Apostila de Química Geral Experimental

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Prefácio 
 A apostila de Práticas de Química Geral foi reestruturada e revisada em 2006, em 
um projeto coordenado pela professora Cynthia Peres Demicheli, com a participação dos 
professores Ana Lúcia Americano Barcelos de Souza, Eduardo Nicolau dos Santos, 
Geraldo Francisco A. Reis, Maria Eliza Moreira Dai de Carvalho, Ronaldo Lepesqueur 
Fabiano, Ruth Helena Ungaretti Borges e Sandra Carvalho. A equipe contou com a valiosa 
contribuição das alunas bolsistas do Projeto de Iniciação à Docência (PID), Jane Lacerda 
Bahia, Rachel Lima Marcelino Freire e Tatiana do Nascimento Parreiras. 
 O texto atual representa uma evolução das propostas anteriores, formuladas com a 
participação de vários professores do Setor de Química Inorgânica, ao longo dos anos em 
que a disciplina tem sido ofertada. Nesta edição foram feitas algumas modificações em 
certos procedimentos, sempre com o objetivo de proporcionar um melhor aproveitamento 
por parte dos alunos. 
 A apostila foi recentemente revisada (2014) com a colaboração dos professores 
Walace Doti do Pim, João Cura D`Ars de Figueiredo Junior e Cynthia Peres Demicheli. 
Contamos também com a valiosa contribuição da técnica Adalgiza Alvez Perpétuo e da 
monitora Camila Moreira. 
 Esperamos, ainda e sempre, contar com as sugestões e comentários de nossos 
alunos e colegas. 
 
À COORDENAÇÃO 
 
 
 
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Sumário 
 
Informações gerais.............................................................................................................................2 
Modelo de relatório............................................................................................................................6 
Materiais e reagentes.........................................................................................................................7 
Experiência 1: Introdução às técnicas de laboratório...................................................................12 
Experiência 2: Reações Químicas...................................................................................................21 
Experiência 3: Estequiometria........................................................................................................26 
Experiência 4: Cinética Química....................................................................................................30 
Experiência 5: Equilíbrio Químico.................................................................................................36 
Experiência 6: Determinação da Massa Molar do Magnésio......................................................41 
Experiência 7: Eletroquímica.........................................................................................................45 
Experiência 8: Corrosão.................................................................................................................50 
Experiência 9: Preparo de soluções...............................................................................................55 
Experiência 10: Padronização de soluções Ácidas e Básicas.......................................................59 
Experiência 11: Obtenção, Dosagem e Solubilidade do Iodo.......................................................65 
Apêndice............................................................................................................................................69 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Informações 
Gerais 
 
 
Introdução 
As atividades propostas para a disciplina experimental da Química Geral visam proporcionar ao 
aluno a oportunidade para trabalhar com autonomia e segurança em um laboratório de química. 
Procurar-se-á, para isto, não apenas desenvolver a habilidade no manuseio de reagentes e 
aparelhagens, mas também criar condições para uma avaliação crítica dos experimentos realizados. 
Dinâmica das Aulas Práticas 
 Leitura com antecedência, pelos alunos, do assunto a ser abordado na aula; 
 Discussão inicial, com o professor, dos aspectos teóricos e práticos relevantes; 
 Execução pelos alunos dos experimentos utilizando guias práticos; 
 Interpretação e discussão dos resultados juntamente com o professor; 
 3 
 Apresentação dos resultados de cada experimento em relatório. 
Observação: O aproveitamento em uma aula prática depende de maneira geral do cumprimento destas 
etapas. Como trabalho complementar, os alunos são estimulados a responder aos questionários 
referentes a cada um dos assuntos estudados, visando sedimentar os conhecimentos adquiridos e se 
preparar para os testes programados para o curso. 
Conteúdo 
 Técnicas de laboratório. Alguns métodos comumente usados em experimentos de química, bem 
como a maneira correta de expressar os resultados de uma análise. 
 Desenvolvimento de diversos experimentos, contendo instruções sucintas a respeito do uso de 
alguns equipamentos e de operações básicas de laboratório que serão utilizados no procedimento das 
experiências propostas. 
Avaliação 
A avaliação será feita ao longo do curso prático e abrangerá os seguintes itens: 
 Correção e clareza na redação de relatórios; 
 Desempenho na execução do levantamento bibliográfico; 
 Competência para trabalhar com independência e eficiência durante as aulas práticas; 
 Capacidade de associar conceitos teóricos e práticos avaliados por meio de testes e exercícios 
escritos. 
A distribuição detalhada dos pontos consta do cronograma do curso apresentado ao aluno no início do 
semestre. 
Funcionamento do Laboratório 
Dependendo da atividade prática, os alunos encontrarão as bancadas organizadas ou serão estimulados a 
conhecer os estoques e a selecionar os materiais específicos de cada experimento. O objetivo é que o 
aluno assuma responsabilidade e desenvoltura no laboratório de química. 
Recomendações aos Alunos 
1. O uso da apostila é imprescindível a partir da primeira aula. 
2. O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das instalações do laboratório, bem 
como de suas normas de funcionamento. 
3. É obrigatório, por razões de segurança, o uso de avental durante as aulas. 
4. O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e somente aqueles reagentes e 
soluções especificados. 
5. Não é permitido fumar, comer ou beber nos laboratórios. 
6. Todo o material usado deve ser lavado ao final de cada aula e organizado no local apropriado 
(mesas, bancadas ou armários). 
7. A bancada de trabalho deve estar limpa. 
8. Após o uso, deixar os reagentes nos devidos lugares. 
9. Devem ser evitadas conversas em voz alta e assuntos alheios à aula. 
 4
10. As normas de segurança relacionadas no texto "Segurança no Laboratório" devem ser lidas 
atentamente. 
 5 
 
Segurança no Laboratório 
 É muito importante que todas as pessoas que lidam num laboratório tenham uma noção bastante 
clara dos possíveis riscos e de como evitá-los ou diminuí-los. Nunca é demais repetir que o melhor 
combate aos acidentes é a sua prevenção. O descuido de uma única pessoa pode por em risco todos 
os demais no laboratório. Por esta razão, as normas de segurança descritas abaixo terão seu 
cumprimento exigido. Acima disto, porém, espera-se que todos tomem consciência da importância 
de se trabalhar em segurança, do que só resultarão benefícios para todos. 
1. Será exigido de todos os estudantes e professores o uso de avental ou guarda-pó no laboratório. 
A não observância desta norma gera roupas furadas por agentes corrosivos, queimaduras, etc.2. Os alunos não devem executar nenhuma reação não especificada pelo professor. Reações 
desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 
3. É terminantemente proibido fumar em qualquer laboratório. 
4. É proibido trazer comida ou bebida para o laboratório, por razões óbvias. Da mesma forma, não 
se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 
5. Não se deve cheirar um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em direção ao 
nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão. 
6. Não use sandálias no laboratório. Usar sempre algum tipo de calçado que cubra todo o pé. 
7. Não use roupas de tecido sintético, facilmente inflamáveis. 
8. Use equipamentos apropriados nas operações que apresentarem riscos potenciais. 
9. Nunca acenda um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum solvente 
orgânico. Os vapores de solventes voláteis, como éter etílico, podem se deslocar através de longas 
distâncias e se inflamar facilmente. 
10. Não deixe livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, coloque-os longe de onde se 
executam as operações. 
11. Nunca despeje água num ácido, mas sim o ácido sobre a água. Além disso, o ácido deve ser 
adicionado lentamente, com agitação constante. Discuta a razão desta norma com o professor. 
12. Não pipete nenhum tipo de produto com a boca. 
13. Não leve as mãos à boca ou aos olhos quando estiver trabalhando com produtos químicos. 
14. Não use lentes de contato quando estiver trabalhando em laboratórios, porque no caso de um 
acidente, pode ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea. 
15. Feche cuidadosamente as torneiras dos bicos de gás depois de seu uso. 
16. Não deixe vidros, metais ou qualquer outro material, em temperatura elevada, em lugares em 
que possam ser tocados inadvertidamente. 
17. Não aqueça tubos de ensaio com a boca direcionada para o seu lado, nem para o lado de outra 
pessoa. 
18. Não se exponha à radiação ultravioleta, infravermelho, etc. 
19. Não aqueça reagentes em sistemas fechados. 
20. Feche todas as gavetas e portas que abrir. 
21. Planeje o trabalho a ser realizado. 
 6
22. Verifique as condições da aparelhagem. 
23. Não trabalhe com material imperfeito ou defeituoso, principalmente com vidro que tenha 
pontas ou arestas cortantes. 
24. Conheça a periculosidade dos produtos químicos (Ficha de Informação de Segurança de Produtos 
Químicos – FISPQ). 
25. Conheça a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no corredor. 
26. Referentes ao Laboratório: 
 Mantenha as bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao trabalho; 
 Faça limpeza prévia, do material apropriado usado antes de colocá-los para lavagem; 
 Rotule os reagentes ou soluções preparadas e as amostras coletadas; 
 Jogue papéis usados e materiais imprestáveis no lixo somente quando não apresentar riscos; 
 Use pinça e materiais de tamanho adequado e em perfeito estado de conservação; 
 Utilize a capela ao trabalhar com reações que liberem fumos venenosos ou irritantes; 
 Evite descartar produtos químicos nas pias do laboratório; 
 Em caso de derramamento de produtos tóxicos, inflamáveis ou corrosivos, tome as seguintes 
precauções: 
A) Pare o trabalho, isolando na medida do possível a área; 
B) Advirta pessoas próximas sobre o ocorrido; 
C) Alertar o professor; 
D) Só efetuar a limpeza após consultar a ficha de emergência do produto; 
E) Verifique e corrigir a causa do problema; 
F) No caso de envolvimento de pessoas, lave o local atingido com água corrente e procure o serviço 
médico. 
27. Saiba tomar certas iniciativas em caso de pequenos acidentes. Exemplos: 
 queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis: lavar a área atingida repetidas vezes 
com bastante água de torneira e depois com solução de bicarbonato de sódio (para neutralizar ácidos) 
ou ácido acético (para neutralizar bases). Esta última etapa deve ser suprimida se a queimadura for 
muito severa, pois o calor da reação resultante poderá piorar a situação. Neste caso, usar apenas água e 
chamar o professor. Sugere-se aos portadores de lentes de contato que não as usem no laboratório; 
 todas as vezes em que ocorrer um acidente com algum aparelho elétrico (centrífuga, por exemplo), 
puxar imediatamente o pino da tomada; 
 ao cortar um tubo de vidro ou tentar inserí-lo numa rolha de borracha, enrolar ambos num pedaço 
de pano a fim de evitar cortes caso o vidro se quebre; 
 cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O mercúrio, além de 
corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou zinco em pó; 
 procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida seriedade; 
 lembrar que em caso de incêndio, na ausência de um extintor, um avental pode servir como um 
cobertor para abafar as chamas. 
28. Comunique imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido. 
29. Finalmente, lembre que a atenção adequada ao trabalho evita a grande maioria dos acidentes. É 
muito importante ter a certeza de que se sabe perfeitamente bem o que se está fazendo e fazê-lo com 
profissionalismo. 
 7 
Modelo de Relatório 
Um bom relatório é aquele onde as idéias são expressas de maneira clara,concisa e em bom estilo 
de linguagem. O relatório deve conter os seguintes itens: 
 
