Polígrafo_geral_2022_2 (3)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL 
INSTITUTO DE QUÍMICA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
QUÍMICA FUNDAMENTAL – QUI 01121 
 
 
 
 
ROTEIRO DE EXPERIÊNCIAS 
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Sumário 
 
EXPERIÊNCIA 1: ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS.................................................................................8 
EXPERIÊNCIA 2: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS ................................................................................. 16 
EXPERIÊNCIA 3: PREPARAÇÃO, DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES ...................................... 24 
EXPERIÊNCIA 4: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO CARBONATO DE SÓDIO................23 
EXPERIÊNCIA 5: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO GÁS 
HIDROGÊNIO NAS CNTP .......................................................................................................................... 25 
EXPERIÊNCIA 6: CALIBRAÇÃO E USO DO CALORÍMETRO..............................................................27 
EXPERIÊNCIA 7: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS ........... 30 
EXPERIÊNCIA 8: CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................................... 33 
EXPERIÊNCIA 9: PRIMEIRA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DE CONTEÚDOS DE 
ESTEQUIOMETRIA, SOLUÇÕES, GASES, TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA .................... 37 
EXPERIÊNCIA 10: EQUILÍBRIO QUÍMICO ............................................................................................. 39 
EXPERIÊNCIA 11: DETERMINAÇÃO DO KPS DE CARBONATOS METÁLICOS POUCO 
SOLÚVEIS.....................................................................................................................................................41 
EXPERIÊNCIA 12: COMPORTAMENTO ÁCIDO BASE DE SAIS..........................................................45 
EXPERIÊNCIA 13: TITULAÇÃO ............................................................................................................... 48 
EXPERIÊNCIA 14: EFEITO TAMPÃO ...................................................................................................... 54 
EXPERIÊNCIA 15: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO .................................................................. 56 
EXPERIÊNCIA 16: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIAS 
METÁLICAS. ESCALA DE NOBREZA ..................................................................................................... 59 
EXPERIÊNCIA 17: ELETRÓLISE .............................................................................................................. 62 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO 
 
Bem-vindo à parte experimental da QUÍMICA FUNDAMENTAL QUI 01121, que tem por objetivo dar 
ao aluno a oportunidade de conhecer instrumentos básicos utilizados na química e comprovar o 
conhecimento da aula teórica. 
A avaliação da disciplina será feita através de quatro notas relativas a três notas teóricas (T1, T2 e T3), 
correspondendo a unidades separadas, e uma nota prática (P) correspondendo à média aritmética das várias 
notas obtidas no laboratório. 
A nota P é a média aritmética das notas obtidas nas práticas. A nota de cada prática é constituída pelo 
somatório de pontos obtidos no pré-teste (peso 3,0, individual), no desempenho (peso 3,0, individual) e no 
relatório (peso 4,0, em dupla). 
O pré-teste consiste de uma pequena prova com dez (10) minutos de duração. As perguntas abordam 
conteúdos teóricos relacionados à aula, bem como verifica o entendimento do procedimento. Sendo assim, 
para um bom desempenho no pré-teste é necessário estudar, previamente à aula, a introdução teórica 
e o procedimento contidos no polígrafo, bem como o conteúdo relativo ao experimento abordado na 
aula teórica. Este estudo não só ajuda a entender e fixar a teoria, como faz com que a prática transcorra 
mais rapidamente, sendo mais facilmente compreendida. É bom lembrar que um mau desempenho no pré-
teste, em geral, leva também a um resultado insatisfatório na prática. Prepare-se para o pré-teste!!! Além 
de garantir a sua aprovação na área prática ainda vai lhe ajudar nas três (3) áreas teóricas. 
 
Notas, Cronograma, Plano de Ensino e outras informações: 
Plataforma Ensino e cronograma de atividade no Moodle: https://moodle.ufrgs.br/login/index.php 
Xerox DAEMA: Pasta QUI 01121 – Prof. Wilmer Villarreal 
 
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ORIENTAÇÕES PARA AS AULAS PRÁTICAS 
 
1. A frequência as aulas práticas é obrigatória, pois cada aula tem uma avaliação específica (pré-teste, 
desempenho durante a aula e conceito pelo relatório produzido). 
 
2. É obrigatório o uso de um guarda-pó para proteção das roupas e do corpo e óculos de proteção para 
proteção dos olhos. Além disso, o aluno deve vestir calça comprida e sapato fechado para permanência 
dentro do laboratório e para o desenvolvimento da aula. 
 
3. Cada aluno deverá levar para a sua bancada somente o material indispensável ao desenvolvimento de 
cada aula (o restante deverá ficar no armário). 
 
4. Os alunos são responsáveis do início ao final do período letivo pelo material de uso individual que lhe 
for entregue. 
 
5. Os reagentes de uso coletivo devem ser mantidos em seus lugares a fim de facilitar o trabalho dos demais 
colegas. 
 
6. O material antes de ser utilizado no início da aula, deve ser rigorosamente limpo com detergente e água 
da torneira, utilizando-se água destilada somente para enxaguar. No final da aula, o material deve ser limpo 
apenas com detergente e água da torneira. 
 
7. Toda e qualquer reação química capaz de produzir gás ou vapor deverá ser realizada na capela. 
 
8. Tendo em vista o alto custo dos reagentes e as dificuldades de obtenção e de preparo, use sempre as 
pequenas quantidades indicadas pelo professor no decorrer das aulas. 
 
9. Os resíduos finais de cada experiência deverão ser recolhidos a frascos próprios. Somente colocar na pia 
produtos que não prejudiquem o meio-ambiente. 
 
10. No final da aula, todo aluno deverá deixar o material limpo e em perfeitas condições de uso pelos 
grupos seguintes. Os reagentes deverão ser mantidos fechados após a sua utilização e posteriormente 
guardados nos devidos lugares. As balanças devem ser mantidas limpas. Avise o professor imediatamente 
caso haja necessidade de limpeza da balança. 
 
11. A participação, o interesse e a responsabilidade dos alunos nas aulas práticas são considerados no 
conceito final. Assim, espera-se o bom envolvimento de todos nas atividades propostas, evitando 
manifestações capazes de prejudicar os trabalhos dentro do laboratório. 
 
12. Conservar a limpeza do laboratório. 
 
13. Nunca fumar, beber ou comer no laboratório. 
 
14. Não será permitido ao aluno efetuar aulas práticas de laboratório em turma diferente daquela que lhe 
tenha sido designada, salvo que ocorra expressa autorização do professor e regente da disciplina. 
 
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RELAÇÃO DO MATERIAL UTILIZADO EM AULAS PRÁTICAS - DEFINIÇÃO E UTILIZAÇÃO 
 
Independentemente da técnica a ser utilizada no laboratório, abaixo estão selecionados os materiais 
mais utilizados com suas respectivas imagens. 
 
 
- Balança: instrumento para determinação de massa. Laboratórios de ensino 
costumam ter balanças analíticas e/ou semianalíticas, que podem ser 
eletromecânicas ou eletrônicas (digitais). 
 
- Barômetro: instrumento destinado à medição de pressão atmosférica. Pode 
ser de dois tipos: 
Barômetro de mercúrio: é o convencional, é constituído por um capilar de vidro 
preenchido com mercúrio, sendo uma extremidade fechada e outra aberta e 
imersa num reservatório de mercúrio. A pressão atmosférica é equilibrada pela 
pressão da coluna de mercúrio. O capilar tem uma escala lateral, cujo valor 
coincide com o nível do mercúrio no interior do capilar, indicando o valor da 
pressão atmosférica. 
Barômetro aneroide: instrumento em que a medida da pressão atmosférica se 
baseia na deformação de um diafragma, que é uma das paredes de um 
recipiente hermético de metal. 
 
 
- Termômetro: instrumento de medição detemperatura cujo funcionamento se 
baseia no estabelecimento de equilíbrio térmico entre este e o sistema cuja 
temperatura se deseja determinar. É constituído por um tubo de vidro com 
escala de temperatura sobreposta a um tubo capilar preenchido com mercúrio 
ou álcool com corante. 
Os alunos devem ter presente que não podem sacudir o termômetro para baixar 
a temperatura, como é de costume proceder com termômetros clínicos. A 
leitura da temperatura precisa ser feita tendo o bulbo em contato com o meio 
cuja temperatura se deseja determinar. 
 
 
- Bico de gás: o bico de gás é conectado à linha de gás do laboratório. Promove 
o aquecimento direto necessário em diversos procedimentos de laboratório. 
Alguns detalhes devem ser salientados: 
i. quando o bico de gás não está sendo utilizado, a válvula geral do laboratório 
deve ser fechada; 
ii. os estudantes devem ter sempre presentes que, além do registro geral, no 
momento de acender (ou de apagar) a chama, devem primeiro abrir (ou fechar) 
a válvula da bancada e depois abrir (ou fechar) a válvula do bico de gás. Com 
este procedimento o tubo entre o bico e a linha de gás é mantido sem gás 
quando não está em uso. 
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- Tela de arame com amianto: pedaço quadrado de tela de ± 20 cm x 20 cm 
tendo sua porção central preenchida com amianto. Serve de apoio para vidraria 
que é levada à chama sobre o tripé de ferro, assim como serve de proteção de 
bancada para o material aquecido que repousa sobre a mesma, aguardando 
resfriamento. É também uma medida de segurança, já que um recipiente sobre 
uma tela de amianto está potencialmente quente, logo será tomada a devida 
precaução. 
 
- Tripé de ferro: armação de ferro composta de um aro e três apoios com 
altura superior ao bico de gás. Usado como suporte para material que é 
aquecido na chama como, por exemplo, cadinho de porcelana apoiado em 
triângulo de argila ou béquer apoiado em tela de amianto. 
 
- Tenaz metálica: instrumento metálico, em forma de tesoura e com 
extremidade similar a uma pinça, que é usado no manuseio de material 
aquecido. Este manuseio deve ser realizado envolvendo externamente o 
material aquecido, ou seja, sem que uma das extremidades seja introduzida no 
recipiente. Este procedimento impede uma possível contaminação do conteúdo 
do recipiente em questão. 
 
- Tubos de ensaio: tubos de vidro de diâmetro e comprimento variável com 
uma das extremidades fechada. Tem usos diversos, entre os quais: 
i. observação de reações em pequena escala; 
ii. aquecimento de soluções, com agitação constante direto na chama. 
 
- Estante para tubos de ensaio: estante de madeira com duas prateleiras, 
sendo que a superior contém diversos orifícios circulares. Pode ser também de 
arame revestido ou de plástico, possuindo pequenas variações no formato. 
Utilizada no apoio de tubos de ensaio. 
 
- Agarrador de madeira: agarrador similar a um prendedor de roupa, com 
comprimento em torno de 20 cm. Usado basicamente para agarrar tubos de 
ensaio quando estes são levados à chama, permitindo agitação durante o 
aquecimento. 
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- Escova de limpeza: haste metálica revestida de cerdas em uma das 
extremidades, cujo uso fundamental é a limpeza de material, especialmente 
vidraria. 
 
- Bastão de vidro: vara de vidro de pequeno diâmetro e comprimento variado, 
até ± 30 cm. Entre os principais usos pode-se citar: 
i. transferência de gotas para o papel indicador apoiado sobre vidro de relógio; 
ii. homogeneização de solução; 
iii. transferência de líquidos. 
 
- Espátula: instrumento em forma de uma pequena colher, calha ou pá (plana). 
Pode ser confeccionada de metal, porcelana ou de plástico rígido. 
Essencialmente usada no manuseio de reagentes sólidos. 
 
- Frasco lavador: frasco de material plástico, sem muita rigidez, contendo 
tampa e um fino tubo de vidro ou plástico para esguichar o conteúdo. Atua 
como reservatório de água destilada e/ou deionizada para uso geral em 
qualquer procedimento de bancada. Se necessário, o frasco lavador pode conter 
outros solventes, mas nesses casos, deve estar muito bem rotulado e de 
preferência deve existir um frasco para cada solvente utilizado. 
 
- Béquer ou copo de vidro: recipiente de vidro em forma de copo com 
tamanhos variáveis. Pode ser utilizado para promover aquecimento de líquidos 
ou soluções na chama, desde que colocado sobre tela de amianto apoiada no 
tripé de ferro. Sua calibração grosseira permite apenas medidas aproximadas de 
volume. 
 
- Balão volumétrico: frasco em forma de pera de fundo abaulado, colo estreito 
e longo, com uma marca a sua volta. É confeccionado em diversos tamanhos, 
cada um calibrado, a 20 ºC, para conter volumes exatos de líquidos quando 
adequadamente preenchidos até a marca. É usado para preparar soluções de 
concentração conhecida. Uma vez preparada a solução, esta deve ser transferida 
para um frasco adequado previamente rotulado. A solução não deve ser 
armazenada no balão volumétrico. 
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- Vidro de relógio: disco de vidro côncavo e diâmetro variável que tem 
diferentes usos, entre os quais: 
i. pesagem de reagente sólido; 
ii. cobertura de recipiente contendo solução, ou alguma mistura reacional que 
deva ser armazenada por tempos mais longos; 
iii. apoio para o papel indicador em procedimentos de bancada. 
 
- Proveta: cilindro graduado, com uma base de apoio, que pode ser 
confeccionado com diferentes capacidades. Utilizada para medidas de volume 
de líquidos até o valor máximo de sua escala. 
 
 
- Bureta: tubo cilíndrico de seção uniforme, graduado em mililitros com uma 
torneira, de vidro ou teflon, por onde escoa o líquido. As mais utilizadas em 
Química Geral têm escalas de 0 a 25 mL ou de 0 a 50 mL. São usadas para 
escoamento de volumes variáveis de soluções, dentro da capacidade da sua 
escala, em processos de titulação. A bureta deve ser fixada ao suporte universal 
por um agarrador duplo (os dois pontos de fixação garantem a verticalidade da 
bureta durante a operação). 
Buretas não podem ser levadas à estufa para secar. 
Todo o manuseio deve ser realizado sobre a bancada com a bureta fixada ao 
suporte. 
 
- Suporte universal: haste de ferro de ± 50 cm fixada a uma base retangular. 
Usado como apoio para agarradores e argolas de ferro que, por sua vez, 
sustentam vidrarias. 
 
- Agarrador duplo: agarrador metálico capaz de ser fixado no suporte 
universal e com capacidade para fixar, em dois pontos, duas buretas 
simultaneamente. 
 
- Agarrador simples: agarrador metálico utilizado na fixação de tubos de 
ensaio, erlenmeyer ou outras vidrarias, no suporte universal, com auxílio da 
mufa. Possibilita ajustar o afastamento do suporte universal, bem como o 
ângulo de inclinação da vidraria sustentada. 
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– Mufa: peça metálica maciça com duas aberturas defasadas a 90º em torno do 
eixo central e um parafuso em cada uma. Com a abertura encaixada no suporte 
universal, na posição desejada, o parafuso é apertado, fixando assim a peça à 
haste do suporte. A outra abertura então está livre para fixar o agarrador 
simples, também através do parafuso. Deve-se tomar o cuidado de montar de 
tal forma que a abertura que vai receber o agarrador fique voltada para cima. 
 
- Erlenmeyer: frasco de formato cônico, com colo curto e boca larga. É 
confeccionado em vários tamanhos e apresenta graduação grosseira. É 
principalmente utilizado em procedimentos de titulação. Pode ser usado 
também para aquecimento de soluções, ou em bico de gás, desde que apoiado 
em tela de amianto e tripé de ferro, ou direto em placa de aquecimento. O 
formato cônico, com a boca mais estreita que a base, permite o aquecimento 
com menor perda de solvente por evaporação, bem como a agitação, no caso da 
titulação, sem projeção de solução para fora do frasco. 
 
- Pipeta graduada: tubo de vidro com uma escala e as extremidades afiladas, 
em que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de medir-lhe com precisão 
o volume. A escala, que pode ou não terminarna extremidade afilada inferior, 
permite escoar diferentes volumes de líquidos até o volume nominal da pipeta. 
Pipetas não podem ser levadas à estufa para secar. 
Pipetas em que a escala termina antes da extremidade apresentam vantagem em 
caso de danificação da sua extremidade, pois esta pode ser reconstituída por um 
vidreiro sem prejuízo da escala. 
 
 
- Pipeta volumétrica: tubo de vidro com um bulbo na parte central e as 
extremidades longas e afiladas. Apresenta uma marca circular na extremidade 
superior e pode ou não ter outra marca na parte inferior mais afilada (pipeta de 
dois traços). Pode ser confeccionada em diversos volumes e são calibradas para 
deixar escoar volumes exatos de líquidos. 
Pipetas não podem ser levadas à estufa para secar. 
Pipetas com uma segunda marca antes da ponta afilada apresentam vantagem 
em caso de danificação da sua extremidade, pois esta pode ser reconstituída por 
um vidreiro sem a inutilização da pipeta. 
Observação: Quando ocorre a reconstituição da ponta, a pipeta deve ser 
novamente aferida, especialmente para as disciplinas de Química Analítica 
Quantitativa. 
 
 
- Pipetador, pera e seringa: 
Pipetador de três saídas: é um bulbo de borracha com três tubos que são 
vedados com esferas de aço inox ou de plástico. Ao pressionar o bulbo de 
borracha no local da esfera, o ar passa pelas laterais. Ao soltar, o tubo fica 
novamente vedado. Pelo bulbo superior é expelido o ar no interior do bulbo. 
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Pera: bulbo simples de borracha que permite espiração e expulsão do líquido. 
Como o controle da quantidade liberada é mais fácil, o melhor é utilizá-lo para 
aspiração acima da marca da pipeta, removê-lo, vedar a pipeta com o dedo 
indicador, acertar a marca e então liberar o líquido. 
 
