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UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA 
"JÚLIO DE MESQUITA FILHO" 
CAMPUS DE ILHA SOLTEIRA 
DEPARTAMENTO DE FÍSICA E QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 LICENCIATURA E BACHARELADO 
EM BIOLOGIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. : __________________________ 
 
 
 
Aluno: __________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ilha Solteira 
 
2014 
 
PRINCÍPIOS GERAIS DE TÉCNICAS E CONSELHOS ÚTEIS 
 
 
 O Laboratório de Química não é um local perigoso de trabalho mas, é necessário 
um compromisso por parte do aluno para mantê-lo seguro. Descuidos ou ainda a ignorância de 
possíveis perigos podem provocar acidentes, daí ressaltarmos a importância que o aluno deve 
dar às instruções dadas pelo professor acerca das precauções que devem ser tomadas no 
laboratório. Para a maioria das operações de laboratório existem instruções específicas que 
cada aluno deve obedecer para o bem de sua segurança e da de seus colegas; todavia, 
algumas regras são mais gerais e estão resumidas a seguir. 
01. Não brinque em serviço; lembre-se que o laboratório é lugar para trabalho sério. 
 
02. Qualquer acidente deve ser comunicado imediatamente ao professor. 
 
03. É obrigatório o uso de avental, calça comprida e sapato fechado. 
 
04. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor; não é permitido realizar experiências 
não autorizadas. 
 
05. Leia atentamente os rótulos dos frascos dos reagentes antes de utilizá-los, faça a leitura pelo 
menos duas vezes, a fim de evitar enganos. 
 
06. Use a capela quando tiver que manusear líquidos tóxicos e voláteis. 
 
07. Evite derramar líquidos mas, se o fizer, limpe imediatamente o local (consulte o professor) 
 
08. Se alguma solução ou reagente respingar em sua pele ou olhos, lave-se imediatamente com 
bastante água corrente e avise o professor. 
 
09. Não toque os produtos químicos com as mãos a menos que esteja autorizado pelo professor. 
 
10. Não prove quaisquer produtos químicos ou soluções a menos que esteja autorizado pelo 
professor, se tiver que fazê-lo, faça-o em gotas e depois lave a boca com bastante água. Não 
engula o material. Se alguma substância ou solução for ingerida acidentalmente procure 
imediatamente o professor. 
 
11. Não inale gases ou vapores desconhecidos se for possível evitá-lo, se for necessário a 
inalação nunca faça diretamente colocando o rosto sobre o recipiente que contém o líquido. 
Use sua mão para frente e para trás, a pouca distância do recipiente. 
 
12. Mantenha sua cabeça e seu vestuário afastados de chamas. 
 
13. Quando aquecer uma substância ou solução num tubo de ensaio, dirija a boca do mesmo 
para o lado que você e seus colegas não possam ser atingidos pôr eventuais projeções do 
conteúdo do tubo. 
 
14. Nunca aqueça recipientes que contenham líquidos voláteis e inflamáveis em chama direta 
nem os coloque nas vizinhanças, use em banho maria. 
 
15. Tenha muito cuidado com materiais inflamáveis, qualquer princípio de incêndio deve ser 
abafado imediatamente com uma toalha. 
 
16. Nunca empregue equipamento de vidro trincado ou quebrado, substitua-o imediatamente. 
 
17. Tubos cortados possuem arestas que podem causar ferimento e dilacerar rolhas. Arredonde-
os, aquecendo a extremidade do tubo (girando-o) na chama do bico de Bunsen. Tome 
cuidado para não estrangular o tubo. 
 
18. Preste muita atenção quando manusear materiais de vidro tais como tubos e termômetros, 
pois o vidro é frágil e se rompe com facilidade, acidente que freqüentemente produz lesões, 
às vezes graves. 
 
19. Não abandone peças de vidro aquecidas em qualquer lugar, lembre-se que o vidro quente 
tem a mesma aparência que o vidro frio. Deixe-as esfriar naturalmente. 
 
20. Adicione sempre ácido à água para diluir um ácido concentrado, nunca adicione água ao 
ácido. 
 
21. Lave bem as mãos antes de deixar o laboratório. 
 
22. Peça autorização ao professor se quiser modificar o processo experimental ou alterar as 
quantidades ou naturezas dos reagentes a utilizar. 
 
23. Não devolva sobras de reagentes aos frascos de origem, para não impurificar seu conteúdo, 
pelo mesmo motivo, não introduza quaisquer objetos nos frascos que contém soluções, salvo 
o conta gotas próprio de que alguns são dotados. 
 
24. Jogue no recipiente apropriado destinado ao lixo todos os sólidos e pedaços de papel 
usados, nunca jogue nas pias, fósforos usados, cacos de vidro, papel de filtro ou qualquer 
sólido ainda que ligeiramente solúvel. 
 
25. Dilua as soluções residuais com bastante água corrente ao despejá-las nas pias. 
 
26. Não aqueça cilindros graduados ou frascos volumétricos. 
 
27. Para furar uma rolha de cortiça, use furador de diâmetro igual ao tubo de vidro, se a rolha for 
de borracha, verifique qual furador têm diâmetro igual ao do tubo e use o de número 
imediatamente superior. 
 
28. Para cortar um tubo de vidro, apoie-o sobre a mesa, segure-o com o indicador e o polegar da 
mão esquerda. Faça, então, com um só golpe de uma lima triangular, uma ranhura 
perpendicular ao eixo do tubo. 
Pegue em seguida o tubo com as duas mãos e parta-o com um movimento de alavanca, 
apoiando os polegares no lado oposto à ranhura. 
 
29. Nunca tente introduzir tubos de vidro, termômetros e hastes de funil em rolhas de borracha 
sem lubrificar o tubo e o orifício com água; além disso, proteja as mãos com um pano grosso 
(toalha). 
 
30. Ao término do uso de uma solução nunca se esqueça de recolocar a tampa para evitar a 
contaminação e evaporação das substâncias voláteis. 
 
31. As pissetas devem conter somente água destilada. 
 
32. Ao pesar qualquer substância verificar se os materiais utilizados estão devidamente limpos e 
secos. 
 
33. Quando tentar remover um tubo de vidro, termômetros ou haste de funil de uma rolha de 
borracha, lubrifique-o com um pouco de água e se a borracha estiver grudada no vidro, não 
force-a, corte-a. 
 
34. Se uma rolha de vidro esmerilhado aderir ao gargalo do frasco, bata nela levemente com um 
pedaço de madeira, de baixo para cima; se não soltar, chame o professor. 
 
35. Conserve limpa sua mesa e sem equipamento; ao fim da aula, lave todo o material de vidro e 
porcelana que utilizou com detergente. 
 
36. Consulte o professor quando tiver alguma dúvida. 
INSTRUÇÕES PARA APRESENTAÇÃO DO RELATÓRIO DAS AULAS PRÁTICAS 
 
INTRODUÇÃO 
Situar o assunto enfatizando os pontos principais que foram tratados. 
 
OBJETIVOS 
Apresentar o(s) objetivo(s) do experimento. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Descrever as atividades realizadas na forma impessoal, "colocou-se.... adicionou-se....." 
 
RESULTADOS OBTIDOS 
Nesta parte são colocados as tabelas, os gráficos, reações, cálculos solicitados, etc obtidos 
durante a execução do experimento. 
 
