifique. 
8. As energias cinéticas das moléculas seriam iguais entre si? Justifique. 
 
9. Enuncie a Primeira Lei da Termodinâmica. 
 
10. Defina equilíbrio térmico, calorímetro e capacidade térmica. 
 
REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.; de PAULA, J. Físico-Química, 10ª ed., vol. 1, Editora LTC, Rio de Janeiro, 2018. 
 
GUIMARÃES, H. Física experimental - Manual de Laboratório para Mecânica e Calor, R. Axt 
V. 
 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a Ciência 
Central, 9a. ed., Editora Pearson, São Paulo, 2005. 
 
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de Química, 
6ª ed., Editora Guanabara Koogan, Rio de Janeiro, 1990. 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral, 2ª ed., vol. 2, Editora Makron Books do Brasil, Rio de Janeiro, 
1992. 
24 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 04 
PROCESSO DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS 
 Data___ /___ /___ 
1 INTRODUÇÃO 
 As células voltaicas são baseadas nas reações de oxirredução espontâneas. 
Contrariamente, é possível usar a energia elétrica para fazer com que reações de oxirredução 
não espontâneas ocorram. Por exemplo, a eletricidade pode ser usada para decompor o cloreto 
de sódio fundido em seus elementos componentes, como mostra a Reação 1. 
 2 NaCl (l)→ 2Na (l) + Cl2 (g) (Reação 1) 
 Por causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, a eletrólise de sais fundidos 
necessita de altas temperaturas. Uma alternativa seria realizar a eletrólise em meio aquoso. 
 Obtém-se os mesmos produtos se fizermos a eletrólise da solução aquosa de um sal em 
vez de fazer do sal fundido? Nem sempre, a eletrólise de uma solução aquosa é complicada pela 
presença da água, porque precisa-se considerar se a água é oxidada (para formar O2) ou reduzida 
(para formar H2) em vez dos íons do sal fundido (Kotz e Treichel, 2009). 
 Quando se aciona o motor de arranque de um automóvel girando-se a chave de ignição, 
quando se acende uma lanterna, quando se mede a concentração de um ácido em solução aquosa 
usando-se um aparelho medidor de pH, quando consideramos a colocação de placas de zinco 
no caso de uma embarcação para se evitar a sua corrosão, estamos observando a ocorrência de 
reações químicas. Quando se abre uma janela com esquadria de alumínio, e até quando se utiliza 
um sabão qualquer, estamos usufruindo de produtos obtidos como consequência do uso de 
reações químicas muito semelhantes àquelas citadas no primeiro parágrafo. Essas reações 
químicas são chamadas de eletroquímicas, que produzem eletricidade ou são por esta 
provocadas. 
 A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção 
ou o uso da eletricidade. As reações que produzem eletricidade são aquelas que ocorrem nas 
pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um 
25 
 
líquido são as chamadas reações de eletrólise. 
 Os fenômenos que ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido podem 
ser melhor estudados e compreendidos se utilizarmos um gerador de corrente elétrica contínua, 
que pode ser uma pilha, uma bateria ou um retificador de corrente alternada, o qual pode ser até 
um “carregador” de bateria de automóvel. Tendo-se em mãos uma fonte de corrente contínua, 
que fenômenos podemos provocar com ele? Para responder a esta nova curiosidade só resta sair 
experimentando. Nesta experiência nos concentraremos numa classe especial de reações, 
aquelas envolvendo redução e oxidação, isto é, reações redox. Estas reações envolvem a perda 
e ganho de elétrons. Por exemplo, se zinco é adicionado a uma solução aquosa de CuSO4, ocorre 
uma reação entre o zinco insolúvel e o sal dissociado. 
 
 
A reação iônica é: 
 
 
Que pode ser simplificada para: 
 
 
Esta é uma reação redox porque os estados de oxidação do Cu
+2 e Zn mudam para Cu e 
Zn
+2 respectivamente. A reação que envolve perda de elétrons é chamada de oxidação. O 
contrário seria redução e, portanto, ganho de elétrons. No exemplo acima o cobre está sendo 
reduzido e o zinco está sendo oxidado. O processo de oxirredução é único, não podendo ocorrer 
oxidação sem redução ou vice-versa. A substância responsável pela oxidação de outra é o agente 
oxidante e a substância capaz de promover a redução é chamada de agente redutor. 
Os processos de transferência de elétrons podem ocorrer espontaneamente ou não. No 
primeiro, energia química é transformada em energia elétrica e no segundo energia elétrica, 
fornecida por fonte de corrente contínua, é transformada em energia química. Os sistemas onde 
ocorrem estas reações são chamados genericamente de células eletroquímicas. Mais 
especificamente aqueles onde ocorrem processos espontâneos são denominadosde células 
galvânicas e aqueles onde ocorrem processos não espontâneos são conhecidos como células 
eletrolíticas. 
CuSO4 (aq) + Zn (s) → ZnSO4 (aq) + Cu (s) 
- 2 +2 
(aq) + Zn (s) → Zn (aq) + SO4 (aq) + Cu (s) 
- 2 Cu+2 (aq) + SO4 
Cu+2 (aq) + Zn (s) → Zn
+2 
(aq) + Cu (s) 
26 
 
