Relatório Fisico quimica

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
CURSO: FARMÁCIA DISCIPLINA: FISICO-QUIMICA 
 
NOME DO ALUNO: BEATRIZ RODRIGUES ROSA PEREIRA 
 
R.A: 0601139 POLO: LIMEIRA 
 
DATA: 01/04/2023 E 15/04/2023 
 
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INTRODUÇÃO 
Grande parcela dos métodos de análise química passa pelo preparo de soluções. Por 
isso, é fundamental ficar apar dos diversos modos de expressar a concentração das 
soluções, saber trabalhar corretamente com a balança analítica e com as vidrarias utilizadas no 
preparo de uma solução e fazer os cálculos necessários para o seu preparo. As soluções são 
definidas como misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, as quais são moléculas ou 
íons. Todas as misturas gasosas são soluções porque qualquer mistura de gases é homogênea. 
Quando fazemos a medição, precisamos estabelecer a confiança de que o valor é 
encontrado pela medida que representa. Medir é um ato de comparação e esta comparação 
envolve erro. ferramentas, operadores, processos de medição e outros. procedimento de Em 
geral, fazer medições pode levar a dois tipos de erros: 1) Erros problemas sistemáticos 
decorrentes de erros nos métodos utilizados, entre outras coisas. 2) Erro aleatório causado por 
incompetência humana operadores, como erro de leitura de escala, erro de avaliação de menor 
divisão de escala usado, etc. Em qualquer situação em que sejam tomadas medidas sistemáticas, 
aceitar o mensurando como o melhor representante da grandeza, levando em consideração 
margem de erro em que o valor real deve estar. As seções a seguir apresentam os fundamentos 
do processamento de dados. experimentar. Embora tal procedimento possa parecer 
desnecessário à primeira vista. É necessário manipular corretamente os dados de teste. 
 Soluções sólidas, como certas ligas metálicas, são comuns. A grande maioria das 
soluções, entretanto, existe no estado líquido. As soluções podem ser classificadas segundo a 
relação existente entre a quantidade de solvente quanto insaturadas, saturadas e 
supersaturadas. E ainda é comum, classificar as soluções em diluídas ou 
concentradas, considerando a proporção entre soluto e solvente. 
Outro conceito importante a ser analisado é a saturação de uma reação, que será o limite 
de concentração que um soluto tem para ser dissolvido pelo solvente. Antes de atingir esse 
limite, a solução pode ser considerada insaturada, quando o limite é atingido, a solução está 
saturada e o limite de solubilidade da solução é supersaturado. Portanto, observa-se que para 
cada substância, uma curva de solubilidade será formada devido à mudança na concentração do 
soluto e na temperatura da reação. 
 
PALAVRAS CHAVE: TEMPERATURA – SOLUBILIDADE – SOLUTO, 
SOLVENTE 
 
 
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RESULTADOS E DISCUSSÃO: 
 
 
AULA 1 ROTEIRO 1: Solubilidade de Soluções: Caracterização de Soluções 
Insaturadas, Saturadas e Supersaturadas 
 
 
Existem três tipos de soluções que podemos preparar em termos de saturação: 
insaturadas, supersaturadas e saturadas. Porém, antes de explicar cada um deles, é necessário 
que conheçamos alguns termos que serão aplicados na explanação deste conteúdo: 
 
Soluto: É uma substância que se dissolve em um solvente, por exemplo, em uma mistura 
de água e sal. O sal é um soluto. 
 
Solvente: Substância que dissolve um soluto. No exemplo citado no artigo anterior, a 
água por exemplo, é o solvente; 
 
Solução: Uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, ou seja, homogêneo. 
exemplos: água e sal, água e álcool, água e açúcar, ligas metálicas, ar, etc. 
 
Precipitado ou corpo de fundo: é aquela parte do soluto que não se dissolve no 
solvente e fica localizado no fundo do recipiente; 
 
Coeficiente de solubilidade: Esta pode ser caracterizada como a medida da capacidade 
de um soluto para se dissolver em uma quantidade padrão de solvente sob certas condições de 
pressão e temperatura. Ou seja, a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma 
determinada quantidade de solvente a uma determinada temperatura e pressão. 
 
Por exemplo, a 20 ° C, a quantidade máxima de sal de cozinha O NaCl (Cloreto de 
Sódio) dissolvido em 100 g de água é 36 g, portanto dizemos que o coeficiente de solubilidade 
do NaCl é: 36 g NaCl/100 g de água a 20ºC. 
 
