RELATORIO FISICOQUIMICA

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FÁRMACIA 
FISICO-QUIMICA 
JOYCE APARECIDA ILECK DOS SANTOS – RA 2161646 
POLO RANGEL – UNIP SANTOS 
2022 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO. 
 
AULA 1 – ROTEIRO 1 - SOLUBILIDADE DE SOLUÇÕES: CARACTERIZAÇÃO 
DE SOLUÇÕES INSATURADAS, SATURADAS E SUPERSATURADAS. 
Dispersões → são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a 
forma de partículas, numa segunda substância. 
A primeira substância chama-se disperso, e a segunda substância, dispersante. 
Classificação: é feita de acordo com o tamanho médio das partículas dispersas: 
 
Nome da dispersão Tamanho médio das partículas dispersas 
Soluções verdadeiras Entre 0 e 1 nm 
Soluções coloidais Entre 1 e 100 nm 
Suspensões Acima de 100 nm 
 
Principais características dos sistemas dispersos. 
 
Soluções verdadeiras 
Ex.: Sal na H2O 
Soluções Coloidais 
Ex: Sangue 
Suspensões 
Ex.: Terra e água 
0 a 1 nm 1 a 100 nm Acima de 100 nm 
Sistema Homogêneo Sistema Heterogêneo Sistema 
Heterogêneo 
As partículas não se 
sedimentam 
de modo nenhum. 
As partículas se 
sedimentam 
por centrífugas. 
Há sedimentação 
espontânea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluções verdadeiras (sistema Homogênea) → são aquelas em que o disperso 
recebe o nome de soluto, e o dispersante é denominado solvente. 
 
 
 
Classificação das soluções: 
1- Soluções sólidas (ligas metálicas: Ouro [Au] + Cobre[Cu]). 
2- Soluções líquidas (ácido clorídrico[HCl] + H2O). 
3- Soluções gasosas (ar atmosférico). 
Soluções → são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto 
uniforme 
 
 
 
 
 
 
Solução = soluto + solvente 
 
Solução = soluto + solvente 
 
 
 
 
 
Soluto → são as partículas que serão dissolvidas pelo solvente para formar as 
soluções 
• As partículas dispersas são moléculas ou íons invisíveis a olho nu, ao microscópio. 
• Tamanho médio das partículas → de 0 a 1 nm (1nm = 1 . 10‾9m) 
• Essas partículas não sedimentam, nem com auxílio das ultracentrífugas, e não se 
consegue separá-las por filtração. 
Solvente → é a substância que dissolve o soluto (água, álcool etc.) 
 
Solubilidade é a propriedade física das substâncias de se dissolverem, ou não, 
em um determinado líquido. 
 
Os solutos podem ser classificados em: 
• Solúvel: são os solutos que se dissolvem no solvente. 
• Pouco solúvel: são os solutos que apresentam dificuldade de se dissolver no 
solvente. 
• Insolúvel: são os solutos que não se dissolvem no solvente. 
Um princípio comum em solubilidade é: “semelhante dissolve semelhante”. Isso 
quer dizer que um soluto polar tende a se dissolver em um solvente polar. Ele é 
verdadeiro para substâncias apolares. 
 
Solubilidade e polaridade – Regra geral de solubilidade 
 
 
1- Substâncias polares se dissolvem em outras substâncias polares. Exemplos: 
 NaCl e H2O Cloreto de sódio ou sal de cozinha e água 
 Polar polar 
 
 H2SO4 e H2O Ácido sulfúrico e água 
 Polar polar 
Semelhante dissolve semelhante 
 
 
 
 
2- Substâncias apolares se dissolvem em outras substâncias apolares. 
Exemplos: 
 
 I2 e CCl4 Iodo e tetracloreto de carbono 
 Apolar Apolar 
 
 CCl4 e C6H6 Tetracloreto de carbono e benzeno 
 Apolar Apolar 
 
 Coeficiente de solubilidade 
 Denomina-se coeficiente de solubilidade “à máxima quantidade de soluto (em 
gramas)” que se consegue dissolver em certa quantidade de solvente em 
determinadas condições de temperatura e pressão. É dado como padrão a 
quantidade de 100 g ou 1000 g de solvente 
 Exemplo: 
 
 O coeficiente de solubilidade de KNO3 em H2O, a 1 atm é: 
 
Temperatura Coeficiente de Solubilidade 
0 ºC 13,3 g/100 g de H2O 
40 ºC 63,9 g/100 g de H2O 
80 ºC 169,0 g/100 g de H2O 
 
 
 Curva de Solubilidade 
 
 O aumento da temperatura influencia na solubilidade dos solutos em 
determinada quantidade de solvente. 
 As curvas de solubilidade são diagramas que indicam a variação dos coeficientes 
de solubilidade das substâncias em função da temperatura. 
 