A célula eletrolítica é formada por três componentes: uma fonte de corrente contínua 
(pode ser uma bateria ou pilha), dois eletrodos ligados aos terminais da fonte e uma solução 
eletrolítica onde ficam mergulhados. A transferência de carga através da solução resulta da 
migração dos íons em direções opostas. 
Os íons positivos vão para o catodo e os íons negativos para o anodo, consequentemente 
o eletrodo onde ocorre a oxidação é o anodo e o eletrodo onde ocorre a redução é o catodo. 
Algumas vezes a eletrólise de uma solução envolve processos simultâneos com diversas 
alternativas. Quando duas ou mais reações são possíveis no mesmo eletrodo a reação que requer 
menor força propulsora ou voltagem (potencial de redução ou de oxidação) é a mais provável. 
Algumas vezes também é possível que duas reações possam ocorrer simultaneamente no mesmo 
eletrodo. Os eletrodos podem ou não participar do processo de eletrólise. Quando o fazem são 
chamados de eletrodos ativos e caso contrário são denominados de eletrodos inertes. 
 
 
Fig 1 - Pilha de Daniel 
 
No caso das células galvânicas, tomaremos como exemplo a célula mais simples (no caso 
a pilha de Daniell) cujo funcionamento pode ser observado facilmente no laboratório. 
Na figura acima observaremos à esquerda que uma barra de zinco está parcialmente 
imersa em solução aquosa de Zn
+2
 (ZnSO4). Este sistema formado pelo elemento Zn(s) em 
contato com uma solução de seus íons Zn
+2 é chamado de eletrodo de zinco e é o polo negativo 
da pilha denominado anodo onde ocorre a oxidação. Do lado direito uma barra de Cu(s) em 
contato com uma solução aquosa de seus íons Cu
+2 é chamada de eletrodo de cobre, o qual é o 
polo positivo da pilha (catodo) onde ocorre a redução. Os elétrons são transferidos de um 
reagente para outro através de um circuito externo (um fio). 
27 
 
Se os reagentes estivessem em contato direto, a energia elétrica produzida não poderia ser 
utilizada para realizar trabalho útil (como acender uma lâmpada) e seria dissipada na forma de 
calor, a fim de permitir a preservação da neutralidade elétrica nas duas soluções, já que elétrons 
estão sendo transferidos de uma para outra, é necessário a existência de uma ponte salina, 
através da qual íons que não estão envolvidos na reação redox podem migrar para uma ou outra 
solução. 
Na figura anterior a ponte salina poderia conter solução de KCl, sendo que íons K
+ 
migram para a solução de Cu
+2 e os íons Cl- para a solução de Zn
+2 . Para verificar se realmente 
a reação redox ocorre, utiliza-se de um instrumento chamado voltímetro intercalado entre os 
eletrodos da pilha. Será medida assim a diferença de potencial entre estes eletrodos. O valor 
indicado pelo voltímetro é chamado potencial ou voltagem da pilha. Na pilha de Daniell a 
diferença de potencial entre os eletrodos de Zn e Cu é de 1,1 volts. 
 
NOTAS DE SEGURANÇA 
 Cloreto de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 Sulfato de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 Sulfato de zinco – Irritante. 
 Fenolftaleína – pode ser irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 
2 OBJETIVOS 
 Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos; 
 Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes e verificando os 
principais produtos e as condições necessárias para que ocorram; 
 Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica; 
 Investigar o processo de corrosão. 
 
3 MATERIAIS 
- 3 Placas de Petri (10 cm de diâmetro); 
- Eletrodos de cobre; 
- Fonte de corrente contínua; 
- Dois conectores tipo jacaré; 
28 
 
- Dois fios de conexão; 
- Béquer 150 mL; 
- Lâmina de cobre; 
- Lâmina de zinco; 
- Voltímetro; 
- Tubo de vidro em forma de U; 
- Algodão; 
- Pregos; 
- Indicadores de pH: Azul de bromotimol; 
- Iodeto de Potássio KI 5% m/v; 
- Hidróxido de sódio NaOH 5% m/v; 
- Sulfato de potássio K2SO4 a 5%; 
- Solução aquosa de CuSO4 0,1 mol/L; 
- Solução aquosa de ZnSO4 0,1 mol/L; 
- Solução aquosa de CuSO4 1 mol/L; 
- Solução aquosa de ZnSO4 1 mol/L; 
- Solução aquosa saturada de KCl; 
- Solução aquosa NaCl 3%; 
- Solução alcoólica 1% em fenolftaleína; 
- Solução 0,2 M de ferricianeto de potássio. 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Eletrólise do KI 
 Neste procedimento será mostrada a eletrólise de iodeto de potássio com a formação de 
iodo elementar. Numa placa de Petri, adicionar 20 mL de solução KI 5%. Conecte os eletrodos 
à fonte de corrente pelos cabos e conexões necessários. Em seguida, faça a ligação do circuito 
e coloque os eletrodos dentro da placa de petri e observe. 
29 
 
