Relatório_aulas_práticas_quimica_geral

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 CURSO: FARMÁCIA DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 
 
 
NOME DO ALUNO: DIOGO MACEDO LINO 
 
 
R.A: 0611349 POLO: TAUBATÉ-SP 
 
 
DATA: 26/09/2022 
 
 
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TÍTULO DO ROTEIRO: 
INTRODUÇÃO: 
A experimentação ocupou um papel essencial na consolidação das ciências 
naturais a partir do século XVII, na medida em que as leis formuladas deveriam 
passar pelo crivo das situações empíricas propostas, dentro de uma lógica 
sequencial de formulação de hipóteses e verificação de consistência. Ocorreu 
naquele período uma ruptura com as práticas de investigação vigentes, que 
consideravam ainda uma estreita relação da natureza e do homem com o divino, e 
que estavam fortemente impregnadas pelo senso comum. A experimentação ocupou 
um lugar privilegiado na proposição de uma metodologia científica, que se pautava 
pela racionalização de procedimentos, tendo assimilado formas de pensamento 
características, como a indução e a dedução (GIORDAN, 1999). 
Através deste relatório, diversos conteúdos serão abordados. Como 
mencionado anteriormente por Marcelo Giordan, a experimentação se tornou 
fundamental e ocupou o espaço na proposição de novas ideias e metodologias. Em 
conjunto com isso, torna-se importante saber as regras básicas de segurança em 
um laboratório, bem como a identificação e o uso correto das vidrarias e 
equipamentos de tecnologia presentes nesse ambiente. 
Ademais, será abordado o preparo de soluções, a experimentação do teste de 
chama, a fim de identificar os cátions e seus espectros de emissão, a miscibilidade e 
polaridade de substâncias, as reações de diferenciação dos ácidos e das bases, a 
determinação do pH, através da fita e do peagâmetro e o experimento de Tollens, 
com a formação do espelho de prata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO AO TRABALHO NO LABORATÓRIO 
Anterior à efetiva realização das experiências e manuseio dos instrumentos 
do laboratório, as regras básicas de segurança foram introduzidas para todos os 
alunos. Como acidentes não são incomuns, é imprescindível que as medidas de 
segurança sejam tomadas de maneira correta, a fim de evitar qualquer dano a vida 
do estudante. 
1. Observar a localização do material e equipamentos de emergência, 
como por exemplo, chuveiro, lava olhos etc. 
2. Não abrir qualquer recipiente sem antes reconhecer o seu conteúdo 
pelo rótulo. 
3. Não pipetar líquidos diretamente pela boca; use pipetas adequadas. 
4. Não tente identificar um produto químico pelo odor e nem pelo sabor. 
5. Sempre utilize equipamentos de proteção (luva, touca, etc). 
6. Não adicione água aos ácidos, mas sim os ácidos à água. 
7. Utilize apenas calçados fechados. 
8. Mantenha solventes em recipientes adequados e devidamente 
tampados. 
9. Utilize a capela sempre que for necessário manipular reagentes ou 
solventes que liberam vapores 
10. Antes de utilizar elementos tóxicos, busque conhecer suas 
propriedades. 
11. Prenda o cabelo, caso ele seja cumprido. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO: 
AULA 1 
ROTEIRO 1 
Para essa aula, foram-nos apresentadas as principais vidrarias e 
equipamentos utilizados no laboratório (pipeta de vidro (volumétrica), pipeta de vidro 
(graduada), buretas, micropipetas automáticas.). Além do preparo de soluções 
fisiológicas e identificação de outras vidrarias como o balão volumétrico, o béquer, o 
erlenmeyer e a pipeta volumétrica. 
1. Utilização das pipetas de vidro (volumétrica) e experimento: 
Observação: todos os experimentos com vidrarias seguiram o seguinte 
exemplo: 
 