Seringa: seringa descartável conectada a um tubo de borracha para aspiração e 
expulsão de líquidos. Também pode ser usada somete para aspiração até acima 
da marca da pipeta e a expulsão será como descrito para a pera. As seringas 
descartáveis não podem ser usadas para líquidos orgânicos. Tem a vantagem de 
ser barata e de fácil reposição. 
 
28 - Funil de vidro: utensílio cônico, provido de um tubo chamado haste. O 
funil, em geral de vidro, é confeccionado em diversos tamanhos e 
comprimentos de haste. Os principais usos são filtração comum e transferência 
de líquidos. 
Em processos de filtração comum, o papel de filtro deve ser devidamente 
dobrado e adaptado ao funil que, por sua vez, deve ser apoiado em um suporte 
com a parte alongada de sua haste tocando a parede do frasco que vai receber o 
filtrado. Desta forma, a filtração ocorre por escoamento e não por gotejamento, 
o que a torna mais eficiente. Em processo de transferência de líquidos, mesmo 
este sendo realizado com o auxílio de um bastão de vidro, o funil de vidro é útil 
quando o frasco receptor tem boca muito estreita. 
 
 
29 - Suporte para filtração: suporte de madeira com altura regulável e 
orifícios circulares para apoio de funil de vidro. Usado basicamente em 
processo de filtração, mas também em processos de transferência de líquidos, 
pois neste último o funil de vidro não deve ser apoiado diretamente na borda do 
frasco receptor. 
 
17 - Funil de Büchner: funil de porcelana em forma cilíndrica de pouca altura 
e com base constituída por uma placa com várias perfurações. O papel de filtro 
deve ser recortado em formato circular de forma a cobrir todas as perfurações, 
mas sem subir pelas paredes laterais do funil. A haste é adaptada a uma rolha 
de borracha perfurada que, por sua vez, é adaptada ao frasco filtrante (kitasato). 
É utilizado em processos de filtração à pressão reduzida, quando devidamente 
adaptado ao kitassato. 
 
31 - Kitasato ou frasco filtrante: frasco de vidro cônico, similar a um 
erlenmeyer, mas com paredes mais espessas e uma saída lateral na porção 
superior. Através desta é feito vácuo, conectando o frasco a uma trompa d’água 
ou a uma bomba de vácuo. Junto com o funil de Büchner é utilizado em 
filtrações a pressão reduzida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TABELA DE POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO 
 
 
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EXPERIÊNCIA 1: ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
MEDIÇÃO, EXATIDÀO, PRECISÃO, ERRO E ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
1. MEDIÇÃO: 
Designamos por medição ou operação de medida qualquer determinação do valor de uma 
quantidade característica de um sistema ou do estado de um sistema. As medições podem ser diretas 
(como a simples medição de uma distância usando uma régua), podem ser indiretas (como a 
determinação da densidade de uma substância a partir das medições diretas da massa e do volume de 
uma amostra dessa substância), ou podem resultar de uma repetição de várias medições. 
Em geral, a medição de uma dada quantidade apenas produz, como resultado, uma estimativa, isto 
é, um valor mais ou menos aproximado do valor verdadeiro dessa quantidade. Com a repetição da 
operação de medida não se consegue mais do que novas estimativas, não necessariamente melhores do 
que a primeira. Chama- -se erro de uma medição à diferença entre o valor obtido nessa medição e o 
valor verdadeiro da quantidade que se pretende determinar. Uma medição diz- se tanto mais exata 
quando menor for o seu erro. 
Pode-se, pois, dizer que a segunda determinação é muito mais exata do que a primeira. A 
magnitude do erro, por si só, não é uma quantidade muito informativa. A importância do erro de uma 
medição revela-se em comparação com o valor medido. 
Para ilustrar esta afirmação consideremos a medição de duas distâncias, a largura de uma página 
A4 e o raio equatorial da Terra. Uma medição da largura de uma página A4 produziu o resultado de 
209 mm; sabendo-se que o valor verdadeiro é 210 mm, o erro cometido foi, em módulo, 1 mm. Numa 
determinação do raio equatorial da Terra obteve-se o valor de 6375 km; sendo o valor verdadeiro 
desta quantidade 6371 km, concluímos que o erro cometido é agora de 4 km, ou seja, 4• 106 mm. O 
erro da primeira medição é muito menor que o da segunda, mas a verdade é que quatro quilômetros de 
erro na medição do raio da Terra têm uma importância relativa muito menor que um erro de um 
milímetro na medição da largura da página A4. Outro exemplo: se afirmar que ontem tive dois 
convidados para jantar em casa, quando, de fato, foram três, cometo um erro grosseiro; mas se 
dissermos que cinquenta mil espectadores assistiram a um jogo de futebol quando, na verdade, apenas 
quarenta e nove mil o presenciaram, já ninguém dirá que se cometeu um grande erro, apesar ser 
bastante superior, em termos absolutos, ao cometido na contagem dos convidados... 
 
2. ERROS DE MEDIDA: 
 
Para melhor avaliar o valor relativo do erro, introduz-se uma quantidade chamada erro relativo, 
que é a razão entre o erro e o valor verdadeiro da quantidade medida. Para distinguir bem o erro 
relativo, chama-se por vezes erro absoluto à diferença entre o valor medido e o valor verdadeiro. 
De acordo com a definição apresentada, para se determinar o erro (absoluto ou relativo) de uma 
medição é necessário conhecer o valor verdadeiro da quantidade medida. Na esmagadora maioria das 
situações, esse valor não é conhecido (ou então para quê fazer a medição?), logo, não se pode 
determinar o erro. Ainda assim, consegue-se em geral fazer estimativas do módulo do erro cometido. 
Por exemplo, quando se mede a largura de uma folha de papel A4 com uma régua graduada em 
milímetros, é possível, com cuidado, evitar erros superiores a meio milímetro. Neste caso, é possível 
indicar o valor máximo do módulo do erro; se o resultado da medição foi de 210,0 mm, pode 
dizer-se que a largura da folha de papel A4 tem um valor compreendido entre 210,0 mm - 0,5 mm 
e 210,0 mm + 0,5 mm, ou ainda pode-se representar a medida como: 120,0 mm ± 0,5 mm ou (120,0 
± 0,5) mm. 
 
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𝑬𝒓𝒓𝒐	𝒂𝒃𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 = 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟	𝑚é𝑑𝑖𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟	𝑟𝑒𝑎𝑙 
 
𝑬𝒓𝒓𝒐	𝒓𝒆𝒍𝒂𝒕𝒊𝒗𝒐 = 	
(𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟	𝑚é𝑑𝑖𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟	𝑟𝑒𝑎𝑙)
𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟	𝑟𝑒𝑎𝑙
 
Erro Aleatório: Relaciona-secom a precisão, ou seja, com a reprodutibilidade da medida de uma 
quantidade. Esses erros independem da grandeza do erro sistemático e são tratados estatisticamente. São 
erros difíceis de determinar, pois não estão associados a um determinado procedimento ou a uma 
determinada técnica. 
Erro Sistemático: Relaciona-se com a diferença entre o valor medido e o valor real. Este erro pode ser 
um valor positivo ou negativo 
 
Um valor preciso, no entanto, pode não ser exato! 
 
O erro relativo é adimensional, mas é comumente expresso em partes por cem, percentual (%), 
quando multiplicado por cem. 
 
Exemplos: 0 valor verdadeiro da concentração de uma solução é 0,1005 mol/L e o valor 
encontrado é 0,1010 mol/L. 
Erro absoluto = 0,1010 - 0,1005 = + 0,0005 mol/L 
Erro relativo percentual = (0,0005 / 0,1005 ) . 100 = 0,5 % 
 
Os erros podem ser agrupados em duas classes: (a) erros aleatórios ou fortuitos e (b) erros 
sistemáticos. 
Os erros sistemáticos são aqueles que afetam sempre no mesmo sentido e com a mesma magnitude o 
resultado de uma medição. Por exemplo, as medições de comprimentos feitas com uma fita métrica 
mal graduada estão afetadas de erro sistemático resultante da má graduação da fita. 
Os erros aleatórios são, como o nome indica, imprevisíveis, tanto em grandeza como em sentido. Um 
exemplo de erro aleatório é a erro cometido nas cronometragens, quando não se usam mecanismos 
automáticos de arranque e de paragem do cronômetro. Na medição de comprimentos com fitas 
métricas é usual fazerem-se estimativas, que são afetadas por erros aleatórios que dependem de fatores 
pessoais do observador. 
Os erros sistemáticos afastam de forma consistente o resultado das medições do valor verdadeiro da 
quantidade que se mede. Assim, afetam apenas a exatidão da medição. Em contrapartida, os erros 
fortuitos apenas dispersam os resultados das medições; afetam pois, principalmente, a precisão das 
medições. 
 
 
3. EXATIDÃO E PRECISÃO DE UMA MEDIDA: 
 
A precisão está relacionada com as diferenças de medidas de uma determinada quantidade, por um 
determinado método e por um determinado operador. Essas diferenças sempre ocorrem, por mais 
sofisticada que seja a técnica. Quanto menor esta diferença, maior a reprodutibilidade do resultado e 
maior a precisão da medida. 
 
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Resultados obtidos por três arqueiros numa série de lançamentos de dardos em uma competição: 
Os resultados da esquerda (a) revelam um atirador com um grande erro sistemático, mas com erros fortuitos 
pequenos, ou seja, muito preciso, mas pouco exato; os do centro (b) foram obtidos por um arqueiro cujo erro 
sistemático é pequeno, mas com grandes erros aleatórios (pouco preciso e pouco exato) e os da direita (c) são 
de um atirador com maior perícia (pequenos erros aleatórios e sistemáticos, revelando alta exatidão e 
precisão). 
Como saber quantos algarismos significativos tem um determinado número? 
A exatidão se relaciona com o quanto um valor medido se aproxima de um valor real. Quanto mais 
próximos estes valores, maior a exatidão da medida. Mas o que é valor real? Muitas vezes, é 
desconhecido em situações reais e na prática, é substituído pelo valor mais provável, que 
frequentemente é determinado por um profissional mais treinado no uso da técnica e na obtenção de 
uma dada medida. 
 
Exatidão de uma medição: medida da proximidade do valor medido ao valor verdadeiro da grandeza 
medida 
Precisão de uma medição: medida da dispersão dos resultados obtidos em repetições independentes 
dessa medição 
 
4. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS: 
 
Os algarismos significativos são importantes quando é necessário expressar o valor de uma dada 
grandeza determinada experimentalmente. Só têm sentido quando se aplicam valores numéricos a 
grandezas físicas ou químicas. Esse valor pode ser obtido diretamente (exemplo: determinação de uma 
substância por pesagem ou a determinação do volume de uma solução com uma pipeta ou bureta} ou 
indiretamente, a partir dos valores de outras grandezas medidas (exemplo: cálculo da concentração de 
uma solução a partir da massa do soluto e do volume da solução). 
Quando se fala em algarismos significativos de um número, refere-se aos dígitos que representam 
um resultado experimental, de modo que apenas o último algarismo seja duvidoso. O número de 
algarismos significativos expressa a precisão de uma medida. Os algarismos significativos de uma 
medida incluem todos os dígitos conhecidos com certeza mais um dígito incerto. 
Exemplo 1: Uma massa de 4,00 g, medida com aproximação de 0,01 g implica em dizer que a 
massa se situa entre 3,99 g e 4,01 g ou 4,00 g ± 0,01 g. (três algarismos significativos, com último 
dígito incerto). 
 
 
4.1. Regras Gerais: 
 
1- Todos os dígitos não-zero são significativos. 
2- Zeros ao final de um número e à direita do ponto decimal são significativos. 
 
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3-Zeros à esquerda do primeiro dígito não-zero não são significativos. 
4- Zeros entre dígitos não-zeros são significativos. 
5- Quando um número termina em zeros que não estão à direita do ponto decimal esses zeros não são 
necessariamente significativos. 
 
Podemos observar a Tabela abaixo: 
 
número N° algarismos significativos regras número 
N° algarismos 
significativos regras 
4 1 1 700,07 5 4 
7,4 2 1 7.1014 1 1 
7,0 2 2 7,40.1021 3 2 
0,0007 1 3 130 2 ou 3 (dígito incerto não especificado ) 5 
0,00700 3 2,3 1,30.102 3 2 
 
Pode-se observar que os zeros à esquerda de outros dígitos não são considerados algarismos 
significativos, pois são usados apenas para indicar a casa decimal. Neste caso, é mais aconselhável a 
notação exponencial. 
 
4.2.Cálculos com Algarismos Significativos: Propagação de Erros 
 
Quando o resultado de uma análise é calculado, vários números que representam os valores das 
grandezas determinadas experimentalmente são envolvidos. A manipulação destes dados experimentais, 
que geralmente possuem diferentes números de algarismos significativos, gera o problema de se 
determinar o número de algarismos significativos a ser expresso no resultado do cálculo. Por isso, 
algumas regras devem ser seguidas quando são realizados os cálculos: 
 
4.2.1. Adição e Subtração: 
 
Os números para serem adicionados ou subtraídos devem ter o mesmo número de casas decimais. 
Nestas operações, o número de algarismos significativos da operação final, deve apresentar o número de 
casas decimais do valor numérico que apresentar o menor número de casas decimais. 
 
EX. 124,4589 + 356,287 - 3,3 = 477,4459 (valor obtido na calculadora) 
(mas, o número 3,3 apresenta apenas uma casa decimal) 
 Resultado final 477,4 
 
2,54.10-4 + 2,55.10-3 -1,18.10-6 = 2,80282 10 -3 
(0,254.10-3 + 2,55.10-3 + 0,000118.10-3 ) 
(mas o número 2,55.10-3 apresenta o menor número de casas decimais) 
Resultado final 2,80 10-3 
3,25.104 + 4,283.106 - 1,24.103 = 4,31426.106 
(0,0325.106 + 4,283.106 - 0,00124.106) 
(mas o número 4,283.106 apresenta o menor número de casas decimais) 
Resultado final 4,314.106 
17 
 
 
Quando se trata de valores exponenciais, é recomendável que todos estes sejam transformados no 
mesmo expoente e posteriormente se observa o menor número de casas decimais. O resultado final 
sempre é expresso no menor número de casas decimais. Uma regra prática é observar o número de 
casas decimais do maior número (levando em conta seu expoente). A resposta final é sempre o número 
de casas decimais do maior número, como nos exemplos acima. 
Pode-se fazer o arredondamento antes da soma ou depois da soma: 
 
Ex: 1,627 + 23,1 + 4,06 + 106,91 = 135,697 R = 135,7 
1,6 + 23,1 + 4,1 + 106,9 = 135,7 R = 135,7 
 
Recordando.......Regras de arredondamento do número à direita do último algarismo significativo 
Caso Regra Exemplo 
Maior que 5 Aumenta uma unidade 7,17476 →		7,1748 
Igual a 5 Arredonda-se de modo que o último algarismo seja 3,2845 →		3,284 
 par 9,135 →		9,14 
Menor que 5 Mantém igual 2,1921 →		2,1924.2.2. Multiplicação e Divisão 
 
O resultado de uma multiplicação e divisão sempre será expresso com o menor número de algarismos 
significativos dos valores numéricos em questão. 
 
Ex. (4,25 x 2,148)/35 = 0,26082857 
(mas, o número 35 tem 2 algarismos significativos) 
Resultado final 0,26 
 
(12,8.10-5 x 2,508.10-7)/(2,36.10-4 x 1,1.105) = 1,2366102.10-12 
( mas, o número 1,1.105 apresenta 2 algarismos significativos) 
 Resultado final 1,2.10-12 
4.2.3. Logaritmos e Antilogaritmos 
 
 
 
O número de algarismos significativos de um logaritmo deve ser o número de algarismos da 
mantissa desse número, isto é, apenas são significativos os números que aparecem após a vírgula 
(mantissa do número). O número que aparece na frente da vírgula apenas reflete a ordem de grandeza 
deste, e por sua vez, não é significativo. No caso do antilog, o número final deve ser expresso com o 
número de algarismos que aparecem após a vírgula do valor que está se efetuando a operação. 
18 
 
 
Ex. 
Log 339 = 2,5301996 (resultado obtido na calculadora) 
339 apresenta 3 algarismos significativos 
o valor 2 representa a ordem de grandeza do número 
Resultado final 2,530 - apenas os dígitos 530 são significativos 
 
Log (5,425.10-8)= -7,2656002 (resultado obtido na calculadora) 
5,425.10-8 apresenta 4 algarismos significativos 
-7 representa a ordem de grandeza do número 
Resultado final -7,2656 - apenas os dígitos 2656 são significativos - mantissa do número 
 
Log (1,1.102)= 2,0413926 
2 à frente do número representa a ordem de grandeza deste. 
Resultado final 2,04 - apenas os dígitos 04 são significativos, isto é, é a mantissa do logaritmo 
 
102,25 = 1,7782794.102 
apenas o 25 do expoente é significativo (dois algarismos significativos) 
Resultado final 1,8.102 - o resultado deve ter dois algarismos significativos 
106,142 = 1,3867558.106 
apenas o 142 do expoente é significativo (três algarismos significativos) 
Resultado final 1,39.106 - resultado expresso com 3 algarismos significativos 
5. EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
Resolver todos os exercícios levando em consideração o número de algarismos 
significativos. 
 
 
a) [(2,5678 + 3,12) x 7,068]/[(1,2568-4,25)x(2,365 + 1,120)] R = -3,86 
 
 
b) [1,25.10-4 x (1,65.10-6-2,52.10-2)]/(2,25x1,589.103) R = 9,60.10-8 
 
 
c) [2,56 x (2,35.10-5)]/[ (2,254 - 4,32)] R = 2,91.10-5 
 
 
d) [(1,000 - 0,45) x 10-2]/ 2,357) R = 2,3.10-3 
 
 
e) {[4,789.103 + (25,48 x 1,250 x 1,89)] - 23,578} R = 4,83.103 
 
 
 
 
 
19 
 
 
RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
a) [(2,5678 + 3,12) x 7,068]/[(1,2568-4,25)x(2,365 + 1,120)] (três algarismos) 
 
(5,69 x 7,07)/ {-2,99 x 3,48) = 40,2/(-10,4) = - 3,86 
 
b) [1,25.10-4 x (1,65.10-6 - 2,52.10-2)]/(2,25 x 1,589.103) (três algarismos) 
[1,25.10-4 x (0,000165.10- 2 - 2,52.10-2)]/(3,58.103) = [1, 25.10-4 x -2,52.10-2] /(3,28.103) = 
= - 3,15.10-6 / 3,28.103 = - 9,60.10-8 
 
c) [2,56 x (2,35.10-5 )]/[ (2,254 - 4,32)] (três algarismos) 
 
6,02.10-5 /(-2,07) = - 2,91.10-5 
 
d) [(1,000 - 0,45) x 10-2] / 2,357) (dois algarismos) 
 
0,55.10-2 / 2,4 = 0,23.10-2 = 2,3.10-3 
 
e) ([4,789.103 + (25,48 x 1,250 x 1,89)] - 23,578} (três algarismos) 
 
[4,79.103 + 60,2] -23,6 = [4,79.103 + 0,0602.103] -23,6 = 4,85 . 103 - 0,0236 .103 = 4,83.103 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
EXPERIÊNCIA 1: ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
 
PROCEDIMENTO: 
Técnica de Pesar 
 
Existem diferentes tipos de balanças, com diferentes sensibilidades, desde as utilizadas para 
pesagens com pouca exatidão, para realizar pesagens com aproximação de até 0,01 g, passando pelas que 
fornecem aproximação de até 0,001 g, até as balanças analíticas com aproximação de décimo de miligrama 
(0,0001 g). Existem também as balanças com aproximação de 10-5 g e até de 10-6 g. As mais comuns em 
laboratórios de Química Geral são, porém, as que se situam entre 10-2 g e 10-4 g. 
 