 
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Conhecendo agora esses conceitos, podemos identificar cada uma das soluções 
mencionadas acima. 
 
Soluções saturadas ou insaturadas: significa que, se quisermos dissolver uma 
quantidade maior de soluto, será possível pois, a quantidade de soluto a ser dissolvido ainda 
não atingiu seu coeficiente de dissolução. 
 
Por exemplo, como mostra a questão abaixo que consta no roteiro: 
 
 
Figura 1: Roteiro 
 
Soluções supersaturadas: são aquelas que possuem maior quantidade de soluto do que 
seria possível em condições consideradas normais. 
 
Por exemplo, ao pegarmos uma solução com corpo de fundo, como a citada acima, que 
possui 14g de corpo de fundo e 36g dissolvido, ao a aquecermos será possível notar que os 14g 
que se encontravam precipitados irão se dissolver. Acontece isso pois quando ocorre o aumento 
da temperatura o coeficiente de solubilidade neste, assim como na maioria dos casos, também 
aumenta. Em seguida, deixamos esta solução descansando para que ela volte a sua temperatura 
de 20ºC. 
 
 
70,1 _____ 100g 
 X _____ 5g 
100g . x = 5g . 70,1 / x = 350,5 / x = 3,505g Solução insaturada TUBO 
A 
Tubo B: Saturada 
Tubo C: Saturada com corpo de fundo 
 
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AULA 1 ROTEIRO 2: Solubilidade de Soluções: Curva de Solubilidade 
 
Todas as substancias possuem uma curva de solubilidade própria para cada solvente 
determinado. 
 KnO3 
 
Figura 2: acervo próprio – Gráfico curva de solubilidade 
 
O gráfico acima, detalha a curva de solubilidade e mostra que a solução é: 
 
• Saturada: quando o ponto se encontra sob a curva de solubilidade 
• Insaturada: quando o ponto se encontra abaixo da curva de solubilidade 
• Supersaturada: quando o ponto identificado está acima da curva de 
solubilidade 
 
Coloides são soluções coloidais ou ate mesmo sistema coloidal, são misturas 
heterogenias que oferecem um aspecto de solução homogênea. Os coloides não são possíveis 
serem visualizados a olho nu, pois com as alterações das misturas coloidais na maioria das vezes 
só é possível ser visto com o uso de um microscópio. 
 
Há diversos modelos para exemplificar os coloides, tais como: cremes, iogurte, sangue, 
hidratante, geleia. No entanto, temos diversos produtos que possuem notificação nas 
embalagens que é preciso agitá-los antes de serem usados. Isso se deve para realizar a união das 
partículas coloidais. 
 
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Aula 1 Roteiro 2: Solubilidade de Soluções: Curva de Solubilidade 
 
Nesta aula 8 tubos foram enumerados de 1 a 8 e adicionamos neles correspondente 
as massas de NH₄Cℓ e água destilada conforme sugerido em uma tabela descrita no roteiro a 
qual seguimos: 
Tubo 1 – 2,80 mNH₄Cℓ e 10V (mL) de água destilada. 
Tubo 2 – 3,50 m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 3 – 3,80 m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 4 – 4,30 m NH₄Cℓ e 10 V ( mL) de água destilada. 
Tubo 5 – 4,80 m NH₄Cℓ e 10 V ( mL) de água destilada. 
Tubo 6 – 5,20 m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 7 – 5,80 m NH₄Cℓ e 10 V (mL) de água destilada. 
Tubo 8 – 6,20 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. Em seguida desse processo elevamos o 
grau da temperatura do banho para 40°C, e descansamos por 2 minutos e agitamos os tubos e 
analisamos as condições de solubilidade de cada tubo. Após esse procedimento elevamos a 
temperaturapara 60°C e deixamos em banho de aquecimento por mais 2 minutos, agitamos o 
tubo e fomos verificando a condição de solubilidade de cada tubo. E em continuação elevamos 
a temperatura um pouco mais, sendo agora para 80°C e aguardamos cerca de 30 minutos para 
se atingir a temperatura, só após agitamos o tubo e observamos a condição de solubilidade dos 
tubos. 
Através dos experimentos, obtivemos os seguintes resultados da tabela abaixo: 
 