 
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a. Transferir a solução de alaranjado de metila contida no frasco para um 
béquer de capacidade adequada (50 ml). 
b. Encaixar o protopipetador (“pera”) em uma pipeta volumétrica de 10 mL. 
c. Mergulhar a ponta da pipeta na solução e succionar até a marca de 
aferição da pipeta. 
d. Manter atenção quanto à posição do menisco. 
e. Transferir o volume coletado na pipeta volumétrica para um novo béquer. 
OBSERVAÇÕES: Esse experimento tinha como objetivo nos mostrar a 
maneira de utilizar a pipeta de vidro conectada a uma “pera”. Como resultado do 
experimento, percebemos que a substância sugada (alaranjado de metila) na pipeta 
não foi 100% transferida para o béquer. Foi possível observar que sobrou resíduo na 
vidraria. A quantidade residual era inferior a 1ml. 
2. Utilização de pipetas de vidro (graduadas): 
OBSERVAÇÕES: Esse experimento se assemelha ao anterior, entretanto, 
temos nessa pipeta a marcação diferente. O topo da pipeta volumétrica apresentava 
seu volume limite, mas o topo da pipeta graduada apresentava o ponto zero 
(marcação de 0 ml no topo). Nessa transferência de líquido a quantidade transferida 
também não foi de 100%, aproximadamente, menos de 1ml ficou na pipeta. 
3. Utilização de buretas: 
OBSERVAÇÕES: Diferente da pipeta, a bureta é fixada em barras metálicas e 
se torna um equipamento fixo de transferência. Para esse experimento também foi 
solicitado a transferência do líquido (alaranjado de metila) para um béquer. Em 
ambas as situações (transferência de 26 ml e 64,7 ml para diferentes béqueres) 
houve resíduo no equipamento. 
4. Introdução ao uso de micropipetas automáticas: 
As micropipetas automáticas são instrumentos para coleta e transferências de 
pequenos volumes de substâncias (1ml ou inferior). Para o experimento em questão, 
foi-nos pedido para transferir diferentes quantidades alaranjado de metila de um 
béquer para tubos de ensaio. Como resultado da transferência, foi observado uma 
quantidade mínima na ponta da micropipeta automática que não havia sido 
transferida. 
5. Preparo de Solução Fisiológica: 
 
 
5 
 
Para esse experimento, foi-nos dado um papel (semelhante ao papel 
manteiga) para a pesagem de exatamente 0,9 g de NaCl. Também fomos orientados 
a ajustar a balança para a pesagem correta do material. 
OBSERVAÇÃO: Mesmo após a regulagem da balança, foi possível observar 
a dificuldade em coletar a quantidade exata de NaCl. A balança sempre tendia para 
mais ou para menos da quantidade proposta (0,9 g). 
Após isso, transferimos a massa de NaCl para um béquer, juntamente com 
50ml de água destilada (utilizamos o auxílio de uma proveta para isso). Com um 
bastão de vidro, dissolvemos o sólido e transferimos o conteúdo do béquer para um 
balão volumétrico de 100ml. Por fim, preenchemos o balão volumétrico com água 
destilada. 
Após todo o processo, foi solicitado o cálculo da concentração em g.L-1 e a 
titulação para a solução preparada. 
1. Concentração molar: concentração molar é a medida de soluto, em 
mol, dissolvida num volume de solução em litros. 
𝑀 =
𝑚1
𝑀𝑀. 𝑉
 
𝑚1 = 0,9𝑔 𝑀𝑀 = 58𝑢 𝑒 𝑉 = 100𝑚𝑙 = 0,1𝐿 
𝑀 = 0,9/58.0,1 → 𝑀 = 0,15 𝑔/𝐿 
 
2. Titulação: a titulação é utilizada para determinar a concentração em 
quantidade de matéria ou mol/L de uma solução que contenha um ácido ou uma 
base. 
𝑇 =
𝑚1
𝑚
 
OBS: 100 ml = 100g (se tratando de água, pode-se admitir isso) 
𝑇 = 0,1.100/100,9 → 𝑇 = 0,0991 = 9,91% 
6. Identificação de alguns recipientes e vidrarias do laboratório e cálculo 
de concentração molar e titulação: 
a) 
1 → Balão volumétrico. 
2 → Béquer. 
3 → Erlenmeyer. 
4 → Pipeta volumétrica. 
 