 IDENTIFICAÇÃO DO ALUNO: 
Nome, turma, nome do professor e data de realização da experiência. 
 TÍTULO DA EXPERIÊNCIA 
 INTRODUÇÃO 
Apresentação do assunto, procurando demonstrar sua importância e interesse. 
 OBJETIVOS 
Descrição sucinta dos objetivos da experiência. 
 PROCEDIMENTOS 
Descrever as principais etapas da experiência 
 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 Tratamento dos dados obtidos construindo tabelas ou gráficos, quando pertinente. Os 
cálculos feitos devem ser incluídos. As mudanças macroscópicas observadas devem ser relatadas. 
As reações químicas devem ser descritas na forma de equações químicas balanceadas onde 
figurem os estados físicos dos reagentes e dos produtos. 
 Os resultados quantitativos devem ser analisados tanto em relação à precisão quanto à 
exatidão (peculiaridades do sistema estudado, limitações do método, erros operacionais, 
qualidade dos aparelhos de medida, concordância com os valores teóricos ou esperados etc.). Os 
resultados qualitativos devem ser explicados com base nos conhecimentos teóricos (leis, 
propriedades físicas e químicas etc.). 
 
 CONCLUSÃO 
 REFERÊNCIAS 
 
 
 
 
Observações: Este modelo de relatório é apenas uma sugestão, devendo ser adaptado às 
necessidades de cada aula prática. 
 
 
 
 8
 
Materiais e reagentes 
 
Introdução 
I - Materiais de Laboratório 
O objetivo do nosso curso é desenvolver habilidades e competências por meio de experimentos 
simples e equipamentos de uso rotineiro em laboratório. Acreditamos que o sucesso acadêmico e a 
segurança deste laboratório dependem essencialmente do emprego correto de determinados 
equipamentos e vidraria, tais como: 
 
1 - BALANÇA: As substâncias químicas não devem jamais ser 
colocadas diretamente sobre os pratos da balança, e sim sobre papel 
apropriado ou num recipiente qualquer como béquer ou cápsula de 
porcelana previamente tarados. 
 
 
 
2 - BICO DE BUNSEN: O bico de Bunsen é uma fonte direta de calor. Somente determinadas 
vidrarias podem ser aquecidas diretamente na chama (tubos de ensaio 
e cadinhos de porcelana); outras podem ser aquecidas indiretamente, 
em banho-maria ou em béquer sobre tela de amianto e outras, nunca 
devem ser aquecidas (proveta, balão volumétrico, pipetas e buretas). A 
figura ao lado representa um bico de gás típico e a sua utilização 
implica na seguinte seqüência de operações: 
a) Abra ligeiramente a válvula geral e a válvula de entrada de gás que 
fica na bancada;b) Regule o dispositivo de entrada de ar de forma que fique meio 
aberto; 
c) Acenda o fósforo; 
d) Abra a válvula que permite o acesso do gás ao queimador, 
aproximando o palito de fósforo aceso na extremidade do queimador; 
e) Ajuste a altura da chama regulando a entrada de gás; 
f) Ajuste a cor da chama regulando a entrada de ar (uma chama azul 
tendo um cone interno é a mais adequada). 
 
 
 
 9 
 
3 - BALÃO VOLUMÉTRICO: Recipiente calibrado, de precisão, destinado a 
conter um determinado volume de líquido, a uma determinada temperatura 
(geralmente a 20C), podendo ser usado sem erro apreciável em temperaturas 
de mais ou menos 8C acima ou abaixo da indicada. Utilizado no preparo de 
soluções de concentrações definidas. 
 
 
 
 
 
4 - BURETA: Utilizadas para medidas precisas de volume, 
especialmente nos casos de titulação. As torneiras esmerilhadas das 
buretas devem ser cuidadosamente lubrificadas com silicone ou 
vaselina. Se o líquido for uma base forte as buretas com torneiras 
improvisadas com tubos de borracha são mais usadas que as 
esmerilhadas. Uma bureta está limpa quando o líquido, ao escoar, 
não deixar gotas nas paredes internas. Antes de serem usadas devem 
ser lavadas com água destilada e com três porções do líquido a ser 
medido. A figura ao lado representa uma montagem com duas 
buretas, e para utilizá-la, o seguinte procedimento deve ser 
observado: 
a) Fixe a bureta a um suporte, com auxílio de uma garra, de forma a 
mantê-la na posição vertical; 
b) Encha a bureta com o líquido a ser medido com o auxílio de um 
funil; 
c) Deixe cair, rapidamente, porções do líquido contido na bureta até 
expulsar o ar retido abaixo da torneira; 
d) Zerar a bureta deixando escoar o líquido até que a parte inferior do 
menisco (líquidos translúcidos) ou superior (líquidos não 
translúcidos) coincida com o zero da escala. A leitura deve ser feita 
posicionando o nível de nossos olhos perpendicularmente ao ponto 
da escala onde se encontra o menisco correspondente ao líquido a 
ser medido. 
 
 
 
 
 5 - PIPETAS: Usadas para medidas precisas de volume. Existem dois tipos: volumétricas (1) e 
graduadas (2). Uma pipeta volumétrica mede o volume correspondente à sua capacidade. A pipeta 
graduada pode medir frações da sua capacidade total. As pipetas são calibradas sempre a uma 
determinada temperatura. Antes de serem usadas devem ser lavadas tomando-se os mesmos 
cuidados descritos para as buretas. 
 10
 
 
Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta no líquido e faz-se sucção 
com a pêra. Deve-se ter o cuidado de manter a ponta da mesma sempre 
abaixo do nível da solução ou líquido, caso contrário, ao se fazer a 
sucção, o líquido alcança a pêra de borracha. A sucção deve ser feita até 
o líquido ultrapassar o traço de referência. Feito 
isto, deixar escoar o líquido lentamente até o traço 
da referência (zero). O ajustamento deve ser feito 
de maneira a evitar erros de paralaxe. Para escoar o 
líquido, deve-se colocar a pipeta na posição 
vertical, com a ponta encostada na parede interna 
do recipiente que vai receber o líquido; retirar a 
pêra para que o liquido escoe totalmente. 
 
 
 
6 - PROVETA ou CILINDRO GRADUADO: 
Utilizado para medir volumes de líquidos quando não se precisa de uma precisão maior que 0,5%. 
Geralmente recomenda-se que a capacidade de uma proveta usada não seja maior que dez vezes o 
volume a ser medido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 - BÉQUER: Muito utilizado para o preparo e aquecimento 
de soluções, para filtrações etc. Não é instrumento medidor. 
 
 
 
 
8 - ERLENMEYER: Usado para titulações e aquecimento de líquidos. 
 
 
 
 
 11 
Outros materiais de laboratório podem ser encontrados na relação abaixo: 
 
1. Tubo de ensaio 
2. Béquer 
3. Erlenmeyer 
4. Balão de fundo chato 
5. Balão de fundo redondo 
6. Balão de destilação 
7. Proveta ou cilindro graduado 
8. Pipeta volumétrica 
9. Pipeta graduada 
10. Funil de vidro 
11. Frasco para reagentes 
12. Bico de Bunsen 
13. Tripé de ferro 
14. Tela de Amianto 
15. Cadinho de porcelana 
16. Triângulo de porcelana 
17. Estante para tubos de ensaio 
18. Funil de decantação 
19. Funil de decantação 
20. Pinça de madeira 
21. Almofariz e pistilo 
22. Cuba de vidro 
23. Vidro de relógio 
24. Cápsula de porcelana 
25. Placa de Petri 
26. Dessecador 
27. Pesa-filtro 
28. Lima triangular 
29. Bureta 
30. Frasco lavador 
31. Pisseta 
32. Balão volumétrico 
33. Picnômetro 
34. Suporte universal 
35. Anel para funil 
36. Mufa 
37. Garra metálica 
38. Kitassato com funil de Büchner 
39. Funil de Büchner 
40. Trompa d'água 
 
 
 
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41. Termômetro 
42. Vara de vidro 
43. Bagueta ou bastão de vidro 
44. Furador de rolhas 
45. Kipp 
46. Tubo em "U" 
47. Pinça metálica Casteloy 
48. Escovas de limpeza 
49. Pinça de Hoffman 
50. Pinça de Mohr 
51. Garra para condensador 
52. Condensador reto 
53. Condensador de bola 
54. Condensador de serpentina 
55. Espátula de porcelana 
56. Espátula de metal 
57. Estufa 
58. Mufla 
 
 
II - Reagentes - Frascos de Reagentes 
 Os reagentes químicos são guardados em frascos de vidro ou de plástico tampados e rotulados. 
Quando qualquer frasco de reagente for aberto, deve-se colocar a sua tampa na mesa sobre um papel 
toalha, virada para cima. Após o reagente ser usado, tampar novamente o frasco. 
 Uma porção qualquer de reagente, retirada do frasco de estoque, jamais deve retornar ao 
mesmo. O aluno deve aprender a estimar a quantidade que necessita, retirando dos frascos de reagente 
somente o necessário, evitando desperdícios. 
 No caso de reagentes sólidos uma espátula, quando usada para retirar um reagente de um frasco, 
só poderá ser usada para manipulação de outro reagente após devidamente lavada e seca. 
 Verter o reagente líquido, a ser medido, em um pequeno béquer limpo e seco, para ser 
transferido ou pipetado. Não se devem introduzir pipetas, conta-gotas etc., nos frascos que os contêm. 
Para transferir um líquido para um recipiente qualquer se deve segurar o frasco de maneira que a mão 
tampe o rótulo e inclinar o frasco para o lado oposto ao do rótulo. Deste modo, se algum líquido 
escorrer pelas paredes externas do frasco, não estragará o rótulo, mas se tal ocorrer deve-se limpá-lo 
imediatamente. 
 