TUBO 1 2 3 4 5 6 7 8 
20°C dissolveu precipitou Precipitou precipitou precipitou precipitou precipitou precipitou 
40°C dissolveu dissolveu Dissolveu precipitou precipitou precipitou precipitou precipitou 
60°C dissolveu Dissolveu Dissolveu Dissolveu Precipitou precipitou precipitou precipitou 
80°C dissolveu dissolveu Dissolveu dissolveu dissolveu precipitou precipitou precipitou 
 
 
 
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Com os dados obtidos, foi possível construir uma tabela com a curva de solubilidade 
abaixo: 
 
 
 
Aula 2 Roteiro: Preparo e Caracterização Físico-Química de Coloides (Gel e 
Emulsão) 
 
Nesta aula em um béquer adicionamos os 98,82 mL de água destilada para o 
procedimento, na sequência adicionamos o Metilparabeno (Nipagin) e levamos para 
aquecimento na chapa até que os 0,180g de Metilparabeno fosse totalmente solubilizado. Em 
seguida, retiramos do aquecimento e pulverizamos o (1,0g) de CMC de pouco em pouco sem 
pararmos de mexer utilizando um bastão de vidro. 
 
O resultado foi: 
 
Estado gel físico (Fase A): Sólido 
Homogeneidade: Obtivemos Sim 
Coloração: Transparente 
pH de 7.2 
37,2g; 20ºC
45,8g; 40ºC
55,2g; 60ºC
65,6g; 80ºC
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 4,5
g 
d
e 
N
aC
l/
1
0
0
g 
d
e 
ág
u
a
Temperatura
g de NH4Cl / 100g de água
Temperatura
 
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Preparamos a fase (B) orgânica de – 100 mL com os reagentes: 
Óleo Mineral – 97 mL 
Polisorbato 80 (Tween 80) – 3g Parte 
 
Na fase C, o preparo da emulsão deu-se com o procedimento de adicionarmos o óleo 
mineral e o Polissorbato 80, que é um estabilizador e emulsificante muito utilizado na indústria 
cosmética, analisando um ingrediente eficaz e um emulsificante não iônico, o polissorbato 
permite que os cosméticos permaneçam nas melhores condições. possível para quem o usa. Sua 
principal aplicação é a homogeneização de soluções que coexistem com óleo e água. Quando o 
produto é aplicado desta forma, cria-se uma mistura uniforme e estável, que não permite que as 
substâncias se separem com o tempo e prejudiquem a qualidade do produto fabricado. 
 
 
Foto do gel (Fase A): Fonte: Acervo pessoal Foto da emulsão (Fase B): Fonte: 
Acervo pessoal 
 
Aula 3 - Roteiro 1- Preparo de soluções com Diferentes Concentração. 
 
Na preparação de soluções nas aulas práticas utiliza-se cálculos de concentração 
estendidos (título, maciez e normalidade) e sobreposição de padrões de boas práticas em 
laboratório para reduzir erros devido ao uso indevido de balança e vidraria. Nesta aula, fizemos 
o preparo de 50 ml de uma solução de NaCl a 5%., sendo que, anteriormente fizemos um cálculo 
para determinar a massa de NaCl, que foi pesada em balança semi-analítica. Antes da pesagem, 
a balança foi calibrada e em seguida pesou-se o soluto (NaCl). Após esta etapa, a quantidade 
 
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foi transferida para um balão volumétrico e adicionamos água suficiente para dissolver 
completamente o soluto. Adicionamos água destilada e ajustamos a mistura com uma pipeta 
Pasteur. Identificamos a garrafa de acordo com as instruções do roteiro. 
 
Aula 3 – Roteiro 2 – Cinética Química: Efeitos da Superfície de Contato, 
Temperatura e Concentração na Velocidade de Reação 
 
Nesta aula, avaliamos o efeito do toque e da temperatura na taxa de dissolução do 
comprimido. Nós avaliamos o efeito da força do eletrólito na velocidade da reação. 
Procedimento de teste Parte I: Efeito da superfície de contato na taxa de reação. Neste 
procedimento, primeiro marcamos dois béqueres para os Experimentos 1 e 2 e, usando um tubo 
de ensaio, adicionamos 50 mL de água destilada a cada béquer marcado. Pesamos dois 
comprimidos efervescentes e alocamos um para cada teste. Adicionamos um comprimido 
inteiro pesando 39 mg ao béquer 1 e iniciamos um cronômetro quando o colocamos em um 
béquer com água destilada e paramos o cronômetro assim que o comprimido se dissolveu. Em 
seguida, outro comprimido efervescente pesando 396 mg foi triturado e em um béquer marcado 
teste 2, que já continha 80 ml de água destilada, adicionamos todo o comprimido triturado e, ao 
adicioná-lo, iniciamos um cronômetro e paramos assim que o comprimido tinha acabado de se 
dissolver. Comparando os dois resultados, chegamos à conclusão de que quanto maior a 
superfície de contato, maior a velocidade da reação química, ou seja, quanto mais material 
triturado, maior a velocidade das reações devido ao maior número de efeitos efetivos. 
 