CONCLUSÕES 
As principais observações são colocadas neste item, incluindo fatores previstos e imprevistos. 
 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA: 
Pedir na Biblioteca as instruções para a citação das referências se: 
- de livro; 
- de parte de um livro; 
- de um artigo numa revista nacional ou internacional; 
- etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CONHECENDO O LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 1 
 
1. Aparelhos Elétricos 
 
2. Capela 
 
3. Equipamentos de Segurança 
 
4. Aparelhagem em geral: 
 
4.1 Vidraria, aparelhagem cerâmica e de plástico 
4.2 Aparelhagem Metálica 
4.3 Aparelhagem para aquecimento 
4.4 Dessecador 
4.5 Aparelhagem para agitação 
4.6 Aparelhagem para filtração 
4.7 Frasco para pesagem 
 
5. Mufla e Estufa 
 
1
O
 RELATÓRIO: CONHECENDO O LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
1- Fazer uma Introdução com as aparelhagens existentes num Laboratório, citando e comentado sobre: 
a) os aparelhos elétricos, 
b) capela, 
c) equipamentos de segurança, 
d) vidrarias 
e) aparelhagem de cerâmica, vidro e plástico, 
f) aparelhagem para aquecimento 
g) dessecador 
h) aparelhagem para agitação 
i) aparelhagem para filtração 
j) frasco para pesagem2- Nomear e descrever os equipamentos constantes na folha anexa. 
 
3- Bibliografia recomendada: 
a) Química Analítica Quantitativa vol. 1 e 2 
Otto Alcides Ohlweiler 
Livros Tecnicos e Científicos Editora 
b) Practical Organic Chemistry 
V.V. Nekrasov 
Mir Publishers 
c) Química Orgânica: Análise Orgânica Qualitativa vol. 1 
Arthur I. Vogel 
d) Introdução à Química Experimental 
Roberto R. da Silva; Nerilso Bochi, Romeu C. R Filho Ed. McGraw-Hill 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TÉCNICAS DE LABORATÓRIO 
 2 
 
A - OBJETIVOS ESPECÍFICOS 
 
01. Identificar balão volumétrico, bureta, pipeta, proveta, béquer, erlenmeyer, tubo de ensaio e funil de 
vidro. 
02. Ler as graduações de pipetas, buretas e provetas 
03. Usar pipeta, bureta, proveta e balão volumétrico para medir, transferir e completar volumes definidos 
de soluções. 
04. Reconhecer as zonas na chama de gás. 
05. Aquecer água em tubos de ensaio no bico de gás, sem risco de acidentes. 
06. Lavar o material de acordo com as instruções 
 
B - MATERIAL E SUAS CARACTERÍSTICAS 
 
 O estudante deve conhecer o material que será usado no laboratório, saber manipulá-lo e ter 
conhecimento dos cuidados relativos á sua conservação. 
 
01. Balões Volumétricos - vidro comum ou pirex, com diversas capacidades. Contém um volume exato, a 
determinada temperatura (geralmente 20
o
C), podendo ser utilizados sem erro apreciável em 
temperaturas mais ou menos 8
o
C acima e abaixo da indicada. Utilizados para o preparo de soluções. 
Tratando-se de equipamento volumétrico aferido, não submetê-lo a altas temperaturas. 
02. Buretas - vidro comum ou pirex, de diversas capacidades. Utilizados em titulações e para medidas 
precisas de volume. Antes de ser usada, a bureta deve ser lavada com água corrente; em seguida várias 
vezes com água destilada e depois três vezes com pequenas porções do líquido a ser medido. Não usar 
escova para lavar a bureta nem colocá-la na estufa para secar. 
03. Pipetas - vidro comum ou pirex. Distinguem-se dois tipos fundamentais: 
Volumétricas, destinadas à transferência de volumes em múltiplos inteiros de 1 m (ex. pipetas 
Volumétricas de 1, 2, 3, 5, 10, 20, 25 m). 
Graduadas, usadas para transferência de volumes que envolvem frações de 1 m (ex. pipetas 
graduadas de 1 ou 2 m com divisões de 0,01 m; de 5 m ao 0,1 m). Antes de serem usadas devem 
ser lavadas com os mesmos cuidados indicados anteriormente para as buretas. Devem ser lavadas 
inclusive com água deionizada, logo após o uso. 
04. Cilindros graduados ou provetas - vidro comum ou pirex com diversas capacidades, com ou sem rolhas 
esmerilhada, utilizada para medir volumes com precisão até 0,5%. 
05. Béqueres ou copos de Griffin - geralmente de vidro pirex, diversas capacidades. São destinados a 
conter e não a medir volumes. 
06. Frascos erlenmeyers - vidro pirex; diversas capacidades. Destinados principalmente a conter volumes, 
para serem titulados. 
07. Tubos de ensaio - vidro pirex ou comum, com ou sem orla; de diversos tamanhos. Utilizados para 
reações. 
08. Funis de vidro - de diversos diâmetros. Usados para filtrações ou transferência de líquidos para 
recipientes de boca estreita. 
09. Bicos de gás - possuem uma entrada para gás ajustável e uma entrada de ar, que permite regular a 
composição da mistura gás e ar. Ao acender o bico de gás, ter o cuidado de não abrir a entrada de gás 
antes de ter à mão a chama para acendê-lo. Na chama do bico de gás distinguem-se três zonas: uma 
neutra (sem combustão do gás, sendo portanto relativamente fria); uma redutora (onde a combustão do 
gás é ainda incompleta) e uma oxidante (onde se dá a combustão completa do gás). 
 
C – REAGENTES 
 
Solução corada 
 
 
D – INTERPRETAÇÃO 
 
01. Na parte I aprende-se: a técnica de pipetar soluções incolores e coradas; a preparar uma série de 
soluções de reagentes de volume conhecido e de concentrações diferentes; a técnica de misturar 
soluções em tubos de ensaio; a correlacionar altura de líquido no tubo de ensaio com o volume do 
mesmo, o que é útil para testes qualitativos. 
02. Na parte II aprende-se: a técnica de diluir uma solução de concentração conhecida; a forma pela qual se 
completa o volume num balão volumétrico; a técnica de misturar soluções em balão volumétrico. Esta 
técnica é utilizada no preparo ou na diluição de soluções de concentrações definidas (molar, normal, 
etc.). 
03. Na parte III aprende-se: como usar corretamente uma bureta, minimizando as causas de erro como 
deixar bolhas de ar no seu interior; e fazer transferências de volumes exatos, o que é aplicado para 
medida de reagentes tóxicos ou corrosivos, como soluções de cianeto ou ácidos concentrados; que 
volumes medidos em provetas são menos exatos que os medidos em bureta, fonte de erro que deve ser 
evitada. 
04. Na parte IV aprende-se: a usar adequadamente um bico de gás; a aquecer líquidos em tubos de ensaio, 
observando-se o volume contido no mesmo, que não deve ser superior a metade da capacidade do tubo; 
a seguir as regras de segurança a fim de se evitar acidentes e perda de material. Não se deve deixar 
ferver até evaporação completa do líquido. Geralmente a primeira ebulição é suficiente. 
 
E - PROCEDIMENTO 
 
I - EMPREGO DE PIPETAS GRADUADAS 
 
01. Treinar a técnica de pipetar usando água destilada. Observar: a leitura do menisco (solução incolor 
parte inferior do menisco) se faz ao nível do olho; não se sopra a pipeta; no fim do escoamento toca-se 
a ponta da mesma na parede interna do recipiente; mantêm-se sempre a pipeta na posição vertical. 
Mede-se a quantidade de 1íquido escoado, por isto deve-se partir sempre da marca zero. 
02. Completar as tabelas dadas no relatório (item F1). 
03. Transferir para o béquer uma quantidade de solução corada um pouco maior do que a que se vai 
utilizar. Transferir água deionizada para o erlenmeyer. 
04. Marcar 20 tubos de ensaio, de mesmo diâmetro e altura para cada série, de 1 a 5, de 6 a 10, de 11 a 15 e 
de 16 a 20 
05. Usando a pipeta graduada de 1 m ao 0,01, pipetar alíquotas da solução corada (ler o menisco na parte 
superior) para os respectivos tubos, seguindo o esquema do relatório (item F-1 série A). 
06. Lavar a pipeta com água comum e água destilada. 
07. Utilizando a mesma pipeta, adicionar água destilada de modo a se completar o volume final da pipeta 
em questão (1 m). 
08. Misturar bem os dois líquidos, sem inversão. 
09. Observar e correlacionar a altura do líquido contido nos tubos com o seu volume. Registrar em cm na 
tabela correspondente. 
10. Repetir as operações 5 a 8 com as outras pipetas graduadas (itens F-1 séries B e D). 
 