4.2 Eletrólise do NaCl 
 Neste procedimento será mostrada a eletrólise de cloreto de sódio. Colocar os eletrodos 
de cobre, como realizado no procedimento anterior. Conecte os eletrodos à fonte de corrente 
pelos cabos e conexões necessários. Adicionar 20 mL de solução NaCl 5% na placa de Petri e 
fazer a ligação do circuito. Observar. Adicionar duas gotas de fenolftaleína e observar 
novamente. Faça também a eletrólise desta solução, usando eletrodos de grafite e observe. 
4.3 Eletrólise da Água 
 Neste procedimento será demonstrada a decomposição eletrolítica da água. Os efeitos 
eletrolíticos são visualizados mediante indicadores de pH. Adicionar na placa de Petri a solução 
de K2SO4 (± 20 mL). Adicionar 5 gotas do indicador Azul de bromotimol e misturar bem. 
OBS.: As cores diversificadas do indicador Azul de bromotimol: Cor da forma ácida 
(AMARELO) /Cor intermediária (VERDE) /Cor da forma básica (AZUL). 
 Coloque os fios de cobre na placa. Antes de fazer a ligação do circuito, espere um pouco 
(cerca de um minuto) para acalmar eventuais turbulências na solução. De imediato os efeitos 
coloridos são observados em torno dos eletrodos. Deixando o circuito ligado durante alguns 
minutos pode-se apreciar a evolução da eletrólise. Observe e anote. 
4.4 Eletrólise do Zinco 
Monte com material encontrado em sua bancada um sistema eletrolítico utilizando fios 
de cobre como eletrodos e ZnSO4 0,1 M como eletrólito. Ligando este sistema a uma fonte, 
observe as reações nos eletrodos. Procure identificar o catodo e o anodo. 
4.5 Eletrólise do Cobre 
Faça a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 mol/L utilizando o mesmo sistema 
eletrolítico. Não descarte a solução, pois será utilizada no item seguinte. 
30 
 
Faça a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 mol/L utilizada no item anterior, desta 
vez, usando grafite como anodo. Observe atentamente se houve na reação alguma diferença 
em relação a etapa anterior. 
4.6 Estudo da pilha de Daniel (DEMONSTRATIVO) 
a) Em um béquer de 150 mL adicione até sua metade, solução aquosa 1 mol/L de 
CuSO4 e nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de cobre previamente 
lixada. 
b) Ligue a lâmina de cobre ao terminal positivo de um voltímetro. 
c) Adicione solução aquosa de ZnSO4 1 mol/L em outro béquer de 150 mL até sua 
metade e, nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de zinco previamente 
lixada. 
d) Ligue a lâmina de zinco ao terminal negativo de um voltímetro. 
e) Encha um tubo de vidro em forma de U com uma solução aquosa saturada de KCl 
e vede as extremidades com algodão. Una as duas semipilhas através da ponte 
salina, montando a pilha. Faça a leitura do voltímetro. 
 
 
 
4.7 Estudo da Corrosão (DEMONSTRATIVO) 
 
a) Em um béquer de 250 mL, colocar 200 mL de solução aquosa 3% em cloreto de 
sódio, 1 mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2 mL de solução 0,2 M de 
31 
 
ferricianeto de potássio. Imergirdois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e não 
deixando que os dois entrem em contato diretamente. Observe. 
 
b) Proceder do mesmo modo da experiência anterior usando, porém, eletrodos de 
zinco e ferro em vez de cobre e ferro. Verifique. 
 
5 PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Para cada eletrólise indique as reações que ocorrem no ânodo e cátodo. E qual a reação 
global balanceada. 
b) Calcule a tensão mínima que se deve fornecer para que ocorram essas eletrólises. 
c) Identifique os principais produtos da reação, explicando o que ocorreu que ajudou a 
vocês a definir esses produtos. 
d) Para realizar a eletrólise da água é necessário adicionar um eletrólito para conduzir as 
cargas. Então, por que podem ser utilizados H2SO4 e HNO3 na eletrólise da água, e não 
pode utilizar HCl para eletrolisá-la? 
e) Qual a aplicação dos principais produtos formados na eletrólise da H2O, do KI e do 
NaCl. 
f) Supondo que a eletrólise do KI fosse conduzida a 350 mA durante 10 min, qual seria a 
massa de iodo produzida? 
g) Qual a função da ponte salina utilizada no item 4.6? 
h) Indique as reações do catodo, anodo e a reação global da pilha de Daniel. 
32 
 
