Relatorio Aula Pratica Fisico Quimica

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CURSO: FARMACIA DISCIPLINA: FÍSICO QUIMICA 
 
 
 
 
 
 
 
NOME DO ALUNO: GILMAR MARQUES RA: 2132203 
 
 
 
 
 
 
 
POLO: ERCÍLIA 
 
DATA: 09/04/2022 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Apresentados e discutidos vários aspectos importantes na abordagem do 
tema equilíbrio químico. O primeiro deles é que o princípio de Le Chatelier é a 
ferramenta, quase que exclusiva, para prever possíveis alterações em sistemas 
em equilíbrio químico. Do ponto de vista histórico, foram encontrados alguns 
aspectos que contribuem para este “status” do princípio de Le Chatelier como, 
por exemplo, o de constituir o princípio um enunciado relativamente simples e a 
crença de que o mesmo tem um caráter universal e infalível. Isto proporcionando 
uma grande popularidade ao princípio no ensino de química até os dias atuais, 
embora tenha acarretado uma série de consequências indesejáveis ao 
entendimento da completa e correta natureza do tema. 
Há três tipos soluções que podemos preparar quanto à saturação, que 
são: insaturada, saturada e supersaturada. Soluções insaturadas ou não 
saturadas: são aquelas em que o ajuntamento de soluto diluído ainda não 
chegou ao coeficiente de solubilidade, então sendo assim se quisermos diluir 
mais o soluto isso será aceitável. 
Soluções saturadas são aquelas que chegaram exatamente o coeficiente 
de solubilidade. Se compormos 50g de sal em 100 g de água a 20ºC, notaremos 
que os 36g irão se diluir e o restante (14g) irá precipitar, formando corpo de 
fundo. Nesse caso teremos então uma solução saturada com corpo de fundo. 
Então se desejarmos apenas a solução saturada, basta realizar uma filtração 
simples para separar o precipitado da solução saturada. Soluções 
supersaturadas têm mais soluto diluído do que seria possível em condições 
normais. Por exemplo se apanharmos a solução saturada com corpo de fundo, 
citada anteriormente, que possui 36g de sal dissolvidos e 14 g no corpo de fundo, 
e a esquentarmos, observaremos que os 14 g que estavam precipitados irão se 
dissolver. Isso ocorre porque com o aumento da temperatura o coeficiente de 
solubilidade, nesse e na maioria dos casos, também aumenta. Posteriormente, 
deixamos essa solução em descanso para que volte à temperatura de início, que 
era de 20°C. Fazendo isso, os 50g permanecem dissolvidos na água. Desse 
modo, haverá mais soluto dissolvido (50g) do que deveria ter (36g) naquela 
temperatura e pressão. Essa situação então é solução supersaturada. 
Então esse tipo de solução é extremamente instável e homogeneizando ou 
 
 
adicionando a ela um pequeno cristal de NaCl, ocorrerá a precipitação dos 14 g 
de sal. 
Solubilidade é a característica das substâncias de se diluir, ou não em um 
determinado líquido. Chamamos de soluto os compostos químicos que se diluem 
em outra substância e de solvente a substância em que o soluto será diluído 
para assim formar um novo produto. A capacidade de solubilidade química de 
uma determinada substância contida a alteração de temperatura não é linear. A 
alteração da capacidade de solubilidade em função da temperatura, e chamada 
de curva de solubilidade. A maior parte dos conteúdos sólidos tem o seu 
coeficiente de solubilidade aumentado com o aumento da temperatura. Sendo 
assim a solubilidade de cada material acontece proporcionalmente, conforme a 
temperatura. Toda substância possui uma curva de solubilidade própria para 
determinado solvente. O gráfico, demonstra a curva de solubilidade e amostra 
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. Colóides são 
soluções coloidais ou sistema coloidal são misturas que oferecem um aspecto 
de solução homogênea e na realidade eles são misturas heterogêneas. 
Os colóides não conseguimos ver a olho nu, a alteração das misturas 
coloidais da para ser vista através de microscópio. Temos diversos tipos de 
exemplos de colóides, tais como: creme, hidratante, iogurte, sangue, geléia. Por 
isso tem diversos produtos que tem notificação na embalagem que precisa ser 
agitado antes de ser usado. Isso deve ser realizado para unir as partículas 
coloidais. A Cinética Química analisa a velocidade em que uma reação química 
acontece. A cinética química analisa as condições e os fatores que podem 
mudar a velocidade das reações químicas. Equilíbrio químico é o que analisa 
toda e qualquer reação reversível, em que exista duas reações aceitáveis, uma 
direta (em que os reagentes se transformam em produtos) e uma inversa (em 
que os produtos se transformam em reagentes). Essas reações apresentam a 
mesma velocidade. 
O fenômeno analisado em sistemas em equilíbrio químico, em que uma 
excitação beneficia o sentido de compensar a alteração imposta, tem o nome de 
princípio de Le Chatelier. Os principais fatores que fazem ter o deslocamento no 
equilíbrio químico é a concentração dos reagentes da reação, pressão e 
 