II - EMPREGO DE PIPETA VOLUMÉTRICA E BALÃO VOLUMÉTRICO 
 
01. Medir com pipeta volumétrica 10 m da solução corada. 
02. Transferir esta alíquota para um balão volumétrico de 100 m. 
03. Adicionar cerca de 80 m de água destilada. 
04. Completar cuidadosamente o volume com água destilada até a marca (parte inferior do menisco), 
empregando pipeta ou pisseta. 
05. Misturar bem invertendo o balão pelo menos 10 vezes. Conservar a solução para uso posterior. 
Ler a interpretação. 
 
06. III - OPERAÇÃO COM BURETA E PROVETA 
 
01. Lavar a bureta segundo as instruções do item B. 
02. Transferir para a bureta, com o auxílio do funil, uma pequena porção da solução preparada acima. 
Remover o funil. Enxaguar a bureta e escoá-la totalmente. Repetir a operação. 
03. Encher novamente a bureta com a solução de modo que o líquido ultrapasse a marca zero. Remover o 
funil. 
04. Retirar as bolhas de ar da extremidade inferior e acertar o menisco em zero (a altura do olho). 
05. Transferir sucessivamente alíquotas de 1,00 - 2,50 - 5,65 - 10,38 ml para tubos de ensaio. Fazer as 
leituras na altura do olho para evitar erro de paralaxe. 
06. Acertar o menisco para o próximo número inteiro e transferir 20,00 ml da solução para a proveta. 
07. Confrontar o volume transferido da bureta (20,00) com o marcado na proveta. Registrar.08. Ler a interpretação. 
 
IV - OPERAÇÃO COM BICO DE GÁS 
 
01. Colocar cerca de 5 m de água destilada em um tubo de ensaio. 
02. Aquecer a água na chama de gás com agitação até a primeira fervura, empregando a pinça para segurar 
o tubo de ensaio. Observar: agitação contínua do tubo para evitar projeção do líquido; nunca manter a 
boca do tubo dirigida para si ou seu colega. 
03. Ler a interpretação. 
 
F - RELATÓRIO 
 
Responder o relatório. Lavar todo o material recebido. Apresentar o relatório ao professor 
responsável. 
 
01. Esquema que deve ser preenchido e seguido no item F. 
 
Série A 
Tubos 
Pipeta de 1,00 m 
Série B 
Tubos 
Pipeta de 2,00 m 
Solução 
corada (m) 
H2O (m) Solução 
corada (m) 
H2O (m) 
1 0 1,00 1 0 2,00 
2 0,26 0,74 2 0,53 1,47 
3 0,40 0,60 3 1,00 1,00 
4 0,55 0,45 4 1,55 0,45 
5 0,80 0,20 5 1,80 0,20 
 
 
Série C 
Tubos 
Pipeta de 1,00 m Série D 
Tubos 
Pipeta de 2,00 m 
Solução 
corada (m) 
H2O (m) Solução 
corada (m) 
H2O (m) 
1 0 5,0 1 0 10,0 
2 1,7 3,3 2 2,4 7,6 
3 2,5 2,5 3 4,0 6,0 
4 3,0 2,0 4 6,3 3,7 
5 4,2 0,8 5 8,0 2,0 
 
02. Dar as características do material que encontrou em seu lugar, principalmente quanto à vidraria: tipo de 
graduação, capacidade e temperatura de calibração. 
a)___________________________________________________________ 
b)___________________________________________________________ 
c)___________________________________________________________ 
d)___________________________________________________________ 
e)___________________________________________________________ 
f)___________________________________________________________ 
g)___________________________________________________________ 
h)___________________________________________________________ 
 
03. Indicar que material deve ser utilizado para as seguintes operações: 
a) preparo de soluções normais (N):___________________________ 
b) medir volumes exatos de soluções tóxicas corrosivas ou muito concentradas: 
________________________________ 
c) medir volumes com precisão de 0,5%:________________________ 
d) 20,00 m de solução escoada da bureta corresponderam a ____________________________ na 
proveta. 
04. Ao pipetar-se líquidos incolores emprega-se como referência a parte _______________ do menisco 
(superior ou inferior). 
05. Ao pipetar-se líquidos corados emprega-se como referência a parte _______________ do menisco 
(superior ou inferior). 
06. Indicar qual o tipo de pipeta que deve ser utilizado para se medir os seguintes volumes com maior e 
menor precisão, lembrando que habitualmente não são usadas pipetas volumétricas de volumes 
inferiores a 1 m. 
a) 5,00 m ______________________ e ______________________ 
b) 1,00 m ______________________ e ______________________ 
c) 0,50 m ______________________ e ______________________ 
 d) 0,32 m _________________________ e ________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE MATERIAIS 
 3 
 
1. Materiais Necessários: 
 tarugo de alumínio 
 tarugo de cobre 
 proveta 
 água 
 balança 
 
2. Procedimento Experimental 
 
Pesar com precisão os tarugos de alumínio e cobre. Anotar. 
Colocar água na proveta até mais ou menos metade de seu volume. Anotar o volume com precisão. 
Inclinar levemente a proveta e com cuidado colocar um dos tarugos dentro dela. Colocá-la novamente 
na vertical e anotar o novo volume com precisão. Repetir o procedimento para o outro tarugo. 
 
Instruções para Elaboração do Relatório 
Entregar na próxima aula, em folha separada, contendo na capa, o nome dos integrantes do grupo, as 
questões abaixo. 
 
1- Organize um quadro com os resultados que você obteve: 
 Massa do alumínio 
 Massa do cobre 
 Volume de água deslocado pelo alumínio 
 Volume de água deslocado pelo cobre 
 Densidade do alumínio 
 Densidade do cobre 
2- Organize uma Tabela com os resultados obtidos por todas as bancadas, colocando-os em ordem 
crescente. 
3- Faça um gráfico em papel milimetrado (massaXvolume) e determine a densidade dos objetos. 
4- Compare os valores obtidos nos itens 1 e 3. O que se pode dizer sobre a diferença entre eles? 
5- Compare os valores obtidos anteriormente com o valor tabelado no Handbook of Chemistry and Physics. 
6- Ler no capítulo "Balança Analítica" no livro Química Analítica Quantitativa, de Otto Alcides Ohlweiler 
vol.1, e fazer um resumo dos itens: 
-Teoria de operação das balanças analíticas. 
-Regras para o uso da balança analítica comum. 
-Erros de Pesagem 
-Balança analítica de um prato único. 
7- Faça um esquema de uma chama de um bico de Bunsen, indicando a temperatura na parte mais quente. 
Utilize o livro descrito no item 6 para consulta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR DE UM LÍQUIDO VOLÁTIL 
 4 
 