 
 
 13 
 
Experiência 1 
Introdução às 
 técnicas de laboratório 
 
Introdução 
 
A execução de qualquer experimento na Química envolve a utilização de uma variedade de 
equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com finalidades específicas. O 
emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e das condições em que a 
experiência será executada. 
Todo trabalho experimental deve ter seus resultados expressos corretamente. Para isto, será feita 
uma apresentação sumária de tópicos necessários para auxiliá-lo nesta tarefa. 
 
Tratamento de dados experimentais: Medidas, Exatidão, Precisão. 
Os dados obtidos através de medidas envolvem: 
 Sistema dimensional em estudo 
 Instrumento medidor, graduado ou não. 
 Observador que opera a medida. 
 
Todas as medidas estão sujeitas a um certo grau de incerteza (mais ou menos), e podem 
diferir do valor de referência ( X ) e dos valores individuais ( xi ) entre si. 
A Exatidão de uma medida é a correspondência entre o valor medido e o valor de 
referência. Relaciona-se com a fidelidade. 
A Precisão é a concordância entre as várias medidas feitas no experimento. Indica o grau 
de dispersão do resultado e está associada à reprodutibilidade da medida. 
 
A figura seguinte mostra três séries de medidas (1, 2, 3) de uma mesma grandeza física;cada série consta de cinco medidas. A linha vertical indica o valor mais provável ou o valor de 
referencia ( X ) que permite avaliar a Exatidão de cada série de medidas. 
 
 14
1
2
3
X
45 46 47 48 49 50 51 52
Escala arbitrária de unidades ( U )
Método com exatidão elevada e precisão alta
Método com exatidão baixa; porém, igual-
mente muito preciso
Método com exatidão e precisão baixas. Por
mero acaso, um resultado aproxima-se bem
do valor verdadeiro
 
Figura 1 – Exatidão / Precisão 
 Definições quantitativas 
Em uma série de n medidas repetidas da mesma grandeza física, os valores observados (xi) não são 
idênticos: eles diferem apreciavelmente entre si e situam-se dentro de uma faixa de dispersão, centrada em 
torno de um valor médio (x ), obtido pela média aritmética das medidas: 
 
x = 
x + x + .... + x
n
 = 
1
n
 x1 2 n i
i = 1
i = n
 (1) 
 
O parâmetro mais usado para avaliar a dispersão é o desvio padrão (s), que é definido pela 
relação matemática abaixo e pode ser calculado com o auxílio de uma calculadora científica. 
 
s =  i (xi - x )2 / (n-1) (2) 
 
O desvio padrão relativo (srel) é utilizado para comparar a precisão dos resultados, bem 
como o desvio padrão relativo percentual (s%). Quanto menor o desvio, maior a precisão. 
 
 
x
s
srel  100xx
s
%s  (3) 
Srel
1
P 
 
 15 
 Para uma única medida, o desvio é fornecido pelo fabricante do aparelho ou, na ausência, 
por convenção, é a metade da sensibilidade do aparelho. 
 
Alguns exemplos sobre os conceitos discutidos acima: 
Exemplo 1) Capacidade (medida total) da bureta e da proveta do laboratório: 
 
V bureta = (50,00  0,05) mL  
mL00,50
mL05,0
rel 0,001 e % = 0,001x100 = 0,1% 
 
V proveta = (100,0  0,5) mL  
mL0,100
mL5,0
rel 0,005 e % = 0,005x100 = 0,5% 
 
Conforme mostrado anteriormente, em relação à capacidade conclui-se: 
Menor desvio relativo (rel), maior precisão (P) 
 Exemplo 2) A mesma medida, efetuada em duas provetas diferentes: 
 
V1 = (3,0  0,5) mL  rel =2 x 10-1 ( Proveta de 100,0 mL) % = 20% 
 
V2 = (3,00  0,05) mL   rel = 2 x 10-2 (Proveta de 10,00 mL) % = 2% 
 
A medida V2, operando-se com os devidos algarismos significativos, é 10 vezes mais precisa 
que a medida V1, conforme se deduz dos cálculos feitos. 
 
 Na referida série de medidas, para cada resultado individual (e também para a média) há 
uma diferença finita entre o valor observado (xi) e o valor de referência (X). A diferença 
constitui o erro da medida. O erro ou desvio absoluto da medida é definido por: 
 
  = (xi – X) (4) 
Muitas vezes, calcula-se o erro absoluto pela diferença entre o melhor valor (x ) e o valor de 
referência (X). 
  = (x - X) (5) 
Contudo, é mais significativo expressar o erro em termos relativos, comparando a sua 
amplitude com o valor de referência. O erro relativo, definido na expressão abaixo, é 
adimensional. 
 
  rel =  (6) 
 X 
 
  = 1 S , avaliado em aparelhos graduados, cuja sensibilidade (S) é a menor divisão da escala do 
 2 instrumento . 
 
  =  fábrica, atribuído pelo fabricante aos aparelhos não graduados e/ou digitais. 
 
 16
  % =  rel x 100 
 
O erro, assim definido, é a medida inversa da exatidão: Menor erro, maior exatidão (E) ou: 
 
rel
1
E

 
 
 Algarismos Significativos e Notação Científica 
Algarismos significativos são usados para exprimir a exatidão das medidas. Se dissermos que 
uma mesa mede 102 cm, isto indica que a medida é expressa em centímetro, se indicarmos 102,4 
cm, a medida está expressa em décimo de centímetro. No primeiro caso temos três algarismos 
significativos e no segundo temos quatro. Significativos são somente os dígitos permitidos pelo 
instrumento medidor. 
Em números menores que 1, os zeros que aparecem antes do primeiro algarismo diferente de 
zero não são significativos (ex.: 0,0062); os zeros que estão depois dos algarismos diferentes de zero, 
poderão ser significativos dependendo do aparelho de medida (ex.: 0,62000). 
Em números com muitos algarismos, zeros finais, posteriores a um algarismo diferente de zero, 
podem ou não ser significativos, dependendo da exatidão do instrumento utilizado para se fazer a 
medida. Esta ambigüidade pode ser evitada expressando-se a medida em notação científica, ou seja, 
utilizando expoentes. Exemplos: 
 
GRANDEZA FÍSICA NOTAÇÃO CIENTÍFICA N ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
0,0062 g 6,2 x 10-3 g 2 
0,62000 g 6,2000 x 10-1 g 5 
20,010 g 2,0010 x 101 g 5 
125000 U 1,2500 x 105 U 5 
125000 U 1,250 x 105 U 4 
125000 U 1,25 x 105 U 3 
 ( U → unidade registrada no aparelho medidor) 
 
 
Operações Envolvendo Algarismos Significativos 
 
Consideramos a seguir a maneira correta de expressar resultados de operações matemáticas 
envolvendo algarismos significativos. Em operações matemáticas é importante que cada resultado 
seja expresso com o número correto de algarismos significativos. Isto significa que um valor 
calculado não deve expressar uma precisão maior nem menor do que aquelas dos números usados 
para o cálculo. Para isso, existem duas regras. A primeira delas, a regra da adição-subtração, enfatiza 
o número de dígitos à direita da vírgula do número decimal. 
 17 
Regra de adição-subtração: Nestas duas operações aritméticas, o resultado deve ter o número de 
dígitos à direita da vírgula igual ao da parcela com menos dígitos após a vírgula. Exemplo: 
 
 
Massa substância: 
 
3,86 
 
g 
Massa recipiente: 29,3 g 
Massa total: 33,2 g 
 
Como 29,3 contêm somente um algarismo após a vírgula, arredonda-se o resultado (33,16) para 
33,2g. 
Empregamos a mesma regra na subtração: 
 
Massa recipiente com uma substância: 29,3456 g 
Massa do recipiente vazio: 19,11 g 
Massa da substância: 10,24 g 
 
Regra da multiplicação-divisão: Nestas duas operações aritméticas, o resultado deve ter o número 
de algarismos significativos igual ao termo com menor número de algarismos significativos. 
Exemplos, omitidas as unidades do aparelho medidor: 
1,473 / 2,6 = 0,57 
No caso, o quociente é expresso com dois algarismos significativos, porque o divisor apresenta 
somente dois algarismos significativos (2,6). 
 Outros exemplos: 
 
 3,94 x 2,122345 = 8,36 
 9 x 0,00043 = 0,004 
 
 6-
8
3
10 x 09,9 
10 x 7,41
10 x 6,734
 
 4
4
8
10 x 7,2 
) 10 x 6,67 ( 1,49
)10 x (7,431 3,6
 
 
Propagação de Erros 
a) Em uma adição ou subtração, o erro do resultado é a soma dos erros absolutos de cada medida. 
Exemplos: 
 
 
 18
 Massa do recipiente com uma substância: (29,35  0,01)g 
 Massa do recipiente vazio: (19,11  0,01)g 
 Massa da substância: (10,24  0,02)g 
 
 Massa do recipiente com uma substância: (29,35  0,01)g 
 Massa do recipiente vazio: (19,1  0,1)g 
 Massa da substância: (10,2  0,1)g 
 
b) Em uma multiplicação ou divisão, o erro do resultado será a soma dos erros relativos. Exemplo: 
 (15,4  0,2) x (12,3  0,3)= 189  7 
Vejamos por que: 
Cálculos dos erros relativos: 
 0,2 = 0,013 ou 1,3% 
 15,4 
 0,3 = 0,024 ou 2,4% 
 12,3 
Somando-se os erros relativos (0,013 + 0,024) temos 0,037 ou 3,7%. 
Efetuando-se o produto (15,4 x 12,3) temos como resultado 189,42. 
Se em 100 o erro é de 3,7, em 189,42 será 7. Consequentemente o resultado correto da multiplicação 
será (189  7). 
 
 
Arredondamentos 
A redução do número de dígitos de um número, por arredondamento, obedece às seguintes regras: 
1) Se o dígito a ser eliminado é maior do que 5, o dígito precedente é aumentado de uma unidade 
(27,76 é arredondado para 27,8); 
2) Se o dígito a ser eliminado é menor do que 5, o dígito precedente é mantido (27,74 é arredondado 
para 27,7); 
3) Se o dígito a ser eliminado é igual a 5, o arredondamento será feito para se obter um número par 
(27,75 será arredondado para 27,8 e 27,65 será arredondado para 27,6). 
 19 
 
Objetivo 
 
Apresentar ao aluno os equipamentos e vidraria de uso corrente em trabalhos práticos, bem como a 
maneira correta de empregá-los. Mostrar ao aluno como se deve fazer a leitura de medidas 
determinadas no laboratório e como expressá-las cientificamente. 
 