REFERÊNCIAS 
BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência 
Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 20, 
Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
LENZI, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S. Química Geral Experimental. 1. ed. Rio de 
Janeiro: Freitas Bastos, 2004. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 05 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DOS ALCANOS E ALCENOS 
 DATA ___/___ /____ 
 
1 OBJETIVO 
 
 Diferenciar alcanos e alcenos por meio da observação de suas propriedades físicas e químicas. 
 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
Os hidrocarbonetos são compostos químicos orgânicos constituídos por átomos de 
carbono e hidrogênio (CxHy), unidos tetraedricamente por ligações covalentes. Suas moléculas 
apresentam interação fraca do tipo dipolo induzido, tratando-se, portanto, de compostos 
apolares ou pouco polares. Como consequência, são praticamente insolúveis na água, que é 
polar, e, de um modo geral, solúveis em outras substâncias apolares. Na natureza sua fonte mais 
abundante é o petróleo, a partir do qual são obtidos importantes produtos que fazem parte do 
cotidiano da sociedade moderna: gasolina, querosene, óleo diesel, GLP (gás liquefeito de 
petróleo), gás natural veicular, parafina, vaselina, inúmeros polímeros, tais como os plásticos e 
as borrachas, entre outros. 
Os tipos de hidrocarbonetos que se têm conhecimento são os mais variados e suas 
características físicas e químicas são determinadas por sua composição molecular. Uma 
propriedade em comum, que se pode destacar, é a facilidade com a qual esses compostos se 
oxidam, liberando calor. Considerando as ligações presentes em sua composição, os 
hidrocarbonetos podem ser classificados em saturados e insaturados. Os hidrocarbonetos 
saturados são aqueles que não possuem ligações dupla ou tripla, não apresentando também 
aromaticidade. Nesse grupo estão os diversos alcanos. Já os hidrocarbonetos insaturados 
possuem uma ou mais ligações dupla ou tripla unindo átomos de carbono. Entre eles estão os 
alcenos (apresentam ligação dupla), os alcinos (possuem ligação tripla) e os aromáticos 
(apresentam pelo menos um anel benzênico – composto no qual se alternam ligações duplas e 
simples). 
Os alcanos são também chamados de parafinas, têm apenas ligações covalentes simples 
entre carbonos (C-C), e sua fórmula geral é CnH2n+2. Podem apresentar cadeia aberta, simples 
34 
 
ou ramificada, ou cíclica. O mais simples e de maior presença na natureza é o metano (CH4). Os 
alcanos até 4 átomos de carbono são gases em condições ambientes (de 25 °C e 1 atm), com 5 a 
17 átomos de carbono são líquidos e os demais sólidos. Os pontos de ebulição (PE) e fusão (PF) 
desses compostos, em geral, acompanham o aumento do tamanho da cadeia carbônica. 
Entretanto, comparando duas cadeias com mesmo número de átomos de carbono, o PE e o PF 
diminuem com a ramificação da cadeia, uma vez que os alcanos ramificados são mais 
compactos, dispondo assim de menor área de contato e menor número de interações. 
Alcanos de cadeia aberta e cicloalcanos são quase totalmente insolúveis em água, em 
virtude da ausência de interações que envolvem ligações de hidrogênio. Aqueles que são 
líquidos são mutuamente solúveis e, de forma geral, dissolvem-se em solventes de baixa 
polaridade. Nos alcanos só há ligações σ (C-C ou C-H), tendo C e H aproximadamente a mesma 
eletronegatividade (ligações covalentes apolares). São, assim, compostos pouco reativos. Em 
contanto com oxigênio, queimam como a maioria dos compostos orgânicos, entrando em 
combustão em um processo exotérmico (ΔH < 0). Quando aquecidos ou submetidos a absorção 
de energia, reagem com cloro, bromo e flúor. Sob aquecimento e na ausência de oxigênio, os 
alcanos podem se degradar/decompor (pirólise) em alcenos. Através de reações de sulfonação 
e nitração reagem com ácido sulfúrico e ácido nítrico, respectivamente. 
Os alcenos, por sua vez, são também conhecidos como alquenos ou olefinas e apresentam 
pelo menos uma ligação dupla entre seus átomos de carbono (C=C). A fórmula geral desses 
compostos é CnH2n. A dupla ligação é mais forte que uma ligação simples, sendo formada por 
um componente σ e um componente π. A intensidade da força não é, no entanto, o dobro, visto 
que a ligação π é mais fraca que a σ. Alcenos com 2 e 3 átomos de carbono não possuem 
isômeros. A partir de 4 átomos de carbonos, isômeros constitucionais são possíveis. O mais 
simples desses compostos é o eteno (C2H4), também conhecido como etileno. 
De um modo geral, alcenos têm PE e PF semelhantes aos alcanos, dissolvem-se em 
solventes apolares, ou em solventes de baixa polaridade, e os de baixo peso molecular são gases 
à temperatura ambiente. São compostos bastante reativos, podendo realizar reações com o 
hidrogênio (hidrogenação) na presença de catalisadores, com halogênios (halogenação) e com 
água (hidratação) e também ser polimerizados (com a ligação dupla dando origem a duas 
ligações com outras moléculas e assim por diante). A polimerização de alcenos produz boa parte 
da parcela de plásticos usados atualmente no mundo. Esses compostos também podem reagir 
com alguns ácidos. 
35 
 