1. Materiais Necessários 
 
 3 a 4 ml de líquido volátil 
 erlenmeyer de 125 m 
 béquer de 400 m 
 proveta de 450 m 
 lâmina de alumínio 10 X 10 cm 
 lâmina de alumínio 15 X 15 cm 
 2 pedaços de fio fino de cobre (aproximadamente 12 cm) 
 termômetro (0-100oC) 
 bico de gás, tripé e tela de amianto 
 
2. Procedimento Experimental 
 
Pese o erlenmeyer bem seco, o pedaço menor da lâmina de alumínio e um pedaço de fio e anote o valor 
do conjunto todo. 
Coloque no erlenmeyer a amostra de líquido, tampe a boca com a lâmina de alumínio amarrando com o 
fio de cobre (cuidado para não furar a folha de alumínio). 
Sobre essa vedação, coloque a segunda folha de alumínio, prendendo-a com o outro pedaço de fio (pode 
ser mais frouxo do que o primeiro). Coloque o conjunto no béquer com cerca de 200 m de água. 
Aqueça lentamente o banho em chama fraca até que a água entre em ebulição suave. Após a completa 
evaporação do líquido anote a temperatura do banho. 
Retire o aquecimento e, com cuidado para não se queimar, retire o erlenmeyer de dentro do béquer. 
Enxugue o exterior do frasco, retire a vedação mais externa de alumínio. Se houver umidade condensada 
sobre a vedação interna enxugue-a cuidadosamente. 
Deixe o frasco ainda vedado, voltar à temperatura ambiente. Se tudo correu bem, o líquido deverá 
voltar a condensar-se no seu interior. 
Verifique se o frasco está bem seco exteriormente e pese todo o conjunto. Anote. 
Retire a 2
ª
 vedação, retire o líquido condensado e meça o volume do erlenmeyer enchendo-o até a 
borda com água e depois vertendo essa água para dentro de um proveta. 
 
RELATÓRIO 
Organize uma tabela com os seguintes dados: 
- massa do conjunto vazio 
- massa do conjunto mais líquido condensado 
- massa do líquido condensado 
- temperatura do banho fervente 
- pressão atmosférica 
- volume do erlenmeyer 
- massa molecular do líquido volátil 
 
Responda as seguintes questões 
 
1- Se pesasse o conjunto mais líquido volátil antes dele condensar, a massa seria a mesma ou seria 
diferente da obtida? 
2- Compare o valor obtido com o valor teórico. Discuta as causas da diferença e calcule o desvio 
percentual. 
3- Se a temperatura de ebulição do banho fosse de 200oC, qual a massa de líquido que deveria condensar-
se? (use o valor teórico de massa molecular). 
 
 
 
ELETRÓLISE 
 5 
 
1. Introdução: 
 
Durante o início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas relações quantitativas, 
conhecidas como as leis de Faraday para a eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substância 
produzida pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e (2) que para uma dada 
quantidade de eletricidade a quantidade de substância produzida é proporcional à sua massa equivalente. 
 
Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a eletrólise do NaC fundido. No 
cátodo se dá a reação: 
 
Na
+
(aq) + e
-
  Na(s) 
 
A equação acima expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra que um elétron é necessário paraproduzir um átomo de sódio. Isto significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um mol de 
átomos de sódio. 
 
A mesma eletrólise do NaC fundido ilustra a segunda lei de Faraday. No ânodo a reação é: 
 
2 C-(aq)  C2(g) + 2e
-
 
 
Aqui, dois elétrons devem ser retirados (de dois íons C-) para a produção de uma molécula de C2. 
Assim, dois moles de elétrons são necessários para produzi um mol de moléculas de C2 . Isto significa que 
um equivalente de C2 (a quantidade produzida por um mol de elétrons) é 0,5 mol (a massa equivalente é a 
metade da massa molecular). Quando o NaC fundido for eletrolisado, um Faraday de eletricidade 
produzirá um equivalente (1 mol) de Na no cátodo mais um equivalente (0,5 mol) de C2 no ânodo 
(consomem-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de C2 do que para produzir 1 mol de Na). 
 
2. Material Utilizado: 
 
- Cuba eletrolítica. 
- Fonte de corrente contínua. 
- 500 m de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 10%. 
- 500 m de solução de cloreto de sódio (NaC) 10%. 
 
 3. Procedimento: 
 
1 - Preparar 500 m de soluções: 5 % m/v de hidróxido de sódio e cloreto de sódio 10%. Identificar as 
soluções. 
 
2 - Colocar a solução de hidróxido de sódio numa cuba eletrolítica, invertendo uma proveta no cátodo(-) e 
outra no ânodo(+), preenchendo-as com a mesma solução. Observe a montagem do experimento na lousa. 
Use luvas e óculos de proteção. 
 
 
3 - Conectar os polos (+) fio vermelho da fonte no ânodo e (-) fio preto no cátodo. 
 
4 - Ajustar a fonte alimentadora em aproximadamente 10V e disparar o cronômetro, assim que começar a 
eletrólise, anotar o valor de corrente medida a cada minuto. Parar o cronômetro quando estiver coletado 
aproximadamente 60,0 m de hidrogênio. Anotar todas as observações. 
 
 
5 - Provar a formação dos gases hidrogênio e oxigênio, fazendo uma explosão e fazendo arder uma brasa 
de madeira (palito de fósforo) na atmosfera de gás, respectivamente. 
 
6 - Lavar todo material e repetir o procedimento para a outra solução. Consultar o capítulo 18, Volume 2 do 
livro Química Geral do Russel e ver as reações do cátodo e do ânodo e como poderia ser provado a 
formação dos produtos. 
 
 CUIDADO IMPORTANTE: Jamais inverta os pólos depois de ter eletrolisado as substâncias. Há risco 
de acidente grave principalmente no caso da eletrólise do hidróxido de sódio. 2 H2 + O2 a H2O é uma 
reação muito explosiva. 
 
4. Responder as questões: 
 
1 – Escrever as equações de ionização do NaOH e dissociação do NaC. 
 
2 – Escrever as equações de oxidação e redução para o ânodo e o cátodo respectivamente. 
 
3 – Considere a eletrólise de uma mesma solução num mesmo tempo t. Primeiro, aplica-se 10 V e depois 
repete-se aplicando 20 V. O que ocorre em ambas as condições? Explique detalhadamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PESQUISA QUANTITATIVA DA REAÇÃO DE UM METAL COM ÁCIDO 
CLORÍDRICO 6 
 
1. Objetivo 
 
Análise quantitativa de uma reação envolvendo desprendimento gasoso e comprovação experimental da 
equação de Clapeyron. 
2. Material Utilizado 
 
a) Vidraria: bureta de 50 ml, béquer de 400 m, 2 provetas de 25 m. 
b) Reagente: amostra de magnésio, HC 6 M. 
c) Diversos: fio de cobre, rolha de cortiça, haste e base, garra, termômetro. 
 
3. Procedimento 
 
a) Adicionar água destilada na bureta até o seu limite. Meça, com auxílio da proveta, o volume não 
aferido e anote. Esvazie-a totalmente. 
b) Adicionar, com cuidado, 10 m de ácido clorídrico 6 M na bureta. 
c) Com a bureta na mesma posição, complete com água destilada, adicionando-a lentamente por meio de 
um béquer. Ao despejar a água, limpe qualquer ácido que possa estar nas paredes da bureta, de modo 
que o líquido na extremidade superior contenha muito pouco ácido. Procure não agitar a camada de 
ácido no fundo do tubo. Bolhas presas às paredes poderão ser desfeitas batendo-se levemente no tubo. 
d) Complete o béquer com água destilada até 200 m. 
e) Segurando o fio de cobre, introduza a amostra de magnésio até cerca de 3 cm da borda da bureta. 
Enganche o fio na borda do tubo e prenda-o com a rolha, ajustando-o na fenda que nela existe. O tubo 
deve estar completamente cheio, de modo que a rolha desloque um pouco de água ao ser introduzida. 
f) Após firmar a rolha, inverta a bureta no béquer que contém água destilada, prendendo-a na garra do 
suporte. 
g) Com a difusão do ácido, para baixo, este entra em contato com o metal iniciando-se a reação. 
h) Cessada a reação, aguarde 5 minutos para a temperatura equilibrar. Desloque qualquer bolha aderida às 
paredes do tubo e anote o volume de gás hidrogênio e vapor d’água que ficou retido. 
i) Some este valor com aquele anotado no início, referente à porção não aferida da bureta. 
j) Retire a bureta do suporte e lave o material. 
k) Tenha anotado o peso da amostra de magnésio, a temperatura ambiente e a temperatura da água. 
 