 
Parte Experimental 
Materiais 
 
Balança (1); balão volumétrico de 25 mL (1) e de 250 mL (1); bureta de 50 mL (1); proveta de 10 
mL (1),50 mL (1) e de 100 mL (1); béquer de 50 mL (2) e de 250 mL (1); pipeta volumétrica de 10 
mL (1); pipeta graduada de 10 mL (1); pinça de madeira (1); termômetro (0 a 100C) (1); tubo de 
ensaio (1); pérolas de vidro (1); chapa de aquecimento(6); fósforo (1); pisseta com etanol (1); pró-
pipeta (1); frasco para resíduo (1). 
Reagentes 
 
Água destilada e etanol. 
Procedimentos 
Medida da temperatura de ebulição da água 
 Coloque cerca de 150 mL de água destilada em um béquer de 250 
mL com 3 pérolas de vidro e, em seguida, coloque o béquer sobre a 
chapa de aquecimento. 
 Aqueça o béquer com a chapa ligada. Aguarde a ebulição da água 
e com auxílio de um termômetro, meça e anote corretamente a 
temperatura de ebulição. 
OBSERVAÇÃO: segurar o termômetro com a pinça de 
madeira, sem encostar no béquer (conforme desenho 
esquemático ao lado). 
Capacidade e desvios de aparelhos 
 Anote, com os respectivos desvios, a capacidade de cada um dos 
seguintes aparelhos: 
a) Bureta; 
b) Proveta (todas as capacidades disponíveis); 
c) Pipeta graduada. 
 
 
Pinça de madeira Termômetro 
Chapa de aquecimento 
 20
Cálculo de desvio padrão de uma série de medidas 
 Encha uma bureta com água. 
 Zere a bureta. 
 Em seguida, encha um tubo de ensaio utilizando a bureta e faça a leitura do volume. 
 Esvazie o tubo e passe um pouco de etanol para facilitar a secagem do tubo. 
 Repita as etapas anteriores por três (3) vezes. 
 Calcule o desvio padrão das medidas 
 Expresse o valor da medida em notação com desvio (s). 
 
Determinação da densidade de um líquido 
 Numere dois béqueres de 50 mL e anote corretamente suas massas. 
 Adicione 10 mL de um líquido desconhecido(X) ao béquer 1, medido com uma pipeta graduada. 
 Pese novamente o béquer e determine a massa da amostra. 
 Meça 10 mL do líquido(X) no próprio béquer 2. 
 Pese novamente o béquer e determine a massa da amostra. 
 Determine a densidade do líquido (X) medido com pipeta e medido com o béquer (2). 
 Identifique o líquido (X) e determine o erro da densidade referente à medida de volume feita com a 
pipeta. 
Obs.: Discuta os resultados obtidos lembrando que o béquer não é instrumento medidor. Faça um teste 
de solubilidade do líquido (X) em água. 
 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS 
 
SUBSTÂNCIA TEMPERATURA 
DE FUSÃO / C 
TEMPERATURA 
DE EBULIÇÃO / C 
SOLUBILIDADE 
EM ÁGUA DENSIDADE / g mL
-1 
Acetona -95 56 Solúvel 0,79 
Benzeno 5,5 80 Insolúvel 0,88 
Etanol -112 78 Solúvel 0,79 
Água 0 100 ------- 1,00 
Ciclohexano 6,5 80,7 Insolúvel 0,78 
Éter dietílico -116 34,5 Insolúvel 0,71 
Referências 
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
2. Russell, J.B.; "Química Geral", 2a Edição, Makron Books Editora Ltda., São Paulo (1994). 
 21 
3. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).Questionário 1 
 
Questionário 1 
Introdução às Técnicas de Laboratório 
1) Qual é a sensibilidade e o desvio avaliado de uma régua cuja menor divisão é 0,1 cm ? 
2) Entre as seguintes medidas qual é a mais precisa e a menos precisa? Justifique sua resposta. 
a) (1,0  0,1) mL 
b) (2,00  0,01) mL 
c) (9,8  0,5) mL 
3) Expresse corretamente os resultados ( usando os algarismos significativos ) das seguintes operações : 
a) 122,4 g + 20,58 g + 2,4985 g = 
b) 51,276 km - 10,1 km = 
c) m = 1,0 g/mL x 9,450 mL = 
d) v = 2220 cm: 2 seg = 
e) 253,4 mL + 2,15 L = 
4) Desejando-se conhecer, com uma aproximação razoável, a massa de certo material, foram efetuadas 5 medidas usando 
um mesmo instrumento e a mesma técnica. Foram obtidos os seguintes resultados: 
m1 = 21,25 kg 
m2 = 21,24 kg 
m3 = 21,27 kg 
m4 = 21,27 kg 
m5 = 21,22 kg 
Com base nas medidas efetuadas qual deve ser, o valor mais provável da massa (m) do material considerado? 
5) Medindo-se várias vezes a distância entre dois pontos fixos, A e B, encontraram-se os seguintes valores: d1 = 21,23 
cm, d2 = 21,25 cm, d3 = 21,28 cm, d4 = 21,22 cm. Pede-se: 
a) Dizer qual o valor mais provável que as medidas efetuadas permitem atribuir à distância d; 
b) Dizer qual a menor subdivisão da régua utilizada; 
c) Dizer qual o desvio avaliado da régua. 
6) Expresse corretamente a medida de: 
a) 26 km em centímetros; 
b) 100 cm em metros; 
c) 100 cm em quilômetros. 
7) Dos aparelhos relacionados, todos tem capacidade de 25 mL: pipeta graduada cuja a sensibilidade é 0,1 mL; pipeta 
volumétrica; bureta cuja a menor graduação é 0,1 mL; proveta cujo desvio avaliado é 0,5 mL e béquer cuja menor divisão 
é de 5 mL . Qual (ou quais) o(s) instrumento(s) sugeridos se usaria para medir: 
a) 20,0 mL; 
b) 10,00 mL; 
c) 15,000 mL. 
 22
 
Experiência 2 
Reações Químicas 
Introdução 
 O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s) é chamado de 
reação química. A equação química é uma representação simplificada da transformação ocorrida, 
envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as substâncias produzidas (produtos), o estado 
físico dos reagentes e produtos e as condições (temperatura, pressão, solventes, etc.) nas quais a reação 
se processa. A equação deve ter a massa e as cargas devidamente balanceadas. A equação química pode 
ser escrita nas formas: molecular, iônica ou iônica simplificada. 
 
 Exemplos: 
 BaCl2(aq) + Na2SO4(aq)  BaSO4(s) + 2NaCl(aq) (Equação molecular) 
 Ba2+(aq) + 2 Cl-(aq) + 2Na+(aq) + SO42-(aq)  BaSO4(s) + 2Na+(aq) + 2Cl-(aq) (Equação iônica) 
 Ba2+ (aq) + SO42-(aq)  BaSO4(s) (Equação iônica simplificada) 
 
Cada reação química exige condições próprias que devem ser satisfeitas para que ela ocorra. Uma 
condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis pela transformação da matéria, 
todas obedecem ao princípio da conservação das massas. 
 
 Em várias situações, é possível identificar algumas substâncias através de reações que 
produzem efeitos macroscópicos visíveis (mudança de cor, formação de precipitado,evolução de gás) 
ou percebidos pelo olfato. Por exemplo: 
 
 (a) Reações em que há mudança de coloração: 
 Fe3+(aq) + 6CNS-(aq)  [Fe(CNS)6]3-(aq) 
 (amarelo) (incolor) (vermelho) 
 
(b) Reações em que há formação de precipitado (sólido), ou seja, formação de uma substância insolúvel 
no meio (estas reações são chamadas reações de precipitação): 
 Ag+(aq) + Cl-(aq)  AgCl(s) 
 
(c) Reações em que há desprendimento de gás, em geral com cheiro característico: 
 S2-(aq) + 2H+ (aq)  H2S(g) 
 
(d) Reações que envolvem absorção ou emissão de luz e/ou calor 
 2AgCl(s)  2 Ag(s) + Cl2(g) 
 23 
 
As reações químicas pertencem a dois grupos principais: 
1) Reações químicas em que há transferência de elétrons (oxi-redução); 
2) Reações químicas em que não há transferência de elétrons. 
Objetivo 
Neste trabalho prático, o aluno tomará conhecimento de alguns tipos mais comuns de reações 
químicas e fará a comprovação da ocorrência e suas caracterizações. 
Parte Experimental 
Materiais 
Tubos de ensaio; proveta (10 mL); béquer de 1 L ou 600 mL (1); tubos de segurança (2,5 cm de 
diâmetro e 23 cm de comprimento) (1);conta-gotas (1); garra (1); vidros de relógio; espátula 
metálica (1); pinça metálica (1) e pinça de madeira(1); suporte para tubo de ensaio (1); bastão de 
vidro (1); mufa (1); palitos de madeira; conjunto para aquecimento (bico de gás, fósforo); frasco para 
resíduo (1). 
 
Reagentes e indicadores 
Ácido sulfúrico 3,5 mol L-1; dióxido de manganês (0,2 g); clorato de potássio (1 g); magnésio em 
fita (2 cm); água oxigenada diluída 1:100; sódio metálico (0,5 g); solução de hidróxido de amônio 
0,5 mol L-1(2 mL); solução de sulfato de cobre 0,1 mol L-1 (1 mL); solução de permanganato de 
potássio 0,02 mol L-1(2 mL) ; solução de nitrato de prata 0,5 mol L-1 ; solução alcoólica de 
fenolftaleína 1% m/v (1 mL); Ácido clorídrico 1 mol L-1; hidróxido de sódio 1 mol L-1. 
 
Procedimentos 
 
Procedimento 1 
 Coloque cerca de 0,5 g de KClO3 em um tubo de ensaio. 
 Adicione pequena quantidade de MnO2 e misture as duas substâncias. 
 Segure o tubo de ensaio com a pinça de madeira e aqueça-o à chama do bico de Bünsen. 
 Com palito em brasa, verifique se o gás produzido e liberado na extremidade do tubo alimenta a 
combustão. Anote o resultado e interprete. 
 Espere o tubo esfriar, adicione 5,0 mL de água destilada e agite. Deixe decantar. Enquanto isso, 
execute os demais procedimentos. 
 Transfira a solução límpida transparente e incolor para um outro tubo de ensaio com o auxílio de 
um conta-gotas e a este tubo, adicione 2 gotas da solução de nitrato de prata 0,5 mol L-1. Anote o 
resultado e interprete. 
 Descarte os resíduos de prata nos recipientes apropriados. 
 
 24
 
Procedimento 2 
 Observe um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2 cm de comprimento e anote suas 
características físicas. 
 Segure a fita por uma das extremidades com auxílio de uma pinça metálica. 
 Leve a outra extremidade da fita na chama de um bico de gás. 
 Assim que observar o início de uma reação, afaste o conjunto da chama mantendo-o ao ar sob um 
vidro de relógio de modo a recolher o pó formado. 
 Adicione água e fenolftaleína ao pó formado. Interprete. 
 
