RELATÓRIO FÍSICO-QUÍMICA .

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CURSO: FARMÁCIA DISCIPLINA: FÍSICO - QUÍMICA 
ALUNO: BRENDA RAIANE CUNHA MACHADO 
RA: 2323188 POLO: DIADEMA 
DATA: 25/03/2023 
 
 
TÍTULO DO ROTEIRO: FÍSICO-QUÍMICA 
INTRODUÇÃO: 
O termo Solução se refere há uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias. A 
substância presente em maior quantidade será denominada de solvente, e as demais 
substâncias na solução normalmente são conhecidas como soluto e dizemos que estão 
dissolvidos no solvente. O comportamento da solução geralmente irá depender da 
natureza do soluto e da sua concentração. Concentração é o termo usado para designar a 
quantidade de soluto dissolvida em uma determinada quantidade de solvente (LIMA, L.S, 
2014). 
A concentração de uma solução nada mais é que uma relação de quantidades entre soluto 
e solvente de uma solução, de forma que o processo se dar por meio de massa, volume ou 
quantidade da matéria. Consequentemente existem diversas formas de se obter a 
concentração de soluções sendo elas: grama por litro, quantidade da matéria, molaridade, 
fração de mol, normalidade e composição percentual (título) (NEVES E VIEIRA, 2021, 
p. 27). 
A molaridade é definida pelo símbolo M, conhecida como concentração de molar ou de 
massa molar, tendo seu valor expressado em mol.L-1, é usada somente para líquidos. 
Enquanto o título se trata da relação em massa, uma vez que, a unidade de concentração 
define a quantidade de determinado soluto por unidade de massa de uma solução. 
(NEVES E VIEIRA, 2021, p. 29-38). 
A cinética química é o ramo da química busca estudar a velocidade das reações químicas 
e os fatores que interferem na velocidade delas. Esse estudo se faz muito importante tendo 
em vista que, conhecendo os fatores que interferem na velocidade das reações será 
possível encontrarmos formas de controlar o tempo de desenvolvimento delas, tornando-
as mais lentas ou mais rápidas, de acordo com a necessidade, onde ambas podem variar 
com os contatos dos reagentes, estado de agregação ou dispersão (sólido, líquido, gasoso). 
(NEVES E VIEIRA, 2021, pag. 1) 
Dentre os fatores que podem interferir na velocidade de uma reação química um dos 
principais está o estado físico e a superfície de contato, por exemplos os gases reagem 
mais facilmente que os líquidos e esses o fazem melhor que os sólidos, onde isso se dar 
devido a velocidade de deslocamento de uma molécula que é maior nos gases e líquidos 
 
facilitando a colisão entre as partículas e aumentando consequentemente a velocidade das 
reações, como será observado neste relatório (NEVES E VIEIRA, 2021, p. 12). 
O Princípio de Le Chatelier, foi formulado pelo químico francês Henri Louis Le Chatelier 
em 1884, onde diz que todo sistema em equilíbrio químico estável submetido à influência 
de uma causa externa que tenda a fazer variar, seja sua temperatura, seja seu estado de 
condensação (pressão, concentração, número de moléculas numa unidade de volume), em 
sua totalidade ou somente em algumas de as partes, sofre apenas modificações internas, 
as quais se ocorressem isoladamente, acarretariam modificação de temperatura ou de 
estado de condensação de sinal contrário àquela resultante da ação exterior (Le Chatelier, 
1884, p. 187). 
No que diz respeito ao equilíbrio iônico, se trata do estudo do equilíbrio químico 
envolvendo os íons, particularmente em solução aquosa, tendo água como seu principal 
solvente na natureza e na indústria, logo ele é de fundamental importância. Tendo como 
principal objetivo prover ferramentas necessárias para compreender o conceito de força 
de ácidos, bases e pH (VITALE, B.1992). 
Segundo Zagatto et al (1999) O efeito tampão consiste no efeito produzido por um 
tampão, onde o tampão é uma mistura de compostos químicos capaz de manter um 
determinado valor de pH. Os tampões mais comuns consistem em misturas de um ácido 
orgânico fraco e de um dos seus sais. 
Diante disso, durante os procedimentos realizados nas aulas práticas, buscou-se trabalhar 
análises preparo de soluções com diferentes concentrações, efeitos da superfície de 
contato, temperatura e concentração na velocidade da reação, equilíbrio químico e lei de 
Le Chatelier, ácidos, bases, pH, bem como a utilização da equação de Henderson- 
Hasselbalch, descritos no decorrer deste relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
Resultados e Discussão: 
Aula 3 - Roteiro 1: Preparo de soluções com diferentes soluções com diferentes 
concentrações 
Nesta aula tivemos como objetivo preparar soluções de concentrações diferentes sendo 
elas título, molaridade e normalidades, de acordo com o aprendizado teórico. 
Procedimento 
1-Solução de cloreto de cloreto de sódio 5% 
Foi preparado uma solução NACL 5% em 50 ml inicialmente com a realização do cálculo. 
NACL= 5~´% V= 50ml 
 5 (g) = 5% 
100 (ml) 
 