 
temperatura. Princípio de Le Chatelier: quando se concentra uma força em um 
sistema em equilíbrio, ele pretende a se reajustar no sentido de suavizar os 
efeitos dessa força. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula 1 Roteiro 1 – Solubilidade de Soluções: Caracterização de Soluções, 
Insaturadas, Saturadas, Supersaturadas. 
Nesta aula tivemos por desígnio medir a solubilidade de sais em meio a 
aquoso através da resolução de soluções insaturadas, saturadas e 
supersaturadas. 
Procedimento Experimental 
Soluções de tiossulfato de sódio. 
Parte A: Preparo e Avaliação de soluções insaturadas, saturadas e 
supersaturadas. 
Nesta aula pegamos 3 tubos de ensaio e os identificamos com A, B, C. Pesamos 
na balança analítica 1,500g; 3,505g; 7,000g de tiossulfato de sódio e 
transferimos para os tubos e colocamos os tubos em banho á 20°C.Após esse 
tempo agitamos sucessivamente os tubos e verificamos oque aconteceu. 
Observamos que a solução dos tubos foi: 
A – Insaturada. 
B – Saturada- limite de solubilidade. C – Saturada com corpo de fundo 
C – Saturada com corpo de fundo 
Solução de sulfato de cloreto de amônia (NH₄Cℓ). 
Neste procedimento separamos três tubos de ensaio e os identificamos como 
tubo D, E e F e adicionamos em cada um sucessivamente 5 ml de água destilada. 
Pesamos na balança semi-analítica0,500g, 2,290g e 5,000g de cloreto de 
amônio e logo após a pesagem colocamos nos tubos identificados e os agitamos 
e colocamos em banho a temperatura de 40°c para observarmos se houve 
completa dissolução do sal. O resultado foi: 
Tubo D – Total dissolução do soluto 
Tubo E – Saturado com corpo de fundo 
Tubo F – o soluto não dissolveu totalmente restando corpo de fundo. 
Parte A. Teste de saturação do sobrenadante o NH₄Cℓ. 
Neste procedimento com o auxílio de uma pipeta Pasteur retiramos o 
sobrenadante notado na solução supersaturada de NH₄Cℓ do tubo F, e 
transferimos para um novo tubo demarcado com tubo G. Adicionamos uma 
pontinha de espátula de NH₄Cℓ ao tubo G e verificamos se houve dissolução 
total do soluto ou se restou corpo de fundo.Colocamos o tubo G em banho a 
40°C por 5 minutos e logo após o banho de aquecimento colocamos em um 
 
 
banho com gelo por 5 minutos e observamos após esse tempoo soluto não se 
dissolveu e restou corpo de fundo. 
Parte B. Questões 
Diferencie o corpo de fundo observado em soluções supersaturadas de um 
precipitado. 
R: No fundo do tubo de ensaio formou-se precipitado endurecido e com grânulos. 
Indique o que ocorrerá com a solução supersaturada de NH₄Cℓ caso se promova 
um aumento da temperatura de 40°C para 60°C. 
R: 40°C Houve diminuição de corpo de fundo / 60°C Ocorreu a solubilizaçãoe o 
corpo de fundo desapareceu. 
Aula 1 – Roteiro – 2 – Solubilidade de Soluções: Curva de Solubilidade 
Nesta aula tivemos por desígnio montar curvas de solubilidade para assim 
podemos estimar-se a influência da temperatura sobre a solubilidade das 
soluções salinas. 
Procedimento Experimental. 
Parte A. construção da curva de solubilidade. 
Nesta aula identificamos 8 tubos graduados de 1 a 8 e adicionamos aos tubos 
correspondente as massas de NH₄Cℓ e água destilada conforme recomendada 
em uma tabela descrita no roteiro a qual foi: 
Tubo 1 – 3,00 mNH₄Cℓ e 10V (mL) de água destilada. 
Tubo 2 – 4,58 m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 3 – 5,20 m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 4 – 5,52 de m NH₄Cℓ e 10 V ( mL) de água destilada. 
Tubo 5 –6,00 de m NH₄Cℓ e 10 V ( mL) de água destilada. 
Tubo 6 – 6,56 de m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 7 – 7,00 de m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 8 – 8,00 de m NH₄Cℓ e V (mL) de água destilada. 
Colocamos os tubos em uma estante e levamos para o banho de aquecimento 
inicialmente á 20°C e deixamos por 2 minutos e após esse tempo agitamos os 
tubos e verificamos a condição de solubilidade de cada um. Após esse processo 
elevamos o grau de temperatura do banho para 40°C, e deixamos por 2 minutos 
e agitamos o tubo e verificamos a condição de solubilidade de cada um. Após 
esse processo elevamos a temperatura á 60°C e deixamos em banho de 
 