Procedimento 3 
 Coloque em um béquer, de 1 L de capacidade, água destilada até 2/3 de seu volume. 
 Adicione 5 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína à água do béquer. 
 Fixe a um suporte, um tubo de vidro resistente, que deve ficar com, aproximadamente, 4 cm de 
seu comprimento imerso na água. 
 Corte pequeno fragmento de sódio, limpe-o e coloque-o no interior do tubo. 
 Iniciada a reação, caracterize o gás que se desprende com o palito de fósforo em chama. 
Interprete. 
CUIDADO: Nunca se deve tocar o sódio metálico com as mãos ou deixar que entre em contato 
com a umidade. 
 
Procedimento 4 
 Adicione cerca de 0,5 mL da solução de água oxigenada em um tubo. 
 Adicione gotas da solução de KMnO4 0,02 mol L-1. 
 Adicione 10 gotas de ácido sulfúrico 3,5 mol L-1. 
 Observe e interprete. 
 
 
Procedimento 5 
 Coloque 1 mL de solução 0,1 mol L-1 de Cu2+ em dois tubos de ensaio previamente numerados. 
 No primeiro tubo, adicione, gota a gota, pequena quantidade da solução de hidróxido de amônio 
(0,5 mol L-1). Observe e anote o resultado. 
 A seguir, adicione maior quantidade da solução de hidróxido de amônio, ao mesmo tubo, até que 
haja nova transformação. Observe e anote o resultado. 
 Adicione ao segundo tubo, gota a gota, pequena quantidade de solução de hidróxido de sódio 
(1,0 mol L-1). Observe e interprete. 
 
 25 
 
 
Procedimento 6 
 Coloque 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio. 
 Adicione 3 gotas de solução de fenolftaleína. 
 Adicione 5 gotas de ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Agite. 
 Adicione gota a gota a solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Observe e explique o 
ocorrido. 
 
 
Regras de Solubilidade: 
1)Sais de amônio (NH4+) e dos metais alcalinos são solúveis. 
2)Nitratos (NO3-), cloratos (ClO3-), percloratos (ClO4-) e acetatos (CH3CO2-) são solúveis. 
3)Cloretos, brometos, iodetos são solúveis. Exceções: sais desses ânions com Pb2+, Hg22+e 
Ag+(insolúveis). 
4)Sulfitos (SO32-), carbonatos (CO32-), cromatos (CrO42-) e fosfatos (PO43-) são insolúveis. 
Exceções: aquelas previstas no item 1. 
5)Sulfetos (S2-) são insolúveis. Exceções: aquelas previstas no item 1 e os sulfetos dos 
metais alcalino-terrosos (solúveis). 
6)Sulfatos (SO42-) são solúveis. Exceções: os sulfato de Sr2+, Ba2+,Hg22+,Hg2+, Pb2+ 
(insolúveis) e os de Ca2+ e Ag+(moderadamente solúveis). 
7)Hidróxidos são insolúveis. Exceções: aquelas previstas no item 1 e os hidróxidos de 
Ca2+,Sr2+e Ba2+(moderadamente solúveis) 
 
 
Referências 
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
2. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo,J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
 26
 
 
Questionário 2 
Reações Químicas 
1) Qual é a diferença entre reação e equação química? 
2) Suponha que a brasa do palito de fósforo utilizado no procedimento 1 seja constituída de carbono puro. Escreva a 
equação da reação química que ocorre quando se aproxima o palito da boca do tubo de ensaio. 
3) Balanceie as seguintes equações químicas: 
a) MnO4- (aq) + Br- (aq) + H+ (aq)  Mn2+ (aq) + Br2 (l) + H2O (l) 
b) Fe3+ (aq) + Sn2+ (aq)  Fe2+ (aq) + Sn4+ (aq) 
c) Cu (s) + HNO3 (concentrado)  Cu(NO3)2 (aq) + NO (g) + H2O (l) 
d) Cl2 (g) + KI (aq)  KCl (aq) + I2 (s) 
e) HgCl2 (aq) + SnCl2 (aq)  SnCl4 (aq) + Hg2Cl2 (s) 
4) Reescreva as equações iônicas correspondentes as reações químicas dos itens c, d e e do exercício anterior. 
5) Que função tem o peróxido de hidrogênio na reação de descoramento do permanganato de potássio em meio ácido? 
6) Escreva a equação química referente à reação que ocorre entre a palha de aço e o iodo em hexano. 
 
 27 
 
Experiência 3 
Estequiometria 
 
Introdução 
 
 A estequiometria (estequio = elemento; metria = medida) trata das relações de massa entre 
as espécies químicas numa reação. Problemas muito diferentes como a medida da concentração 
de dióxido de carbono na atmosfera ou a determinação do teor de ferro de um minérioenvolvem 
princípios estequiométricos. 
 Os cálculos estequiométricos baseiam-se nas proporções fixas existentes entre as espécies e 
a equação química balanceada mostra essa relação quantitativa entre reagentes e produtos de uma 
determinada reação. 
 A Lei da conservação da massa é um dos princípios orientadores das proporções 
estequiométricas. De modo geral, numa reação química, a massa, os átomos e as cargas se 
conservam. Os coeficientes numéricos da equação balanceada se referem à proporção de mols 
envolvidos entre as espécies na reação. Conhecendo a relação molar e a massa molar das 
espécies, pode-se determinar a relação de massas. 
 Uma reação química cessa logo que qualquer um dos reagentes seja totalmente consumido 
sendo possível que restem outros reagentes em excesso. A síntese da amônia é dada por: 
 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3(g) 
 
 Imagine, por exemplo, uma mistura de 6 mols de N2 e 6 mols de H2, que reagem para formar 
amônia. Como há uma relação estequiométrica de 1 mol de N2 para 3 mols de H2, apenas 2 mols 
de N2 reagem com os 6 mols de H2. Como no início da reação existiam 6 mols de N2, haverá, ao 
término da reação, um excesso de 4 mols desse gás. O reagente que é completamente consumido 
numa reação é o reagente limitante, pois determina a quantidade de produtos formada. Os outros 
reagentes são os reagentes em excesso. No exemplo citado o H2 é o reagente limitante e o N2 é o 
reagente em excesso. Portanto, o H2 é o reagente que determina a quantidade de NH3 que será 
formada. 
 Para a determinação experimental das proporções estequiométricas das reações podem ser 
utilizados vários métodos, como a medida da massa de precipitado formada, volume de gás 
liberado, intensidade da cor de uma solução, dentre outros. A escolha do método a ser utilizado 
dependerá muito do tipo de reação em estudo. As reações de precipitação são amplamente 
utilizadas nesse campo de estudo. 
 
 
 28
 
Objetivo 
 Nesse experimento será determinada a relação estequiométrica de uma reação entre o sulfato de 
cobre (II) e o hidróxido de sódio , com a formação de um precipitado azul de hidróxido de cobre. A 
medida realizada para os fins estequiométricos do experimento será a altura do precipitado formado, 
já que esta é diretamente proporcional à massa. 
Parte Experimental 
Materiais 
Estante para tubos de ensaio (1); pipetas graduadas de 10 mL (2); régua graduada em 
milímetros (1); tubos de Nessler 18 x 150 mm (6); béquer de 50 mL (2); béquer de 100 mL (1); 
bastão de vidro (1); pipetador ou pêra (2); frasco para armazenamento de resíduo (1). 
Reagentes e indicadores 
Solução de CuSO4 0,5 mol L-1 (40 mL); solução de NaOH 0,5 mol L-1 (50 mL). 
 
Procedimento 1 
 Coloque em uma estante para tubos de ensaio, 6 tubos de Nessler (fundo chato). 
 Adicione a cada um deles, sucessivamente, 11,0; 10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 mL de solução de 
NaOH 0,5 mol L-1. 
 Adicione sucessivamente 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 e 10,0 mL de CuSO4 0,5 mol L-1 sempre 
homogeneizando logo após a adição do CuSO4. 
 Deixe em repouso por 20 minutos. 
 Após ter decorrido o tempo meça, com a régua, a altura do precipitado formado em cada 
tubo. 
 Ao término do experimento, descarte os resíduos no recipiente apropriado. 
 Preencha no quadro apresentado abaixo: 
 
 
Tubo 
Volume / mL 
CuSO4 0,5 mol L-1 
Volume / mL 
NaOH 0,5 mol L-1 
Altura / cm 
do precipitado 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
 
 29 
Construa um gráfico que mostre a variação da altura do precipitado em função do volume da 
solução de CuSO4 adicionado: 
 
 
Obs.: no relatório o gráfico deverá ser feito em papel milimetrado. 
 
 Escreva a equação química correspondente à reação realizada. Consulte a tabela de 
solubilidade que se encontra ao final da Experiência Reações Químicas. 
 
Procedimento 2 
 
Preencha o quadro abaixo com as quantidades de matéria dos reagentes e produtos antes e 
depois da reação realizada nesta atividade prática. 
 
 
CuSO4 / mol NaOH / mol Cu(OH)2 / mol Na2SO4 / mol 
TUBO 1 
Antes 
Depois 
TUBO 2 
Antes 
Depois 
TUBO 3 
Antes 
Depois 
TUBO 4 
Antes 
Depois 
TUBO 5 
Antes 
Depois 
TUBO 6 
Antes 
Depois 
 30
Com base na tabela anterior: 
 
a) Indique, para cada tubo, se há excesso de algum reagente e qual é esse reagente que se 
encontra em excesso. 
b) Como você pode demonstrar experimentalmente, o que foi afirmado no item anterior? 
Consulte o professor e realize a experiência para cada tubo. 
c) Cite as causas de erros que podem alterar o resultado da experiência. Como se poderia melhorar 
este resultado? 
d) Cite uma maneira, mais precisa, do que a altura do precipitado, para medir a quantidade do 
produto formado. 
e) A Estequiometria determinada experimentalmente está de acordo com a estequiometria 
encontrada da tabela? Discuta o resultado. 
 
Referências 
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, São Paulo (1982). 
2. Brown, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E.; “Química- Ciência Central”; Ed. Livros 
Técnicos e científicos S.A, Rio de Janeiro (1999). 
3. Kotz, J. C.; Treichel, P.; “Química & Reações Químicas”; Ed. LTC, Rio de Janeiro (2002). 
 