 
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b) Caso você tenha que preparar uma solução de 100 mL de glicose (MM = 
180 g/ mol), qual deverá ser a massa pesada na balança para alcançar uma 
concentração molar de 0,2M? 
Resolução: 
𝑉 = 100 𝑚𝑙 = 0,1 𝐿 𝑀 =
𝑚1
𝑀𝑀. 𝑉
 ∴ 𝑚1 = 0,2.180.01 → 𝑚1 = 3,6𝑔 
𝑀𝑀 = 180 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
𝑀 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/ 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜 
C) Caso você tenha que preparar uma solução de 450g de sulfato de sódio, 
qual deverá ser a massa pesada na balança para alcançar uma concentração em 
título de 2,5%?𝑚 = 450𝑔 
𝑇 = 2,5% 𝑇 =
𝑚1
𝑚
 → 2,5/100 = 𝑚1/450 
𝑚1 = 11,25𝑔 
 
AULA 2 
ROTEIRO 1 
Nesta unidade foram-nos apresentados o teste de chama e as diferentes 
zonas de aquecimento de um bico de Bunsen. 
1. Teste da chama: 
Esse teste consiste na observação dos espectros de luz dos cátions 
metálicos. Após a excitação do último elétron da camada de valência, este elétron 
tende a saltar para uma camada mais externa e nesse salto quântico temos a 
emissão de luz. Cada família apresenta uma cor diferente. 
OBSERVAÇÃO: 
METAL COR OBSERVADA COMPRIMENDO DE ONDA 
(EM NM) 
Na+ Alaranjado 589 
K+ Alaranjado 420 
BA2+ Vermelho 624 
Ca2+ Vermelho 616 
Sr2+ Vermelho 707 
 
 
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Cu2+ Verde 530 
 
Nesse experimento, todos os elementos foram esquentados utilizando um 
bico de Bunsen. 
Tabela com os intervalos de comprimentos de onda: 
COR Intervalo de comprimentos de onda 
correspondente (em nm) 
Vermelha 780 – 622 
Laranja 622 – 579 
Amarela 579 – 577 
Verde 577 – 492 
Azul 492 – 455 
Violeta 455 – 380 
 
Nota-se que o potássio (K+) não apresentou a cor violeta, muito 
possivelmente isso ocorreu por conta dos resíduos que haviam sobrado dos outros 
elementos. 
2. Apresentação do bico de Bunsen: 
O bico de Bunsen é um dispositivo utilizado para aquecer soluções em 
laboratório. 
• Quando o anel está parcialmente fechado, 
temos a distinção de três zonas da chama. 
Zona externa: violeta-pálida, quase invisível. Os 
gases ao ar sofrem combustão completa. Zona oxidante 
e que pode atingir até 1540ºC. 
Zona intermediária: luminosa, combustão 
incompleta do gás devido falta de O2. Pequenas 
partículas de carbono deixam uma cor escura na ponta 
da chama. Essa zona é chamada de zona redutora e 
pode alcançar 1560°C. 
Zona interna: cor azulada. Os gases ainda não 
sofreram combustão. Pode atingir temperaturas entre 
300º e 500ºC. 
 
 
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1.1 Além dos experimentos citados, essa unidade contou com duas 
questões: 
 
a) Ao observarmos a distribuição eletrônica e a, consequente, valência do 
potássio (19K) é possível definir o período e o grupo ao qual este metal pertence. 
Demonstre como efetuar essa determinação: 
Resposta: 
Seguindo o diagrama de Linus Pauling: 
19K :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 → 4s1 
Nota-se que o elemento potássio (19K) apresenta 4 camadas, portanto, se 
encontra no 4º período. Além disso apresenta 1 elétron em sua camada de valência, 
ou seja, faz parte da família 1A. 
b) Explique o que ocorrerá com uma amostra de potássio (19K) ao ser 
submetida a este teste em termos de fenômenos de excitação e decaimento e sua 
consequência sobre a formação de chama colorida durante o ensaio. 
Resposta: o potássio faz parte da família 1A (metais alcalinos), portanto, 
apresenta a tendência de perder 1 elétron para adquirir sua estabilidade. Como 
mencionado anteriormente, os metais alcalinos emitem uma cor alaranjada após seu 
elétron saltar da camada de valência. 
 