Questionário 
 
Tabela 1 – Pressão de vapor de água em varias temperaturas 
T (
o
C) P (torr) T (
o
C) P (torr) 
15 
16 
17 
18 
19 
20 
21 
22 
12,8 
13,6 
14,5 
15,5 
16,5 
17,5 
18,3 
19,8 
23 
24 
25 
26 
27 
28 
29 
30 
21,0 
22,4 
23,8 
25,2 
26,7 
28,3 
30,0 
31,8 
 
1) Complete a tabela abaixo 
R torr.................................62,3 mmHg./mol.K 
T(CNTP)..............................273 K 
P(CNTP) ..............................760 torr 
V(CNTP) ..............................22,4 litros 
Mol Mg .................................24 g 
VH2 (medido)............................... m 
T (amb.) ....................................... K 
T (água) ........................................ K 
P (amb) ......................................... torr 
M Mg ............................................ g 
 
2) Escrever a equação que representa a reação do HC com magnésio. 
 
3) Determinar o número de moles de magnésio usado. 
______________________________ moles 
 
4) Determinar a pressão parcial do hidrogênio. Uma vez que o hidrogênio foi recolhido sobre a água, o 
gás no tubo consiste de uma mistura de hidrogênio e de vapor d’água, a pressão total destes dois gases 
é igual a pressão ambiente. 
 PH2 + PH2O = Pamb. 
PH2 = __________________ torr. 
 
5) Determinar o volume de hidrogênio obtido nestas condições 
VH2 = _________________ m. 
 
6) Determinar o volume de hidrogênio sob a pressão de uma atmosfera. Conforme já é de seu 
conhecimento, p produto PV = c (constante) em uma transformação isotérmica. Para calcular o novo 
volume a 1 atm (760 torr) pode ser estabelecida a seguinte relação: 
 V calculado X PH2 = Vnovo x 760 
Vnovo = __________________ m 
 
7) Calcular o volume de hidrogênio seco que seria produzido por 0,1 moles de magnésio na temperatura 
ambiente e sob pressão de 1 atm. 
V = _______________________ m 
 
8) Qual seria este volume nas C.N.T.P.? 
V = _______________ m? 
 
9) Se um mol de hidrogênio pesa 2,0 g, qual é o peso de um litro (a densidade) do hidrogênio na 
temperatura ambiente e sob pressão de uma atmosfera. 
D = ____________________ g/ T = _______________ K 
 
 
 
 
 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 7 
 
1. Introdução 
 As reações químicas são classificadas de maneira geral em: 
 Metatéticas: São as reações que ocorrem sem variar o número de oxidação dos elementos químicos. Em 
geral, se tem a remoção de um ou mais produtos do campo de reação, podendo envolver a liberação de 
um gás, formação de um precipitado ou de uma substância pouco dissociada. 
 Óxido-Redução: Ocorre com transferência de elétrons de uma substância para outra. 
 
PRINCIPAIS TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 Síntese ou Composição - Ocorre quando duas ou mais substâncias simples ou compostas, reagindo entre 
si, formam um único produto. 
 A + B  AB 
 Análiseou Decomposição - Ocorre quando uma substância sofre decomposição, resultando duas ou 
mais substâncias. 
DC  B + C 
 Deslocamento ou Simples Troca: São reações em que uma substância simples, reagindo com uma 
substância composta, desloca um de seus elementos 
 A + BC  AC + B 
 Dupla Troca: São reações em que duas substâncias compostas, reagindo entre si, trocam elementos ou 
radicais. 
 AB + CD  AD + CB 
 Combustão: Ocorre quando fazemos a combinação de uma substância com oxigênio 
 A + O2  AO2 
 
 Além dessas, as reações podem ser ainda exotérmicas ou endotérmicas, se ocorre com 
liberação ou absorção de calor. 
 
REGRAS DE SOLUBILIDADE 
1. Todos os sais de metais alcalinos são solúveis 
2. Todos os sais de amônia são solúveis 
3. Sais dos ânions 

232433 OHC e0C,0C,NO  são solúveis. Os sais 4232 0KCeOHCAg  são pouco 
solúveis. 
4. Todos os cloretos, brometos, iodetos são solúveis, com exceção os de Ag+, Pb2+ e Hg2
2
. 
5. Os sulfatos são solúveis, com exceção: Pb2+ , Sr2+ e Ba2+ , os de Ca2+ e Ag+ são pouco solúveis. 
6. Todos os hidróxidos são insolúveis, com exceção dos metais alcalinos e Ba2+ , Sr2+ . O de Ca2+ é pouco 
solúvel. 
7. Todos os CO PO S eSO3 4 3
   
, , são insolúveis com exceção os de NH4

 e metais alcalinos. 
 
2. OBJETIVOS 
 
 - Executar no laboratório os diversos tipos de reações químicas 
 - Classificar as reações químicas 
 - Escrever as equações químicas observadas e efetuar os respectivos balanceamentos. 
 - Efetuar o balanceamento das equações redox pelo método das semi-reações. 
 
3. PROCEDIMENTO 
 
 a) queime um pedaço de fio de magnésio e coloque o pó que se forma em um tubo de ensaio. 
OBSERVAÇÃO: ao queimar o magnésio, evite olhar diretamente para a chama. 
 Adicionar 2 dedos de água ao tubo de ensaio e agitar. Adicione 2 gotas de fenolftaleína. 
 b) Coloque em um tubo de ensaio perfeitamente limpo e seco, um pouco de óxido de mercúrio. 
Aqueça com cuidado. 
 c) Coloque em um tubo de ensaio, um pedacinho de zinco e adicione 1 m de ácido clorídrico. 
 d) Coloque em um tubo de ensaio 2 m de solução de nitrato de prata e mergulhe alguns fios de 
cobre bem finos enrolados em espiral. 
 e) Em um tubo de ensaio, coloque 0,5 m de solução de nitrato de chumbo 0,5 molar e acrescente 
0,5 ml de solução de iodeto de potássio, 0,5 molar e mais 2 m de água destilada aqueça com cuidado 
(evite projeção da solução com o forte aquecimento) e observe. Deixe esfriar um pouco e em seguida 
mergulhe o tubo num béquer com água. 
 f) Coloque em um tubo de ensaio, 1 m da solução 0,1N de permanganato de potássio e 10 gotas de 
ácido sulfúrico diluído (1+9). Aqueça a mistura e adicione 3 m da solução de oxalato de sódio 0,1N. Agite 
e aqueça novamente se necessário. 
 
         
MnO C O Mn CO H O
aq aq aq g
l4 2 4
2
2 2
      
 
 g) Coloque 1 m de solução de permanganato de potássio e 10 gotas de ácido sulfúrico em tubo de 
ensaio. Aqueça a mistura e adicione a solução de sulfato ferroso gota a gota até observar alteração. 
 