Questionário 3 
Estequiometria 
 
1. 
a) Calcule a quantidade de matéria contida em 66,2 g do composto Pb(NO3)2. 
b) Determine a quantidade de matéria de KI necessária para reagir com 66,2 g de Pb(NO3)2. 
2. 10,0g de NaOH reagiram com quantidade suficiente de HCl. Quantos gramas de cloreto de sódio foram obtidos 
sabendo que o rendimento foi de 75% ? 
3. Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas em suspensão através do arraste por flóculos de 
hidróxido de alumínio, produzido na reação representada por: 
Al2(SO4)3 (aq) + 3 Ca(OH)2 (s) 2 Al(OH)3 (s) + 3 CaSO4 (s) 
 Responda as questões abaixo, deixando indicados todos os seus cálculos e o seu raciocínio.Massas 
atômicas (g/mol): Al = 27; S = 32; O = 16; Ca = 40; H = 1 
a) Na reação completa de 34,2g de Al2(SO4)3 e 22,2g de Ca(OH)2, obtém-se 15,6g de Al(OH)3. Qual é a massa de 
CaSO4 obtida nessa reação? 
b) Reagindo 68,4g de Al2(SO4)3 e 44,4g de Ca(OH)2, qual é a massa de cada produto obtido? 
c) Na reação de 171g de Al2(SO4)3 e 148g de Ca(OH)2, obtém-se 78g de Al(OH)3. Qual é a massa de CaSO4 
produzida nessa reação? 
d) Reagindo 171g de Al2(SO4)3 e 55,5g de Ca(OH)2, qual é a massa de cada produto formado? 
 
 31 
 Experiência 4 
Cinética Química 
 
Introdução 
 
 Da experiência cotidiana em laboratório sabemos que algumas reações se passam 
rapidamente, enquanto outras se processam lentamente. A neutralização de um ácido por uma 
base se processa tão rapidamente quanto o tempo necessário para misturá-los. Do mesmo modo 
um precipitado de cloreto de prata (AgCl(s)) se forma de modo visível, imediatamente após a 
mistura de uma solução de Ag+(aq) com uma solução de Cl-(aq). Outras reações, tal como 
combustão da gasolina, ocorrem rápida ou lentamente, dependendo do modo como os reagentes 
são postos em contato. 
 Estamos também familiarizados com reações químicas lentas, tais como oxidação do ferro e 
o amadurecimento de um fruto. 
 Geralmente, os processos que envolvem interações de íons ocorrem muito rapidamente. 
Quando íons de cargas opostas se aproximam, eles são capazes de se atrair e reagir entre si. Ao 
contrário, as espécies covalentes, na maioria das vezes reagem lentamente. As principais razões 
para que isso ocorra são: quando se processa a reação, pelo menosuma ligação se rompe e as 
partículas devem colidir tendo suas ligações covalentes direcionais devidamente orientadas. 
 Pela observação experimental, verificou-se que a velocidade das reações químicas é 
controlada por apenas alguns fatores. Quatro desses fatores de controle de velocidade, mais 
freqüentemente encontrados são: concentração de reagentes, temperatura, natureza dos reagentes 
e catalisadores. 
 Para que duas moléculas reajam, elas devem colidir uma com a outra. Esta é a teoria da 
colisão segundo a qual a velocidade é controlada por dois fatores: 
i. o número de moléculas reagentes na unidade do tempo. 
ii. a fração de colisões eficazes que levam à transformação química 
 O primeiro fator nos informa que quanto maior for a concentração de reagentes, maior será a 
probabilidade de haver colisões entre as moléculas. Porém, nem todas as colisões são eficientes; 
as espécies devem colidir com uma energia mínima, denominada Energia de Ativação e com 
orientação adequada. A natureza dos reagentes e a temperatura têm influência sobre a fração de 
colisões que resultam em uma reação química. Em geral, quanto mais elevada for a temperatura 
dos reagentes, tanto mais rápida será a reação. O aumento da temperatura aumenta o número de 
moléculas com energia suficiente para reagir. 
 Os catalisadores atuam proporcionando um caminho alternativo de energia de ativação do 
sistema, aumentando, desta forma, a sua velocidade. 
 
 32
 
Nas reações heterogêneas, a natureza física dos reagentes é particularmente importante devido à área 
de interface entre as fases reagentes. 
Em geral, a velocidade de uma reação química hipotética 
aA + bB + cC ..., é: 
velocidade = k[A]x [B]y [C]z ... 
onde x, y e z são índices obtidos do estudo do mecanismo da reação. Em alguns casos coincidem 
com os coeficientes estequiométricos, a, b e c, respectivamente. Exemplos: 
H3CCO2C2H5 (l) + H2O(l)  H3CCO2(l) + C2H5OH(l) 
V = k [H3CCO2C2H5(l) ]1.[H2O]1  os índices coincidem com os coeficientes 
 
S2O82-(aq) + 3I-(aq)  2 SO42-(aq) + I3-(aq) 
V = k [S2O82-]1.[I-]1  os índices não coincidem com os coeficientes 
 
Objetivo 
Neste experimento, o aluno estudará os efeitos da concentração e temperatura na velocidade de 
reação, bem como o efeito de catalisadores. 
 
 
 
 33 
Parte Experimental 
Materiais 
Tubos de ensaio 18 x 150 mm (10); tubos de ensaio 12 x 120 mm (3); pipetas graduadas de 10 
mL (2); béquer de 50 mL (1); béquer de 100 mL (1); béquer de 250 mL (1); conta-gotas (4); 
suporte para tubos de ensaio (1); termômetro (0C a 100C) (1); cronômetro (1); pró-pipeta ou 
pêra (1); frasco de resíduos (1). 
 
Reagentes e indicadores 
Solução 0,01 mol L-1 de KIO3 (50 mL); solução a 0,04% m/v de NaHSO3 (70 mL) em dispersão 
de amido 0,2%; H2O2 10 volumes (5 mL); solução de FeCl3 0,5 mol L-1 (1 mL); solução de 
CuSO4 0,5 mol L-1 (1 mL); solução de Na2HPO4 0,25 mol L-1 (1 mL); gelo. 
 
Procedimento 
Efeito da concentração na reação: 
2 IO3-(aq) + 5 HSO3- (aq) + 2 H+ (aq)  I2(aq) + 5 HSO4(aq) + H2O(l) 
 Em um suporte para tubos de ensaio coloque tubos de ensaio limpos de 18 x 150 mm; 
 Numere os tubos de ensaio de 1 a 5. 
 Ao tubo número 1 adicione 10 mL da solução 0,01 mol L-1 de KIO3. 
 Adicione aos demais tubos, 8, 6, 4 e 2 mL, desta solução, respectivamente na ordem crescente 
de suas numerações. 
 Adicione, em seguida, no segundo tubo (número 2), 2 mL de água destilada. 
 Prosseguindo em ordem crescente de 2 mL de volume para cada tubo, até o número 5, o qual 
deve receber 8 mL de água destilada, de forma que após todas as adições, todos os tubos de 
ensaio deverão conter 10 mL de solução. 
 Agite cada tubo para homogeneizar a solução. 
 Coloque no tubo número 1, 10 mL de solução a 0,04% m/v de NaHSO3 . 
 Com auxílio de um cronômetro, marque o tempo (inclusive os segundos) desde o momento 
em se começou a se adicionar a solução de NaHSO3 até o início do aparecimento de uma 
coloração azul. 
 Anote os resultados no quadro a seguir. 
 Repita este procedimento para os demais tubos de ensaio. 
 Construa um gráfico do volume da solução de KIO3 em função de 1/t (proporcional à 
velocidade). Obs.: No relatório o gráfico deverá ser feito em papel milimetrado. 
 
 
 
 
 34
 
Tempo de reação em relação ao volume de solução adicionado 
Tubo Número KIO3 / mL Água Destilada / mL NaHSO3 / mL Tempo Decorrido / s 
1 
2 
3 
4 
5 
 
 1/t /s-1 
V
ol
um
e 
d
e 
m
L
 I
O
3-
 / 
m
L 
 
Efeito da temperatura na reação: 
2 IO3-(aq) + 5 HSO3-(aq) + 2 H+(aq)  I2(aq) + 5 HSO4(aq) + H2O(l) 
Coloque em um tubo de ensaio de 18 x 150 mm, 5 mL de solução de KIO3 . 
 Coloque em outro tubo de ensaio de 18 x 150 mm, 5 mL de solução de NaHSO3 . 
 Meça a temperatura no interior dos tubos (temperatura ambiente) e adicione ao tubo com a 
solução KIO3 a solução de NaHSO3. 
 Agite para homogeneizar. 
 Marque o tempo necessário para que a reação se processe. 
 35 
 Observe e anote os resultados. 
 Repita o mesmo procedimento para duas temperaturas diferentes da ambiente. 
 Coloque os tubos em banho de gelo para que atinjam a temperatura desejada, por exemplo 15°C 
e 5°C. 
 Anote os resultados no quadro abaixo. 
 
Tempo de Reação em Função da Temperatura 
Tubo Número Temperatura (C) Tempo Decorrido (s) 
1 
2 
3 
 
Efeito do Catalisador sobre a Reação: H2O2(aq)  H2O(l) + ½ O2(g) 
 Em um suporte para tubos de ensaio coloque 3 tubos de ensaio. 
 Adicione, com pipeta conta-gotas, cerca de 1,0 mL de água oxigenada a 10 volumes em cada 
tubo. 
 Utilizando outra pipeta conta gotas, adicione em cada tubo as seguintes soluções: 
Tubo 
Número 
Solução a ser 
Adicionada 
Volume a ser 
Adicionado 
Observações 
1 FeCl3 2 gotas 
2 CuCl2 2 gotas 
3 
Na2HPO4 3 gotas 
 
FeCl3 2 gotas 
 Examine os tubos em conjunto e em separado, observando e anotando a influência de cada 
substância adicionada, na velocidade de desprendimento de gás. 
 
 
 
 
 36
Referências 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
4. Russell, J.B.; "Química Geral", 2a Edição, Makron Books Editora Ltda., São Paulo (1994). 
 