Ao utilizar uma balança deve-se ter o cuidado de identificar sempre a carga máxima permitida e 
jamais excedê-la. 
 
A balança analítica passou por uma evolução que vai da balança de dois pratos e chega até as 
balanças eletrônicas, tornando o ato de pesar muito mais rápido. 
 
É sempre aconselhável que as balanças sejam ligadas 30 minutos antes do uso, para ambientação e 
auto calibração. As balanças analíticas são extremamente sensíveis e deve-se ter o máximo cuidado em seu 
manuseio e manutenção. 
 
Seja qual for a balança a ser utilizada, é essencial que esta esteja nivelada. Portanto, checar o nível 
da balança antes de usá-la é um procedimento fundamental. O nível de uma balança se assemelha a um 
nível de construção civil. Uma bolha de ar deve estar situada dentro de um círculo. Caso a balança não 
esteja nivelada, deve-se ajustar a altura de seus apoios laterais de forma a centralizar a bolha de ar dentro do 
círculo. Somente depois deste procedimento a pesagem pode ser efetuada. 
 
Antes de iniciar o processo de pesagem, verifique se o prato da balança está limpo e se ela está 
zerada. Tare a balança com o recipiente no qual vai ser colocado o material a ser pesado. Adicione o 
material e faça a leitura diretamente no mostrador. Através da tara, que é o desconto automático da massa 
do recipiente, é possível ler diretamente no visor a massa do que foi adicionado ao recipiente. Como nunca 
se coloca produto químico diretamente sobre o prato da balança, a função tara agiliza a pesagem. As 
balanças analíticas são extremamente sensíveis e deve-se ter o máximo cuidado em seu manuseio e 
manutenção. 
 
Conserve-a limpa, tendo o cuidado para não deixar cair reagente sobre a balança 
 
PROCEDIMENTO: 
 
Técnica de Pesar 
 
Pese dois objetos diferentes (objeto 1 e objeto 2) nas três balanças: analítica e semi analítica de 2 e 
semi analítica de 3 casas decimais. Faça os arredondamentos solicitados e compare os resultados 
considerando as massas obtidas nas pesagens realizadas. 
 
 
21 
 
 
EXPERIÊNCIA 2: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS 
OBJETIVOS: 
Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes. 
Conhecer e efetuar técnicas específicas de laboratório. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
I. EQUIPAMENTOS PARA MEDIDAS DE VOLUME 
Para a medida e transferência de volume de líquidos, usam-se os seguintes aparelhos: 
a) aparelhos calibrados para conter um certo volume de líquido. Ex.: balões volumétricos e provetas; 
b) aparelhos calibrados para dar escoamento a um certo volume de líquido. Ex.: pipetas (volumétricas e 
graduadas) e buretas. 
A bureta, o balão volumétrico e a pipeta volumétrica são mais exatos que a pipeta graduada, que por 
sua vez é mais exata que a proveta, enquanto que o béquer não apresenta valor em termos de exatidão. 
A medida de líquidos com qualquer aparelho está sujeita a uma série de erros devido às seguintes 
causas: a) ação da tensão superficial líquida; b) dilatação e contração provocados pelas variações de 
temperatura; c) imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos. 
A leitura do volume contido no aparelho é feita comparando-se o nível do líquido com as linhas 
calibradas existentes nas paredes do aparelho (buretas, pipetas graduadas e provetas) ou do traço de 
referência (balões volumétricos e pipetas volumétricas). O nível do líquido é usualmente lido pela parte 
inferior do menisco (superfície curva do líquido) que é mais facilmente localizada quando se coloca um 
retângulo preto a 1 mm abaixo do menisco. Este ficará com uma coloração escura, facilitando a leitura no 
traço de referência. A leitura deve ser feita quando a curvatura inferior do menisco coincidir com a altura 
dos olhos. Evita-se assim o erro de paralaxe. 
 
1) PIPETAS: 
Temos dois tipos de pipetas: PIPETAS VOLUMÉTRICAS (de transferência)e PIPETAS 
GRADUADAS. As pipetas volumétricas apresentam um bulbo na parte central, servem para escoar um 
determinado volume líquido de um recipiente para outro. Com pipetas graduadas pode-se medir volumes 
variáveis. 
 
USO DE PIPETAS EM GERAL: 
Depois de perfeitamente limpa, a pipeta é ambientada (lavada) com pequenas quantidades da 
solução a serem transferidas. Esta solução deve ser desprezada. A pipetagem é feita por peras de aspiração 
adaptadas à boca da pipeta, ou por capilaridade, aguardando o líquido emergir na pipeta. Para recolhimento 
da alíquota, a parte inferior da pipeta é introduzida na solução, tendo o cuidado de evitar a formação de 
bolhas; faz-se a sucção com o auxílio de pera de aspiração até acima da marca do zero. Se for por 
capilaridade, a extremidade superior é fechada com o dedo indicador. A parte externa da pipeta deve ser 
seca com papel de filtro. Após, ajusta-se o zero pressionando a parte de escoamento da pera, ou relaxando 
levemente a pressão do dedo. Sobre o recipiente adequado que se deseja transferir a solução, deixa-se 
escoar lentamente o líquido. Após o escoamento, aguarda-se 15 segundos. Se alguma gota ficar ainda na 
posição inferior da pipeta, esta é removida encostando-se a mesma contra a parede do recipiente. Nas 
pipetas volumétricas, o líquido deve ser ajustado até o traço de referência ou marca. 
OBSERVAÇÃO: Quando não for possível e/ou não for necessário rigor na medida, usa-se a proveta. 
 
22 
 
 
2) BALÕES VOLUMÉTRICOS: 
Os balões volumétricos são balões de fundo chato, gargalo comprido e calibrados para conter 
determinados volumes líquidos. O gargalo deve ser estreito para que uma pequena variação de volume 
provoque uma sensível diferença na posição do menisco. 
Os balões volumétricos são usados na preparação de soluções de concentração conhecida. O 
reagente é devidamente pesado em um béquer, onde é dissolvido com uma pequena alíquota do solvente 
(inferior a capacidade do balão). A solução assim obtida é transferida para o balão com auxílio de um funil; 
o béquer é lavado com três pequenas porções de solvente - água. Estas águas de lavagem são vertidas para 
o balão. Não ultrapassar a extremidade inferior do traço de referência – marca do balão. Acrescenta-se 
solvente - água, até um dedo abaixo da marca. Seca-se a parte do gargalo acima da marca com papel de 
filtro envolvido em um bastão de vidro. Completa-se até a marca adicionando-se o solvente água, com uma 
pipeta conta-gotas. O menisco deverá tangenciar o traço de referência ou marca. Homogeneíze firmando a 
tampa do balão contra a palma da mão ou entre dois dedos e invertendo-o, agite a solução com movimentos 
circulares. Desvire o balão e repita a operação até que a solução esteja homogênea A operação é repetida 
pelo menos três vezes. Para armazenamento da solução a mesma deve ser transferida para um frasco seco 
previamente limpo. 
 
II. TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE 
A acidez ou alcalinidade de soluções, em geral, pode ser avaliada com indicadores ácido-base tais 
como o papel de tornassol ou solução de fenolftaleina. 
Soluções aquosas alcalinas tornam azul o papel de tornassol vermelho e soluções aquosas ácidas 
tornam rosa o papel de tornassol azul. 
Soluções aquosas alcalinas tornam a fenolftaleína rosa e nas soluções aquosas ácidas a fenolftaleína 
permanece incolor. 
Quando a solução a ser testada encontra-se em um tubo de ensaio ou outro recipiente pequeno, é 
inconveniente mergulhar o papel na solução. Nestes casos, distribuem-se pequenos pedaços de papel 
tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio. Agita-se a solução com um bastão de vidro e toca-se o 
papel com a ponta molhada do bastão. 
 
Indicador Solução ácida Solução neutra Solução alcalina 
Tornassol vermelho - - azul 
Tornassol azul rosa - - 
Fenolftaleína incolor incolor rosa 
 
23 
 
 
EXPERIÊNCIA 2: TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
OBJETIVO: 
Identificar e manusear material de laboratório usado para medida de volumes. 
Apreciar o grau de exatidão dos diversos instrumentos de medida. 
PROCEDIMENTO: 
MEDIDAS DE VOLUMES: 
1) TRANSFERIR água da torneira para um béquer de 250 mL e, com auxílio de um funil, transferir para 
um balão volumétrico de 100 mL e “levar à marca”. 
2) VERTER o conteúdo do balão para um béquer de 250 mL e observar o volume obtido. 
3) RETIRAR com uma pipeta volumétrica 25 mL do líquido e transferir para uma proveta de 
50 mL. Observar a exatidão dos instrumentos. 
 
TESTE DE ACIDEZ E ALCALINIDADE USANDO COMO INDICADORES PAPEL TORNASSOL 
(AZUL E VERMELHO) E FENOLFTALEÍNA. 
O teste será realizado em três soluções: ácida, alcalina e neutra. 
 
1) Teste com Papel Tornassol (Azul e Vermelho): 
a) Colocar 3 pequenos pedaços de papel tornassol azul e vermelho sobre um vidro de relógio. 
b) Colocar 1 mL de solução de HCl diluído num tubo de ensaio, agitar com bastão de vidro e testar a acidez 
colocando uma gota em um pedaço de papel tornassol azul e vermelho (utilizando o próprio bastão de 
vidro). Observar se houve variação de cor e anotar. 
c) Repetir o procedimento do ítem “b” com uma solução de NaOH. 
d) Repetir o procedimento do ítem “b” com H2O destilada. 
* Lembrar de lavar o bastão de vidro a cada troca de solução 
 
2) Teste com solução de Fenolftaleína: 
a) No mesmo tubo que contém a solução ácida usada no teste anterior, colocar 2 gotas de fenolftaleína. 
Observar e anotar a coloração resultante. 
b) Repetir o procedimento do ítem “a” com a solução alcalina. 
c) Repetir o procedimento do ítem “a” com H2O destilada. 
 
PESAGEM E PREPARO DE SOLUÇÃO. 
a) Pesar em um bequer de 100 mL cerca de 6 gramas de NaCl e dissolver em um pouco água destilada. 
b) Transferir para um balão volumétrico de 100 mL e “levar à marca”, seguindo as orientações dos 
fundamentos teóricos. 
24 
 
 
EXPERIÊNCIA 3: PREPARAÇÃO, DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES 
 
OBJETIVOS: 
Preparar soluções ácidas e alcalinas, levando em consideração conceitos relacionados à 
concentração, densidade, diluição e solubilidade. 
 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias. As soluções podem 
ser formadas por qualquer combinação dos três estados físicos da matéria: gases, líquidos e sólidos, porém 
são sempre constituídas de uma única fase. Nosso estudo se restringirá a soluções binárias líquidas, isto é, 
soluto sólido ou líquido dissolvido em solvente líquido. 
 
 Uma solução pode ser: 
 a) Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente, em uma certa temperatura em quantidade 
tal que, se adicionarmos mais soluto, esse excesso não mais se dissolve. 
 b) Não-Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente, em uma certa temperatura, em 
quantidade inferior à da saturação. 
 c) Super-Saturada: quando o soluto está dissolvido no solvente, em uma certa temperatura, numa 
quantidade acima à da saturação, mas sem precipitar; é uma situação instável. 
 
 Define-se Coeficiente de Solubilidade de um soluto num dado solvente e a uma dada temperatura, 
como a sua concentração na solução saturada, nesta temperatura específica. Em soluções líquidas, o efeito 
da pressão é desprezível. 
 Mas o que ocorre entre as partículas de soluto e solvente, quando estes são misturados a fim de 
formar uma solução? 
 
 Três processos são possíveis: 
 1º) Dissolução Química: envolve uma reação química entre soluto e solvente. Por exemplo, o Zn se 
dissolve em HCl porque ocorre a seguinte reação de oxi-redução: 
 
Zn(s) + 2 HCl(aq) à H2(g) + ZnCl2(aq). 
 
2º) Solvatação: são interações entre as partículas de soluto e de solvente do tipo dipolo permanente-
dipolo permanente ou íon-dipolo permanente. Se o solvente for água, a solvatação recebe o nome de 
hidratação. Por exemplo, quando misturamos álcool e água, ocorrem interações do tipo ligações de 
hidrogênio entre as moléculas dessas substâncias. 
3º) Dispersão: quando as interações que ocorrem entre as partículas de solvente e de soluto são, 
fundamentalmente,do tipo London (dipolos instantâneos). Por exemplo, a parafina se dissolve no benzeno 
porque, em ambas as substâncias, ocorrem forças intermoleculares tão fracas que as moléculas de benzeno 
formam um meio no qual as moléculas de parafina podem se dispersar. Se um dos componentes for polar, 
poderá haver uma dispersão muito pequena devido à interações do tipo dipolo permanente-dipolo 
instantâneo. 
25 
 
 
De modo geral, podemos generalizar afirmando que "SEMELHANTE DISSOLVE 
SEMELHANTE", isto é, substâncias polares são mais solúveis em substâncias polares, bem como 
substâncias apolares são mais solúveis em substâncias apolares. 
A concentração de uma substância é a maneira de expressar as quantidades relativas de cada 
componente da solução. É sempre dada pela razão entre a quantidade de soluto pela quantidade de solução 
ou em alguns casos pela quantidade de solvente. Dependendo das unidades em que estas quantidades são 
expressas, as concentrações recebem diferentes nomes. As diferentes unidades são escolhidas de acordo 
com a conveniência ou recomendação técnica de cada tipo de experiência. As expressões de concentração 
mais comumente usadas são: concentração molar (mol/L), Fração Pondero-Volumétrica (g/L ou g/mL) e 
Fração Molar. 
 
Concentração molar ([ ]) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pelo volume de solução em 
litro (L) e sua unidade é mol/L. Para um soluto A: 
[𝐴] = !!(#$%)
V_solução	(	L	)
 onde 𝑛1 =	
#!(2)
33	(2/#$%)
 
 
É usada tanto para expressar a concentração da solução como para cálculos que envolvem reações 
entre reagentes químicos em solução. Conhecendo-se a concentração de um dos reagentes e a reação 
química, pode-se calcular a concentração do outro. A molaridade depende da temperatura já que o volume 
da solução é função da temperatura. 
 
Molalidade (m) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pela massa de solvente em quilograma 
(kg). Sua unidade é mol/kg. 
𝑚 =
𝑛5$%67$
𝑚5$%89!79(𝑘𝑔)
 
 
É usada em medidas onde há variação de temperatura como por exemplo em propriedades 
coligativas tais como abaixamento do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, pressão 
osmótica e aumento do ponto de ebulição. Propriedades coligativas dependem somente do número de 
partículas presente em solução por mol de solvente. Concentrações molais não dependem da temperatura 
como as concentrações molares. 
 
 
 
MATERIAL REAGENTES 
 - 02 Béqueres de 100 mL - HCl concentrado p.a. 
 - 02 Béqueres de 250 mL - NaOH p.a. 
 - 02 Balões Volumétricos de 100 mL 
 - 03 Balão Volumétrico de 50 mL 
 - 01 Espátula de Porcelana 
 - 01 Pipeta Graduada de 10 mL 
 - 01 Pipeta Volumétrica de 25 mL 
 - 01 Frasco Lavador 
26 
 
 
 
PROTOCOLO DE REAGENTES 
 
Pesquise e apresente no início da aula um protocolo de reagentes manuscrito com as informações e os 
cuidados no manuseio dos reagentes: a) Ácido clorídrico e b) Hidróxido de sódio p.a. O protocolo é 
individual e deverá conter os seguintes ítens: 
• Fórmula e propriedades físicas e químicas (estado físico, estabilidade e solubilidade) 
• Cuidados no manuseio (uso de EPI’s e necessidade de manusear em capela) 
• Condições de armazenagem 
• Informações sobre toxicidade 
• Informações sobre primeiros socorros 
 
 
27 
 
 
EXPERIÊNCIA 3: PREPARAÇÃO, DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
 
PROCEDIMENTO: 
 
A) Preparação de uma solução de HCl 1 mol/L 
• Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado (36,5 % em massa e densidade 1,184 g/mL) que é 
necessário para preparar 100 mL de uma solução de HCl 1 mol/L. 
• Pipete o volume calculado e transfira-o, gota a gota, pelas paredes e com agitação, para um béquer 
de 50 mL já contendo aproximadamente 20 mL de água destilada. 
• Após esfriar, transfira para um balão volumétrico de 100 mL, seguindo o procedimento descrito na 
Experiência 2 Pesagem e Preparo de Soluções (ITEM B). 
 IMPORTANTE: Toda solução ácida ou básica deve ser preparada adicionando-se ácido ou 
base à água (e nunca o contrário) para evitar explosão, devido ao alto calor de dissolução desses reagentes. 
• Apresente PREVIAMENTE todos os cálculos efetuados para o preparo desta solução. 
 