AULA 2 
ROTEIRO 2 
Para essa aula, estudamos a miscibilidade e a polaridade das substâncias. 
1. Estudo da miscibilidade das substâncias: 
Este experimento mostra substâncias sendo misturadas e nos apresenta o 
conceito de miscibilidade. Nesse momento foi introduzido a ideia de polaridade das 
moléculas, entretanto, esse conceito foi aprofundado posteriormente. Na tabela a 
seguir é indicado o que foi observado durante a experiência: 
a) 
Tubo Primeiro reagente Segundo reagente Miscível 
 
 
9 
 
1 4 ml Água 2 ml Etanol Sim 
2 4 ml Água 2 ml Hexano Não 
3 4 ml Água 2 ml Ácido Oleico Não 
4 4 ml Hexano 2 ml Etanol Não 
5 4 ml Hexano 2 ml Butanol Sim 
6 4 ml Hexano 2 ml Ácido Oleico Sim 
 
Conforme foi mencionado em sala de aula, não havia tubos de ensaio 
suficientes para todos testarem por si só, mas o professor apresentou todo o 
processo em 6 tubos já preparados previamente. 
b) Para essa atividade o professor reiterou o que havia mencionado 
anteriormente, mas agora com um pouco mais de detalhes. Foi apresentado a 
estrutura das moléculas citadas anteriormente e a sua polaridade. 
Exemplos: 
Água: H2O 
A molécula da água apresenta polaridade diferente de zero, pois os elétrons 
restantes no oxigênio criam uma nuvem que gera a consequência do desenho a 
seguir: 
 Essa nuvem faz com que o oxigênio não se alinhe com os 
hidrogênios, portanto, definem uma polaridade na molécula da água. 
 
Ácido oleico: 
 
 
 
 
 
 
Para o ácido oleico temos um diferencial. Sua estrutura apresenta 2 
polaridades: 
 
 
 
 
 
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Sua estrutura a esquerda não apresenta polaridade, entretanto, seu lado 
direito apresenta polaridade. Observamos que sua estrutura apolar é maior que sua 
estrutura polar, sendo assim, essa molécula se comportará, preferencialmente, como 
uma molécula apolar. 
Butanol: → molécula polar 
Etanol: → Polar 
 
AULA 3 
ROTEIRO 1 
Para essa unidade, estudaremos as principais propriedades para a 
identificação de ácidos e bases, além de estruturar algumas reações químicas entre 
esses elementos e explicar o que é halocromismo. 
1. Na primeira experiência, separamos 10 tubos de ensaio e cada um foi 
numerado de 1 a 10. 
Nos tubos de 1 a 5 foi pipetado 3 ml de uma solução desconhecida X. 
Nos tubos de 6 a 10 foi pipetado 3 ml de uma solução desconhecida Y. 
Após isso, os tubos foram preenchidos com substâncias químicas diversas da 
seguinte maneira: 
- Tubos 1 e 6: adicione uma ponta de espátula de pó de magnésio. 
- Tubos 2 e 7: adicione 3 gotas de Fenolftaleína. 
- Tubos 3 e 8: adicione 3 gotas de alaranjado de metila. 
- Tubos 4 e 9: adicione 3 gotas de azul de bromotimol. 
- Tubos 5 e 10: mergulhe uma fita de papel de Tornassol roda (ou azul). 
 
RESULTADOS E OBSERVAÇÕES: 
Análise Substância X Substância Y 
Mg (s) A substância corroeu o 
Mg(s) 
Após a mistura, nada 
aconteceu. A substância 
era imiscível. 
Fenolftaleína Houve descoloração da 
substância 
Houve coloração da 
substância (tom de rosa). 
 