 
 
 
 
 
Observações 
 
Em geral a solubilidade: 
► Dos sólidos em H2O, aumenta com o aumento da temperatura. 
► Dos gases diminui com o aumento da temperatura. 
► Alguns sólidos tem a sua solubilidade diminuída com o aumento da temperatura. 
Ex.: sulfato de cério Ce2(SO4)3 
 Ponte de saturação 
 
_______________________________________________________ (g) soluto ∕ quantidade 
 Fixa solvente 
 Soluções diluídas soluções 
 concentradas 
 Soluções não-saturadas solução supersaturada 
 (estáveis) solução saturada (instáveis) 
 (estável) 
Tomando os coeficientes de 
solubilidade de uma substância em 
função da temperatura e colocando 
esses valores em um gráfico, 
construímos a curva de 
solubilidade. 
Basta uma agitação nesta solução 
para que todo o excesso de soluto 
precipite voltando ao ponto de 
saturação. 
 
 
 
 
 
Ponto de saturação → é o limite máximo de dissolução de um soluto num solvente, 
numa determinada temperatura. A partir desse ponto se for colocado mais soluto ele 
não se dissolverá e irá se depositar no fundo frasco, formando o corpo de fundo ou 
corpo de chão. 
 
 
 
O ponto de saturação depende do soluto, do solvente e das condições físicas. 
 
 Temperatura e pressão 
 
Temperatura →sempre influência na capacidade de dissolução de um soluto. 
Pressão → influência em soluções onde existam gases. 
 
Observação: 
 O fato de uma solução estar saturada com um soluto (sal, por exemplo), não a 
impede de dissolver outro soluto (açúcar por exemplo). 
 
Classificação das soluções: 
 
1- Solução insaturada → é toda solução que contém soluto com quantidade 
inferior à definida pelo coeficiente de solubilidade, são homogêneas. 
 
 
 
 
 
 
2- Solução saturada → é toda solução que contém dissolvida exatamente a 
quantidade de soluto definida pelo coeficiente de solubilidade 
 
3- Solução supersaturada → é toda solução que contém dissolvida uma 
quantidade superior à definida pelo coeficiente de solubilidade. É uma solução 
instável e o excesso pode formar corpo de fundo. 
 
Exemplo: 
Dissolução do Nitrato de Potássio KNO3 
 
 
 
Resfriar lentamente 
 
 
 Agitação 
 
 
 
 
 
 
Solução saturada a 80 ºC 
(100 g de H2O + 169,5 g de KNO3) 
 
Solução supersaturada a 60 ºC 
(100 g de H2O + 169,5 g de KNO3) dissolvidos 
 
 
Solução saturada a 60 ºC 
Após a agitação o excesso de sal KNO3 formou corpo de chão. 
E na solução ficaram dissolvidos apenas 110,0 g de KNO3 
 
 
 59,5 g de KNO3 depositados no fundo do copo de bécker 
 
 
 
 
Coeficiente de Solubilidade: 
O coeficiente de solubilidade (Cs) determina a capacidade máxima do soluto 
que se dissolve em uma determinada quantidade de solvente. Isso, conforme as 
condições de temperatura. 
Em resumo, o coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária 
para saturar uma quantidade padrão de solvente a uma determinada condição. Por 
exemplo, considere a seguinte situação: 
Em um copo de água com sal (NaCl), inicialmente, o sal desaparece na água. 
Entretanto,se for adicionado mais sal, em determinado momento ele começará a se 
acumular no fundo do copo. 
Isso acontece porque a água, que é o solvente, atingiu o seu limite de 
solubilidade e a quantidade máxima de concentração. A isso também chamamos 
de ponto de saturação. 
O soluto que resta no fundo do recipiente e que não se dissolve é chamado de 
corpo de fundo ou precipitado. 
Curva de Solubilidade: 
A capacidade de solubilidade química de uma substância submetida à alteração 
de temperatura não é linear. A variação da capacidade de solubilidade, em função da 
temperatura, é conhecida por curva de solubilidade. 
A maioria das substâncias sólidas têm o seu coeficiente de solubilidade 
aumentado com o aumento da temperatura. Assim, a solubilidade de cada material 
ocorre de maneira proporcional, conforme a temperatura. 
Cada substância possui uma curva de solubilidade própria para um 
determinado solvente. 
A variação de solubilidade é considerada linear quando não está sob influência 
da temperatura. Para conhecer a variação é preciso observar a curva de solubilidade. 
 