3 MATERIAIS 
 
Gasolina (C5-C10) Tetracloreto de carbono (CCl4) Espátula 
Querosene (C12-C15) Ácido sulfúrico concentrado Bastão de vidro 
Parafina (C21-C40) Sol. de NaOH - diluído Vidro de relógio 
Vaselina (C18-C30) Sol. de KMnO4 a 0,5% Pipeta de 5 e 10 mL 
Hexano Água de bromo Proveta de 5 mL 
Ciclo-hexano Tubos de ensaio Pipeta de Pasteur 
Ciclo-hexeno Suporte para tubos de ensaio Bico de Bunsen 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1 Alcanos 
 
 
4.1.1 Propriedades Físicas 
 
a) Examinar as amostras das substâncias acima comparando-as quanto ao odor, 
viscosidade e volatilidade. 
b) Comparar quanto a inflamabilidade tocando com o bastão de vidro em cada uma e 
levando à chama do bico de Bunsen (cuidado não aproxime a chama dos recipientes 
contendo as amostras). O que você observa em relação a cada uma das propriedades 
físicas acima, à medida que aumenta o número de átomos de carbono nos alcanos? 
c) Colocar 1 mL de ciclo-hexano em um tubo de ensaio e adicionar 2 mL de água. 
Observar se há dissolução. Caso contrário comparar as densidades. 
d) Repetir o ítem c, usando 1 mL de CCl4, ao invés de água. Observar. 
 
e) Repetir os ítens c e d, usando gasolina ao invés de ciclo-hexano. Anotar suas 
observações. 
 
4.1.2 Ação daSolução Permanganato de Potássio 
 
Colocar 1 mL de hexano em um tubo de ensaio e adicionar 2 mL de solução de KMnO4 
a 0,5%. Agitar levemente por um pouco de tempo. Observar se ocorre alguma reação. 
 
4.1.3 Ação da Solução de Água de Bromo 
 
Colocar 1 mL de hexano em 2 tubos de ensaio e adicionar 1 mL de água de bromo. Agitar 
36 
 
bem os tubos e guardar um deles em lugar escuro. Expor o outro tubo ao sol (ou segurar perto 
de uma lâmpada elétrica forte 150-220 W). Comparar os 2 tubos após 15 minutos. 
 
4.2 Alcenos 
 
 
4.2.1 Ação da Solução de Água de Bromo 
 
Colocar 2 mL de água de bromo em um tubo de ensaio e adicionar ciclo-hexeno gota a 
gota, agitando. Fazer este teste na capela e observar se ocorre alguma reação. 
 
4.2.2 Ação da Solução Permanganato de Potássio 
 
Colocar 1 mL de solução de KMnO4 a 0,5% em um tubo de ensaio e adicionar algumas 
gotas de solução diluída de NaOH. Adicionar o ciclo-hexeno, gota a gota, agitando. Fazer este 
teste na capela e registrar o resultado. 
 
4.2.3 Ação do Ácido Sulfúrico Concentrado 
 
Colocar 1 mL de ciclo-hexeno em um tubo de ensaio e adicionar 3 gotas de H2SO4 
concentrado. Observe o que acontece. Houve formação de algum precipitado? 
Aguardar 5 minutos e a seguir adicionar 3 mL de água. Anotar suas observações. 
 
Baseado nos resultados obtidos, formular as reações químicas que ocorreram. Consultar 
a bibliografia recomendada. 
 
5 PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Quais os tipos de reações que ocorrem com os alcanos? Exemplificar. 
 
b) Quais os tipos de reações que ocorrem com os alcenos? Exemplificar. 
 
c) O que se pode concluir a respeito da reatividade dos alcanos e alcenos. Exemplificar. 
d) Por que os alcanos podem ser usados como solventes orgânicos na realização de medidas, 
reações e extrações de materiais. 
e) Escrever e equação da reação que ocorre quando um alceno é tratado com uma solução de 
bromo em tetracloreto de carbono. Comparar com a reação ocorrida quando se usa água de 
bromo ao invés de Br2/CCl4. 
 
f) Indicar reações que poderiam ser usadas para distinguir um alcano de um alceno. Explicar 
com um exemplo. 
37 
 
REFERÊNCIAS 
 
ALLINGER, N. L.; CAVA, M. P.; JONGH, D. C. et al. Química orgânica. 2. ed, Rio de 
Janeiro, Guanabara Dois, 1978. 
 