 
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Alaranjado de Metila A cor não alterou, mas 
houve formação de 
precipitado 
Não houve alteração, 
manteve a cor alaranjada. 
Azul de Bromotimol Tornou amarelo o azul de 
bromotimol 
Manteve a cor azulada 
Tornassol Azul Tornou vermelho o azul 
de bromotimol 
Manteve a cor azulada 
Resultado Ácido Base 
 
2. Uma substância que pode ser utilizada como indicador de ácido ou 
base é o suco do repolho roxo. Misturando um pouco do suco e da solução 
estudada, é possível identificar seu caráter a partir da escala abaixo: 
 
Com base nisso, foi-nos apresentado 4 materiais e suas cores após passarem 
pelo teste: 
Material Cor 
I. Amoníaco Verde 
II. Leite de magnésia Azul 
III. Vinagre Vermelho 
IV. Leite de vaca Rosa 
 
RESULTADOS E OBSERVAÇÕES: 
I. Amoníaco (Hidróxido de amônio – NH4OH): apresentou coloração 
verde e é constituído por uma hidroxila (“OH”), portanto, é uma base. 
II. Leite de magnésia (Hidróxido de magnésia – Mg(OH)2): apresentou 
coloração azul e é constituído por uma hidroxila (“OH”), portanto, é uma base. 
III. Vinagre (ácido acético – nome oficial: ácido etanoico - CH₃COOH): é 
um ácido. 
IV. Leite de vaca: apresenta ácido lácteo, portanto, também é um ácido. 
 
3. Reação entre o magnésio sólido (Mg(s)) e o ácido clorídrico (HCl): 
Mg(s) + HCl(l) = MgCl2(l) + H2(g) 
https://pt.intl.chemicalaid.com/tools/equationbalancer.php?equation=Mg+%2B+HCl+%3D+MgCl2+%2B+H2
https://pt.intl.chemicalaid.com/tools/equationbalancer.php?equation=Mg+%2B+HCl+%3D+MgCl2+%2B+H2
 
 
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O magnésio reage com o ácido clorídrico e forma o cloreto de magnésio e 
hidrogênio. 
4. Halocromismo: é uma propriedade de certos matérias de mudar de cor 
dado índice de pH. Os indicadores de pH têm essa propriedade. 
 
AULA 3 
ROTEIRO 2 
Nesta unidade faremos o uso de indicadores de pH. Determinaremos o pH de 
dadas substâncias a partir de fitas e do peagâmetro. 
1. Para a experiência, foi utilizado 4 béquerescom as seguintes soluções: 
- 2 ml de solução de ácido acético (CH₃COOH) 0,1 M 
- 2 ml de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 M 
- 2 ml de solução de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 M 
- 2 ml de solução de acetado de sódio (C2H3NaO2) 0,1 M 
Em seguida, foi inserido uma fita indicadora de pH em cada béquer. Obteve-
se, portanto, as seguintes indicações: 
Solução Fita 
Ácido acético 2-3 
Hidróxido de sódio 13 
Cloreto de sódio 7 
Acetado de sódio 7 
 
Em seguida, utilizou-se o peagâmetro para aferir novamente os valores. 
Resultado: 
Solução Fita 
Ácido acético 2,21 
Hidróxido de sódio 12,7 
Cloreto de sódio 7,38 
Acetado de sódio 7 
 
OBSERVAÇÕES: 
 
 
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Foi possível observar como a precisão do peagâmetro se mostra muito 
superior à fita. Mesmo assim, não houve erro de medição, a fita apenas apresentava 
menos detalhes quando comparada com o equipamento (peagâmetro). 
AULA 4 
ROTEIRO 1 
Por fim, tivemos nessa aula um experimento chamado reativo de Tollens, no 
qual o professor criava um espelho em um tubo de ensaio com o nitrato de prata, 
amônia e uma solução de glicose. 
Para o experimento foi utilizado o seguinte processo: 
1. Foi adicionado 1 ml de nitrato de prata em um béquer de 250 ml. 
2. Em seguida, foi adicionado amônia até que o precipitado marrom fosse 
dissolvido. 
3. Com a substância límpida, foi reservado. 
4. Por conseguinte, foi adicionado uma solução (aproximadamente 3 ml) 
de glicose em um balão de fundo chato de 125 ml. 
5. Por fim, a solução de glicose foi misturada junto à solução límpida em 
um tubo de ensaio. 
OBSERVAÇÕES: 
Foi observado a formação de um revestimento de prata no tubo de ensaio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS: 
Relatório feito de acordo com as aulas práticas e roteiro. 
GIORDAN, Marcelo. O papel da experimentação no ensino de ciências. Química 
Nova na Escola, n. 10, p. 43-49, São Paulo, 1999.