 B) Preparação de uma solução de HCl 0,1 mol/L 
 
• A partir da solução preparada anteriormente (ITEM A), prepare, por diluição, 50 mL de solução 0,1 
mol/L de ácido clorídrico. 
• Apresente PREVIAMENTE os cálculos efetuados para o preparo dessa segunda solução. 
 
C) Preparação de uma solução de NaOH 0,1 mol/L 
• Prepare 100 mL de uma solução 0,1 mol/L de NaOH, a partir do reagente sólido p.a.. Calcule a 
massa necessária. Pese a massa calculada em um vidro de relógio utilizando balança semi-analítica. 
Transfira a massa pesada para um Bequer de 50 mL já contendo aproximadamente 20 mL de água 
destilada. Dissolva completamente com auxílio de um bastão de vidro e, após esfriar, transfira para 
um balão volumétrico de 100 mL, seguindo o procedimento descrito na Experiência 2 Pesagem e 
Preparo de Soluções (ITENS A e B). 
• Apresente PREVIAMENTE o cálculo da massa de reagente necessário para preparar essa solução. 
 
28 
 
 
EXPERIÊNCIA 4: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO CARBONATO DE 
SÓDIO 
 
OBJETIVO 
 
Determinar a massa molar do carbonato de sódio. 
 
FUNDAMENTO TEÓRICO 
 
Estequiometria é a parte da química que estabelece relações ponderais em fórmulas e em 
reações químicas. 
O carbonato de sódio reage com o ácido clorídrico formando cloreto de sódio, água e gás 
carbônico. Quando o sistema é aquecido ocorre o desprendimento do gás carbônico e de vapor de 
água, sobrando apenas o cloreto de sódio sólido. 
Mediante cálculos estequiométricos, é possível determinar a massa molar do carbonato de sódio 
através do número de mols de cloreto de sódio produzido. 
 
MATERIAL 
 
MATERIAL REAGENTES 
 
- Cápsula de porcelana - Carbonato de sódio 
- Pinça tenaz - Ácido Clorídrico 3 M 
- Chapa de aquecimento - Indicador fenolftaleína 
- Béquer de 450 e 50ml 
- Vidro de relógio 
- Proveta de 10mL 
- Espátula metálica 
 
PROCEDIMENTO 
 
1. Pegue uma cápsula de porcelana limpa e seca, aqueça diretamente na chapa de aquecimento 
para a retirada de umidade. 
2. Deixe esfriar, pese em uma balança analítica e anote a massa resultante. 
3. Mantenha a cápsula de porcelana na balança analítica e pese cerca de três grama do só- lido 
carbonato de sódio. 
4. Adicione água destilada suficiente para solubilizar o sólido. 
5. Adicione 5 gotas do indicador de pH, fenolftaleína, na cápsula contendo o carbonato de sódio 
e anote a cor. 
6. Meça 5 mL de HCl 3M em proveta, transfira para um béquer e adicione gota-a-gota na cápsula 
contendo o carbonato de sódio. 
7. Após adição do HCl, tampe a cápsula com um vidro de relógio e leve para aquecer na chapa de 
aquecimento até total evaporação da água. 
8. Deixe esfriar e pese a cápsula de porcelana contendo o sólido formado. 
29 
 
 
EXPERIÊNCIA 5: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO 
GÁS HIDROGÊNIO NAS CNTP 
OBJETIVO: 
Demonstrar que 1 mol de gás ideal nas CNTP ocupa 22,4 L. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
As CNTP (condições normais de temperatura e pressão) correspondem a uma pressão de 1 atmosfera 
(760 mm Hg) e a uma temperatura de 0 °C (273,15 K). 
 
Experimentalmente, é possível chegar ao valor de 22,4 L, volume ocupado por 1 mol de gás ideal, através 
do volume de gás hidrogênio coletado em certas condições de temperatura e pressão, transformando-o 
depois no volume que corresponderia às CNTP: 
A partir da equação dos gases ideais, 
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
É possível chegar na equação de estado 
 
PCNTPVCNTP = PEXPVEXP TCNTP TEXP 
 
Onde: PCNTP = pressão (1 atm = 760 mm Hg); 
 VCNTP = volume ocupado por 1 mol de gás ideal nas CNTP (22,4 L); 
 TCNTP = temperatura (0 oC = 273,15 K); 
 PEXP = pressão experimental exercida pelo gás; 
 VEXP = volume ocupado pelo gás; 
 TEXP = temperatura experimental. 
 
A experiência utiliza a reação de um metal (magnésio), que reage com o H+ liberado porum ácido forte 
(ácido clorídrico) produzindo gás H2 que é coletado num recipiente com água. 
 
A temperatura do gás obtida com um termômetro, o volume do gás é medido numa proveta e a sua pressão 
obtida pela lei de Dalton das pressões parciais (o gás H2 coletado está misturado com o vapor da água). 
MATERIAL: REAGENTES 
- Agarrador metálico - Ácido clorídrico p.a. 
- Bastão de vidro - Água destilada 
- béquer de 250 mL - Fita de Magnésio 
- Fio de linha 
- Papel filtro 
- Proveta graduada de 50 mL 
- Suporte de ferro 
- Tubo de ensaio 
BIBLIOGRAFIA: 
Química Geral: Slabaugh - Parsons (Cap. 7) 
Química Geral Superior: Masterton - Slowinski (Cap. 5) 
Química Geral: Brady - Humiston (Cap. 6) 
 
30 
 
 
EXPERIÊNCIA 5: DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DO VOLUME MOLAR DO GÁS 
HIDROGÊNIO NAS CNTP 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
PROCEDIMENTO: 
a) Montar a aparelhagem conforme o desenho abaixo e explicações dos itens posteriores. 
 
 
b) Anotar a massa da fita de magnésio. Amarrar um fio de linha de aproximadamente 15 cm na fita (dobrar 
a fita ao meio para facilitar). 
 
c) Colocar cerca de 60 mL de água destilada no béquer de 250 mL. 
 
d) Escolher um tubo de ensaio longo da coleção e colocar 1 mL de HCl concentrado (dentro da capela). 
Após, adicionar água destilada, lentamente pelas paredes do tubo e sem agitar, até encher completamente o 
tubo de ensaio. 
 
e) Introduzir a fita de magnésio no tubo de ensaio e, imediatamente, colocar um pequeno pedaço de papel 
filtro para tampar a boca do tubo. 
 
f) Inverter e introduzir o tubo de ensaio no interior do copo, até encostar no fundo. Prender o tubo de 
ensaio com o agarrador e o suporte (conforme o desenho). 
 
g) Esperar até a completa reação do magnésio com a solução ácida. Após o término da reação, marcar com 
fita adesiva (ou marcador permanente) o volume coletado de gás no tubo. 
 
h) Medir com uma régua a altura da coluna de água do interior do tubo de ensaio a partir da superfície de 
água no copo. 
 
i) Retirar o tubo do copo, encher com água até a marca feita e medir na proveta o volume líquido 
correspondente. Este volume equivale ao volume de gás coletado na experiência. 
 
j) Medir a temperatura na hora da experiência, a pressão barométrica local e anotar a pressão de vapor da 
água tabelada (encontrada no canto do quadro). Anotar os dados na tabela da folha de resultados e fazer os 
cálculos. 
 
31 
 
 
EXPERIÊNCIA 6: CALIBRAÇÃO E UTILIZAÇÃO DE UM CALORÍMETRO 
OBJETIVO: 
 Calibrar um calorímetro e utilizá-lo posteriormente para determinar o calor de dissolução do KNO3 
e do NaOH. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Um dos procedimentos para medir o calor trocado com o ambiente por um processo químico é 
através de uma técnica chamada “Calorimetria”. Antes de falar desta técnica, é conveniente definir 
“Capacidade Calorífica” ou “Constante Calorimétrica”: 
 
“Capacidade Calorífica ou Constante Calorimétrica (C) de um determinado objeto é a 
quantidade de calor associada com a variação da temperatura do objeto em 1 ºC (ou 1 K).” 
 
A capacidade calorífica de um objeto depende do material do qual este é feito e da sua 
massa e é expressa nas unidades: J/ºC ou cal/ºC (ou J/K ou cal/K). 
 
A capacidade calorífica de um objeto informa tanto a quantidade de calor que este absorve para 
elevar sua temperatura em 1 ºC quanto a quantidade de calor que este deve perder para que ocorra um 
decréscimo de sua temperatura em 1 ºC. Então: 
 
C = q /DT e q = C . DT 
 
Se: DT < 0 (Tfinal < Tincial) → o objeto perde calor e q < 0 
Se: DT > 0 (Tfinal > Tincial) → o objeto ganha calor e q > 0 
 
Um Calorímetro de Solução é um calorímetro simples, muitas vezes improvisado, e que mede o 
calor trocado em condições de pressão constante. Portanto neste caso, o calor trocado está associado 
à variação de entalpia do processo: 
qprocesso = qp = DH 
 
O calor do processo é medido em função da variação da temperatura que ocorre durante o 
processo dentro do calorímetro. 
 
A capacidade calorífica C total de um corpo pode ser expressa em função do seu calor 
específico c (capacidade calorífica por unidade de massa): 
 
C = m.c 
 
Para um processo que ocorre em solução aquosa, pode-se dizer que o calor absorvido (ou 
liberado) pelo processo é igual ao calor perdido (ou absorvido) pelo calorímetro e a solução. Então, são 
usadas as relações: 
qprocesso = - (qsolução + qcalorímetro) 
 qsolução = msolução . csolução . DT 
qcalorímetro = C . DT 
Logo: 
qprocesso = - (msolução . csolução . DT + C . DT) 
onde: 
 
qprocesso = quantidade de calor absorvido ou perdido pelo processo, expresso em Joules ou calorias; 
msolução = massa da solução em gramas; 
csolução = calor específico da solução, em J/g .ºC ou cal/g .ºC; 
32 
 
 
DT = variação de temperatura. 
C = capacidade calorífica do calorímetro 
 
Se a solução é diluída, pode-se considerar que csolução ≈ cágua e que a densidade da solução ≈ 
densidade da água (1 g/mL) sem erro apreciável. 
 
No caso desta experiência, o calorímetro é um béquer, que pode ser envolto por uma manta 
térmica (isolante), com uma tampa perfurada através da qual é introduzido um termômetro. Assim, 
qcalorímetro representa o calor absorvido (ou perdido) pelo conjunto béquer + tampa + termômetro. Observa-
se que não está sendo considerado o calor liberado (ou absorvido) pelo processo e absorvido (ou 
perdido) pelo meio ambiente. 
 
Para aplicar a relação acima é preciso que C seja conhecido, caso contrário o calorímetro 
precisa ser previamente calibrado para que sua capacidade calorífica C seja determinada. 
 
Neste caso, para determinar C mistura-se no calorímetro contendo uma certa quantidade de 
água fria uma outra quantidade de água quente. Então a energia absorvida sob forma de calor pela 
água fria e pelo calorímetro deve ser igual à energia perdida sob forma de calor pela água quente: 
 
qágua fria + qcalorímetro = - qágua quente 
 
ou 
 
mágua fria . cágua . DT1 + C . DT1 = - (mágua quente . cágua . DT2) 
 
Onde: DT1 = elevação de temperatura da água fria e do calorímetro 
DT2 = abaixamento de temperatura da água quente 
 
Uma vez determinado C, este calorímetro pode, então, ser usado para determinar DH de outros processos 
que, no caso desta experiência, serão o calor de dissolução do KNO3 e do NaOH 
MATERIAL REAGENTES 
 
- 1 béquer de 100 mL 
- 1 béquer de 400 mL com tampa, envolvido com 
uma manta isolante 
-1 termômetro de vidro 
-1 termômetro digital 
-1 proveta de 100 mL 
-1 espátula de porcelana 
-1 vidro de relógio 
-1 bastão de vidro 
 
- KNO3 sólido 
- NaOH sólido 
 
BIBLIOGRAFIA: 
Masterton & Slowinski - Química Geral Superior (p. 47) 
Brady - Química Geral (p. 312) 
 
33 
 
 
EXPERIÊNCIA 6: CALIBRAÇÃO E UTILIZAÇÃO DE UM CALORÍMETRO 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
PROCEDIMENTO: 
Esta experiência é dividida em duas etapas: 
 
PARTE A: Calibração do Calorímetro 
 
Colocar 75 mL de água, medidos em proveta, no calorímetro isolado com a manta térmica, 
tapar e medir a temperatura da água com o termômetro digital que deve ser inserido no orifício da 
tampa. Esta é a temperatura inicial da água fria e do calorímetro. Anotar. 
 
Colocar 75 mL de água, medidos em proveta, em um béquer de 100 mL e aquecer até cerca 
de 68 ºC, agitando suavemente e controlando a temperatura com termômetro de mercúrio. Remover 
o aquecimento. Aguardar a estabilização da temperatura agitando e medindo a temperatura com o 
termômetro digital (sem removê-lo da tampa). Esta é a temperatura inicial da água quente. Anotar. 
 
Verter a água quente no calorímetro, tapar, e agitar cuidando para não molhar a tampa. 
Controlar a temperatura com o termômetro digital e anotar a temperatura máxima de equilíbrio. 
 
Resfriar o calorímetro e repetir a operação de calibração mais duas vezes. 
Calcular a capacidade calorífica média do calorímetro. 
PARTE B: Utilização do Calorímetro 
 
Colocar no calorímetro, previamente calibrado, 100 mL de água destilada e medir a 
temperatura de equilíbriocom o ambiente usando o termômetro digital. Anotar. 
 
Pesar em papel alumínio uma porção de aproximadamente 5,00 g de KNO3 e transferir 
quantitativamente ao calorímetro. Dissolver nos 100 mL de água, agitando cuidadosamente para não 
molhar a tampa. Observar a variação de temperatura e anotar o valor mínimo atingido. 
 
Repetir todo o procedimento anterior pesando 4,00 g de NaOH, em vidro de relógio. 
 Obs: Neste caso deverá ser anotado o valor máximo da temperatura final 
Calcular o calor de dissolução molar do KNO3 e do NaOH. 
 
34 
 
 
EXPERIÊNCIA 7: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI 
DE HESS 
OBJETIVO: 
Medir o calor de reação de três reações exotérmicas à pressão constante, a fim de verificar a validade da Lei 
de Hess. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Os fenômenos físicos ou químicos ocorrem com absorção ou liberação de calor. Esta quantidade 
líquida de calor liberado ou absorvido durante a reação química é o CALOR DE REAÇÃO, que 
corresponde à diferença entre a energia das ligações interatômicas existentes nas moléculas dos produtos e 
reagentes. 
Quando uma reação ocorre à pressão constante, o fluxo de calor associado com esta reação está 
diretamente relacionado a uma importante propriedade da substância envolvida, conhecida como 
CONTEÚDO CALÓRICO OU ENTALPIA (H). Para qualquer reação que se processe diretamente à 
pressão constante, o fluxo de calor é exatamente igual à diferença entre a entalpia dos produtos e a dos 
reagentes. 
qP = HPROD. - HREAG. = DH 
 
A entalpia é uma função de estado do sistema. Sua magnitude depende apenas do estado da 
substância e não da sua história. 
Aplicando este conceito às reações químicas temos a Lei de Hess. Ela estabelece que “a variação da 
entalpia para qualquer reação depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos, e não depende do 
número de etapas ou do caminho que conduz dos reagentes aos produtos”. Isto é, se uma reação pode ser a 
soma de duas ou mais reações, o valor de DH para a reação global é a soma das variações de entalpia de 
cada uma destas reações. 
𝛥𝐻:→< = 𝛥𝐻:→= + 𝛥𝐻=→< 
 
 
Nesta experiência você utilizará um Erlenmeyer como calorímetro e determinará o calor absorvido, 
a partir da variação de temperatura, utilizando a seguinte equação: 
 
qP = m . cp. . DT 
 
onde: qP = quantidade de calor expressa em calorias ou Joule; 
 m = massa em gramas; 
 cp = calor específico (em cal/g.oC ou J/g.K); 
 DT = variação de temperatura (em oC ou K). 
 
Para calcular o calor da reação, aplique a equação descrita acima, lembrando que o calor liberado 
pela reação química é absorvido pela solução (q1) e pelo material de que é feito o Erlenmeyer (q2) e que 
este deve ser dividido pelo número de mols do reagente a fim de que o resultado seja expresso em cal/mol 
ou J/mol. 
 
qT = q1 + q2 . 
 no de mols 
35 
 
 
SISTEMA A SER ESTUDADO: 
Este experimento envolve a determinação do calor de reação das seguintes reações: 
 
 1. NaOH(S) ¾¾ ¾¾¾® NaOH(aq) DH1 = 
2. NaOH(S) + HCl(aq) ® NaCl (aq) + H2O( l ) DH2 = 
3. NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl (aq) + H2O( l ) DH3 = 
 
A validade da Lei de Hess será determinada medindo o calor envolvido nas reações (1), (2) e (3) e 
relacionando-os da seguinte forma: 
 
DH2 = DH1 + DH3 
MATERIAL: 
- Balança 
- béquer de 250 mL 
- Erlenmeyer de 250 mL 
- Proveta graduada de 50 mL 
- Termômetro com escala de -10o a 100o C 
- Vidro de relógio 
 
REAGENTES: 
- Ácido clorídrico 1 mol/L 
- Hidróxido de sódio p.a. 
 