 
aquecimento por 2 minutos, agitamos o tubo e verificamos a condição de 
solubilidade de cada um. E na sequência elevamos a temperatura a 80°C 
aguardamos o tempo para se atingir a temperatura e após agitamos o tubo e 
verificamos a condição de solubilidade de cada um. 
O Resultado desse experimento esta descrito na tabela abaixo: 
Tubo 20°C 40°C 60°C 80°C 
1 Dissolveu Precipitou 
2 Precipitou Dissolveu 
3 Precipitou Precipitou Precipitou Dissolveu 
4 Precipitou Precipitou Precipitou 
5 Precipitou Precipitou 
6 Precipitou Precipitou 
7 Precipitou Precipitou 
8 Precipitou Precipitou 
 
Parte B 
Construir a curva de solubilidade em papel milimetrado, e comparar os 
resultados obtidos com a curva de solubilidade teórica obtida para o KNO 3 
 
Figura 1: Curva de solubilidade do Cloreto de amônio (Eixo X – Temperatura ºC), (Eixo Y – 
Solubilidade (g/100g de H2O) 
Aula 2 – Roteiro -1 – Preparo e Caracterização de Coloides (Gel e 
Emulsão) 
Parte A. Preparo da fase aquosa (gel) – 100 ml 
Reagentes – carboximetilcelulose sódica (CMC)...1,0g, 
15
17
19
21
23
25
27
29
40 50 60 70 80 90 100
So
lu
b
ili
d
ad
e
 e
m
 g
/1
0
0
g 
H
2O
Temperatura em ºC
Curva de Solubilidade do Cloreto de Amônio
 
 
Metilparabeno (Nipagin)...0,180g, 
Água destilada 98,82mL. 
Nesta aula em um béquer adicionamos toda á água destiladada procedimento, 
na sequência adicionamos o Metilparabeno (Nipagin) e levamos para aquecer 
em chapa até o Metilparabeno ser totalmente solubilizado. Retiramos do 
aquecimento e pulverizamos o CMC aos pouquinhos sem para de mexer com a 
ajuda do bastão de vidro. O resultado foi: 
Estado físico do gel: Sólido 
Homogeneidade: Sim 
Coloração: Transparente 
pH: 7.2 
Neste procedimento obtivemos um gel disperso sólido e dispersante líquido. Um 
exemplo é a géléia. 
Parte B. Preparo da fase orgânica – 100 mL. 
Reagentes 
Óleo Mineral – 97 mL 
Polisorbato 80 (Tween 80) – 3g Parte 
C. Preparo da Emulsão 
Nesse procedimento adicionamos todo o óleo mineral do procedimento e o 
Polisorbato 80 o qual é um estabilizante e emulsificante largamenteutilizado na 
indústria de cosméticos, analisando um ingrediente de alto rendimento e um 
emulsificante não iônico, o polisorbato permite que os cosméticos se mantenham 
da melhor forma possível para quem for utiliza-lo. Seu principal uso é para 
homogeneizar soluções onde convivem óleo e água. Dessa forma, a aplicação 
do produto gera uma mistura uniforme e estável, impedindo que as substâncias 
se afastem com o tempo e prejudiquem a qualidade do produto produzido. 
Parte D. Caracterização físico-química do gel e emulsão. 
1 Avaliação organolética do gel 
Estado físico - líquido Homogeneidade – sim 
Transparência – transparente Coloração - transparente 
Odor – Característico de gel 
2 Avaliação organolética da emulsão 
Estado físico – líquido Homogeneidade – sim 
Transparência –opaco 
 