SOLOMONS, T .W. G. e FRYHLE, C. Química orgânica. 7 ed. Rio de Janeiro, LTC, 2002, v. 
2. 
 
VOGEL, A. I. Química orgânica: análise orgânica qualitativa. 2. ed, Rio de Janeiro Ao 
Livro Técnico S. A, 1981. v. 1. 
38 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 06 
SOLUBILIDADE DE COMPOSTOS ORGÂNICOS 
 Data:____/____/____ 
 
1 OBJETIVO 
 
 Determinar a solubilidade de compostos orgânicos com base em uma sequência de 
testes com solventes, de modo a identificar, por fim, a função química das amostras. 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
 A solubilidade é uma propriedade física (molecular) importante, que denota a 
capacidade que uma substância (soluto) apresenta de ser dissolvida em outra (solvente), em 
uma dada temperatura. Constitui um parâmetro quantitativo de referência para a caracterização 
química, servindo como base para procedimentos de separação de misturas, extração de 
produtos naturais e recristalização de substâncias. É uma propriedade bastante explorada nas 
indústrias de materiais, tintas, perfumes, sabões, detergentes, fármacos, açúcares e plásticos. 
Além disso, informações sobre a solubilidade de certas substâncias são essenciais para 
direcionar a escolha do destino ambiental mais apropriado de contaminantes e poluentes, 
estabelecer processos de adsorção no solo e determinar fatores de bioconcentração de 
agrotóxicos. 
 A solubilidade desempenha um papel, particularmente, fundamental no 
comportamento de compostos orgânicos. Os valores dos coeficientes de solubilidade estão 
relacionados basicamente a polaridade, as forças de atração intermolecular (documentadas pela 
primeira vez por Van der Waals) e o tamanho da cadeia carbônica de cada composto. Via de 
regra, vale a máxima empírica: "polar dissolve polar, apolar dissolve apolar" ou "semelhante 
dissolve semelhante". Ou seja, geralmente, os compostos apolares ou fracamente polares são 
solúveis em solventes apolares ou de baixa polaridade, enquanto que compostos de alta 
polaridade são solúveis em solventes também polares. No entanto, é preciso analisar também a 
solubilidade em termos de intensidade das forças intermoleculares, uma vez que, embora os 
solutos apolares se dissolvam melhor em solventes polares e vice-versa, existem exceções, 
como ocorre com a gasolina, que é apolar e se dissolve muito bem no etanol, que é polar. Os 
39 
 
tipos de forças intermoleculares entre as moléculas dessas substâncias isoladas e entre si que 
nos fornecem a explicação para esse fato. A relação entre força intermolecular e solubilidade 
estabelece que para que um soluto se dissolva num solvente, a nova interação precisa ser mais 
intensa do que as já existentes: “Se a força intermolecular já existente for mais intensa do que 
a possível nova interação, então o soluto não solubiliza, permanecendo a ligação original. Mas, 
se a nova interação for mais forte, o soluto se solubilizará, rompendo as ligações 
intermoleculares das substâncias”. O tamanho aproximado das moléculas também pode 
contribuir para uma maior solubilidade, como é o caso do ácido acético, que é solúvel em água 
em quaisquer proporções porque, assim como o álcool, possui uma parte hidrofílica, que tem 
afinidade com a água, que é a extremidade com o grupo OH, mas também possui uma parte 
hidrofóbica, que não tem afinidade com a água, que é a cadeia carbônica. 
 Testes de solubilidade permitem, portanto, verificar a polaridade relativa de 
substâncias orgânicas, bem como prever a presença ou ausência de grupos funcionais 
(proporcionando a identificação de classes). São muito úteis também na seleção dos solventes 
mais adequados nas recristalizações, reações químicas, análises espectrais e análises 
cromatográficas. De um modo geral, os ensaios de solubilidade fornecem subsídios para, em 
uma primeira análise, classificar o composto em substância ácida, básica ou neutra, sendo 
realizados comumente em água, solução de hidróxido de sódio, solução de bicarbonato de 
sódio, ácido clorídrico diluído, éter e ácido sulfúrico concentrado. 
 A solubilidade de compostos orgânicos pode estar relacionada também com a 
ocorrência de uma reação química. Considerando essa possibilidade, a solubilidade dos 
compostos orgânicos pode ser dividida em duas categorias principais: a solubilidade cuja força 
determinante é uma reação química (por exemplo, uma reação ácido-base) e a solubilidade na 
qual estão envolvidas somente as forças intermoleculares. Compostos com grupos polares e de 
baixa massa molecular terão, em geral, solubilidade em água. A existência de grupos ácidos (por 
exemplo, um grupo carboxila) levará a solubilização em meio básico em função da ocorrência 
de uma reação que resultará na formação de um sal (carboxilato de sódio). Compostos com 
grupos básicos (por exemplo, aminas), por sua vez, produzirão um sal de amônio por reação em 
meio ácido. 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 Inicialmente, adicionar 4 gotas de soluto, amostra 1, em tubo de ensaio limpo e seco. 
Adicionar 0,5 mL a 3 mL de solvente, começando com a água (solvente 1). Agitar 
vigorosamente e observar a solubilidade pela formação de mistura homogênea, ou 
insolubilidade quando ocorrer uma mistura heterogênea. 
 