Comprimido 1 – 3.96 – Tempo de dissolução 1.05 
Comprimido 2 – 4.01 – Tempo de dissolução 43.10 
Comprimido 3 – 3.98 – Tempo de dissolução 1.47 
Comprimido 4 – 4.00 – Tempo de dissolução 40.55 
 
Parte II: A influência da temperatura na velocidade da reação: 
Neste procedimento, rotulamos dois copos com testes 3 e testes. Pesamos os 
comprimidos efervescentes separadamente. No béquer denominado Experimento 3, 
adicionamos 50 mL de água destilada "fria" usando o béquer e adicionamos um comprimido 
efervescente de 392 mg e, assim que o adicionamos, iniciamos um cronômetro e paramos 
enquanto o comprimido se dissolvia. Em seguida, adicionamos 50 ml de água destilada fervente 
 
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por meio de um tubo de ensaio ao béquer marcado para o experimento, inserimos um 
comprimido efervescente de 398 mg e, assim que o inserimos, acionamos o cronômetro e 
terminamos a ponta do comprimido solúvel comparando os dois resultados, ele concluiu que 
quanto maior a temperatura, maior a energia cinética das partículas e maior o número e a 
intensidade dos efeitos efetivos, portanto, a velocidade das reações químicas. Parte III. O efeito 
do tipo de eletrólito (reagente) na taxa de reação. Nesta experiência, dividimos os 2 tubos de 
ensaio em fortes e fracos. Adicionamos 2 ml de ácido clorídrico (HCl6M) ao tubo "Forte" e 2 
ml de ácido acético ao tubo rotulado como "Fraco". 
Inserimos fragmentos de corante (pó de carbonato de cálcio) a um tubo forte, iniciamos 
o cronômetro e paramos quando o gás foi liberado. Repetimos o mesmo processo no tubo 
marcado como "Fraco" e paramos o cronômetro somente após a liberação do gás. Os resultados 
do teste foram os seguintes: 
FORTE – 1 minuto e 30 segundos 
FRACO - O tempo de dissolução foi de 5 minutos. Comparando as duas vezes o efeito 
da força na taxa de reação é mais rápido quando o eletrólito é mais forte. 
 
Aula 4 – Roteiro 1 – Equilíbrio Químico: Lei de Le Chatelier 
Nesta aula, despejamos 80 ml de água destilada em um béquer, adicionamos 3 gotas de 
solução saturada de FeCl3 e agitamos com um bastão de vidro. Chamamos esse bico de "solução 
padrão". Em seguida, 5 tubos de ensaio são numerados (1-5) e 15 ml de "solução padrão" são 
transferidos para cada tubo de ensaio. Adicionamos uma pequena quantidade de NH4Cl sólido 
ao tubo 2, misturamos até homogeneizar e depois comparamos a cor desta solução com a cor 
da solução do tubo 1. Adicionamos duas gotas de solução saturada de FeCl3 ao tubo 3, 
misturamos até homogeneizar e comparado. a cor da solução no tubo 1 com a cor da solução. 
Adicionamos duas gotas de solução saturada de NH4Cl ao tubo, misturamos até ficar 
homogêneo e comparamos a solução com a solução do tubo 1. Aquecemos o tubo 5 em um 
banho de aquecimento a 60 °C por alguns segundos e verificamos se a cor da solução mudou 
em relação ao tubo 1. No tubo 5, o aquecimento fez com que a solução clareasse ligeiramente, 
indicando uma mudança no equilíbrio em relação aos reagentes. Se o calor não favorece aformação de produtos e, portanto, impede a reação, isso é uma indicação de que a reação é 
exotérmica. O resultado de cada tubo foi que no tubo 2 os ânions cloreto de NH4Cl reagem com 
o tiocianato férrico para formar uma nova abcissa que altera a reação em relação aos reagentes 
resultando em esvaziamento visual da solução. Observou-se escurecimento de ambas as 
 