         
MnO Fe Mn Fe H O
aq aq aq aq
l4
2 2 3
2
       
 
 
 h) Coloque em um tubo de ensaio, um pedacinho de alumínio e 2 m de solução de hidróxido de 
sódio 4N. 
  sA +  

aqOH  A      
OH H
s g4
2
  
 
4. QUESTÕES 
 
1. Escreva todas as equações químicas balanceadas, correspondentes às reações químicas realizadas. 
2. Classificar as reações químicas. 
3. Identificar nas reações de oxirredução, os agentes oxidantes e os agentes redutores. 
 
 
SÍNTESE DE UM SAL SIMPLES 8 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Antes de se preparar a substância sulfato de cobre pentahidratado faz-se necessário entender como, de 
uma forma geral, são obtidos os sais. Para isto, basta relembrar dois tipos de reações existentes, a de um 
metal com ácido e a reação de neutralização de um ácido e uma base, pois ambos os tipos têm como um 
dos produtos um sal. Assim, quando metais reagem com ácidos, formam-se sais dos metais (dissolvidos em 
água) e algum tipo de gás (H2, NO, SO2), isto é: 
 
 Zn(s) + HC(aq)  ZnC2(aq) + H2(g) 
 3Cu(s) + 8HNO3(aq)  3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O() 
 
Da mesma forma, quando bases reagem com ácidos, formam-se sais dos metais (também dissolvidos 
em água) e água, isto é: 
 
NaOH(aq) + HC(aq)  NaC (aq) + H2O(  ) 
KOH(aq) + H2SO4(aq)  K2SO4(aq) + 2H2O(  ) 
 
 É importante observar que, em todas as reações acima, a formação do sal se dá sempre pela 
substituição do hidrogênio do ácido pelo metal. Isso também ocorre quando um óxido metálico reage com 
ácido, conforme ilustra as seguintes equações químicas: 
 
 MgO(s) + 2HC(aq)  MgC2(aq) + H2O(  ) 
 ZnO(s) + H2SO4(aq)  ZnSO4(aq) + H2O(  ) 
 
 Assim, embora existam outras reações que possam produzir sais, pode-se dizer que sais são 
compostos em sua maioria, iônicos, formados quando metais substituem o hidrogênio dos ácidos. 
 Como a grande maioria dos sais é solúvel em água, os mesmos permanecem dissociados em íons 
na solução. O fato dos sais apresentarem, quase sempre, elevadas temperaturas de fusão, permite que 
possam ser obtidos na forma cristalina por simples evaporação da água da solução. No caso do sulfato de 
cobre pentahidratado, este é preparado a partir de óxido de cobre e ácido sulfúrico, cristalizado por 
evaporação parcial da água da solução e posterior resfriamento da mesma e, finalmente, separado por 
filtração. 
 
2. OBJETIVO 
Sintetizar um sal simples: o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4 . 5H2O). 
 
3. PROCEDIMENTO 
 
3.1. Síntese do Sulfato de Cobre Pentahidratado 
 
Pese, inicialmente, cerca de 2 g de óxido de cobre (CuO) e coloque em um copo de Becker de 100 m 
(não esqueça de anotar a massa exata de óxido, para o cálculo do rendimento percentual). 
A um frasco de erlenmeyer de 50 m, adicione 5 m de água destilada, e em seguida, 10 m de ácido 
sulfúrico (H2SO4) concentrado (6 mol.
-1
): CUIDADO: a adição de ácido deve ser feita lentamente para 
evitar a elevação da temperatura da solução. 
A solução contida no frasco de erlenmeyer deve ser, então, adicionada ao copo de Becker que contém o 
óxido de cobre (CuO). Da mesma forma que anteriormente, essa adição deve ser lenta e mantida sob 
constante agitação, através de um bastão de vidro. 
Em seguida, aqueça a mistura resultante, com o bico de gás, até completa dissolução do óxido de cobre. 
A dissolução é acompanhada de mudança de coloração da solução, de preta para azul escura. 
Deixe a solução em repouso até que ela volte a temperatura ambiente; adicione mais 5m de água 
destilada e aqueça novamente até a ebulição. Filtre a solução a quente, utilizando a técnica da filtração por 
gravidade. 
Após resfriamento da solução, coloque o copo de Becker num banho de gelo. Filtre a vácuo a mistura, 
pesando previamente o papel de filtro a ser utilizado. Lave os cristais com etanol até eliminar todo o 
excesso de ácido sulfúrico. Seque os cristais durante alguns minutos, mantendo-o sob a sucção da bomba 
de vácuo. 
A seguir, pese os cristais juntamente com o papel de filtro; deixe secar ao ar por mais 10 minutos e 
repese-os. Se a massa obtida for igual à anterior, calcule o rendimento percentual da síntese. Caso 
contrário, repita a secagem (ao ar) dos cristais até obter massa constante. 
 
CORROSÃO GALVÂNICA 9 
 
1. Objetivo 
 
Demonstrar a diferença de potencial entre metais imersos em um eletrólito e entre partes diferentes de 
uma mesma peça metálica. 
 
2. Material Utilizado 
 
a) Vidraria: béquer de 500 m, 2 placas de petri, bastão de vidro 
b) Reagentes: 2g de NaC, 3g de Ágar-agar, 0,15g de K3Fe(CN)6 
 Fenolftaleína 
c) Diversos: 2 pregos de ferro novos, tira de cobre de 15 cm, tripé, bico de Bunsen, etiquetas. 
 
3. Procedimento 
 
a) Colocar o gel de ágar-agar num béquer de 25 m e adicionar água até umedecê-lo completamente. 
b) Para preparar ogel de ágar-agar aqueça 200 ml de água à ebulição. Adicione as 3g do gel e prossiga o 
aquecimento até dispersão total e, em seguida, adicione o NaC. 
c) Transferir a dispersão para uma das placas de petri até atingir metade da altura da placa. 
d) Retornar o béquer ao aquecimento e diminuir a chama. 
e) Deixar resfriar a dispersão na placa até que gelifique. 
f) Enquanto isto, ligar o prego à tira de cobre por meio do fio de modo que fiquem separados 3 a 4 cm. 
Dispor o conjunto sobre a massa gelificada cobri-lo com mais dispersão. Após gelificar, tampar a 
placa. 
g) Ao restante da dispersão do béquer, adicionar o ferricianeto de potássio (0,15g) e 3 a 4 gotas de solução 
de fenolftaleína. 
h) Verter a dispersão na outra placa de petri até a metade de sua altura e esperar gelificar. 
i) Dispor o prego limpo sobre o gel e cobri-lo com o restante da dispersão. Após gelificar, tampe a placa. 
j) Os resultados serão observados na aula seguinte. 
Questionário 
 
1. Qual a função do ágar-agar? 
 
2. Escrever as reações anódica e catódica para os processos: 
1
º
 anodo 2
º
 anodo 
 catodo catodo 
 
3. Escrever as equações que representam as reações de cor com: 
Fenolftaleína: 
K3Fe(CN)6: 
 
4. Quais as cores observadas na 2ª placa? 
No anodo: 
No catodo: 
 
5. Qual o composto formado na região intermediária entre os eletrodos e como se forma? 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM NO EQUILÍBRIO QUÍMICO 10 
 
1. Objetivo 
 
Comprovação experimental do deslocamento do equilíbrio de uma reação química. 
 
2. Material Utilizado 
 
a) Vidraria: 4 tubos de ensaio, Kitassato de 200 m. 
b) Reagentes: 100 m de solução saturada de NaHCO3, solução de NiSO4 1M, solução de dimetilglioxina, 
solução saturada de NaC, solução de HC 12 M, ácido acético 6M, solução de acetado de sódio 20%, 
NH4OH 6M, fenolftaleína, alaranjado de metila. 
c) Diversos: bomba de vácuo, tubo de borracha, rolha, frasco lavador. 
 