https://www.todamateria.com.br/coeficiente-de-solubilidade/
 
 
 
 
Fonte: https://cursoenemgratuito.com.br/solubilidade/ 
 
No gráfico, a curva de solubilidade demonstra que a solução é: 
• Saturada: quando o ponto está sobre a curva de solubilidade. 
 
• Insaturada: quando o ponto está abaixo da curva de solubilidade. 
 
• Saturada homogênea: quando o ponto está acima da curva de solubilidade. 
 
AULA 3 ROTEIRO 2 – CINÉTICA QUÍMICA: EFEITOS DA SUPERFÍCIE DE 
CONTATO, TEMPERATURA E CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DE REAÇÃO. 
É a parte da química que estuda a velocidade de uma reação química e os 
fatores que a influenciam. 
VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO 
A maior ou menor rapidez (velocidade) com que uma reação ocorre é calculada 
pela relação entre a quantidade de um reagente (ou produto) que é consumido (ou 
produzido) e o intervalo de tempo gasto para isto. Normalmente está velocidade é uma 
velocidade média. 
https://cursoenemgratuito.com.br/solubilidade/
 
 
 
As quantidades das substâncias são medidas em mol/L, massas, volumes 
(gases), etc., enquanto o intervalo de tempo pode ser dado em segundos, minutos ou 
horas. 
A velocidade média é expressa então por: 
Vm = variação da concentração 
 Intervalo de tempo 
 
A velocidade média de consumo ou produção de uma substância não é 
constante durante a reação: 
a) Para uma substância que está sendo consumida, ela é máxima no início da 
reação e mínima no final. 
b) Para uma substância que está sendo produzida, seu valor é mínimo no início da 
reação e máximo no final. 
A velocidade média de todas as substâncias que fazem parte de uma reação nem 
sempre é a mesma, num mesmo instante, estes valores estão relacionados com os 
seus respectivos coeficientes estequiométricos. 
FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
TEORIA DAS COLISÕES. 
Quando as substâncias reagentes estão em contato, irão ocorrer colisões entre 
suas moléculas, e parte destas colisões, dependendo de sua orientação e energia, 
poderão originar produtos. 
Se as colisões entre as moléculas reagentes não formarem novas substâncias, 
serão COLISÕES NÃO-EFETIVA ou NÃO-EFICAZES. 
 
 
 
Fonte:https://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/ 
https://blog.maxieduca.com.br/cinetica-quimica-reacoes/
 
 
 
 
De acordo com a teoria das colisões pode-se afirmar que a velocidade de uma 
reação depende: 
► Da frequência das colisões. 
► Da energia das colisões. 
► Da orientação das moléculas nas colisões. 
A frequência e a energia das colisões são afetadas pelos fatores: 
► Estado particular (sólido, líquido ou gasoso) em que se encontram os reagentes. 
► Temperatura em que se realiza a reação. 
► Eletricidade. 
► Luz. 
► Pressão. 
► Catalisadores. 
► Concentração dos reagentes. 
 
ESTADO PARTICULAR DOS REAGENTES 
No que se refere aos sólidos, quanto mais pulverizados estiverem os reagentes, mais 
rápida é a reação. 
No que se refere ao estado físico dos reagentes, os gases reagem melhor que os 
líquidos, e estes, melhor que os sólidos. 
 
TEMPERATURA EM QUE SE REALIZA A REAÇÃO 
Um aumento da temperatura aumenta a frequência e a energia das colisões entre os 
reagentes, como consequência, o número de colisões efetivas e a velocidade da 
reação aumentam. 
 
ELETRICIDADE 
A energia elétrica pode ser usada para aumentar a energia cinética das moléculas e, 
em função disto aumentar a velocidade da reação. É o que ocorre nos motores dos 
automóveis onde a faísca elétrica provoca a combustão da gasolina. 
 