 Se a amostra for solúvel no solvente 1: colocar uma nova quantidade de 4 gotas de soluto 
(amostra 1) em um novo tubo de ensaio e adicionar 0,5 mL a 3 mL de éter. Dependendo 
da solubilidade no éter, a amostra poderá ser enquadrada no grupo I ou II, conforme 
esquema apresentado na Figura 1. 
 
 No caso de amostra insolúvel nosolvente 1: repetir o procedimento com os sucessivos 
solventes constantes no Quadro1, até determinar a que grupo a amostra pertence, 
conforme esquema apresentado na Figura 1. 
 
 Proceder da mesma maneira com as demais amostras até determinar o grupo ao qual 
pertencem. 
 
*Observações: 
 
I. Quando a amostra for sólida usar aproximadamente 0,1 gramas ao invés de 4 gotas. 
II. Amostra 5 tem N e não tem S. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
Esquema 1: Classificação dos compostos orgânicos pela solubilidade.
 
 
Tabela 1: Compostos orgânicos relacionados às classes de solubilidade. 
S2 Sais de ácidos orgânicos, hidrocloretos de aminas, aminoácidos, compostos 
polifuncionais (carboidratos, poliálcoois, ácidos, etc.). 
SA Ácidos monocarboxilícos com cinco átomos de carbono ou menos, ácidos 
arenossulfônicos. 
SB Aminas monofuncionais com seis átomos de carbono ou menos. 
S1 Álcoois, aldeídos, cetonas, ésteres, nitrilas e amidas monofuncionais com cinco átomos 
de carbono ou menos. 
42 
 
A1 Ácidos orgânicos fortes: ácidos carboxílicos, fenóis com grupos eletrofílicos em 
posições orto e para, β-dicetonas. 
A2 Ácidos orgânicos fracos: fenóis, enóis, oximas, imidas, sulfonamidas, tiofenóis com 
mais de cinco átomos de carbono, β-dicetonas, compostos nitro com hidrogênio em α, 
sulfonamidas. 
B Aminas aromáticas com oito ou mais carbonos, anilinas e alguns oxiéteres. 
MN Diversos compostos neutros de nitrogênio ou enxofre contendo mais de cinco átomos 
de carbono. 
N1 Álcoois, aldeídos, metil cetonas, cetonas cíclicas e ésteres contendo somente um grupo 
funcional; éteres com menos de oito átomos de carbono; epóxidos. 
N2 Alcenos, alcinos, éteres, alguns compostos aromáticos (com grupos ativantes) e 
cetonas (além das citadas em N1). 
I Hidrocarbonetos saturados, alcanos halogenados, haletos de arila, éteres diarílicos, 
compostos aromáticos desativados. 
 
4 PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Qual o significado da expressão “semelhante dissolve semelhante”? 
 
 
b) Benzeno, anilina, querosene, não se dissolvem em água. Por outro lado ácido acético e etanol 
se dissolvem. Por que? 
 
c) Por que a anilina é insolúvel em água e solúvel em solução de HCl a 5%? 
 
 
d) O ácido benzóico é solúvel tanto em solução aquosa de NaOH a 5% quanto em NaHCO3 a 
5% o p-cresol por sua vez é solúvel apenas na solução de NaOH a 5% enquanto que o 
ciclohexanol não é solúvel em NaOH, nem em NaHCO3. Como se explicam estes fatos? 
 
e) Por que muitos compostos orgânicos oxigenados como álcool etílico e éter etílico se 
dissolvem em ácido sulfúrico concentrado? 
 
REFERÊNCIAS 
 
PAVIA, D. L.; LAMPMAN, G. M.; KRIZ, G. S.; ENGEL, R. G. Química Orgânica 
Experimental, 3ª ed., Cengage Learning: São Paulo, 2012. 
 
SOLOMONS, T.W.G. e FRYHLE, C. Química orgânica. 7 ed. Rio de Janeiro, LTC, 2001. v. 
1; 2002, v. 2. 
 
VOGEL, A. I. Química orgânica: análise orgânica qualitativa. 3 ed. Rio de Janeiro, Ao Livro 
Técnico, S.A. 1981, v. 3. 
 
 
43 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA II 
PRÁTICA Nº 07 
QUÍMICA VERDE: SÍNTESE DE SABÃO 
 Data:____/____/____ 
 
1 OBJETIVO 
 
 Obter sabão e detergente através dos conhecimentos adquiridos teoricamente, como a 
reação de saponificação; 
 Aprender as propriedades e aplicações dos sabões. 
 