BIBLIOGRAFIA: 
Masterton & Slowinski - Química Geral Superior (p. 47) 
Brady - Química Geral (p. 312) 
 
36 
 
 
 EXPERIÊNCIA 7: TERMOQUÍMICA - VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
PROCEDIMENTO: 
Esta experiência é dividida em três etapas. (Usar o mesmo calorímetro nas 3 etapas) 
I. DISSOLUÇÃO DO NaOH SÓLIDO EM ÁGUA: 
• Adicione num Erlenmeyer de 250 mL, previamente pesado, 100 mL de água destilada (com auxílio 
de uma proveta) e determine a temperatura de equilíbrio com o ambiente. 
• Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH. Anote o valor e dissolva nos 
100 mL de água as 4 g de NaOH sólido, agitando cuidadosamente, sem remover o termômetro de 
dentro do Erlenmeyer. 
• Anote a temperatura máxima. 
• Transfira esta solução para um béquer de 250 mL e reserve-a para a etapa III. Anote os dados na 
folha de resultados. 
• Lave o calorímetro para utilização no procedimento II. 
 
II. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(s): 
• Coloque no calorímetro, 100 mL de HCl 1 mol/L. 
• Determine a temperatura de equilíbrio e anote-a. 
• Pese, utilizando um vidro de relógio, aproximadamente 4 g de NaOH e dissolva nos 100 mL de 
solução de HCl. Agite cuidadosamente com o termômetro e anote a temperatura máxima. 
• Descarte a solução. Lave o calorímetro para utilização no procedimento III. 
 
III. REAÇÃO DO HCl(aq) COM NaOH(aq): 
• Coloque no calorímetro, 75 mL de NaOH 1 mol/L (utilize a solução de NaOH da etapa I). 
• Determine a temperatura de equilíbrio com o ambiente e anote-a. 
• Na proveta de 100 mL, coloque 75 mL de HCl 1 mol/L e, no momento em que estiver em equilíbrio 
térmico com o ambiente, adicione-o ao NaOH. Agite cuidadosamente sem remover o termômetro de 
dentro do calorímetro e anote a temperatura máxima. 
 
 
 
37 
 
 
EXPERIÊNCIA 8: CINÉTICA QUÍMICA 
OBJETIVO: 
Verificar experimentalmente a influência da concentração dos reagentes, temperatura e catalisador sobre a 
velocidade de uma reação através da medida do tempo de reação em sistemas homogêneos. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
A velocidade de uma reação, isto é a rapidez com que certa quantidade de reagente transforma-se 
em produtos depende: da natureza dos reagentes, da concentração dos reagentes, da temperatura, do uso de 
catalisadores adequados e do grau de divisão das partículas dos reagentes. 
A concentração dos reagentes influencia a velocidade da reação e a expressão que relaciona a 
concentração e velocidade é denominada EQUAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO - que não pode 
ser determinada a partir da reação global, mas apenas experimentalmente. 
 
Para a reação genérica: aA + bB ® cC + dD 
 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒	𝑑𝑎	𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = 𝑘[𝐴]>[𝐵]? 
 
onde: k = constante de velocidade a uma dada temperatura; 
[A], [B] = concentração dos reagentes em mol/l; 
x, y = ordem de reação em relação a cada um dos reagentes (determinada a partir de medidas 
experimentais de velocidade) 
 
A ordem global de reação é a soma dos expoentes das concentrações na equação da velocidade. 
A maioria das reações não ocorrem numa etapa simples (como descrita pela equação global), mas 
sim numa série de etapas - que constituem o MECANISMO DA REAÇÃO. 
Um aumento de temperatura aumenta a fração de moléculas que tem uma determinada energia 
cinética mínima - denominada ENERGIA DE ATIVAÇÃO (Ea) - para que as colisões entre moléculas 
reagentes sejam efetivas na formação do produto. 
O catalisador é uma substância que pode provocar grandes alterações na velocidade de reação, 
mantendo-se inalterado no final do processo. O catalisador torna possível um novo mecanismo de reação 
com uma energia de ativação menor. 
 
SISTEMAS A SEREM ESTUDADOS: 
1. Soluções aquosas de tiossulfato de sódio e ácido sulfúrico reagem segundo a equação: 
Na2S2O3 (aq) + H2SO4(aq) ® Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
produzindo enxofre insolúvel - que aparece como uma turvação esbranquiçada. Variando-se a concentração 
dos reagentes, pode-se verificar sua influência sobre a velocidade da reação medindo o tempo entre o início 
da reação (mistura das soluções) e o surgimento da turvação. 
Para a mesma reação acima, varia-se a temperatura utilizando um banho-maria. Mede-se o tempo de reação 
a 30 ºC, 40 ºC e 50 ºC. 
 
38 
 
 
2. Verifica-se a influência do catalisador realizando a reação entre tiocianato férrico e tiossulfato de 
sódio: 
2 Fe(SCN)3(aq) + 2 Na2S2O3(aq) ® 2 Fe(SCN)2(aq)+ 2 NaSCN(aq) + Na2S4O6(aq) 
sem catalisador e com catalisador. Mede-se o tempo decorrido desde a mistura dos reagentes (solução 
avermelhada) até o desaparecimento da cor (solução incolor). 
 
MATERIAL: 
- Bastão de vidro 
- béquer de 250 mL 
- Bureta 
- Caneta para marcar vidro 
- Cronômetro 
- Suporte de ferro 
- Termômetro 
- Tubos de ensaio 
 
REAGENTES: 
- Ácido sulfúrico 
- Sulfato de cúprico 
- Tiocianato férrico 
- Tiossulfato de sódio 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA: 
Química Geral: Russel 
Química Geral: Brady - Humiston (p. 341) 
 
39 
 
 
EXPERIÊNCIA 8: CINÉTICA QUÍMICA 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
EXPERIÊNCIA: 
I. INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES NA VELOCIDADE DA REAÇÃO: 
Seja a reação (1): 
 
Na2S2O3 (aq) + H2SO4(aq) ® Na2SO4(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
1) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO TIOSSULFATO DE SÓDIO: 
 
a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo: 
 
TUBO Na2S2O3 0,1 mol/L H2O TOTAL 
1 2 mL 4 mL 6 mL 
2 3 mL 3 mL 6 mL 
3 4 mL 2 mL 6 mL 
4 6 mL 0 6 mL 
 
b) Em outros 4 tubos COLOCAR H2SO4 0,2 mol/L (6 mL em cada tubo). 
c) VERTER um tubo de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo da mistura 
das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a visualização da 
marca. 
OBS.: Fazer uma marca com lápis/caneta num papel branco e colocá-la sob o tubo. O término da contagem 
do tempo é definido pelo desaparecimento da marca colocada embaixo do tubo. 
d) REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de Na2S2O3. Medir os tempos 
anotando-os na TABELA 1 (folha de resultados). Calcular a concentração final em 12 mL. 
2) INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO DO ÁCIDO SULFÚRICO: 
a) COLOCAR em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela abaixo: 
TUBO H2SO4 0,2 mol/L H2O TOTAL 
1 2 mL 4 mL 6 mL 
2 3 mL 3 mL 6 mL 
3 4 mL 2 mL 6 mL 
4 6 mL 0 6 mL 
 
b) Em outros 4 tubos COLOCAR Na2S2O3 0,1 mol/L (6 mL em cada tubo). 
c) VERTER um tubo de Na2S2O3 0,1 mol/L no tubo no 1 de H2SO4 e, imediatamente, cronometrar o tempo 
da mistura das soluções até que a turvação, causada pelo enxofre coloidal formado, não permita a 
visualização da marca. 
d) REPETIR o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4. Medir os tempos, anotando-os na TABELA 2. 
OBS.: PROCEDER de forma semelhante à descrita no ítem 1.c. 
e) REPETIR o mesmo procedimento (ítem c) para os tubos 2, 3 e 4 de H2SO4. Medir os tempos anotando-
os na TABELA 2 (folha de resultados). Calcular a concentração final em 12 mL. 
40 
 
 
I. INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA VELOCIDADE DA REAÇÃO 
a) ROTULAR três tubos de ensaio com os números 1, 2 e 3. 
b) COLOCAR 4 mL de Na2S2O3 0,1 mol/L em cada um destes tubos. 
c) Em outros 3 tubos COLOCAR H2SO4 0,2 M (4 mL em cada tubo). 
d) COLOCAR os 6 tubos num copo de 400 mL com água (banho-maria) e AQUECER até 30 °C, utilizando 
um termômetro dentro do copo para medir a temperatura (sem encostar o termômetro no fundo do béquer 
no momento da leitura). 
e) VERTER um dos tubos de H2SO4 no tubo no 1 de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo até a 
turvação completa. (Mesmo procedimento adotado nos ítens 1c e 2c). 
f) ANOTAR a temperatura e o tempo de reação no quadro 3 (folha de resultados). 
g) REPETIR o mesmo procedimento para as temperaturas de 40 °C e 50 °C com os tubos 2 e 3 
respectivamente. ANOTAR na TABELA 3. 
 
III. INFLUÊNCIA DO CATALISADOR NA VELOCIDADE DA REAÇÃO 
 
Seja a reação: 
 
2 Fe(SCN)3(aq) + 2 Na2S2O3(aq) ® 2 Fe(SCN)2(aq) + 2 NaSCN(aq) + Na2S4O6(aq) 
 
a) Em 2 tubos de ensaio COLOCAR a solução de Na2S2O3 (5 mL em cada tubo). 
b) Em outros 2 tubos, COLOCAR a solução alaranjada de Fe(SCN)3 (5 mL em cada tubo). 
c) VERTER um tubo de Fe(SCN)3 em um tubo de Na2S2O3 e imediatamente cronometrar o tempo, desde a 
mistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo na TABELA 4 (folha de resultados). 
d) ANOTAR o tempo na TABELA 4 (folha de resultados). 
e) ADICIONAR 2 gotas de CuSO4 no tubo 2 de Na2S2O3. 
f) VERTER o outro tubo de Fe(SCN)3 no tubo contendo Na2S2O3 e CuSO4 e cronometrar o tempo, desde a 
mistura das soluções até o desaparecimento da cor. ANOTAR o tempo na TABELA 4 (folha de resultados). 
 
41 
 
 
EXPERIÊNCIA 9: PRIMEIRA AULA EM COMPUTADOR – REVISÃO DE 
CONTEÚDOS DE ESTEQUIOMETRIA, SOLUÇÕES, GASES, TERMOQUÍMICA E 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
PROCEDIMENTO: 
Abrir o software Oracle. Clicar em “Iniciar” e abrir o software CHEMLAND (há um atalho para ele na área 
de trabalho). 
 
1. FERRAMENTAS E REFERÊNCIA, MASSA MOLAR E COMPOSIÇÃO CENTESIMAL: 
Entre com a fórmula da Glicose (C6H12O6) e da anilina (C6H7N). Calcule as suas massas molares e as 
composições centesimais. 
 
2. TAREFAS BÁSICAS: 
a) Preparo de soluções: calcule a massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) e a massa necessária para 
preparar 250 mL de uma solução 0,12 mol/L (os decimais são feitos com pontos). 
 
b) Balanceamento de equações: vá em reações e escolha a opção “Decomposição do Nitrato de Amônio”. 
Observando os átomos presentes, acerte a reação proposta, clicando no botão esquerdo do mouse para 
aumentar e no botão direito para diminuir cada coeficiente estequiométrico. Após o balanceamento, clique 
em “visualizar”. 
 
3. PROPRIEDADES DA MATÉRIA: 
a) Leis dos Gases: para o gás N2, varie a pressão, a massa e a temperatura da amostra. Observe a variação 
do volume resultante para diversas combinações de dados, variando um de cada vez. Repita o procedimento 
para o xenônio. 
 
b) Distribuição de Boltzmann: escolha um gás e faça o programa calcular a sua curva de distribuição de 
velocidades para as temperaturas de 200, 300, 400, 500 e 600K. Anote a fração acima de 1000 m/s em cada 
condição. 
42 
 
 
4. REATIVIDADE: 
a) Reagentes limitantes: Selecionar a reação indicada pelo professor e identificar o reagente limitante, 
mantendo a quantidade de um constante e aumentando a quantidade adicionada do outro. 
(Selecionar reação ácido-base entre NaOH e Ácido acético, HC2H3O2) 
 
b) Medidas de velocidade: o gráfico apresenta a variação da concentração de um determinado reagente 
(H2O2) em função do tempo em uma determinada reação. Calcule a velocidade de decomposição deste 
reagente: 
b1) no início da reação; 
 
b2) após cerca de 500 minutos; 
 
b3) após cerca de 1000 minutos; 
 
b4) no intervalo entre 500 e 1000 minutos (velocidade média). 
 
c) Velocidade de reação: varie Ea, DE, temperatura e concentração inicial de uma reação genérica A®B e 
observe o gráfico de energia x caminho da reação. Observe a cor do frasco, que indica a concentração 
inicial (escolhida por você) e final de A (de acordo com os parâmetros escolhidos) após a reação. 
 
5. TERMODINÂMICA: 
a) Calor específico: parta de blocos de 2 g de madeira, cobre e vidro, a 20 °C. Aqueça-os com uma chama 
de 3 segundos de duração e observe a temperatura final de cada objeto. 
 
b) Calorimetria: parta de 500 mg de ácido benzóico e 1000 g de água no calorímetro. Dê a ignição para 
queimar o ácido e observe a mudança de temperatura. Sabendo o Cp da água (1 cal/gK) e o do calorímetro 
(veja no programa), calcule o calor de combustão do ácido benzóico, de acordo com a reação proposta. 
 
c) Lei de Hess: escolha a reação de combustão de um alcano. Some reações elementares (ou subtraia, 
somando a reação reversa) de maneira que essa soma corresponda à reação de combustão completa. Calcule 
o seu DH (dH). 
 
43 
 
 
EXPERIÊNCIA 10: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
OBJETIVO: 
Verificar a relação entre velocidade de reação e equilíbrio químico. 
Estudar fatores que modificam o estado de equilíbrio de uma reação química. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Um sistema, do tipo REAGENTES ⇌ PRODUTOS, está em equilíbrio quando a velocidade de formação 
de produtos é igual a velocidade de formação de reagentes. Este equilíbrio é dinâmico e pode ser 
modificado por alterações nas condições de realização da reação química. 
O princípio geral que rege os deslocamentos dos estados de equilíbrio é o chamado PRINCÍPIO DELE 
CHATELIER - que diz: “Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, 
procurando minimizar a ação do fator aplicado e atingir um novo estado de equilíbrio”. 
SISTEMA A SER ESTUDADO: 
Você fará um estudo dos estados de equilíbrio químico e de fatores que modificam estes equilíbrios para o 
sistema abaixo, observando as alterações de cor que ocorrerão e relacionando-as com as concentrações de 
reagentes e produtos formados. 
 
Co2+(aq) + 4 Cl -(aq) ⇌ CoCl42- (aq), 
 Cor rosa Cor azul 
 
 
MATERIAL: REAGENTES 
- Bastão de vidro - Água destilada 
- Buretas de 25 mL - Ácido clorídrico concentrado p.a 
- béquer de 400 mL - Cloreto de sódio (sólido) 
- Suporte de ferro - Gelo 
- Tela de amianto - Nitrato de cobalto II 0,25 Mol/L 
- Tubos de ensaio - Nitrato de cobato II (sólido) 
- Nitrato de prata 0,1 Mol/L 
BIBLIOGRAFIA: 
MORAES, R.; RAMOS, M. G. - Experiências e Projetos de Química. São Paulo, Saraiva S.A. Livreiros 
Editores, 1976. 
CHEMICAL EDUCATION MATERIAL STUDY. Química uma Ciência Experimental. São Paulo, Edart 
Livraria Editora Ltda, 1973. V.2. 
RUSSEL, J. B. - Química Geral. São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil Ltda, 1982. 
 
44 
 
 
EXPERIÊNCIA: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
OBJETIVOS: 
Neste experimento você fará um estudo sobre a influência da concentração dos reagentes e produtos e da 
temperatura, sobre o seguinte sistema em equilíbrio: 
 
Co2+(aq) + 4 Cl -(aq) ⇌ CoCl42- (aq), 
 Cor rosa Cor azul 
 
 
Observe a intensidade das cores AZUL e ROSA e relacione com a concentração do reagente e produto 
presentes quando o sistema estiver em equilíbrio. 
PROCEDIMENTO: 
A) Coloque em 4 tubos de ensaio as quantidades descritas na tabela a seguir. Homogeneíze utilizando o 
bastão de vidro. 
 
TUBO Co(NO3)2 
0,25 mol/L 
HCl 
12 mol/L 
H2O 
dest. 
TOTAL 
1 2,5 mL 0 5,0 mL 7,5 mL 
2 2,5 mL 3,0 mL 2,0 mL 7,5 mL 
3 2,5 mL 3,5 mL 1,5 mL 7,5 mL 
4 2,5 mL 5,0 mL 0 7,5 mL 
 
B) Utilizando um dos tubos selecionados (ver questão 4 da Folha de Resultados), divida seu conteúdo em 
três porções aproximadamente iguais: 
1. Aqueça a 1a porção num béquer contendo água da torneira. 
2. Resfrie a 2a porção num béquer contendo água com gelo. 
3. Mantenha a 3a porção à temperatura ambiente como padrão de comparação. 
4. Aqueça a 2a porção e resfrie a 1a. 
 