5g ______100ml 
X ______ 50 ml 
 
100. X= 5.50 
X=250 
 100 
X=2,5g de NACL para 50ml de água destilada. 
 
Realizamos a pesagem de soluto NACL de 2,5g na balança utilizando papel manteiga, 
transferimos para um béquer de vidro, e adicionamos um volume de 30 ml de água 
destilada, transferindo depois para o balão volumétrico, logo após adicionamos mais água 
destilada até chegar ao nível de aferição no menisco com auxílio de uma pequena pipeta 
pasteur, e identificamos o frasco como na foto a seguir. 
2- Preparo de soluções de hidróxido de sódio NAOH 0,10M 
Foi preparado uma de 50 ml de uma solução de hidróxido de sódio 0,10 molar, (0,10 
mol/L), utilizando, o cálculo para determinar a massa de NaOH (MM=40g.mol-1). 
M= m1 
 MM1.V 
 
1l _______1000ml 
 X _______50 ml 
 100.X = 50/1000 X=0,05 l 
0,10= m1 
 40.0,05 
m1= 0,2g de massa de NaOH. 
 
 
Pesamos 0,2 gramas de hidróxido de sódio NaOH na balança semianalítica com papel 
manteiga, transferimos a massa para um balão volumétrico, de 50 ml e adicionamos água 
destilada, cerca de 20 a 30 ml, realizando a dissolução do soluto, completando o volume 
do balão volumétrico com água destilada até atingir a aferição do menisco, identificando 
o frasco com a solução NaOH. 
3- Preparo de solução de ácido sulfúrico H2SO4 0,2N. 
Foi preparado uma solução de H2SO4 0,2N, em 50 ml, a partir dos seguintes cálculos de 
massa e densidade: 
Dados: MM H2SO4= 98 g/mol, volume= 50 ml 
 
N= m(g) 
 EQ grama 
 Volume 
 
N=m(g) .1 
 EQ V 
 
EQ grama H2SO4 = MM = 98 = 49g/mol 
 Valência 2 
 
0,2= m + H2SO4= 1 
 49g 0,05l 
 
m= 2SO4 = 0,49g de massa de H2SO4. 
 
 
d= m 
 v 
 
1, 84g.ml¯¹ = 0,49g = 0,27 ml. 
 v 
A normalidade indica o número do equivalente gramas do soluto em 1 litro de solução: 
H2SO4 ←→ H+SO4¯² 
Realizamos a pipetagem de 0,27 ml de soluto de ácido sulfúrico em capela, transferindo-
o para um béquer contendo 25 ml de água destilada e depois para um balão volumétrico 
de 50 ml, e completando o mesmo com água destilada até atingir a marca de aferição do 
menisco e por fim identificamos o mesmo como H2SO4. 
 
Aula 3 - Roteiro 2: Cinética química: efeitos da superfície de contato temperatura e 
concentração na velocidade de reação. 
 
Nesta aula podemos avaliar a influência da superfície de contato e temperatura durante a 
velocidade de dissolução do comprimido, bem como a força do eletrólito sobre a 
velocidade das reações observadas em cada processo. 
1-Influência da superfície de contato sobre velocidade da reação 
Com o auxilio de uma caneta identificamos 2 béqueres como teste 1 e teste 2, utilizando 
uma proveta adicionamos 50 ml de água destilada, ao béquer 1, e pesamos o comprimido 
efervescentes nesse caso utilizamos o sonrisal, separamos 1 para cada teste, e para esse 
experimento usamos o cronometroe zeramos a cada teste, no béquer de teste 1 
adicionamos o comprimido inteiro, previamente pesado na balança com papel manteiga 
e cronometramos o resultado da velocidade da dissolução e anotamos em seguida, que 
será utilizado para o cálculo definido como v1. Para realização do béquer nomeado de 
teste 2, pesamos novamente o comprimido e trituramos ele no almofariz, em seguida 
adicionamos 80 ml de água destilada, e cronometramos novamente a velocidade de 
dissolução para realizarmos o cálculo que será definido como v2, ambos os dados e 
valores serão representados na tabela abaixo: 
Testes Peso do 
comprimido 
(g) 
Temperatura 
da água C° 
Quantidade 
de água 
(ml) 
Tempo de 
dissolução 
(segundos) 
Velocidade 
Final 
1 3,48 25 50 73 0,04 
2 4,45 25 80 35 0,12 
 
Cálculo de velocidade: 
V= G V1= 3,48 = 0,04 V2= 4,45 = 0,12 
 Seg. 73 35 
 
Conclusões: foi possível concluir com essa experiência que conforme o aumento da 
superfície de contato, aumenta-se a velocidade de reação, uma vez que no teste 2, onde 
houve a trituração do comprimido efervescente ele se dissolveu de forma mais rápida 
referente ao teste 1 com o comprimido inteiro, onde ele dissolveu-se de forma mais lenta. 
 