1. Efeito de Pressão 
a) Em um Kitassato colocar 100 m de solução saturada de NaHCO3 e 3 gotas de fenolftaleína. 
b) Ligar o kitassato à bomba e fazer vácuo. Anotar as observações e explicar em termos da reação: 
2NaHCO3 (aq.sat.)  Na2CO3 (aq) + H2O() + CO2 (g) 
 
2. Efeito de concentração 
a) Em um tubo de ensaio colocar 0,5 m de água destilada, 5 gotas de NiSO4 1M e um excesso de solução 
de dimetilglioxima (HDMG) (1 m). 
b) Filtrar e recolher o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio. 
c) Adicionar a este 3 gotas de NH4OH 6M e explicar o ocorrido em termos das equações abaixo: 
Ni
+2
 (aq) + 2HDMG(aq)  2H
+
(aq) + Ni(DMG)2 
H
+
 (aq) + OH
-
(aq)  H2O() 
 
 
3. Efeito de Íon Comum 
a) Em tubo de ensaio colocar 0,5 m de solução saturada de NaC. 
Adicionar 0,5 ml de HC 12 N e explicar o ocorrido em termos da equação. 
 
 Na
+
(aq) + C
-
(aq)  NaC(s) 
 
b) Em um tubo de ensaio colocar 1 m de água destilada, 2 gotas de ácido acético 6M e uma gota de 
alaranjado de metila 
Observar a coloração vermelha de indicador. Em seguida, adicionar 0,5 m de solução de acetado de 
sódio. Anotar as observações explicar o ocorrido pelas equações. 
 CH3COOH(aq) + H2O()  CH3COO
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
 
 CH3COONa(aq)  CH3COO
- 
(aq) + Na
+
(aq) 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 11 
 
1. Objetivo 
 
Introduzir metodologia para o estudo de cinética química 
 
2- Material Utilizado 
 
a) Vidraria: 5 tubos de ensaio de 20X200mm, béquer de 400 e 500 m, 3 pipetas de 1 m 
b) Reagentes: sódio metálico, etanol, FeC3 0,1 M, oxalato de sódio 0,1 N, tiossulfato de sódio 8%, H2SO4 
12 N, HC 12 N KMnO4 0,1 N. 
c) Diversos: termômetro, cronômetro, tripé, bico de Bunsen, amianto, banho-maria. 
 
3. Procedimento 
 
Influência da Temperatura 
 
a) Colocar 200 m de água em um béquer de 600 m. 
b) Tomar 5 tubos de ensaio numerados e adicionar a cada um deles 4 m de tiossulfato de sódio a 8%. 
c) Tomar outros 5 tubos de ensaio não numerados e colocar, em cada um deles, 4 m de H2SO4 2%. 
d) Colocar todos os tubos no béquer de 600 m e medir a temperatura da água. 
e) Adicionar a solução H2SO4 de um dos tubos no tubo número 1 e marcar o tempo desde a mistura dos 
reagentes até o aparecimento dos primeiros traços de turvação, com o cronômetro. 
f) Levar o béquer ao aquecimento brando e esperar a temperatura se elevar de ~5oC (anote o valor) 
quando então, adicionar a solução de H2SO4 ao tubo número 2 e marcar o tempo necessário para o 
aparecimento da turvação, seguindo o mesmo procedimento anterior. 
g) Continuar o aquecimento de 5 em 5 graus, adicionando as soluções até o último tubo. 
h) Leve os dados à tabela na folha de relatório e construa o gráfico de velocidade X temperatura. 
 
Influência da Concentração 
 
a) Tomar 5 tubos de ensaio e colocar 5m de H2SO4 2% 
b) Em outros 5 tubos de ensaio numerados colocar os volumes correspondentes dos componentes a e b 
segundo a tabela abaixo: 
 
 Volume (m) 
Tubo 
1 
2 
3 
4 
5 
Na2S2O3 5H2O (a) 
6 
5 
4 
3 
2 
H2O destilada (b) 
0 
1 
2 
3 
4 
 
 
c) Adicionar o conteúdo de um dos tubos em H2SO4 ao tubo 1 e marcar o tempo desde a mistura até o 
aparecimento dos primeiros traços de turvação. 
d) Fazer o mesmo com os demais tubos e levar os dados à tabela na folha de relatório. Confeccionar 
gráfico. 
 
 
 
 
1. Influência da temperatura (concentração constante) 
 
 
Tubo 1 
Tubo 2 
Tubo 3 
Tubo 4 
Tubo 5 
T (
o
C) Tempo (s) Velocidade (s
-1
) 
 
 
2. Anexar gráfico, em papel milimetrado de velocidade X temperatura 
 
3. Influência da Concentração (Temperatura constante) 
 
 
Tubo 1 
Tubo 2 
Tubo 3 
Tubo 4 
Tubo 5 
T (
o
C) Tempo (s) Velocidade (s
-1
) 
A concentração relativa, empregada na tabela acima, é obtida através do quociente a/a+b 
 
4. Anexar gráficos, em papel milimetrado, de velocidade X concentração e de velocidade X Temperatura. 
 
5. Na reação 2HI  H2 + I2 observa-se a seguinte variação na quantidade de iodeto em função do tempo: 
 
Tempo 
0 
5 
10 
15 
20 
Moles de HI 
0,200 
0,125 
0,075 
0,040 
0,024 
 
Faça um gráfico e tire conclusões sobre a curva. 
 
6. O que significa ordem de reação? 
 
7. Dê um exemplo de reação de 2ª ordem. 
 
8. Deduza a constante de equilíbrio de uma reação empregando conhecimento de velocidade de reação 
química. 
 
PREPARO DE SOLUÇÃO DE NaOH E DE HC 12 
 
 Introdução: 
 
 DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS. 
 
Em 1884, Arrhenius definiu um ácido como uma substância contendo hidrogênio que produz íons 
hidrogênio em solução e uma base como uma substância contendo hidróxido que produz íons hidróxido em 
solução. A neutralização foi descrita por Arrhenius como a combinação destes íons para formar água: 
 
 H
+
(aq) + OH
-
(aq)  H2 O 
 
Isto está de acordo com a observação de que quando uma solução diluída de HC, HBr, HI, HNO3 
ou HCO4 é misturada com uma solução diluída de NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2- ou La(OH)3, o calor de 
neutralização molar, Hneut, é sempre o mesmo: - 55,90 kJ por mol de água formada (isto é, 55,90 kJ de 
calor são liberados por mol). Os ácidos acima são todos fortes (completamente dissociados) e as bases são 
todas fortes, de maneira que, não importa qual par ácido-base escolhido, a reação é a mesma: a combinação 
de um íon hidrogênio com um íon hidróxido para formar uma molécula de água. 
 
 DEFINIÇÃO DE BRONSTED-LOWRY. 
 
Em 1923, Bronsted na Dinamarca e Lowry na Inglaterra, independentemente, sugeriram uma 
definição ácido-base. A definição de Bronsted-Lowry é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido 
é uma espécie que tende a doar um próton e base é uma espécie que tende a aceitar um próton. Além disso, 
uma reação ácido-base é uma reação de transferência de prótons. A definição de Bronsted-Lowry é bastante 
geral em muitos aspectos. O HC, por exemplo, é um ácido em solução aquosa, de acordocom a definição 
de Arrhenius. Mas, também, o HC é um ácido de Bronsted-Lowry em qualquer outro solvente, mesmo 
quando não está presente nenhum outro solvente. Ele é um ácido simplesmente porque pode doar um 
próton. 
 