2 INTRODUÇÃO 
 
O sabão é uma substância obtida pela reação de gorduras ou óleos com hidróxido de sódio 
ou potássio. O sal, formado pela reação de saponificação, apresenta características básicas, pois 
deriva de uma reação entre um ácido fraco (ácido graxo) e uma base forte, por isso o sabão não 
atua muito bem em meios ácidos, nos quais ocorrerão reações que impedirão uma boa limpeza 
(AMORIM; BRANCO, 2011). 
Na literatura, existem vários trabalhos que citam a produção de sabão a partir do reuso do 
óleo de cozinha com a finalidade de atribuir um destino mais nobre e sustentável a este resíduo. 
Segundo a Associação Brasileira das Indústrias de Óleos Vegetais (ABIOVE), 
aproximadamente 7,0 bilhões de litros de óleo são consumidos anualmente no Brasil (ABIOVE, 
2017). Por não serem consumidos integralmente, os resíduos gerados pelo óleo de cozinha 
quando descartados em locais inadequados (pias, ralos, esgotos e lixos domésticos) podem 
causar sérios prejuízos e danos ao meio ambiente como entupimento dos encanamentos e 
tubulações, impermeabilização do solo, contaminação do lençol freático, contaminação de rios 
que recebem esgotos causando agravos consideráveis a flora e a fauna aquática (TIEGHI, 2012). 
Neste contexto, percebe-se a importância de buscar formas para o reuso desses resíduos 
do óleo de cozinha e a conscientização quanto aos problemas ambientais causados pelo seu 
descarte inadequado. 
 
44 
 
3 MATERIAIS 
 
a. Béquer 400 mL; 
b. Bastão de vidro; 
c. Funil; 
d. Papel de filtro; 
e. Argola; 
f. Suporte universal; 
g. Água destilada. 
h. Óleo; 
i. Óleo essencial. 
 
4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 
4.1 Cálculo dos ingredientes 
 
 Soda Cáustica: para calcular a quantidade de soda que você precisará em seu sabão é 
necessário consultar uma tabela de índice de saponificação de gorduras vegetais. Na 
Tabela 1, mostrada abaixo, seguem informações referentes a alguns óleos e manteigas 
vegetais. 
 
Tabela 1: Índice de Saponificação – IS (mg ÁLCALIS/g ÓLEOS) 
Óleo ou manteiga vegetal NaOH 
Óleo de soja 136 
Óleo de Oliva 135 
Óleo de girassol 136 
Óleo de coco 184 
Óleo de palma 142 
Manteiga de Karité 129 
Manteiga de Cacau 136 
 
Para 100g de óleo de soja, o cálculo para achar a quantidade de soda é: 
100 x 0,136 = 13,60g 
 
45 
 
 Quantidade de Água: Quantidade de óleo/manteiga x 30% 
 Para 100g de óleo de soja, o cálculo para achar a quantidade de água é: 
100 x 30% = 30 mL 
 
 Quantidade de Óleo Essencial: Quantidade de óleo/manteiga x 5% 
 Para 100g de óleo de soja, o cálculo para achar a quantidade de óleo essencial é: 
100 x 5% = 5 mL 
4.2 Preparo 
 
a. Prepare a lixívia misturando a água e a soda em um béquer (despeje primeiro a água e 
depois a soda, e não o contrário). 
b. Quando a soda estiver totalmente dissolvida, adicione o óleo ou manteiga; 
c. Agite com um bastão de vidro até formar uma massa pastosa; 
d. Adicione o óleo essencial; 
e. Espere cerca de 5 dias para desenformar. 
 
5 PÓS-LABORATÓRIO 
 
a. Defina sabões. 
b. Mostre como ocorre a formação do sabão através das reações. 
c. Quais são as características estruturais do sabão que fazem dele um bom agente de 
limpeza? 
d. Qual a função do álcool na preparação do sabão? 
 
REFERÊNCIAS 
 
ABIOVE, Associação Brasileira das Indústrias de Óleos Vegetais. Disponível em: 
<http://www.abiove.org.br/site/index.php>. Acesso em: 07 de agosto de 2018. 
 
AMORIM, F. V. de A.; BRANCO, F. F. C. Produtos de limpeza. 1ª Edição. Edições Demócrito 
Rocha, Fortaleza, 2011. 
 
SOUZA, L. D. Sabão neutro produzido a partir de óleo de cozinha usado. 48º Congresso 
Brasileiro de Química, Rio de Janeiro, RJ, 2008. 
 
TIEGHI, A. L. Reciclagem do óleo de cozinha evita graves problemas ambientais, 2012. 
Disponível em: <http://jpress.jornalismojunior.com.br/2012/11/reciclagem-oleo-cozinha-
evita-graves-problemas-ambientais/>. Acesso em: 07 de agosto de 2018.