OBSERVE AS ALTERAÇÕES DE COR QUE OCORRERÃO E REGISTRE. 
C) Pegue o outro tubo selecionado e divida a solução em quatro porções aproximadamente iguais: 
1. Adicione cristais de Co(NO3)2 à 1ª porção, agitando até dissolver. 
2. Adicione cristais de NaCl à 2ª porção, agitando. 
3. Adicione gotas de AgNO3 à 3ª porção, agitando. 
OBS: Lembre que o íon Ag+ reage segundo a equação: Ag+ + Cl-(aq) à AgCl(s) 
4. Mantenha a 4a porção como padrão de comparação. 
 
 
 
45 
 
 
EXPERIÊNCIA 11: DETERMINAÇÃO DO KPS DE CARBONATOS METÁLICOS 
POUCO SOLÚVEIS 
 
OBJETIVO: Determinar os valores das constantes dos produtos de solubilidade dos carbonatos de cálcio e 
magnésio. 
 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Produto de solubilidade (Kps) é um tipo especial de constante de equilíbrio que caracteriza 
quantitativamente o comportamento da solubilidade. Todo sólido que se ioniza, ao se dissolver e formar 
uma solução saturada, tem o seu valor característico de Kps: 
 
MX(s) M+(aq) + X-(aq) 
 
A partir do valor de Kps pode-se determinar a concentração dos íons em solução - Solubilidade do Sólido. 
E ao contrário, se a concentração dos íons em solução é determinada experimentalmente, o valor de Kps é 
calculado. 
 
Para eletrólitos pouco solúveis a concentração iônica em solução é muito pequena e a constante do produto 
de solubilidade é então expressa por: 
 
Kps = [M+(aq)][X-(aq)] 
 
onde [M+(aq)] e [X-(aq)] representam as concentrações em mol/L dos íons M+ e X-, respectivamente. Kps é 
chamada Constante do Produto de Solubilidade ou simplesmente Produto de Solubilidade. A 
concentração de MX(s) no sólido MX é função da densidade do sólido e da sua massa molar, portanto é 
constante e seu valor foi incorporado ao da constante de equilíbrio 
(Kps = Kc [MX(s)]). - No cálculo do produto de solubilidade entram apenas aquelas concentrações que 
podem variar. 
O Produto de Solubilidade de um eletrólito mais complexo como por exemplo M2X3, é calculado levando-
se em conta as regras usuais da expressão da constante de equilíbrio: 
 
M2X3 2 M3+(aq) + 3 X2-(aq) 
Kps = [M3+(aq)]2[X2-(aq)]3 
 
 
46 
 
 
SISTEMA A SER ESTUDADO: 
 
Os carbonatos metálicos dos metais alcalinos terrosos (Grupo IIA) são compostos que apresentam baixa 
solubilidade em água e por isso formam soluções saturadas diluídas, ideais para uma determinação simples 
de seus valores de Kps. Sabe-se que, no equilíbrio, o valor de Kps é igual ao produto das concentrações dos 
íons formadores do sal, conhecido como Produto Iônico (PI) (1). 
 
Kps MCO3 = [M2+][CO32-] (1) 
 
No caso de um carbonato metálico do tipo MCO3 deve-se determinar a concentração de M2+ ou de CO32-, já 
que ambas serão iguais no equilíbrio (2). Uma maneira simples de conhecer essas concentrações é 
indiretamente, através do pH resultante de suas respectivas reações de hidrólise. Sabe-se que íons de metais 
alcalinos e alcalinos terrosos não sofrem hidrólise de forma importante, portanto afetam muito pouco o pH 
da solução. Já o íon carbonato sim, reage com uma base frente à água elevando o pH da solução resultante 
(3). 
 
 MCO3(s) ⇌ M2+ + CO32-																																												(2) 
 x x 
	
CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OH- (3) 
 (x-y) y y 
 
Onde x e y são as concentrações dos respectivos íons no equilíbrio e (x-y) é a concentração do íon 
carbonato no equilíbrio de hidrólise. 
 
Dessa forma, a expressão da hidrólise do íon carbonato seria (4): 
 
Kh = [HCO3-][OH-] / [CO32-] (4) 
 
Substituindo por (3), vem que: 
 
Kh = [y]2 / (x-y) (5) 
 
Ainda, sabendo-se que [y] = 10-pOH e que o valor tabelado para Kh25O do íon CO32- 
vale 1,78 X10-4, substituindo em (5) pode-se calcular x (solubilidade do carbonato metálico) medindo-se o 
pH da solução no equilíbrio. Assim, considerando (1) e (2), Kps MCO3 = x2. 
47 
 
 
 
MATERIAL: REAGENTES: 
- Dois tubos de centrífuga - Água destilada 
- Dois tubos para medida de pH - Carbonato de Cálcio 
- Estante de tubos - Carbonato de Magnésio 
- Dois bastões de vidro finos 
 - Centrífuga 
 - pHmetro 
 
 
BIBLIOGRAFIA: 
Brady e Huminston - Química Geral - cap. 16 
Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 17 
Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 16 
Daniel C. Harris, Quantitative Chemical Analysis, 5 ed. New York, W.H. Freeman,1999, Appendix F, 
AP12 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
EXPERIÊNCIA 11: DETERMINAÇÃO DOS PRODUTOS DE SOLUBILIDADE DOS CARBONATOS 
DE CÁLCIO E MAGNÉSIO 
 
PROCEDIMENTO: 
 
Identificar dois tubos de centrífuga. Adicionar a um deles, uma ponta de espátula (10 mg) de CaCO3 e a 
outro tubo, a mesma quantidade de MgCO3. Após, adicionar cerca de 5 mL de água destilada e agitar, cada 
tubo com um bastão de vidro diferente, por 10 minutos. Centrifugar as misturas de ambos os tubos e 
transferir cada líquido sobrenadante para um tubo identificado e específico para medidas de pH. Medir o 
pH com o auxílio do pHmetro, calibrado para a temperatura de 25oC. Registrar os valores na folha do 
relatório e proceder para os cálculos. Apresente todos os cálculos no relatório da prática. Ao final da aula, 
o professor apresentaráos valores esperados para os Kps destes carbonatos. 
49 
 
 
EXPERIÊNCIA 12: COMPORTAMENTO ÁCIDO / BASE DE SAIS 
OBJETIVOS: 
Estudar o comportamento ácido/base de sais 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
A água é um solvente anfótero, com características ácidas e básicas e a acidez do meio depende 
também da presença de íons que reagem com a água e liberam íons H3O+ e OH- em pequena proporção, 
estabelecendo os seguintes equilíbrios iônicos: 
 
A- (aq) + H2O (l) ⇌		HA (aq) + OH- (aq) (1) 
BH+ (aq)+ H2O (l) ⇌ B (aq)+ H3O+ (aq) (2) 
 
onde HA representa o ácido fraco e B a base fraca. 
 
Os equilíbrios acima representados, quando lidos da esquerda para a direita são chamados de 
reações de hidrólise (reação com a água) e constituem o inverso das reações de neutralização. Estes 
equilíbrios são chamados de equilíbrios ácido/base de sais em água. 
 
A extensão com que estes equilíbrios estão deslocados para a direita depende dos valores 
relativos das constantes de ionização da água e do ácido ou da base fraca formados pelas reações de 
hidrólise. São compostos com caráter ácido-base no conceito de Brönsted-Lowry. Em geral, a água 
comporta-se como um ácido fraco ou base fraca, de modo que a hidrólise ocorre em pequena 
extensão. 
 
A intensidade da hidrólise para um dado íon pode ser calculada pela constante de hidrólise (Kh) 
que nada mais é do que uma constante de um equilíbrio ácido-básico, ou seja, uma constante Ka ou 
Kb. 
𝐾ℎ	(𝑜𝑢	𝐾𝑏) = 	
[𝐻𝐴]. [𝑂𝐻−]
[𝐴−]
 𝐾ℎ	(𝑜𝑢	𝐾𝑎) = 	
[𝐵]. [𝐻3𝑂+]
[𝐵𝐻+]
 
 
Nas expressões acima, não figura a concentração da água, pois esta é incorporada no valor do 
Kh. O valor da constante de hidrólise de um íon pode ser facilmente determinado pela medida do pH de 
uma solução contendo o sal correspondente, pois: 
 
* para um sal em que o ânion reage com a água (quando [B] >> Kb): 
[OH-] @ [HA] = 10-pOH 
[A-] = [A-]inicial - [OH-] 
[A-]inicial = concentração nominal do sal 
 
* para um sal em que o cátion reage com a água (quando [BH+] >> Ka): 
[H3O+] @ [B] = 10-pH 
[BH+] = [BH+]inicial - [H3O+] 
[BH+]inicial = concentração nominal do sal 
 
Alguns sais, derivados de ácidos polipróticos que não tiveram seus hidrogênios completamente 
ionizados, apresentam comportamento anfiprótico, ou seja, os seus ânions comportam-se como ácidos 
e bases simultaneamente. Um sal hipotético MHA dissocia em água em M+ e HA-. Admitindo-se que o 
cátion M+ não reaja com a água (não contribuindo, portanto, para a alteração do pH), o ânion HA- vai 
alterar o pH da solução por apresentar comportamento anfiprótico: 
 
 
 
50 
 
 
HA- (aq) + H2O (l) ⇌ H2A (aq) + OH- (aq) comportamento básico 
HA- (aq) + H2O (l) ⇌ A2- (aq) + H3O+ (aq) comportamento ácido 
Nestes casos, muitas vezes fica difícil calcular Ka e Kb, pois os dois equilíbrios acima são 
simultâneos, podendo ter quase a mesma extensão. 
 
Na presente experiência, será medido o pH de soluções dos sais NaCl, CH3COONa, 
CuSO4.5H2O, NaHCO3, NH4Cl, KAl(SO4)2 e Na2CO3. 
 
 Os valores das constantes Ka de alguns dos cátions e das constantes Kb de alguns ânions 
podem ser calculados a partir da determinação do pH das soluções em estudo, utilizando-se um medidor 
de pH. Pelo conhecimento do pH obtido e da concentração da solução original, é possível calcular a 
constante de hidrólise do íon. 
 
Para um sal ácido, BH+, a relação simplificada entre Ka e [H3O+] é: 
 
[𝐻<𝑂F] = 	A𝐾G . [𝐵𝐻F]	, 𝑣á𝑙𝑖𝑑𝑎	𝑞𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜	[𝐵𝐻F] ≫ 	𝐾G 
 
Para um sal básico, A-, a relação simplificada entre Kb e [OH-] é: 
 
[𝑂𝐻H] = 	A𝐾I . [𝐵]	, 𝑣á𝑙𝑖𝑑𝑎	𝑞𝑢𝑎𝑛𝑑𝑜	[𝐵] ≫ 	𝐾I 
Para um sal cujo ânion é anfiprótico, se uma das reações (ionização ou hidrólise) for muito mais 
extensa do que a outra, a menos extensa pode ser eventualmente desprezada. Em caso contrário, para 
um ânion derivado de um ácido diprótico, a concentração de H3O+ é dada por uma expressão mais 
complexa: 
[𝐻<𝑂F] = 	F
𝐾:(𝐾=. [í𝑜𝑛] +	𝐾J)
𝐾: + [í𝑜𝑛] 
O aluno que não tiver visto este caso em aula teórica deverá ignorar esta possibilidade. 
 
MATERIAL: REAGENTES: 
- 06 tubos de ensaio 
- fita universal para medição de pH 
- pHmetro 
- Água destilada previamente fervida 
- NH4Cl 1 mol/L 
- KAl(SO4)2 0,01 mol/L 
- Na2CO3 0,1 mol/L 
- NaHCO3 0,01 mol/L 
- NaCl 
- CH3COONa.3H2O 
- CuSO4.5H2O 
 
BIBLIOGRAFIA: 
O. A. OHLWEILER - Química Analítica Quantitativa - 3 o Ed. 
G.D. CHRISTIAN - Analytical Chemistry - 4th Ed. 
H.A. FLASCHKA, A.J. BARNARD, Jr. P.E. STURROCK - Quantitative Analytical Chemistry. 
 
51 
 
 
EXPERIÊNCIA 12: COMPORTAMENTO ÁCIDO / BASE DE SAIS 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
OBJETIVOS: 
Estudar o comportamento ácido/base de sais 
PROCEDIMENTO: 
Transfira cerca de 25 mL dos itens abaixo para um béquer de 50 mL e, usando o pHmetro, 
meça o pH e anote o valor. Confira com o papel indicador e anote os resultados na tabela apropriada. 
 
- água destilada previamente fervida 
- NH4Cl 1 mol/L 
- KAl(SO4)2 0,01 mol/L 
- Na2CO3 0,1 mol/L 
- NaHCO3 0,01 mol/L 
- NaCl 0,1 mol/L 
- CH3COONa.3H2O 0,1 mol/L 
- CuSO4.5H2O 0,02 mol/L 
 
 
 
52 
 
 
EXPERIÊNCIA 13: TITULAÇÃO 
OBJETIVOS: 
Determinar a concentração de ácido acético em vinagre. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
VOLUMETRIA 
A determinação quantitativa de substâncias pode ser realizada no laboratório, entre outras técnicas, 
através da análise volumétrica, que é uma das técnicas analíticas mais úteis e exatas, especialmente para 
quantidades da ordem de milimol. 
Em uma Titulação, a substância a ser analisada, de concentração desconhecida, reage com outra de 
concentração exatamente conhecida - Solução Padrão. Em geral, a solução padrão é adicionada, gota a 
gota, a partir de uma bureta. A solução adicionada é chamada Titulante. O volume de solução titulante 
necessário para reagir estequiometricamente com a substância a ter a concentração determinada é medido. 
Como a concentração e o volume da solução titulante são conhecidos, e a estequiometria da reação 
também, então a quantidade da substância desconhecida pode ser determinada. 
Como foi visto, os métodos volumétricos baseiam-se em reações químicas, mas para que uma 
reação química sirva de base para um método volumétrico ela deve atender aos seguintes requisitos: 
 
1. A reação deve ser estequiométrica. Ou seja, deve ser bem definida e conhecida. Por exemplo a titulação 
de ácido acético em vinagre com solução de hidróxido de sódio. 
HC2H3O2(aq) + NaOH(aq) ¾® NaC2H3O2(aq) + H2O(l) 
2. A reação deve ser rápida. A maioria das reações iônicas, como acima descritas, são muito rápidas. 
Quando a reação é lenta a mesma pode ser acelerada com a adição de catalisadores, com o aumento da 
temperatura, etc. 
3. A reação deve ser específica, não deve ocorrer reação paralela ou secundária. Se existirem substâncias 
interferentes elas têm de ser removidas. 
4. Deve haver uma mudança brusca em alguma propriedade da solução quando a reação se 
completar. Pode ser uma mudança de cor da solução ou em alguma propriedade elétrica ou ainda em outra 
propriedade física. 
As titulações ácido-base sofrem uma intensa variação no pH da solução quando a reação se completa. A 
mudança de cor, neste caso é obtida através da adição de um indicador, cuja cor depende do pH da solução. 
5. A reação deve ser quantitativa, ou seja, o equilíbrio da reação deve estar bem deslocado para a direita, 
de tal forma que ocorra uma mudança abrupta ao final da reação, para que seja obtida a exatidão desejada. 
Se o equilíbrio não está deslocado para a direita, a mudança de propriedade será gradual, tornando difícil 
detectar o final da reação. 
6. O ponto estequiométrico é obtido no momento exato em que quantidades estequiométricas reagem. 
Enquanto o ponto final é o momento em que é observado o final da reação, ou seja, quando uma mudança 
em alguma propriedade da solução é observada. O ponto final e o ponto estequiométrico devem coincidir 
ou ocorrer a um intervalo mínimo e reprodutível. 
 
SOLUÇÃO PADRÃO 
A solução padrão é preparadapela dissolução de uma quantidade exatamente conhecida de um 
reagente altamente puro, de composição definida e suficientemente estável ao ar, chamado Padrão 
53 
 
 
Primário, e diluído a um volume exatamente conhecido, em balão volumétrico.- Solução Padrão Direta. A 
concentração, em mol/L, da solução é calculada a partir da massa do reagente e do volume de solução. 
Alternativamente, se o material não é suficientemente puro ou suficientemente estável, a solução é 
preparada para dar aproximadamente a concentração desejada, e então padronizada pela titulação de uma 
quantidade pesada de um padrão primário. - Solução Padrão Indireta. Por exemplo, uma solução de 
hidróxido de sódio é preparada com uma concentração aproximada e, então, padronizada com uma massa 
exatamente conhecida de ftalato ácido de potássio (ou biftalato de potássio - KHC8H4O4). A solução agora 
padronizada de NaOH é então utilizada na titulação ou padronização de ácidos, como por exemplo na 
determinação do teor de ácido acético no vinagre. 
Então para que um reagente seja utilizado como padrão primário é necessário que ele preencha os 
seguintes requisitos: 
1. Deve ser 100,00% puro, entretanto 0,01 a 0,02% de impureza é tolerável, se exatamente conhecida. 
2. Deve ser estável à temperatura de secagem e deve ser indefinidamente estável à temperatura ambiente. 
Com poucas exceções, o padrão primário é sempre seco antes da pesagem. 
3. Não deve ser higroscópico (absorve água, retirando-o do ar) nem eflorescente (forma o sal anidro, ou um 
de menor grau de hidratação, a partir de um sal hidratado - perde moléculas de água.). 
4. Deve ser prontamente disponível. 
5. É recomendável que tenha uma alta massa molar. Desta forma uma grande quantidade deverá ser pesada 
para que se tenha o suficiente a ser titulado. O erro relativo na pesagem de uma grande quantidade de 
material será menor que o da pesagem de uma pequena quantidade. 
6. Se ele for usado em uma titulação tem que preencher também os requisitos de uma reação química 
utilizada em titulação. 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS MÉTODOS VOLUMÉTRICOS 
Os métodos de análise volumétrica podem ser classificados de acordo com a natureza das reações 
em que se baseiam. As reações são dos seguintes tipos gerais: 
1. Reações de combinação de íons: que compreendem as reações de neutralização (ácido-base), de 
precipitação e de formação de complexos. 
2. Reações de oxidação-redução. 
3. Métodos Elétricos: Potenciometria, Amperimetria, Coulometria, etc. 
Entre os métodos volumétricos veremos apenas o de neutralização que é baseado na brusca 
mudança de pH que ocorre no momento em que se dá a neutralização de um ácido por uma base ou vice-
versa. 
A volumetria de neutralização é aplicada para compostos ácidos ou básicos, tanto inorgânicos como 
orgânicos, que são titulados por bases ou ácidos fortes. O ponto final dessas titulações é de fácil detecção, 
tanto pela mudança de cor do indicador colocado na solução como pela mudança de pH medida através de 
um aparelho medidor de pH. 
 
DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL 
Conforme já foi verificado anteriormente, qualquer propriedade física do sistema que exija uma 
variação brusca perto do ponto estequiométrico pode servir para acusar o ponto final da titulação. 
54 
 
 
O método mais usado é a dos indicadores ácido-base, que permitem localizar o ponto final 
visualmente por uma mudança de cor no sistema. O indicador (um dos reagentes, o produto da reação ou 
uma substância adicionada propositalmente) é uma substância que acusa o Ponto Final através de uma 
mudança de coloração ou aparecimento de turvação, sem alterar o ponto de equivalência da reação 
principal. 
 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
Os indicadores de pH, são substâncias orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou 
fracamente básicas (indicadores básicos) que estabelecem um equilíbrio químico. A reversibilidade entre as 
formas associada e dissociada, com cores diferentes, é a base da utilização de uma substância como 
indicador ácido-base. A mudança de cor é observada visualmente em um intervalo de pH de uma a duas 
unidades (Zona de Viragem). Como existem ácidos e bases com uma grande gama de valores de pKa, 
existem indicadores com zona de viragem abrangendo toda a faixa de pH, o que é importante se a titulação 
não é entre um ácido forte e uma base forte. 
 
TITULAÇÃO 
A bureta é usada para escoamentos precisos de quantidades variáveis de solução. A bureta utilizada 
na prática vai de 0 a 50 mL com intervalos de 0,1 mL. O volume escoado pode ser lido, por interpolação, 
com aproximação de 0,01 mL. Ou seja, nós estimamos a segunda casa decimal. A incerteza está no 
centésimo de mililitro. 
Encha a sua bureta com água da torneira e verifique se existe vazamento na torneira. Caso haja 
vazamento: 
1) Se a torneira é de teflon verifique se a porca está devidamente atarraxada. Não aperte muito porque além 
de danificar a rosca você não consegue abrir e fechar a torneira. 
2) Se a torneira é de vidro, esvazie a bureta, porque ela deverá ser limpa e lubrificada. Depois de 
cuidadosamente removida ela deve ser seca com papel higiênico, bem como a parte interna onde a torneira 
se encaixa. A torneira é lubrificada, com vaselina ou graxa de silicone. O lubrificante não deve ser aplicado 
na parte central, na direção do canal por onde escoa o líquido. Isto porque ao fazer o movimento de abrir e 
fechar a torneira vai-se acumulando graxa no canal de escoamento e um posterior entupimento poderá 
ocorrer. Torneira de teflon não requer lubrificação. 
Ao escoar a água observe se a bureta está limpa. Um vidro limpo permite o escoamento com a 
formação de um filme líquido contínuo. Quando o filme se quebra e surgem gotículas nas paredes da bureta 
este é o indicativo de que a bureta não está limpa. Neste caso a bureta tem que ficar de molho em Extran - 
detergente com um grande poder desengordurante. Enxágue bem com água da torneira. 
Lave a bureta várias vezes com pequenas porções de água destilada. Escorra bem e lave três vezes 
com pequenas quantidades de solução titulante. 
Encha a bureta com a solução titulante. Abra a torneira para encher a parte inferior também. Elimine 
as bolhas. Zere a bureta. Evite o erro de paralaxe. 
O filme de líquido que fica na parede da bureta (e de pipetas também) pode variar quando a 
velocidade de escoamento varia. À medida que o ponto final se aproxima, o gotejamento deve ser lento ao 
ponto de ser necessário a liberação de frações de gota. Para isso, abre-se a torneira o suficiente para que a 
gota comece a se formar, fecha-se a torneira quando a gota foi parcialmente formada e a parede do 
erlenmeyer é levada a tocar a ponta da bureta para que a fração de gota escorra. A parede do erlenmeyer é 
então lavada com auxílio do frasco lavador, arrastando a fração de gota para a solução. Quando o ponto 
final é atingido, faça a leitura do volume gasto, cuidando para evitar o erro de paralaxe. 
 
55 
 
 
FORMAS DE EXPRIMIR CONCENTRAÇÃO 
 
Concentração molar ([ ]) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pelo volume de solução em 
litro (L) e sua unidade é mol/L. Para um soluto A: 
[𝐴] =
𝑛1(𝑚𝑜𝑙)
V_solução	(	L	) 
 
É usada para cálculos que envolvem reações entre reagentes químicos em solução. Conhecendo-se a 
concentração de um dos reagentes e a reação química, pode-se calcular a concentração do outro. A 
molaridade depende da temperatura já que o volume da solução é função da temperatura. 
 
Molalidade (m) é expressa pelo número de mol de soluto dividido pela massa de solvente em quilograma 
(kg). Sua unidade é mol/kg. 
𝑚 =
𝑛5$%67$
𝑚5$%89!79(𝑘𝑔)
 
 
É usada em medidas onde há variação de temperatura como por exemplo em propriedades 
coligativas tais como abaixamento do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, pressão 
osmótica e aumento do ponto de ebulição. Propriedades coligativas dependem somente do número de 
partículas presente em solução por mol de solvente. Concentrações molais nãodependem da temperatura 
como as concentrações molares. 
 
EXPRESSÃO DOS RESULTADOS ANALÍTICOS 
Os resultados analíticos são reportados de várias maneiras, tais como concentração (no caso da 
padronização da solução de hidróxido de sódio) ou quantidade de analito (substância de interesse na 
amostra) por unidade de massa ou de volume. 
Amostras sólidas são expressas em massa de analito como percentagem da massa da amostra (% 
massa / massa). 
%	massa/massa =
𝑚5$%67$(𝑔)
𝑚G#$57KG(𝑔)
𝑥100 
 
Amostras líquidas também são expressas em percentagem de massa da amostra por massa da 
solução, mas podem ser expressas em massa de analito por volume de solução (veja o caso da determinação 
de ácido acético em vinagre). Sempre que a concentração for expressa em %, se não estiver claro, deve ser 
especificado que tipo está sendo usado. 
%	massa/massa =
𝑚5$%67$(𝑔)
𝑚G#$57KG(𝑔)
𝑥100 
%	volume/massa =
𝑉5$%67$(𝑚𝐿)
𝑚G#$57KG(𝑔)
𝑥100 
%	volume/volume =
𝑉5$%67$(𝑚𝐿)
𝑉G#$57KG(𝑚𝐿)
𝑥100 
 
56 
 
 
MATERIAL: REAGENTES: 
- Balão volumétrico de 100 mL - Fenolftaleína 0,1 % 
- Bureta (e acessórios) - Solução padrão de NaOH ~0,1 Mol/L 
- Erlenmeyer de 250 mL - Vinagre comercial 
- Pipetas volumétricas de 10 e 25 mL 
 
BIBLIOGRAFIA: 
O. A. OHLWEILER - Química Analítica Quantitativa - 3 o Ed. 
G.D. CHRISTIAN - Analytical Chemistry - 4th Ed. 
H.A. FLASCHKA, A.J. BARNARD, Jr. P.E. STURROCK - Quantitative Analytical Chemistry. 
57 
 
 
EXPERIÊNCIA 13: DETERMINAÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO EM VINAGRE 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
OBJETIVOS: 
A acidez total de um vinagre é convenientemente determinada mediante titulação de uma solução 
padrão alcalina, em presença de fenolftaleína como indicador. 
A acidez total predominante é devida à presença de ácido acético - embora outros ácidos orgânicos 
possam estar presentes, em pequena proporção. 
 O resultado é expresso em termos de gramas de ácido acético por 100 mL de vinagre. O percentual 
de ácido acético no vinagre oscila em torno dos 5 %. 
 
PROCEDIMENTO: 
1. Pipetar, usando pipeta volumétrica, 10 mL de vinagre comercial para um balão volumétrico de 100 mL e 
diluir à marca com água destilada. Misturar bem a solução. 
 OBS: Não esquecer de ambientar a pipeta com a solução a ser transferida. 
2. Desta solução, usando pipeta volumétrica recolher uma alíquota de 25 mL para dentro de um dos 
Erlenmeyers e adicionar 2 a 3 gotas de fenolftaleína. 
3. Realizar a titulação de acordo com o seguinte procedimento, conforme descrito nos fundamentos 
teóricos: 
• Lavar a bureta 3 vezes com ~ 5 mL da solução de NaOH a ser usado como titulante para ambientá-la. 
• Colocar esta solução na bureta, zerando-a. 
• Colocar uma folha de papel branco embaixo do erlenmeyer. 
• Realizar a titulação adicionando, gota a gota, através da bureta, a solução de NaOH e mantendo a 
solução em constante agitação. 
• Sempre que uma gota da solução proveniente da bureta cair nas paredes do erlenmeyer, interromper a 
titulação e arrastar a gota com água destilada, utilizando o frasco lavador, para que esta reaja com a 
solução contida no erlenmeyer. 
• Quando aparecer coloração rosa que persista por mais tempo, fazer a leitura e registrar o volume 
gasto de solução de NaOH. 
4. Repetir o processo mais duas vezes. Lembrando sempre que a bureta tem o seu volume completado cada 
vez que o processo é iniciado. 
 
 
58 
 
 
EXPERIÊNCIA 14: EFEITO TAMPÃO 
OBJETIVO: 
Verificação da capacidade tamponante de soluções: CH3COOH/CH3COONa e NH3/NH4Cl. 
INTRODUÇÃO: 
Baixas concentrações de íons hidrogênio são mais adequadamente expressas através do pH. O pH é 
definido como sendo o logaritmo negativo da concentração dos íons hidrogênio em uma solução. 
pH = - log[H+] 
Analogamente, baixas concentrações de íons hidroxila são mais adequadamente expressas através 
do pOH. O pOH é definido como sendo o logaritmo negativo da concentração dos íons hidroxila em uma 
solução. 
pOH = - log[OH-] 
Uma solução tampão é uma solução formada por uma mistura de um ácido fraco e sua base 
conjugada em concentrações aproximadamente iguais ou por uma mistura de base fraca e seu ácido 
conjugado em concentrações aproximadamente iguais. Tais soluções têm a propriedade de variar muito 
pouco o seu pH quando a elas são adicionadas pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. Uma 
solução tampão é tão mais efetiva quanto mais próximas forem as concentrações do par conjugado e quanto 
mais elevados forem os valores absolutos dessas concentrações. Seu pH é dado por: 
TAMPÃO ÁCIDO: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾G − 𝑙𝑜𝑔
[𝐻𝐴]
[𝐴-] 
 
 
 MATERIAL: REAGENTES 
- 04 béquers de 100 mL - acetato de sódio 0,2 mol/L 
- 01 frasco lavador - ácido acético 0,2 mol/L 
- funil - ácido clorídrico 0,1 mol/L 
- provetas de 50 mL - cloreto de amônio 0,2 mol/L 
- pipetas de 5 mL - hidróxido de amônio 0,2 mol/L 
- papel indicador universal - hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
- 02 buretas de 50 mL 
- pHmetros 
 
 
59 
 
 
EXPERIÊNCIA 14: EFEITO TAMPÃO 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
PROCEDIMENTOS: Dividir a turma em 2 grupos para as etapas 1 e 2 
1) Preparar 50 mL de uma solução tampão Ácido Acético/Acetato de Sódio misturando 25 mL de Ácido 
Acético 0,2 mol/L com 25 mL de Acetato de Sódio 0,2 mol/L em um béquer de 100 mL e determinar o seu 
pH usando papel indicador universal e pHmetro. Registre o resultado. 
Dividir esta solução em duas porções de 25 mL, colocando-as em dois béquers de 100 mL. 
Na primeira porção, adicionar, com o auxílio de uma bureta, 5 mL de HCl 0,1 mol/L, agitar com agitador 
magnético e determinar o pH. Anote na tabela de resultados. Repetir o procedimento adicionando mais 5 
mL de HCl 0,1 mol/L até ocorrer variação brusca de pH. 
Na segunda porção, de forma análoga, realizar adições de 5 mL de NaOH 0,1 mol/L até ocorrer variação 
brusca de pH. 
2) Preparar 50 mL de uma solução tampão Amônia/Cloreto de Amônio, misturando 25 mL de Amônia 0,2 
mol/L com 25 mL de Cloreto de Amônio 0,2 mol/L em um béquer de 100 mL e determinar o seu pH. 
Registre o resultado. 
Repetir o procedimento usado com as soluções anteriores. 
3) Adicionar 2,5 mL de HCl 0,1 mol/L a 25 mL de água destilada fervida, ou água ultra pura, contida em 
um béquer. Agitar com bastão de vidro e determinar o pH. Repetir o procedimento adicionando 2,5 mL de 
NaOH 0,1 mol/L a 25 mL de água destilada fervida contida em um béquer. Agitar com bastão de vidro e 
determinar o pH. Comparar o resultado com os resultados obtidos com os tampões. 
 
 
 
 
60 
 
 
EXPERIÊNCIA 15: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
OBJETIVO: 
Identificar reações com espécies que oxidam e que reduzem, bem como os agentes oxidantes e redutores e 
acertar os coeficientes de equações redox, nominando as substâncias envolvidas. 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Reações de oxidação-redução ocorrem quando elétrons são transferidos de uma substância para 
outra. 
Nestas reações um dos elementos perde elétrons - sofrendo oxidação. O reagente que o contém 
chama-se AGENTE REDUTOR. Outro elemento ganha elétrons - sofrendo redução. O reagente que o 
contém chama-se AGENTE OXIDANTE. Em ambos os casos ocorre uma variação do NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO (NOX) dos elementos envolvidos. 
Dois fatores são importantes: 
1) Uma reação de redução é sempre acompanhada de uma reação de oxidação, isto é, redução e oxidação 
não ocorrem isoladamente: 
2) Como os elétrons são transferidos de um reagente para o outro - o número de elétrons ganhos por um 
elemento é sempre igual ao número de elétrons perdidos por outro elemento. 
 
SISTEMA ESTUDADO: 
Este experimento envolve reações químicas com alguns agentes oxidantes importantes (como KMnO4, 
K2Cr2O7 e H2O2), assim como alguns agentes redutores (tais como SnCl2 e FeSO4). 
MATERIAL: 
- Bastão de vidro 
- Pipetas graduadas de 1mL e 2mL 
- Tubos de ensaio 
 
REAGENTES: 
- Ácido sulfúrico 3,0 mol/L 
- Cloreto estanoso 0,1 mol/L 
- Cloreto férrico 0,1 mol/L 
- Dicromato de potássio 0,1 mol/L- Ferricianeto de potássio 1 mol/L 
- Hidróxido de sódio 4,0 mol/L 
- Nitrato de cromo III 0,1 mol/L 
- Permanganato de potássio 0,02 mol/L 
- Peróxido de hidrogênio 3% 
- Sulfato ferroso 0,1 mol/L 
- Sulfito de sódio (sólido) 
- Tiocianato de amônio 1,0 mol/L 
 
61 
 
 
EXPERIÊNCIA 15: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
 
REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Fe2+ e Fe3+: 
I. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FERROSO (Fe2+): 
• A espécie Fe2+ apresenta uma cor esverdeada ou quase incolor e pode ser identificada por 
ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]). 
• Colocar 2 a 3 gotas de ferricianeto de potássio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de 
Fe2+. Observar se há formação de precipitado e/ou mudança de cor. 
 
3 FeSO4(aq) + 2 K3[Fe(CN)6] (aq) ® Fe3[Fe(CN)6]2(aq) + 3 K2SO4(aq) 
II. IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FÉRRICO (Fe3+): 
• A espécie Fe3+ apresenta uma cor amarelada e pode ser identificada por tiocianato de amônio 
(NH4SCN). 
• Adicionar 1 gota de tiocianato de amônio num tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Fe3+. 
Observar se há formação de precipitado e/ou mudança de cor. 
 
2 FeCl3(aq) + 6 NH4SCN(aq) ® Fe[Fe(SCN)6] (aq) + 6 NH4Cl(aq) 
 
III. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe3+: 
• Colocar 1 mL de Fe3+ (FeCl3) de cor amarelada num tubo de ensaio. 
• Adicionar SnCl2 gota a gota e com agitação até a cor amarela forte ficar mais fraca (menos intensa). 
Testar com 2 gotas de ferricianeto de potássio. 
FeCl3(aq) + SnCl2(aq) ® FeCl2(aq) + SnCl4(aq) 
 
IV. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Fe2+: 
• Colocar 1 mL de Fe2+ (FeSO4) incolor ou levemente esverdeada num tubo de ensaio. 
• Adicionar 5 gotas de H2SO4 diluído e KMnO4, gota a gota e com agitação até observar a 
intensificação da cor amarela. 
• Testar com 1 gota de tiocianato de amônio. 
 
FeSO4(aq) + H2SO4(aq) + KMnO4(aq) ® Fe2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + H2O(l) 
 
REAÇÕES REDOX DAS ESPÉCIES Cr3+ E Cr6+: 
As espécies Cr6+ e Cr3+ apresentam cores características. A cor do Cr6+ varia do amarelo ao 
alaranjado, conforme se apresente sob forma de CrO42-, HCrO4- ou Cr2O72-. A cor do Cr3+ varia do verde 
ao azul, conforme o pH do meio e outras espécies químicas presentes. 
 