De acordo com a idéia de Bronsted-Lowry, uma reação ácido-base envolve a competição por um 
próton entre duas bases. Quando, por exemplo, o cloreto de hidrogênio se dissolve em água, uma molécula 
de HC (um ácido) doa um próton a H2O (uma base) para formar H3O
+
 (um ácido) e C- (uma base): 
 
 HC(g) + H2O(l)  H3O
+
 (aq) + C
-
 (aq) 
 
Ácido1 + base2  ácido2 + base2 
 
Prótons (H
+
) não aparecem explicitamente. Em seu lugar, a equação apresenta um ácido 
transferindo um próton para uma base formando uma base conjugada e ácido, respectivamente. Na equação 
acima, HC e C- constituem um par ácido-base conjugados, e H2O e H3O
+
 são o outro par. 
 
 DEFINIÇÃO DE LEWIS. 
 
Uma definição de ácido-base ainda mais abrangente foi sugerida pelo químico americano G.N. 
Lewis em 1923, mesmo ano em que Bronsted-Lowry fizeram suas proposições. De acordo com Lewis, 
ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de aceitar um par de elétrons, enquanto base é uma espécie 
que pode doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Em resumo, ácido é um 
receptor de par de elétrons e base é uma doador de par de elétrons. Toda reação ácido-base de Lewis 
consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. 
 
 
 Material Utilizado: 
 
- Pêra de borracha. 
- Balança. 
- Bastão de vidro. 
- Erlenmeyer de 250 m. 
- Balão volumétrico de 250 m. 
- Becker de 250 m. 
- Espátula. 
- Pipeta graduada de 2 ou 5 m. 
- Hidróxido de sódio sólido (NaOH). 
 
 Procedimento: 
 
 PREPARO DA SOLUÇÃO CONCENTRADA DE NaOH ( 5 M). 
 
O hidróxido de sódio é a base mais empregada em laboratório; porém, essa substância, no estado 
sólido, pode conter impurezas e quantidades apreciáveis de carbonato e água. Assim a preparação de uma 
Solução de normalidade exata de NaOH não pode ser feita pela simples dissolução de uma quantidade 
exatamente pesada da substância sólida. 
 Considerando-se que o carbonato de sódio é insolúvel em solução concentrada de hidróxido de 
sódio, pode-se preparar uma solução diluída de NaOH isenta de carbonato, por diluição conveniente da 
concentrada, cuja concentração seja aproximadamente conhecida. Uma vez preparada a solução diluída de 
hidróxido de sódio, esta pode ser aferida por meio de um padrão primário. 
 
1 - Tarar um Becker de 125 m e, dentro dele, pesar 25 g de NaOH. 
 
2 - Adicionar 125 m de água, lentamente e sob agitação. 
 
3 - Deixar esta solução em repouso, coberta por um papel ou rolha, até atingir a temperatura ambiente. 
 
4 - Esta solução é de aproximadamente 5 mol/ de NaOH. 
 
 PREPARO DA SOLUÇÃO 0,1 M DE NaOH. 
 
1 - Calcular o volume da solução 5 mol/ de NaOH necessário para preparar 250 m de solução NaOH, 
porém, 0,1 mol/. 
 
Sendo: M = 0,1 M 
 E = 40 g/mol 
 V = 250 m ÷ 1000 = 0,25  
 
2 - Adicionar água destilada ao balão para homogeneizar. Quando estiver próximo do menisco acertar 
gota a gota. 
 
3 - Fechar o balão e homogeneizar muito bem a solução. 
 
4 - Transferir o conteúdo para frasco de polietileno, rotular convenientemente e em seguida lavar o balão. 
 
 
 
 
 
 
 
 PREPARO DA SOLUÇÃO 0,1 M DE HC 
1- calcula-se o volume da Solução concentrada de HC, d = ______________g/m e T = 
______________% (m/m), necessário para preparar 100 m de Solução 0,1 M nesse ácido; 
 
2- utilizar a capela de exaustão quando utilizar ácidos concentrados. Para balão volumétrico de 100 m, 
transfere-se por meio de pipeta volumétrica, o volume calculado de solução concentrada do ácido. 
Adiciona-se água deionizada ao balão até próximo ao menisco e completa-se o volume gota a gota. Tampa-
se o balão e homogeneíza-se a solução; 
 
3- em seguida transfere-se a solução diluída do ácido preparado para um frasco apropriado e rotula-se, 
identificando-se a solução, data, componentes da bancada, por exemplo. 
As duas soluções serão utilizadas posteriormente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PADRONIZAÇÃO DAS SOLUÇÕES DE NaOH E DE HC 13 
 
Padronização da solução ~0,1 M de ácido clorídrico (HC) 
 
 Uma Solução de um ácido pode ser preparada diluindo-se um volume determinado de ácido 
concentrado a um volume previamente escolhido, e titulando-se a solução resultante com um padrão 
primário, a fim de padronizá-la. O volume do ácido concentrado a ser tomado é calculado a partir da 
densidade e do título desse ácido, e é uma função do volume da solução diluída a ser preparada. 
 O padrão primário mais utilizado para aferir soluções ácidas é o carbonato de sódio anidro p.a.; 
quando esse sal é colocado frente a uma solução de um ácido, ocorre a reação: 
Na2CO3 + 2 HC  2 NaC + H2CO3 
H2CO3  H2O + CO2
 
 O ponto final da reação pode ser percebido utilizando-se como indicador uma solução de 
bromocresol verde a 0,04%. 
 
- Material necessário 
1 – Vidrarias: bureta de 50 m, pipeta volumétrica de 10 m, 3 erlenmeyers de 125 m, proveta de 50 m. 
2 – Reagentes: solução de HC  0,1 M, carbonato de sódio, fenolftaleína. 
3 – Equipamento: base com haste, garra para bureta. 
 
- Procedimento 
 
1 – A 3 erlenmeyers de 125 m adiciona-se 0,053 g de carbonato de sódio, 25 m de água deionizada e 
duas gotas do indicador verde de bromocresol; 
2 – preencher a bureta com o ácido clorídrico e titular a solução no erlenmeyer, até o aparecimento de leve 
coloração rósea, estável. Repetir o procedimento para os outros erlenmeyers; 
3 – anota-se os volumes gastos, faz-se a média e procede-se aos cálculos. 
carb
carb
carb
mol
m
n   1 carbonato – 2 HC  ncarb – 2n HC 
 
nHC = 2ncarb e nHC = MHC.VHC 
 
 Padronização da solução de NaOH 
 
 Aqui, será utilizada a solução de HC preparada na aula passada. Os cálculos deverão seguir a 
proporcionalidade da reação abaixo. 
HC + NaOH  NaC + H2O 
 
- Material necessário 
1 – Vidrarias: bureta de 50 m, pipeta volumétrica de 01 m, 3 erlenmeyers de 125 m, proveta de 50 m. 
2 – Reagentes – solução de HC padronizada, solução de NaOH  0,1 M, alaranjado de metila. 
3 – Equipamento: base com haste, garra para bureta. 
 
- Procedimento 
 
1 – A 3 erlenmayers de 125 m adicionar 10 m da solução de NaOH, 40 m de água deionizada e duas 
gotas do indicador; 
2 – completar a bureta com a solução de HC e titular a solução no erlenmeyer até uma leve mudança de 
cor. Repetir o procedimento para os outros erlenmeyers; 
3 – anota-se os volumes gastos, faz-se a média e procede-se aos cálculos. 
MHC.VHC = MNaOH.VNaOH  MNaOH = MHC.VHC/10