2- Influência da temperatura na velocidade 
 
Novamente com o auxílio de uma caneta identificamos 2 béqueres como teste 3 e teste 4, 
utilizando uma proveta adicionamos 50 ml de água destilada gelada no béquer de número 
3, e pesamos o comprimido com papel manteiga, nesse caso utilizamos o sonrisal 
novamente e aferimos a temperatura da água, adicionamos o comprimido inteiro, 
cronometramos o resultado da velocidade de dissolução e anotamos o valor em segundos, 
que será utilizado para o cálculo definido como v3. Para realização do béquer nomeado 
de teste 4, pesamos novamente com auxílio da balança e papel manteiga, em seguida 
adicionamos 50 ml de água destilada fervida utilizando um tripe e manta de amianto para 
aquecer o béquer com água destilada no bico de bunsen, desligando a chama, e 
adicionando então o comprimido, cronometrando novamente a velocidade de dissolução 
para realizarmos o cálculo que será definido como v4, ambos os dados e valores serão 
representados na tabela abaixo: 
Testes Peso do 
comprimido 
(g) 
Temperatura 
da água C° 
Quantidade 
de água 
(ml) 
Tempo de 
dissolução 
(segundos) 
Velocidade 
Final 
3 4,47 21 50 101 0,04 
4 4,48 98 50 60 0,07 
 
Cálculo de velocidade: 
V= G V3= 4,47 = 0,04 g/seg. V4= 4,48 = 0,07 g/seg. 
 Seg. 101 60 
 
Conclusões: pode-se observar que com o aumento da temperatura ocorre o aumento da 
velocidade da reação, uma vez que o aumento da temperatura significa aumentar a energia 
cinética da reação das moléculas presentes no experimento, como no caso do teste 4, 
enquanto que, ao realizamos o teste em água gelada a dissolução do comprimido como 
no caso do teste 3 o processo foi mais lento. 
3-Influência do tipo de eletrólito (reagente) sobre a velocidade de reação. 
Com o auxílio de uma caneta novamente, realizamos marcações em 2 tubos de ensaios 
nomeando-os como "Forte" e "Fraco", ao tubo forte adicionamos ácido 
clorídrico (HCI 6M), e ao tubo Fraco adicionamos ácido acético (H3C-COOH 6M), 
zeramos o cronometro e adicionamos fragmentos de pó de carbonato de cálcio, acionando 
 
respectivamente o cronometro e observando a reação da liberação de gás durante as 
reações e anotando o tempo de duração de cada um, descritos na tabela abaixo: 
Tubo Ácido Tempo de reação 
(segundos) 
Resultado 
Forte HCI 6M 5 Maior liberação de gás 
Fraco H3COOH 6M 134 Menor liberação de gás 
 
Reação final do experimento: 
Forte → 2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O 
Fraco → H3COOH + CaCO3 → Ca (C2H3O2) + CO2 + H2O 
Conclusões: sobre a influência da força do eletrólito sobre velocidade na reação, podemos 
perceber que o uso do ácido forte com o carbonato de cálcio, originou o sal, havendo 
maior liberação de dióxido de carbono em menor velocidade de tempo em segundos, já 
no experimento com o ácido acético por ser um eletrólito fraco houve menor liberação de 
gás em maior velocidade de tempo. 
Aula 4 – Roteiro 1: Equilíbrio químico: lei de Le Chatelier. 
Nesta aula tínhamos como objetivo experimental o princípio de Le Chatelier, analisando 
o deslocamento do equilíbrio da reação de Fe³+/SCN-¹. 
Dados: FeCl3 → cloreto férrico, NH4SCN→ tiocianato de amônio 
Com auxílio de proveta adicionamos 80 ml de água destilada, transferindo-a para um 
béquer, onde adicionamos 3 gotas de solução saturada FeCl3 utilizando pipeta pasteur 
agitando com um bastão e a mesma ficou incolor, em seguida adicionamos 3 gotas de 
solução saturada de NH4SCN e agitamos com bastão nomeamos esse béquer como 
"solução padrão". Após esse procedimento enumeramos 5 tubos de ensaio de 1 a 5 onde 
transferimos 15 ml de solução recém-preparada para cada um, a partir daqui adicionamos 
ao tubo 2 pequenas quantidades de cloreto de amônio solido (NH4Cl) agitamos e 
comparamos com o tubo 1, ao tubo 3 adicionamos duas gotas de FeCl3 agitando até 
homogeneizar e comparamos com o tubo 1, ao tubo 4 adicionamos duas gotas de solução 
saturada de NH4SCN agitamos e comparamos a sua cor com o tubo 1, já o tubo 5 o 
 
aquecemos a 60°C por alguns minutos e verificamos se iria ocorrer alguma alteração na 
cor da solução em relação ao tubo 1 e obtivemos os seguintes resultados abaixo: 
Tubos Resultado em comparação ao tubo 1 
 