 
Coloração – branco 
Odor – o cheiro foi sem um ponto característico 
Avaliação do pH. 
Gel -7 
Emulsão – 6,6 
Estabilidade -gel –sim 
Emulsão – não 
Aula 3 - roteiro 1- Preparo de soluções com Diferentes Concentração. 
Preparo de soluções utilizando os cálculos de concentração ampliados nas aulas 
teóricas (título, molaridade e normalidade) e sobrepor normas de boas práticas 
em laboratório para reduzir erros gerados pela utilização incorreta de balanças 
e vidrarias. 
Procedimento 
Parte 1: Preparo de Solução de cloreto de sódio 5%. 
Nesta aula preparamos 50 ml de uma solução de NaCl 5%. Mas antes efetuamos 
o cálculo para determinar a massa NaCl, a qual foi pesada na balança semi – 
analítica. Antes da pesagem a balança foi calibrada e na sequência efetuamos 
a pesagem do soluto (NaCl). Após essa etapa transferimos a quantidade para 
um balão volumétrico e adicionamos um volume de água suficiente para a 
dissolução completa de soluto. Adicionamos água destilada e ajustamos o misco 
com o auxílio de uma pipeta Pasteur. Identificamos o frasco conforme orientação 
do professor. 
Cálculo da massa NaCl foi 2.5gr 
Anotações sobre o preparo das soluções NaCl 5% 
NaCl é bem solúvel em água 
Todos os passos do preparo devem ser seguidos na sequência 
Deve-se tomar todos os cuidados com a balança, transferência do sal e ervas 
experimentais. 
Parte 2: Preparo de solução NaOH 0,10M 
Neste procedimento preparamos 50ML de uma solução de hidróxido de sódio 
0,10 molar ( 0,10mol/L. Mas para o procedimento ser realizado efetuamos o 
calculo necessário para determinar a massa NaOH (MM=40 g.mol-1) a qual 
pesamos na balança semi-analítica. Utilizamos os equipamentos corretos para 
execução do procedimento, a balança foi calibrada para assim a pesagem do 
 
 
soluto (NaOH) ser correta. Após a pesagem transferimos quantitativamente para 
um balão volumétrico de 50 mL e adicionamos aproximadamente 60% do volume 
total desejada de solução, promovemos a dissolução adequada do soluto. 
Completamos o volume do balão volumétrico com água destilada até ajustarmos 
o menisco, o qual foi ajustado com a ajuda de uma pipeta Pasteur. Identificamos 
o frasco conforme orientação do professor. 
Cálculo da massa de NaOh, foi 0,2gr 
Parte 3. Preparo de Solução H₂SO₄ 0,2N 
Preparamos uma solução de 50mL de ácido sulfúrico 0,5 normal (0,2N). Para o 
preparo procedemos da seguinte maneira: 
Efetuamos o cálculo para obtermos a massa de H₂SO₄(MM98g.mol-1) 
necessário para o preparo da solução: M=0,49g. O ácido sulfúrico é um reagente 
líquido, de densidade 1,84 g.mL-1, obtenha o volume de ácido sulfúrico a ser 
pipetado em capela V=0,27ml. Utilizamos os equipamentos necessários para a 
proteção individual, e assim efetuamos a pipetagem correta do soluto (H₂SO₄) 
em capela, e na sequência transferimos para um béquer contendo 25mL de 
água. Transferimos quantitativamente para um balão volumétrico de 50 mL e 
completamos o seu volume até atingir o menisco com ajuda de uma pipeta 
Pasteur. 
O cálculo da massa de H₂SO₄ foi 0,49gr 
O cálculo do volume de H₂SO₄ foi 0,27ml ou 270ml 
Aula 3 – Roteiro 2 – Cinética Química: Efeitos da Superfície de Contato, 
Temperatura e Concentração na Velocidade de Reação 
Nesta aula avaliamos a influência de contato e temperatura na velocidade 
de dissolução de um comprimido. Avaliamos a influência da força dp eletrólito 
sobre a velocidade de reação. 
Procedimento Experimental 
Parte l: Influência Superfície de contato sobre a velocidade de reação. 
 Neste procedimento primeirodemarcamos dois béqueres como Teste1 e Teste 
2, e adicionamos com a ajuda de uma proveta 50mL de água destilada a cada 
béquer demarcado. Pesamos dois comprimidos efervescentes e separamos um 
para cada teste. No béquer 1 adicionamos um comprimido inteiro o qual obteve 
o peso de 394mg e acionamos um cronômetro no momento em que colocamos 
ao béquer com a água destilada e travamos o cronômetro assim que o 
 