Questionário 4 
Cinética Química 
1) Em relação ao NaHSO3 na reação com o KIO3: 
a) Ele é oxidante ou redutor ? 
b) Qual é a variação no seu estado de oxidação? 
2) A que se deve o aparecimento da cor azul na primeira reação ? 
3) Qual é o efeito do aumento da concentração de KIO3 na velocidade da reação ? Que se pode concluir do gráfico 
obtido? 
4) Qual é o efeito da temperatura na velocidade de reação ? Como se justifica o resultado obtido ? 
5) O que é “energia de ativação”? Comente o efeito do catalisador sobre a energia de ativação do sistema. 
6) Qual é o significado de "água oxigenada a 10 volumes" ? 
7) Qual é o efeito dos reagentes utilizados sobre a decomposição da água oxigenada? 
8) Qual é a reação que ocorre entre NaHPO4 e FeCl3 ? 
9) Geralmente, processos envolvendo interações de íons ocorrem muito rapidamente. Por outro lado, moléculas reagem 
de maneira lenta. Quais são as razões destes fatos ? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 37 
Experiência 5 
Equilíbrio Químico 
 
Introdução 
 
Em um sistema químico reversível, podemos considerar como reagentes ou como produtos as 
espécies colocadas à direita ou à esquerdada equação. Isto depende da escolha do experimentador. 
Assim, na reação do iodo com hidrogênio: 
H2(g) + I2(g)  2 HI(g) velocidade 1 (v1) 
2 HI(g)  H2(g) + I2(g) velocidade 2 (v2) 
ambos podem ser reagentes ou produtos, dependendo do sentido considerado. Por outro lado, há uma 
renovação de reagentes e produtos provocada pelo processo inverso e assim, as reações nunca cessam 
e o equilíbrio é dinâmico. Dizemos então que um sistema está em equilíbrio quando a velocidade no 
sentido direto for igual à do sentido inverso. Para sistemas com reagentes ou produtos gasosos, este 
estado de equilíbrio só é possível em sistema fechado. 
A natureza dinâmica do equilíbrio pode ser enfatizada pela consideração das velocidades da 
reação nos dois sentidos. Assim, no caso do sistema acima, teremos: 
 v1 = k1 [H2] [I2] 
 v2 = k2 [HI]2 
No equilíbrio teremos então v1 = v2 
 k1 [H2] [I2] = k2 [HI]2 
 
]I][H[
]HI[
k
k
K
22
2
2
1  2
22
1
21
][
]][[1
HI
IH
k
k
K
K  
 
O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais como a temperatura, 
pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode ser prevista pelo princípio de Le Chatelier: 
“Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no sentido de 
contrabalançar esta ação”. 
Ao adicionar iodo no sistema em equilíbrio, a velocidade no sentido direto (v1) será favorecida. 
Quando se restabelece o novo equilíbrio, [I2] e [HI] serão mais elevadas e [H2] será mais baixa, mas K 
terá o mesmo valor. 
 
 
 38
Objetivo 
Estudo de sistemas em equilíbrio químico: verificação experimental do princípio de Le Chatelier. 
 
Parte Experimental 
Materiais 
Suporte para tubos de ensaio (1); tubo de ensaio (4); béquer de 50 mL (2), béquer de 100 mL (2) e 
béquer de 250 mL (2); chapa de aquecimento(1); pinça de madeira (1); pipeta graduada de 10 mL 
(2); proveta de 5 mL (1); prô-pipeta ou pêra (1); frasco para resíduo (1). 
Reagentes e indicadores 
Soluções aquosas de: K2CrO4 0,05 mol L-1 (2 mL); K2Cr2O7 0,05 mol L-1 (8 mL); NH4OH 0,5 mol 
L-1 (2 mL); HCl 1 mol L-1 ; NaOH 1 mol L-1; Ba(NO3)2 0,3 mol L-1 (2 mL); HCl conc. (2 mL); 
CoCl2 (solução hidro-alcoólica) (4 mL); solução alcoólica de fenolftaleína. 
Procedimentos 
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
 
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) Cr2O72- (aq) + H2O (l) 
 amarelo alaranjado 
Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento, por meio da diferença de cor do 
íon cromato - amarelo - e do íon dicromato - alaranjado. Deve-se observar que mesmo 
predominando a cor amarela (o que indica maior concentração de íons cromato) pode existir 
pequena quantidade de íon dicromato e vice-versa. 
 No suporte coloque 3 tubos de ensaio. Em dois deles coloque 2 mL de K2Cr2O7 0,05 mol L-1 
(laranja) e no outro coloque 2 mL de K2CrO4 0,05 mol L-1 (amarelo). 
 Faça as reações do item a até c. 
 Anote os resultados dos experimentos (variações macroscópicas). 
a) Em um tubo de ensaio contendo solução de íons dicromato, adicione 0,5 mL (aproximadamente 
10 gotas) da solução de NaOH 1 mol L-1. 
 Compare a cor da solução com a dos outros tubos. 
 Anote a variação observada. 
b) Adicione, ao mesmo tubo, 1 mL de HCl 1 mol L-1 . 
 Agite e compare novamente com os outros tubos (Leve em consideração a diluição). 
 Escreva as equações de reação e anote esta nova variação. 
c) No tubo de ensaio contendo K2CrO4 0,05 mol L-1, adicione 2 gotas de solução de Ba(NO3)2 0,5 
mol L-1 . 
 Agite e observe se houve formação de precipitado. 
 No tubo de ensaio contendo K2Cr2O7 0,05 mol L-1, repita o mesmo procedimento. 
Observação: A solubilidade do BaCrO4 é de 8,5 x 10 -11mol L-1 e BaCr2O7 é solúvel. 
 39 
 
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
H2O(l) NH4+ (aq) + OH-(aq) ; H NH3(aq) + 
< 0 
 
 Em um tubo de ensaio, adicione 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia (0,5 mol L-1) e uma 
gota de solução de fenolftaleína. 
 Despeje esta solução sobre um pano branco e agite ao ar por cerca de cinco minutos. 
 Anote as observações. 
 Tente explicar, do ponto de vista químico, e proponha experimentos para reforçar suas hipóteses. 
 Consulte o professor antes de realizá-los. 
 
Estudo do Equilíbrio do Sistema: 
 
[Co(H2O)4Cl2](alc) + 2 Cl-(aq) ; H < 0 [CoCl4]2-(alc) + 4H2O(l) 
 Azul Vermelho 
 
 Em um tubo de ensaio, coloque 2 mL da solução vermelha. 
 Adicione, cuidadosamente, HCl concentrado (que se encontra na capela) até observar qualquer 
variação. Justifique. 
 Ao mesmo tubo de ensaio adicione, lentamente, H2O destilada até observar alguma mudança 
macroscópica. 
 Anote o resultado. Considere a diluição efetuada. Justifique. 
 Aqueça o mesmo tubo de ensaio na chapa em banho-maria. 
 Observe e justifique. 
 Resfrie o tubo em água corrente. 
 Observe e justifique. 
 
 
 
 
 
 
 
 40
Referências 
 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
 
Questionário 5 
Equilíbrio Químico 
1) Escreva as expressões de equilíbrio químico para as reações: 
a) 2 CrO4-2(aq) + 2 H+(aq)  Cr2O7
-2 (aq) + H2O (l) 
b) NH3(aq) + H2O(l) 

 NH4
+(aq) + OH-(aq) 
c) [CoCl4]2-(aq) + 4 H2O(l) 

 [Co(H2O)4Cl2](aq) + 2 Cl
-(aq) 
2) Qual será o efeito observado, quando se adiciona ao sistema representado pela equação: 
[CoCl4]2-(aq) + 4 H2O(l) 

 [Co(H2O)4Cl2](aq) + 2 Cl
- (aq) 
a) Um agente higroscópico (ex.: CaCl2) 
b) NaCl(s) 
c) Pb2+ (PbCl2 é insolúvel) 
3) Seja um sistema do tipo A (alcoólico) + B (alcoólico)  2C (alcoólico) + H2O(l); H > 0. Como o sistema reagiria 
com : 
a) abaixamento da temperatura; 
b) aumento da pressão; 
4) Qual será a cor de uma solução de dicromato se aumentarmos o pH para aproximadamente 10 ? 
5) De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios: 
a) H2(g) + Br2(g) 

 2 HBr (g) + 70,291 kJ 
b) CO2(g) + 2 SO3(g) 

 CS2(g) + 4 O2(g) -1108,76 kJ 
6) Imagine o sistema em equilíbrio (NH4+ (aq) + OH-(aq) 

 NH3 (aq) + H2O(l)) em um frasco fechado. Se o frasco é 
aberto, desprende-se amônia; fechando-o novamente os reagentes produzem mais amônia, restabelecendo o novo 
equilíbrio. Pergunta-se: A experiência comprova o princípio de Le Chatelier? 
7) Qual é o efeito sobre a concentração de cada substância nos sistemas indicados a seguir, quando são adicionados os 
reagentes: 
 
 
 
 41 
 
 
Reação Reagente adicionado 
a) SO2(g) + NO2(g) 

 NO(g) + SO3(g) SO2 
b) CaCO3(s) 

 CaO(s) + CO2(g) CO2 
c) H2(g) + Br2(l) 

 2 HBr(l) H2 
8) Quantidades equimolares de H2 e I2, em fase gasosa, à temperatura elevada, foram colocadas em recipientes separados, 
mas unidos por uma válvula que controla o fluxo dos gases. Após a abertura da válvula, esses gases se misturaram e 
reagiram de acordo com a equação: 
 H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
a) A Figura 1 ilustra a situação inicial das substâncias H2 e I2, em que cada átomo de hidrogênio foi representado por  e 
cada átomo de iodo por ◦ . Complete a figura 2 ilustrando uma das situações possíveis do sistema após o estado de 
equilíbrio ter sido atingido, estando aberta a válvula. Use o mesmo número de átomos representados na figura 1.Figura 1 Figura 2 
 
b) Construa um gráfico qualitativo mostrando as variações das concentrações de H2, I2 , e HI, desde o instante inicial, 
quando a válvula foi aberta até um certo tempo após o equilíbrio ter sido atingido. 
 
c) Como ficaria o sistema com o aumento da pressão ? E com a diminuição da pressão? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 42
 