 
 
 
 
 
LUZ 
A luz provoca algumas reações denominadas de REAÇÕES FOTOQUÍMICAS. As 
principais são: Fotossíntese, decomposição da água oxigenada em água e oxigênio. 
 
PRESSÃO 
Nas reações com gases a pressão altera o número de colisões. 
 
CATALISADORES 
É uma substância que diminui a energia de ativação de uma reação aumentando assim 
a sua velocidade. Os catalisadores não são consumidos durante a reação 
 
CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES 
Um aumento da concentração dos reagentes numa solução acarretará no aumento do 
número de colisões e, em consequência, um aumento da velocidade da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
AULA 1 – ROTEIRO 1 - SOLUBILIDADE DE SOLUÇÕES: CARACTERIZAÇÃO 
DE SOLUÇÕES INSATURADAS, SATURADAS E SUPERSATURADAS. 
Objetivo: Avaliar a solubilidade de sais em meio aquoso através da 
determinação de soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas. 
Procedimento Experimental 
1.1 Soluções de tiossulfato de sódio 
Parte A: Preparo e Avaliação de Soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas. 
a. Adicionar 5 mL de água destilada em três tubos de ensaio previamente 
identificados (A, B e C). 
 
Tubo B Tubo C Tubo A 
 
 
 
 
 
 
c. Pesar em balança semi-analítica as seguintes massas de tiossulfato de sódio 
Na2S2O3: 
m1 Na2S2O3 = 1,500g; Insaturado 
m2 Na2S2O3 = 3,505g; Saturado 
m3 Na2S2O3 = 7,000g. Super saturado 
 
d. Transferir, respectivamente, as massas pesadas para os tubos A, B e C. 
 
Tubo A Tubo B Tubo C 
 
 
e. Manter os tubos em banho de água gelada à 20°C, por 5 minutos. 
 
f. Agitar e verificar se ocorreu dissolução completa do sal. 
5 mL de H2O 5 mL de H2O 
 
5 mL de H2O 
 
b. Manter os três tubos em 
banho à 20ºC. 
Na2S2O3 = 1,500g Na2S2O3 = 3,505g 
 
 Na2S2O3 = 7,000g 
 
Banho de gelo ou 
água gelada 
 
 
 
 
g. Adicionar o equivalente a ponta de espátula de tiossulfato de sódio nos três tubos 
de ensaio e analise se ocorreu alguma alteração físico-química na solução. Não se 
esqueça de agitar o tubo de ensaio. 
 
Tubo A Tubo B Tubo C 
 
 
1.2 Soluções de cloreto de amônio (NH4Cl). 
a. Adicionar 5 mL de água destilada em três tubos de ensaio previamente identificados 
(A, B e C). 
 
 Tubo D Tubo E Tubo Fc. Pesar em balança semi-analítica as seguintes massas de tiossulfato de sódio NH4Cl: 
m1 NH4Cl = 0,500g; Insaturado 
m2 NH4Cl = 2,290g; Saturado 
m3 NH4Cl = 5,000g. Super saturado 
 
d. Transferir, respectivamente, as massas pesadas para os tubos D, E e F. 
 
Tubo D Tubo E Tubo F 
 
 
 
e. Agitar e verificar se ocorreu dissolução completa do sal. 
 
f. Manter os tubos em banho-maria à 40°C, por 5 minutos. 
o equivalente a 
ponta de espátula 
de Na2S2O3 
o equivalente a 
ponta de espátula 
de Na2S2O3 
 
o equivalente a ponta 
de espátula de 
Na2S2O3 
 
5 mL de H2O 5 mL de H2O 
 
5 mL de H2O 
 
b. Manter os três tubos 
em banho à 40ºC. 
NH4Cl = 0,500g 
NH4Cl = 2,290g 
 
 NH4Cl = 5,000g 
 
 
 
 
 
g. Adicionar o equivalente a ponta de espátula de NH4Cl nos três tubos de ensaio e 
analise se ocorreu alguma alteração físico-química na solução. Não se esqueça de 
agitar o tubo de ensaio. 
 
Tubo D Tubo E Tubo F 
 
 
 
 
1.3 Avaliação da saturação do sobrenadante em soluções supersaturadas de 
NH4Cl. 
 
Parte A. Teste de saturação do sobrenadante para o NH4Cl. 
 
a. Com auxílio de pipeta Pasteur retire o sobrenadante observado na solução 
supersaturada de NH4Cl (Tubo F). 
 