 
comprimido terminou de ser dissolvido. 
Na sequência trituramos o segundo comprimido efervescente que obteve a peso 
de 396mg e no béquer demarcado como teste 2 já contendo 80 ml de água 
destilada adicionamos todos o comprimido triturado e assim, no momento que 
que estávamos adicionando ligamos o cronometro e travamos assim que o 
comprimido terminou de ser dissolvido. 
Comparando os dois resultados chegamos a conclusão que quanto maior a 
superfície de contato maior a velocidade da reação química, ou seja quanto mais 
triturado o material maior a velocidade das reações devido ao maior número de 
choques efetivos. 
1 Comprimido – 3.96 – Tempo 1.05 
2 Comprimido – 4.01 – Tempo 43.10 
3 Comprimido – 3.98 – Tempo 1.47 
4 Comprimido – 4.00 – Tempo 40.55 
Parte ll: Influência da Temperatura sobre a velocidade de reação. 
Neste procedimento com demarcamos dois béqueres com teste 3 e teste . 
Pesamos separadamente dois comprimidos efervescentes. No béquer 
demarcado como teste 3 com o auxílio de uma proveta adicionamos 50mL de 
água destilada “gelada” e adicionamos o comprimido efervescente que obteve o 
peso de 392mg e assim que estávamos adicionando ligamos o cronometro e 
travamos quando o comprimido terminou de ser dissolvido. 
Na sequência no béquer demarcado como teste 4 adicionamos com o auxílio de 
uma proveta 50mL de água destilada fervente. Colocamos o comprimido 
efervescente quemobteve o peso de 398mg e assim que colocamos acionamos 
o cronômetro e travamos quando o comprimido terminou de ser dissolvido. 
Comparando os dois resultados chegou a conclusão que quanto maior for a 
temperatura, maior a energia cinética das partículas e maior as quantidades e 
intensidades dos choques efetivos, portanto maior a velocidade das reações 
químicas. 
Parte III. Influência do tipo de eletrólito ( reagente) sobre a velocidade de reação. 
Neste experimento demarcamos 2 tubos de ensaio como Forte e Fraco. No tubo 
“Forte” adicionamos 2mL de ácido clorídrico (HCl6M) e no tubo demarcado como 
“Fraco” adicionamos2mL de ácido acético. No tubo forte adicionamos 
fragmentos de corante ( pó de carbonato de cálcio)acionamos o cronometro e 
 
 
travamos no momento que terminou a liberação de gás. Repetimos o mesmo 
processo no tubo demarcado como “Fraco” e só travamos o cronometro quando 
também terminou a liberação de gás 
O Resultado dos teste foi o seguinte: 
FORTE – 30 Srgundos 
FRACO - O tempo de dissolução foi de 3 minutos. Comparando os dois tempos 
a respeito da influência da força sobre a velocidade de reação vai ser mais 
rápida quando o eletrólito for mais forte. 
Aula 4 – Roteiro 1 – Equilíbrio Químico: Lei de Le Chatelier 
O objetivo dessa aula é comparar, experimentalmente, o Princípio de Le 
Chatelier analisando o deslocamento do Equilíbrio da reação Fe³+/ SCN-1. 
Procedimento Experimental 
Nesta aula transferimos para um béquer 80mL de água destilada e adicionamos 
3 gotas de solução saturada FeCl3 e agitamos com a ajuda de um bastão de 
vidro. Nomeamos esse béquer com “solução padrão”. Na sequência 
enumeramos 5 tubos de ensaio (1 a 5) e transferimos 15mL da “solução padrão” 
para cada tubo de ensaio. Adicionamos ao tubo 2, pequena quantidade de 
NH4Cl sólido, agitamos até a homogeneização e então comparamos a cor dessa 
solução com a cor da solução do tubo 1. Adicionamos ao tubo 3 duas gotas de 
solução saturada FeCl3, agitamos até a homogeneização e comparamos a cor 
da solução com a cor da solução do tubo 1. Adicionamos ao tubo 4 duas gotas 
de solução saturada NH4SCN, agitamos até a homogeneização e comparamos 
a solução com a solução do tubo 1. Levamos o tubo 5 para aquecimento em 
banho de aquecimento a 60°C por alguns segundos e verificamos se houve 
alteração na cor da solução comparada ao tubo 1. 
No tubo 5, o aquecimento causou leve clareamento na solução, indicando um 
deslocamento do equilíbrio no sentido dos reagentes. Quando o calor não 
favorece a formação de produtos e, portanto, dificulta a reação, é um indicativo 
de que essa reação é exotérmica. 
O resultado obtido para cada tudo foi que no tubo 2, os ânions cloreto do NH4Cl 
reagem com o ferro do tiocianato, desenvolvendo um novo abstruso que desloca 
a reação no sentido dos reagentes, resultando visualmente num clareamento da 
solução. Nos tubos 3 e 4, fica percebível o escurecimento de ambas as soluções: 
a adição de cloreto férrico (FeCL3) em 3, e tiocianato de amônio (NH4SCN) em 
 