62 
 
 
V. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr6+: 
• Adicionar 1 mL de solução de Cr6+ (K2Cr2O7) num tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL de H2SO4 
diluído. 
• Adicionar Na2SO3 em pequenas quantidades e com agitação até ocorrer mudança de cor. 
 
Cr2O7 2-(aq) + SO3 2-(aq) + H+(aq) ® Cr3+(aq) + HSO4-(aq) + H2O(l) 
 
VI. REAÇÃO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ENVOLVENDO Cr3+: 
• Adicionar 1 mL de solução de Cr3+ (Cr(NO3)3) a um tubo de ensaio e a seguir mais 2 mL de NaOH 
4 mol/L. 
• Adicionar H2O2 3% gota a gota e com agitação até ocorrer mudança de cor. 
 
Cr(OH)4-(aq) + O2 2-(aq) ® CrO4 2-(aq) + OH-(aq) + H2O(l) 
 
 
63 
 
 
EXPERIÊNCIA 16: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE 
SUBSTÂNCIAS METÁLICAS. ESCALA DE NOBREZA 
OBJETIVO: 
Verificar experimentalmente a tendência relativa de metais em perderem elétrons. Organizar uma escala de 
nobreza 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
Originalmente o termo oxidação foi usado para designar a reação de qualquer substância com 
oxigênio elementar. Hoje em dia ele é empregado para todos os processos em que elétrons são removidos 
de átomos, moléculas ou íons. O inverso da oxidação, isto é, os processos em que elétrons são ganhos, é 
chamado de redução. Uma vez que elétrons não podem existir livres por períodos extensos, cada oxidação é 
sempre acompanhada por uma redução equivalente. Assim, na reação: 
 
2 Na(s) + Cl2(g) ¾® 2 Na+ (aq) + 2 Cl- (�q) 
 
Na é oxidado a Na+ pelo Cl2, enquanto Cl2 é reduzido a Cl- pelo Na. 
Observe que esta reação pode ser escrita como a soma de duas semi-reações, de dois pares de 
oxidação-redução envolvendo as duas espécies relacionadas (Ex.: Na e Na+) e elétrons. 
 
2 Na(s) ¾® 2 Na+(aq) + 2 e- (semi-reação de oxidação) 
 
Cl2(g) + 2 e- ¾® 2 Cl-(aq) (semi-reação de redução) 
 
As substâncias variam muito quanto à facilidade que apresentam para doar ou aceitar elétrons. 
Usando uma linguagem mais adequada em termos de oxidação, as substâncias variam largamente em 
sua capacidade de atuar como agentes oxidantes ou redutores. O caráter oxidante ou redutor é 
relativo: depende da natureza das espécies químicas que são postas a reagir, de suas concentrações e das 
condições vigentes, em termos de pressão e temperatura. 
Os pares de óxido-redução estão reunidos em tabelas - Tabela de Potenciais Padrão de Redução - 
onde o caráter oxidante ou redutor é expresso de forma quantitativa através dos potenciais normais de 
eletrodo, para as mesmas condições de concentração (1 mol/L), temperatura (25ºC) e pressão (1 atm). 
Nesta prática o estudo é qualitativo e envolve semi-reações de oxidação (ou redução). É conveniente 
arranjar as espécies de acordo com sua tendência de sofrer oxidação. A ordem adequada pode ser 
determinada pela observação da direção da reação espontânea quando dois pares são combinados. No 
exemplo anterior Na é espontaneamente oxidado pelo Cl2, assim Cl2 é um agente oxidante mais forte do 
que Na e vice versa, Na é um agente redutor mais forte do que Cl2. 
Uma vez que a reação inversa não ocorre espontaneamente, também é verdadeiro dizer que Na+ não 
é um agente oxidante mais forte do que Cl-, nem o Cl- é um agente redutor mais forte que o Na+. 
 
 
 
 
64 
 
 
As reações de oxi-redução em que participam apenas metais e sais, podendo ou não também 
participar H2 e H+ são chamadas de reações de deslocamento. A reação química pode ser representada por: 
 
M1+(aq) + M2 (s) ¾® M1 (s) + M2+(aq) ou (i) 
 
H+ (aq) + M2 (s) ¾® 1/2 H2 (g) + M2+ (aq) (ii) 
 
onde M1 e M2 representam metais e M1+ e M2+ seus respectivos íons em soluções aquosas, ambos 
supostamente com carga +1, para facilitar a representação. 
Diz-se que M2 deslocou M1 da solução, no caso da reação (i) ou H2 da solução, no caso da reação 
(ii). Nesses casos M2 é mais redutor do que M1 ou do que H2. Costuma-se associar nobreza ao caráter 
redutor do metal. O metal é tanto mais nobre quanto menos redutor ele for. Uma listagem dos metais na 
qual se inclui também o hidrogênio, na ordem crescente de nobreza, constitui o que se costuma chamar de 
Escala de Nobreza. 
A ocorrência de uma reação de deslocamento é acusada pelo desgaste superficial do metal 
deslocante ou pela cobertura da superfície deste metal deslocado. Também pode ser acusada pela mudança 
de coloração da solução (caso de íons metálicos coloridos) ou ainda pelo desprendimento de hidrogênio 
gasoso. Nos exemplos escolhidos, as reações ocorrem com velocidades apreciáveis, sobretudo a 
temperaturas superiores a ambiente, o que também facilita a observação. 
 
MATERIAL: 
- 15 tubos de ensaio 
 
REAGENTES: 
- Chapinhas metálicas de Zn, Cu e Mg 
- Solução de HCl 
- Soluções de sais de Mg2+, Zn2+, Cu2+ e Ag+ 
 
BIBLIOGRAFIA: 
Brady e Huminston - Química Geral - cap. 17 
Russell - Química Geral - 1ª Ed. - cap. 19 
Russell - Química Geral - 2ªEd. - V. 2 - cap. 18 
 
 
 
65 
 
 
EXPERIÊNCIA 16: ESTUDO DO CARÁTER OXIDANTE-REDUTOR DE SUBSTÂNCIAS 
METÁLICAS - ESCALA DE NOBREZA 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
INTRODUÇÃO: 
Antes de iniciar a prática verifique e anote quais as equações das reações que deveriam 
ocorrer em cada tubo. Caso a reação ocorra, ficará mais fácil interpretar as mudanças que estão sendo 
observadas. Se não houve reação, este método também ajudará na visualização das reações não 
espontâneas. 
 
Numere seus tubos de ensaio de 1 a 15. Em cada tubo devem ser feitas observações do tipo: 
• mudança apreciável (ou não) da superfície; 
• aparecimento (ou não) de nova fase sólida; cor da fase sólida; 
• mudança de cor (ou não) da fase líquida; 
• desprendimento gasoso (ou não); 
• cor do gás desprendido. 
 
PROCEDIMENTO: 
1) Reações de deslocamentocom o íon H+ 
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 10 a 12, 1 mL da solução de HCl diluído. 
2) Reações de deslocamento com o íon Mg2+ 
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 1 a 3, 1 mL da solução de sal de magnésio. 
3) Reações de deslocamento com o íon Zn2+ 
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 4 a 6, 1 mL da solução de sal de zinco. 
4) Reações de deslocamento com o íon Cu2+ 
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 7 a 9, 1 mL da solução de sal de cobre. 
5) Reações de deslocamento com o íon Ag+ 
Coloque nos 3 tubos de ensaio numerados de 13 a 15, 1 mL da solução de sal de prata. 
 
Em cada um dos três tubos contendo a solução iônica acrescente, sempre nesta ordem, as chapinhas 
de Zn, Cu e Mg. Faça uma primeira observação no momento da adição, para detectar reações rápidas. Veja 
se ocorre alguma modificação imediata. Ao terminar a adição de todas as chapinhas faça uma segunda 
observação, para detectar reações mais lentas. 
 
66 
 
 
EXPERIÊNCIA 17: ELETRÓLISE 
OBJETIVO: 
• Realizar a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. 
• Coletar e identificar os produtos formados nos eletrodos. 
• Calcular o valor de um Faraday. 
• Determinar o volume molar de um dos gases produzidos. 
 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
O termo eletrólise se refere à análise ou decomposição por meio de corrente elétrica. Na química, 
eletrólise é o nome que se dá a uma reação química que ocorre pela passagem da corrente elétrica através 
de um sistema líquido. Visto que é necessário que se passe uma corrente elétrica, esse processo não é 
espontâneo e é exatamente o contrário de uma pilha, que é um equipamento que transforma energia 
química em elétrica de modo espontâneo. 
O meio líquido pode ser uma solução iônica (eletrólise aquosa) ou um composto iônico fundido 
(eletrólise ígnea). O que há em comum entre os dois tipos de eletrólises é a presença de íons. Por causa dos 
altos pontos de fusão das substâncias iônicas, a eletrólise de sais fundidos necessita de altas temperaturas. 
A eletrólise em meio aquoso é, então, um processo em que se passa corrente elétrica através de uma 
solução aquosa, onde existem íons que podem produzir reações, gerando energia química. A solução 
aquosa é composta por íons dissociados da substância dissolvida e também os íons provenientes da 
ionização da água: 
H2O → H+ + OH- 
 
Apesar de haver tantos íons na solução, apenas um cátion e um ânion sofrerão a descarga nos 
eletrodos. Portanto, é necessário consultar a tabela de potencial de redução, conhecer a concentração da 
solução e levar em conta efeitos cinéticos das reações de eletrodo para conhecer quais íons irão chegar ao 
eletrodo. 
A eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) é um processo industrial importante 
para a obtenção de hidrogênio e cloro gasosos além da soda cáustica (NaOH). Considerando todas as 
reações possíveis de acontecer no ânodo e no cátodo, temos: 
No cátodo: 
Na+(aq) + e- → Na(s) e°red = - 2,71 V 
2H2O + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) e°red = - 0,83 V 
O cátion em solução é um metal do Grupo 1, então, vai ocorrer a redução de moléculas de H2O 
formando H2 e OH-: Lembre-se que quanto mais positivo (ou menos negativo) o valor do potencial padrão 
de redução (E°red), mais favorável é a redução. 
No ânodo: 
2 Cl-(aq) → Cl2(g)+ 2e- e°red = +1,36 V 
2 H2O → O2(g) + 4H+(aq) + 4 e- e°red = + 1,23 V 
Em virtude da oxidação ser o inverso da redução, quanto mais negativo (ou menos positivo) o e°red 
mais favorável será a oxidação. Contudo a eletrólise de uma solução aquosa concentrada de NaCl leva a um 
resultado inesperado. Os experimentos mostram que Cl- é oxidado em vez da água. Este resultado ocorre 
devido à cinética da reação de eletrodo e à alta disponibilidade de íons Cl-. 
Assim são produzidos gás hidrogênio e gás cloro, acompanhado também da formação de soda 
cáustica, dissolvida na água. 
67 
 
 
O número de moles de material oxidado ou reduzido em um eletrodo está relacionado pela 
estequiometria da reação de eletrodo com a quantidade de eletricidade que passa através da célula 
eletrolítica. 
Por exemplo, 1 mol de elétrons irão reduzir e depositar 1 mol de Ag+ ou 0,5 mol de Zn2+, conforme 
sugerido pela seguintes reações de eletrodo (e- representa um elétron) 
Ag+ + 1e- à Ag0(s) 
Zn2+ + 2e- à Zn0(s) 
Enquanto é conveniente "contar" átomos pela pesagem de substâncias, o número de moles de 
elétrons entregues a um eletrodo é medido mais eficientemente em termos de carga elétrica total. Como a 
carga de um elétron é 1,602177 x 10-19 Coulomb (C), a carga de 1 mol de elétrons é 
1,602177 x 10-19 C/ elétron x 6,022137 x 1023 elétrons = 96485 C 
Este valor geralmente é aproximado para 96500 C e a quantidade de 96500 C/mol e é chamada de 
Faraday (F). Um Faraday é, então, a quantidade de carga presente em 1 mol de elétrons. Assim, é 
necessário um Faraday de eletricidade para reduzir um mol de Ag+ e dois Faradays para reduzir um mol de 
Zn2+, uma vez que o íon Ag+ é monovalente, ou seja, 1 mol desse íon deve receber 1 mol de elétrons para se 
reduzir, e o íon Zn2+ é bivalente. Tal lei foi enunciada por Faraday, que basicamente afirmou que, nos 
processos eletrolíticos, a quantidade de massa dos elementos químicos que reagem é proporcional a 
quantidade de eletricidade inserida na reação. 
Como um Ampère (A) é igual a um Coulomb por segundo, pode-se estabelecer a seguinte relação: 
𝑛 =
(𝐼	𝑥	𝑡	)
𝐹 
Onde n é o número de Faradays, I é a corrente elétrica em Ampères e t é o tempo em segundos. 
Assim, é possível calcular a corrente necessária em determinado tempo para que seja obtido o 
resultado desejado da eletrólise. 
 
ESQUEMA DE UMA ELETRÓLISE 
Como sabemos, precisamos de uma fonte de energia para forçar o fluxo de corrente elétrica, uma 
vez que a eletrólise não é um processo espontâneo. São usadas fontes de alimentação para fornecer a 
corrente elétrica do processo, também podemos utilizar uma pilha como fonte de alimentação. A fonte de 
alimentação irá forçar os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica (nome dado ao recipiente 
onde ocorre a eletrólise) e os transfere para o polo negativo (cátodo). 
Os eletrodos podem ser materiais inertes como a platina ou o grafite: eles não sofrem reação, mas 
servem como superfície onde a oxidação e a redução ocorrem. Outras aplicações usam eletrodos ativos, os 
quais participam do processo da eletrólise. 
Na primeira semi reação o gerador atrai ânions A- para o polo positivo e retira elétrons. Na segunda 
semi reação o gerador faz com que os cátions B+ recebam os elétrons. Desse modo existe fluxo de corrente 
elétrica. Observe a imagem abaixo. 
 
 
 
 
 
 
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O polo positivo da fonte de alimentação é conectado ao ânodo e o negativo ao cátodo. Os ânions A- 
se concentram no polo positivo da célula, pois a fonte forçará a perda de elétrons. E os cátions B+ se 
concentram no polo negativo da célula, pois a fonte lhes transferirá elétrons. 
 
SISTEMA A SER ESTUDADO: 
Uma solução concentrada de NaCl será eletrolisada utilizando-se uma fonte de corrente contínua 
que deverá ser conectada a eletrodos de grafite e amperímetro. O gás gerado no cátodo é recolhido, seu 
volume é, então, medido e é feita a sua identificação. No decorrer do experimento é medida a intensidade 
da corrente elétrica e o tempo total. Com estes dados é então calculado o volume molar do gás e o valor do 
Faraday. 
 
 
MATERIAL: 
- Agarrador metálico 
- béquer de 100 mL 
- Cronômetros 
- Eletrodos de grafite 
- Fios de cobre para conecções 
- Fonte de corrente contínua 
- Proveta graduada de 50 mL 
- Suporte metálico 
- Tubo de ensaio 
 
REAGENTES: 
- Cloreto de sódio 1 mol/L 
 
BIBLIOGRAFIA: 
Química Geral: Russel, J. B., McGraw-Hill. 
Química Geral: Brady, J. e Humiston, Livros Técnicos e Científicos Editora. 
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EXPERIÊNCIA 17: ELETROQUÍMICA: ELETRÓLISE DO CLORETO DE SÓDIO AQUOSO: 
FOLHA DE PROCEDIMENTOS 
PROCEDIMENTO: 
1. ENCHER um béquer de 500 mLaté quase a borda com solução de NaCl. 
2. VERIFICAR o pH da solução com papel tornassol azul e rosa. ANOTAR. 
3. Em um tubo de ensaio, FAZER uma marca a 6 cm do fundo. 
4. COLOCAR um pedaço de papel tornassol rosa enrolado dentro deste tubo de ensaio, ENCHENDO-O 
logo a seguir com solução de NaCl até a borda. 
5. EMBORCAR o tubo de ensaio cheio no béquer, de modo que não apareçam bolhas, FIXANDO-O a um 
suporte (ver figura a seguir). 
6. INTRODUZIR um eletrodo de grafite dentro do tubo, de forma que todo o grafite fique envolvido pelo 
tubo. 
7. INTRODUZIR o outro eletrodo de grafite no béquer. 
8. FAZER as conexões elétricas da seguinte maneira: 
a) CONECTAR o eletrodo envolvido pelo tubo de ensaio (CÁTODO) ao polo NEGATIVO da fonte; 
b) CONECTAR o outro eletrodo (ÂNODO) ao polo NEGATIVO do amperímetro; 
c) CONECTAR o polo POSITIVO do amperímetro à extremidade livre (sem grampo) de um fio; 
d) CONECTAR a outra ponta livre do fio ao polo POSITIVO da fonte iniciando-se simultaneamente a 
contagem do tempo, 
 
 
 
 
 
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9. VARIAR a distância entre os eletrodos de forma a obter um máximo de corrente. 
10. DEIXAR a eletrólise se processar, anotando o valor da corrente a cada minuto na tabela da folha de 
resultados. 
11. CARACTERIZAR o odor do gás desprendido no ÂNODO. 
12. OBSERVAR as quantidades relativas dos gases produzidos. 
13. VERIFICAR o pH da solução dentro do tubo envolvendo o CÁTODO, observando o papel tornassol 
colocado inicialmente. Anotar. 
14. Quando o volume de gás coletado atingir a marca feita no tubo, INTERROMPER o processo. 
15. MEDIR com uma régua a altura (em cm) da coluna de água remanescente no tubo a partir da superfície 
da solução contida no copo. Anotar. 
16. RETIRAR cuidadosamente o tubo que envolve o CÁTODO. 
17. ENCHER o tubo de ensaio com água até a marca feita e verter numa proveta para medir o volume de 
gás produzido.