1 
Solução padrão 
Tonalidade de cor levemente alaranjada 
 
 
2 
 
Clareou levemente 
No sentindo inverso 
 
3 
 
Escureceu Avermelhado 
No sentido direto 
 
4 
 
Escureceu levemente 
 
 
5 
Absorveu o calor e alterou a constante de 
equilíbrio, indo no sentido inverso, 
modificando a coloração para o tom mais 
claro amarelando a mesma em relação ao 
tubo 1 
 
 ← 
 3 NH4 SCN + FeCl3 → 3NH3 + 3HCl + Fe (SCN) 
 
Aula 4 – Roteiro 2: Equilíbrio iônico e efeito tampão: lei de Henderson-Hasselbalch. 
Durante o experimento nosso objetivo era comprovar o equilíbrio iônico e a relação entre 
esse equilíbrio e a equação de Henderson-Hasselbalch. 
1-Formação de uma solução tampão entre um ácido fraco e seu sal associado. 
Dados: hidróxido de sódio (NaOH) 2,7g 
200 ml solução de ácido acético 4% → 4%=4g/100 ml. 
Inicialmente pesamos na balança 2,7g de NaOH, com o auxílio da proveta coletamos 
200ml de solução de ácido acético 4%, transferimos para um béquer e nomeamos como 
"tampão 0,67 M". Logo após adicionamos 2,7 g de NaOH em 200 ml de solução de ácido 
acético 4% e agitamos cuidadosamente com auxílio do bastão de vidro, onde observamos 
que essa adição promoveu a reação de neutralização parcial do ácido acético, formando 
nossa solução tampão de concentração de 0,67mol/L, conforme o indicado abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em outro béquer preparamos uma solução diluída através da adição de 10 ml de solução 
tampão e 90 ml de água destilada, onde a concentração final da solução diluída foi de 
0,0067mol/L e nomeamos esse béquer de tampão 0,0067M, por fim determinamos o valor 
do pH das duas soluções por meio da inserção do bulbo do eletrodo usando pHmetro no 
líquido, evitando encostar no fundo do béquer seguindo orientações da professora e 
chegamos nos seguintes resultados: 
Solução tampão Temperatura (°c) pH 
0,67 M 26 4,57 
0,0067 M 26 4,58 
 
Questão 1 – através do valor de pH determinar o pKa para ácido acético através da 
equação de Henderson-hasselbalch: 
pH= pKa + log [ sal] sal= acetato de sódio 
 [ácido] ácido acético 
 
[ácido] = 0,67 mo/L 
[base conjugada]= 0,34 mol/L 
Ka do ácido acético= 1,8x10¯⁵ (constante do ácido acético) 
pKa= log[Ka] 
pKa= - (4,75) = 4,75 
 pH=4,75 + log0,3 
 0,67 
pH= 4,75+(-0,295) 
pH= 4,45 
CH3COOH + NaOH ↔ CH3COO + NA+ +H2O 
MnaOH= m1 
 
 MM.V 
MnaOH= 2,7g 
 40.0,2 
MnaOH= 0,34 mol/L 
 
Questão 2 - para o preparo de um tampão de citrato a partir da adição de 20ml de ácido 
cítrico (0,1M) em 30 ml de citrato de sódio (0,1M), qual será o pH resultante para essa 
solução tampão? (dado: pKa=4,77). 
Ácido cítrico 0,1 mol _______1 L 
 X _______0,22L 
 X.1=0,022.01 
1x=0,002 
X=0,002 
 1 
X=0,002 mol 
Citrato: 0,1 mol _______ 1L 
 0,03 ml _______0,03L 
X=0,003 ml 
 
pH= pKa + log [sal] 
 [ácido] 
ph= 4,47 + log 0,003 
 0,002 
ph=4,77 + 0,176 
ph= 4,95 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Referências bibliográficas 
ALVES, M. Características, elementos e importância do planejamento didático 
pedagógico: uma revisão de termos e conceitos utilizados na área de Ensino de 
Ciências. 2018.130 f. Dissertação (Mestrado em Química) – Instituto de Química, 
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