 
4, satura cada sistema com os respectivos reagentes. Isso leva o sistema a 
buscar um novo equilíbrio e reduzir esse exagero de reagentes, aumentando a 
concentração de produtos e deslocando a reação nesse sentido, procedendo em 
seu escurecimento. Esse fenômeno pode ser explicado por uma aplicação da 
Lei de Le Chatelier chamada efeito do íon comum. O efeito do íon comum "é o 
deslocamento do equilíbrio causado pela adição de um composto que tem um 
íon comum com a substância dissolvida" (CHANG et al., 2013). 
Questão 
Discuta os resultados obtidos relacionando-os com a reação de equilíbrio 
envolvida e o princípio de Le Chatelier. 
1 – Vermelho 
2 – Laranja 
3- Vinho 
4 – Vinho 
5 Laranja 
O calor favorece formar reagente. 
R: Quando se provoca uma perturbação em um sistema em equilíbrio, este se 
desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar 
a um novo equilíbrio. 
Aula 4 Roteiro 2 – Equilíbrio Iónico e Efeito Tampão – Lei de Henderson-
Hasselbalch. 
O objetivo dessa aula é comparar, experimentalmente, o Equilíbrio Iônico 
e a relação entre este equilíbrio e a equação de Henderson-Hasselbalch. 
Procedimento Experimental 
Parte A. Formação de uma solução tampão entre um ácido fraco e seu sal 
associado. 
Nesta aula pesamos na balança semi-analítica 2,7g de NaOH e com auxílio de 
proveta apropriada coletamos 200mL de solução de ácido acético 4% e 
transferimos este volume para um béquer e demarcamos o béquer como 
Tampão 0,67M. Adicionamos o 2,7g de NaOH em 200 mL da solução de ácido 
acético 4% e mexemos com cuidado com a ajuda de um bastão de 
vidro.Notamos que esta adição promoveu a reação de neutralização parcial do 
ácido acético formando uma solução tampão na concentração 0,67 mol/L 
conforme indicado no relatório de aula prática. 
 
 
Em um béquer preparamos uma solução diluída através da adição de 10 mL de 
soluço tampão e 90 mL de água destilada. A concentração final da solução 
diluída será de 0,0067 mol/L. demarcamos o beque como tampão 0, 
0067M.Determinamos os valores do pH das duas soluções o qual foi 7,4.Nos 
dois experimentos a solução tampão manteve o equilíbrio nas duas soluções ( 
teste1 = 4,45 e teste 2 = 4,54). 
 
Nos dois experimentos a solução tampão manteve o equilíbrio nas duas soluções 
(teste1 = 4,45 e teste 2 = 4,54) 
Questões 
Através do valor de pH, determine o pKa para o ácido empregando a equação 
de Henderson-Hasselbach: 
Para o caso de necessidade de se preparar um tampão de citrato a partir da 
adição de 20 mL de ácido cítrico (0,1) em 30 mL de citrato do sódio (0,1M) qual 
será o pH resultante para a solução tampão. Dado: pka = 4,77. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
ANSELMO E. de Oliveira, Instituto de Química, UFG, 74690-900, Goiânia, GO. 
Viscosimetria. 
CANZIAN, Renato. Análise do princípio de Le Chatelier em livros didáticos de 
química, São Paulo, 2011. 
BARDIN, L. Análise de Conteúdo. São Paulo: Edições 70, 2011. 
MILAGRES, V. S.; JUSTI, R. S. Modelosde Ensino de Equilíbrio Químico – 
algumas considerações sobre o que tem sido apresentado em livros didáticos no 
ensino médio. Revista Química Nova na Escola, São Paulo, n. 13, p. 41-46, 
2001. 
PEREIRA, M. P. A. Equilíbrio Químico – Dificuldades de aprendizagem I – 
Revisão de opiniões não apoiadas por pesquisa. Revista Química Nova, São 
Paulo.