 
 Tubo F 
 
b. Transfira o sobrenadante coletado para um novo tubo de ensaio (seco e limpo). 
Identifique o tubo de ensaio como G. 
 
 Tubo G 
 
 
 
c. Adicione a ponta de espátula de NH4Cl ao tubo G e verifique se ocorreu 
dissolução ou se foi formado corpo de fundo. Mantenha o tubo G no banho a 
40ºC. 
 
 Tubo G 
 
O equivalente a ponta 
de espátula de NH4Cl 
O equivalente a ponta 
de espátula de NH4Cl 
 
O equivalente a 
ponta de espátula de 
NH4Cl 
 
NH4Cl 
 
 
 
d. Retire o tubo G do banho de aquecimento e leve para um banho de gelo por 5 
minutos. Observe o resultado. 
 
 
 
 
Parte B. Diferencie o corpo de fundo observado em soluções supersaturadas de um 
precipitado. 
Na temperatura ambiente obteve corpo areado 
Na água quente dissolveu total 
Na água gelada ele ficou com precipitado flocado 
 
QUESTÕES 
1.1 Soluções de tiossulfato de sódio 
1- Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade para Na2S2O3 é igual a 70,1 g/100 
g a 20 ºC, como poderemos caracterizar as três soluções preparadas (tubos A, 
B e C)? Demonstre os cálculos. 
 
VH2O = 5ml = 5g 100g H2O ------------70,1g 
dH2O = 1g/ml 5g H2O --------------- x 
 x = 3,505g Na2S2O3 
 
 
 
2- Equacione o equilíbrio de solubilidade referente a esta solução de Na2S2O3. 
 
 Na2+S2O3 2Na+ + (S2O3)2- 
 
Banho de gelo 
 
 
 
3- Tendo em vista que a solubilidade do Na2S2O3 corresponde a 0,2255 mol.L-1, 
determine qual será a concentração de íons de sódio (Na+) presentes em uma 
solução saturada desse sal. 
Na2S2O3 = 0,2255 mol/L 
 Na2+S2O3 2Na+ + (S2O3)2- 
 Produto 2 íons íon 
 1 mol 2 mols 1 mol 
 0,255 mol 0,451 mol 0,2255 mol 
 
4- Determine a constante de equilíbrio de solubilidade (KPS) para o Na2S2O3. 
 
Na2+S2O3 2Na+ + (S2O3)2- 
KPS = [Na]+2 [S2O3]-2 
KPS = [0,451]2 x [0,2255] 
KPS = 0,2034 x 0,2255 
KPS = 0,04587 
KPS = 4,587.10-2 
1.2 Soluções de cloreto de amônio (NH4Cl) 
1- Sabendo-se que o coeficiente de solubilidade para NH4Cl é igual a 45,8/100 g 
a 40ºC, como poderemos caracterizar as três soluções preparadas (tubos D, E 
e F)? Demonstre os cálculos. 
V = 5ml H2O = 5g H2O 
100g H2O ------ 45,8g NH4Cl 
5g H2O ----------- x 
X = 2,29g NH4Cl/5g H2O 
Saturada 
2 – Equacione o equilíbrio de solubilidade referente a essa solução de NH4Cl. 
NH4Cl NH4+ + Cl- 
 
 
 
 
AULA 3 ROTEIRO 2 – CINÉTICA QUÍMICA: EFEITOS DA SUPERFÍCIE DE 
CONTATO, TEMPERATURA E CONCENTRAÇÃO NA VELOCIDADE DE REAÇÃO. 
Objetivo: 
Avaliar a influência da superfície de contato e temperatura na velocidade de dissolução 
de um comprimido. Avaliar a influência da força do eletrólito sobre a velocidade de 
reação. 
Procedimento Experimental 
Parte I: Influência Superfície de Contato sobre a velocidade de reação 
1. Com auxílio de caneta para marcação em vidro, nomeie dois béqueres como: 
Teste 1 e Teste 2. 
2. Adicionar, com auxílio de uma proveta, 50 mL de água destilada a cada béquer 
nomeado. (Figura abaixo). 
 
 
 
3. Pesar, separadamente, os dois comprimidos efervescentes. 
Massa do comprimido efervescente 1 = 2,15g 
Massa do comprimido efervescente 2 = 2,15g (triturado) 
Zerar o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de dissolução do 
comprimido efervescente. 
 