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soluções em 3 e : a adição de cloreto férrico (FeCL3) em 3 e a adição de tiocianato de amônio 
(NH4SCN) em saturam cada sistema com os respectivos reagentes. Isso faz com que o sistema 
busque um novo equilíbrio e diminua aquele excesso de reagentes, aumentando a concentração 
de produtos e mudando a reação nesse sentido, continuando a escurecê-la. 
Discutimos os resultados obtidos em grupo e chegamos à seguinte conclusão 
relacionada com a reação de equilíbrio de acordo com a Lei de Le Chatelier: 
1 – Vermelho 
2 – Laranja 
3 – Vermelho 
4 – Vermelho 
5 – Laranja 
QUESTÃO DO ROTEIRO: 
O calor favorece formar reagente? 
R: Quando provoca-se uma maior perturbação em um sistema que está em equilíbrio, 
este pode se deslocar no sentido 
Essa definição pode ser explicada por uma aplicação da Lei Le Chatelier, chamada de 
efeito 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). 
 
Aula 4 Roteiro 2 – Equilíbrio Iónico e Efeito Tampão – Lei de Henderson- 
Hasselbalch. 
 
O objetivo desta aula foi comparar através dos experimentos o equilíbrio iônico e qual 
a relação entre a equação Henderson-Hasselbach e este equilíbrio. 
Nesta aula, pesamos 2,7 g de NaOH em uma balança semi-analítica e coletamos 200 ml 
de uma solução de ácido acético a 4% usando um tubo de ensaio adequado e transferimos esse 
volume para um béquer e marcamos o béquer com tampão 0,67 M. Adicionar 2,7 g de NaOH 
para 200 ml de solução de ácido acético a 4% e misturamos delicadamente com um bastão de 
vidro. Observamos que esta adição promoveu a reação de neutralização parcial do ácido acético 
para formar uma solução tampão com concentração de 0,67 mol/L, conforme demonstrado no 
relatório da aula prática. 
 
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Em um beque fizemos o preparo de uma solução diluída após a adição de 10mL de 
solução tampão e inserirmos 90mL de água destilada. A concentração deu-se ao final da solução 
diluída foi de 0,0067mol/L. identificamos o béquer como tampão 0,0067M. definimos os 
valores de pH de ambas as soluções que foi 7,4. Nos dois experimentos manteve-se o equilíbrio 
nas duas soluções tampão (teste 1 – 4,89 ; teste 2 – 4,95). 
Parte A – Procedimento 1 
 
 
 
 
CONCLUSÃO 
 
Ao final do experimento, tiramos a seguinte conclusão, em uma mistura homogênea de 
água e álcool completamente misturados, portanto não há aparecimento de muitas fases, em 
comparação com um copo de água pura, podemos ver que não há uma diferença marcante entre 
essas soluções, mas o cheiro é diferente. Porém, em uma mistura homogênea, a água e o óleo 
vegetal não se misturam, causando assim o aparecimento de duas fases em nossa solução. 
Ressaltamos que uma boa forma de separar o sistema é o processo de decantação. No terceiro 
experimento, onde foram encontradas misturas insaturadas, saturadas e supersaturadas, 
descobrimos repetidamente que o primeiro copo não apresentava nenhuma alteração 
perceptível porque tínhamos pouco soluto. O segundo mostra uma mudança de 
cor, descobrimos que onde uma pequena mudança de temperatura pode alterar seu coeficiente 
de solubilidade, pois temos que aquecer a solução para que o soluto seja completamente diluído. 
A terceira apresenta um corpo de fundo, isso acontece porque temos mais soluto do que o 
coeficiente de solubilidade daquela determinada solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERENCIAS: 
 
1. Constantino, M G., da Silva, M. V., Donate, P. M., Fundamentos de química experimental, 
São Paulo, Editor a da Universidade de São Paulo, 2004. 
2. Atkins, P., Jones, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Porto Alegre: Bookman, 2001. 
3. Bastos, F., Química geral experimental / Ervim Lenzi, Rio de Jane iro, Freitas Bastos Editora, 
2004. 
4. Russel, J. B., Química geral, Trad. de G. Vicentini et al. São Paulo, Mc Graw Hill, 1 982. 
5. Mahan B. e Rollie J., Química – um curso universitário, 4ª Ed., Edgard Blucher, 1995.