 
 
 Teste 1 Teste 2 
50 mL de água 
destilada 
50 mL de água 
destilada 
 
 
 
 
 
4. Ao béquer indicado como “Teste 1”, adicionar um comprimido inteiro tomando o 
cuidado de acionar o cronômetro no momento da sua adição ao béquer. Marcar o 
tempo 
 
 
 
 Vm = 2,15 g = 0,043 g/s 
 50s 
 
5. Triturar em almofariz com pistilo, o comprimido 2 efervescente. 
 
 
 
 
 
6. Ao béquer indicado como “Teste 2”, adicionar todo o comprimido efervescente 
triturado tomando o cuidado de acionar o cronômetro no momento da sua adição 
ao béquer. Marcar o tempo 
 
 
 
 Vm = 2,15 g = 0,086 g/s 
 25s 
 
 
 
 
 
 
 Comprimido 2 (TRITURADO) 
 Comprimido 1 (INTEIRO) 
Teste 2 
 Teste 1 
Tempo gasto para dissolver o comprimido = 25s 
Tempo gasto para dissolver o comprimido = 50s 
 
 
 
 
 
Parte II: Influência da Temperatura sobre a velocidade de reação 
 
1. Com auxílio de caneta para marcação em vidro, nomeie dois béqueres como: 
Teste 3 e Teste 4. 
 
 
 
 
 
2. Pesar, separadamente, os dois comprimidos efervescentes. 
Massa do comprimido efervescente 1 = 2,50 g 
Massa do comprimido efervescente 2 = 2,50 g 
3. Zerar o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de dissolução do 
comprimido efervescente. 
 
4. Adicionar um comprimido inteiro tomando o cuidado de acionar o cronômetro 
no momento da sua adição à água destilada gelada. 
 
 
 
 Vm H2O gelada = 2,50g =0,045 g/s 
 55s 
 
 
5. Travar a cronometragem quando todo o comprimido tiver se dissolvido e anotar 
o tempo (segundos). 
 
 Teste 3 
Tempo gasto para dissolver ocomprimido = 55s 
Teste 3 Teste 4 
50 mL de água 
destilada (GELADA). 
Anotar a temperatura 
da água gelada = 20 °C 
50 mL de água destilada 
fervente. Anotar a 
temperatura da água 
quente = 100 °C 
 
 Comprimido 1 (INTEIRO) 
 
 
 
6. Zerar o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de dissolução do 
comprimido efervescente. 
 
 
 
7. Adicionar um comprimido inteiro tomando o cuidado de acionar o cronômetro 
no momento da sua adição à ÁGUA DESTILADA FERVENTE. 
 
 
 
 
 Vm H2O quente = 2,50g =0,166 g/s 
 15s 
8. Travar a cronometragem quando todo o comprimido tiver se dissolvido e anotar 
o tempo (segundos). 
 
Parte III: Influência do tipo de eletrólito (reagente) sobre a velocidade de reação 
 
1. Com auxílio de caneta para marcação em vidro, nomeie 2 tubos de ensaio 
como: Forte e Fraco. 
 
 
 
 
2. Zerar o cronômetro para iniciar a contagem do tempo de reação. 
 
3. Adicione ao tubo “Forte” fragmentos de pó de carbonato de cálcio e acione o 
cronometro. Ocorrerá liberação de gás durante a reação. 
 
 
 
 Teste 4 
Tempo gasto para dissolver o comprimido = 15s 
 Comprimido 2 (INTEIRO) 
 Forte Fraco 
Adicionar 2 mL de 
ácido clorídrico (HCl) 
5 M 
Adicionar 2 mL de ácido 
acético (CH3COOH) 5 M 
 
 Forte 
Adicionar fragmentos de pó 
de carbonato de cálcio. 
Tempo = 6s 
 
 
 
 
4. Trave o cronômetro no momento que for interrompida a liberação de gás e 
anotar o tempo (segundos). 
 
5. Repetir o procedimento para o tubo “Fraco”. 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
 
USBERCO, J. SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 
2002. 
 
FELTRE, R. Química: volume 2. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004. p. 151. 
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
 
FONSECA, M. R. M. Completamente química: físico-química. São Paulo: FTD, 
2001. 
 
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007. 
 
BACCAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 3. ed. São Paulo: 
Edgard Blucher, 2001. 
 Fraco 
Adicionar fragmentos de pó 
de carbonato de cálcio. 
Tempo =10s 
 
 
 
 
 
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