 
Experiência 6 
Determinação da Massa Molar do 
Magnésio 
 
Introdução 
 
Hoje em dia dispõe-se de técnicas sofisticadas para se determinar, com precisão, as massas dos 
átomos. Por exemplo, a massa de um átomo de hidrogênio, 1H, é 1,6735559 x 10 –24 g. A massa real 
de um átomo é o valor de sua massa, em unidades de massa, tal como grama. Contudo, houve um 
tempo em que esta tarefa não era fácil. Os químicos do passado tiveram que estabelecer uma escala 
de massas atômicas relativas para determinar a massa do átomo, de um dado elemento. 
Nos dias de hoje ainda se utiliza uma escala de massa relativa para átomos, em vez da escala 
convencional de unidade de massa, tal como a grama. Isto porque, a massa dos átomos, como 
exemplificado acima para o hidrogênio, é muito pequena. Desta maneira foi estabelecida, por acordo 
internacional, uma referência para se comparar a massa relativa de todos os elementos. A escolha foi 
o isótopo mais estável do átomo de carbono, que possui número de massa igual a 12, 12C, ao qual é 
atribuída exatamente a massa atômica de 12 unidades. Uma unidade de massa atômica, uma, é 
definida como sendo 1/12 da massa de um átomo de 12C, igual a 1,6606 x 10–24 g/uma. 
Assim, ao átomo de hidrogênio, que é 11,907 vezes mais leve que o carbono foi atribuída a 
massa atômica de 1,0078 uma. Nesta escala relativa de massas atômicas, a massa de qualquer átomo 
é próxima ao número de massa do átomo. Isto ocorre porque, nesta escala de massas atômicas, a 
massa de prótons e nêutrons é próxima de 1. Como, no geral, os átomos de um dado elemento 
ocorrem na natureza como isótopos, a massa atômica de um dado elemento, na realidade, é a média 
ponderada das massas atômicas dos isótopos, levando-se em conta a abundância isotópica. Estas são 
as massas atômicas que são encontradas nas tabelas periódicas. 
No mundo subatômico contam-se as quantidades de substâncias pelo mol. O mol é uma unidade 
semelhante à dúzia. O tamanho do mol é escolhido de tal maneira que, se toma um mol de átomos de 
um dado elemento, a massa do mol tem um valor numérico, em gramas, que é o mesmo da massa 
atômica do elemento. Assim, um mol de átomos de hidrogênio tem uma massa atômica igual a 
1,0078 uma que é igual a 1,0078g; do elemento sódio é igual a 22,98977 uma, que é igual a 
22,98977g. O valor do mol foi determinado como sendo igual a 6,022 x 1023, que é também 
denominado número de Avogadro (em homenagem a Avogrado). 
Desta maneira, pode-se dizer que um mol de átomos de hidrogênio tem uma massa molar igual 
a 1,0078 uma, que é igual a 1,0078g e que corresponde a 6,022 x 10 23 átomos de hidrogênio.O 
número de Avogrado é tão grande que é difícil concebê-lo. Espalhar 6,02 x 1023 de bolas de gude 
por toda a superfície da terra produziria uma camada aproximadamente igual a 5 km de espessura. 
 
 
 43 
Objetivo 
Nesta experiência, o aluno determinará a massa molar do magnésio a partir de sua reação com o 
ácido clorídrico concentrado. 
 
Parte Experimental 
Materiais 
Balança (1); tubo graduado de 50 mL (1); proveta de 10 mL (1) e de 1000 mL (1); béquer de 1000 mL 
(1); termômetro (0 - 100oC); frasco para resíduo (1). 
Reagentes e indicadores 
Magnésio em fita (30 mg); fio de cobre; HCl concentrado (10 mL). 
Procedimento 
 Use uma fita de magnésio limpa e seca com aproximadamente 30 mg. 
 Prenda-a a um fio de cobre como mostrado no esquema da experiência. 
 
 No tubo graduado, coloque inicialmente 10 mL de HCl concentrado. 
 Complete o volume com água destilada, até o ponto de transbordamento, mas evitando que a água 
se misture imediatamente com o ácido. O tubo deve ficar completamente cheio até a boca.. 
 Tampe com o polegar a extremidade do tubo e inverta-o em um béquer contendo água de torneira. 
 Destampe o tubo e introduza rapidamente em sua extremidade a fita de Mg, presa a um fio de 
cobre, deixando a extremidade do tubo próxima ao fundo do béquer. 
 Depois que a reação cessar, aguarde cerca de 5 minutos para deixar o sistema atingir a temperatura 
ambiente. 
 Feche novamente, com o polegar, a extremidade do tubo graduado e transfira-o, ainda invertido, 
para um cilindro graduado, longo, contendo água de torneira. 
 Iguale a pressão interna do gás com a pressão atmosférica. 
 Meça o volume de gás formado. 
 Anote a temperatura e pressão ambientes. 
 44
 Subtraia da pressão total, a pressão ambiente, a pressão exercida pelo vapor d ‘água, de acordo 
com a tabela que se segue 
 Calcule o valor da massa molar do magnésio, utilizando a equação de Claussius-Clapeyron. 
Observação: Se houver vazamento de gás durante a reação, ela deve ser repetida, tomando os 
devidos cuidados para que isso não ocorra. 
 
Pressão de Vapor da Água em Várias Temperaturas 
 Temperatura / oC Pressão / mmHg Temperatura / oC Pressão / mmHg 
15 12,8 23 21,0 
16 13,6 24 22,4 
17 14,5 25 23,8 
18 15,5 26 25,2 
19 16,5 27 26,7 
20 17,5 28 28,3 
21 18,6 29 30,0 
22 19,8 30 31,8 
 
Referências 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
3. Russell, J.B.; "Química Geral", 2a Edição, Makron Books Editora Ltda., São Paulo (1994). 
4. Semichin, V.; "Práticas de Química Geral e Inorgânica"; Ed. Mir Moscou, URSS (1979). 
5. Hunt, H.R. & Block,T.F.; "Laboratory Experiments for General Chemistry"; Saunders College 
Publishing, Orlando (1994). 
6. Brown,T.L.; Lemay,H.E.; Bursten,B.E.; “Química A ciência central”, São Paulo:Pearson 
Prentice Hall,2005. 
 
 
 
 
 
 
 
 45 
Questionário 6 
Determinação da Massa Molar do Magnésio 
1) Como afetaria os resultados, no cálculo da massa molar, os seguintes erros: 
a) A pressão de vapor d'água não foi descontada; 
b) O início da reação se deu antes da introdução da fita de magnésio no tubo; 
c) A fita de magnésio continha impurezas não atacáveis pelo ácido clorídrico; 
d) A reação de dissolução do magnésio não foi completa; 
e) A fita de magnésio estava recoberta por uma película de óxido de magnésio. 
2) Por que se pode usar um fio de cobre nesta experiência ? 
3) Por que se deve ferver recentemente a água destilada colocada no tubo graduado ? 
4) Consulte uma tabela de potenciais de oxidação e responda: considerando os metais, sódio, cobre, prata, ferro, cálcio, 
chumbo e cádmio, quais deles poderiam ser usados em processos análogos de determinação da massa molar do magnésio ? 
5) Qual foi o erro percentual cometido na determinação experimental da massa molar do magnésio ? 
6) Quando se queima magnésio em O2 há formação do óxido de magnésio. Verificou-se experimentalmente que 0,3648g 
de Mg formaram 0,6043g do respectivo óxido. Calcule a massa molar do Mg. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 46
Experiência 7 
Eletroquímica 
 
Introdução 
A Eletroquímica estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas 
espontâneas (em pilhas ou baterias) e a transformação química gerada pela passagem da corrente 
elétrica numa solução (eletrólise). 
A principal condição em uma reação de oxi-redução é a transferência de elétrons do agente 
redutor para o oxidante. Assim, foi preciso estabelecer potenciais relativos de oxidaçãoe redução 
para os elementos, tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi atribuído, 
arbitrariamente, o potencial de 0 (zero) volt. Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que 
o hidrogênio são atribuídos potenciais positivos e àqueles que ganham elétrons facilmente, 
potenciais negativos. 
 H+(aq) + e- ½ H2(g) ( = 0,000 volt) 
Utilizando esses valores, encontrados em tabelas de Potencial Padrão de Redução ou Oxidação, 
é possível prever a espontaneidade de reações de oxi-redução. Se o potencial apresentar valor 
positivo, a reação será espontânea; caso contrário, o sistema somente sofrerá transformação às custas 
de um trabalho elétrico. Além disso, pode ser calculada a variação da energia livre de Gibbs e 
analisado o critério de espontaneidade para uma reação química. 
 
G = - nFE (joules) ou G = -nFE / 4186 (em Kcal.mol-1) 
 
Onde: n = número de mols de elétrons transferidos 
F = Faraday ( 96.500 coulombs) 
E = potencial da pilha em volts 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
G >0: reação não-espontânea 
G <0: reação espontânea 
 47 
Potencial Padrão de redução 
SEMI-REAÇÃO  (volts) 
K+ (aq) + e-  K(s) -2,92 
Ca2+(aq) + 2 e- Ca(s) -2,87 
Al3+(aq) + 3 e- Al(s) -1,66 
2 H2O(l) + 2 e- H2(g) + 2OH-(aq) -0,83 
Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s) -0,76 
Fe2+(aq) + 2 e- Fe(s) -0,44 
Ni2+(aq) + 2 e- Ni(s) -0,25 
Pb2+(aq) + 2 e- Pb(s) -0,12 
H+(aq) + e- 1/2H2(g) 0 
Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) +0,34 
½ I2(s) + e-I-(aq) +0,54 
Hg22+(aq) + 2 e- 2Hg(l) +0,78 
Ag+(aq) + e- Ag(s) +0,79 
Hg2+(aq) + 2 e-Hg(l) +0,85 
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- 2H2O(l) +1,23 
H2O2(g) + 2 H+(aq) + 2 e- 2H2O(l) +1,77 
F2(g) + 2 e- 2F-(aq) +2,65 
 
Para se ter uma tabela de potencial padrão de oxidação invertem-se as semi-equações e os 
sinais. 
 
Objetivo 
 
Neste experimento, o aluno irá observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução; 
montará a pilha de zinco e cobre (Pilha de Daniell) e reconhecerá os produtos da reação de eletrólise. 
 
Parte Experimental 
Materiais 
Fontes de energia (1); eletrodos de grafite (2); multímetros (1); eletrodo de cobre (1); eletrodo de 
zinco (1); ponte salina (1); tubo em U para eletrólise (1); béquer de 50 mL (1); béquer de 25 mL(1); 
garra (1); condutores metálicos (fios de cobre) (2); palha de aço; suporte de ferro (4); pipetas 
graduadas de 10 mL (2); frasco para resíduo (1). 
Reagentes e indicadores 
Solução aquosa de : KI 0,5 mol L-1 (20 mL); alcoólica de fenolftaleína (1 mL);dispersão de amido (1 
mL); ZnSO4 1,0 mol L-1 (30 mL); CuSO4 1,0 mol L-1 (30 mL); solução saturada de KCl (30 mL); 1 
prego ; lâminas metálicas: cobre (2) e zinco (1). Se possível, as lâminas deverão ter as dimensões de 3 
cm x 4 cm. 
 
 48
Procedimentos 
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação 
 Coloque em um tubo de ensaio pequena quantidade da solução de cobre(II) 
 Mergulhe nesta solução um prego (previamente limpo com a palha de aço). 
 Observe as condições iniciais de reação e anote alguma evidência de transformação. 
 Escreva a equação que descreve a reação química. 
 Qual é o fenômeno que ocorreu na superfície do metal ? 
 Explique o que ocorreu baseando-se no potencial da reação . 
 Coloque em um béquer a solução de Zn (II) e mergulhe uma lâmina de cobre. 
 Observe e anote os resultados. 
 
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell) 
 Coloque, em um béquer, 20 mL da solução de sulfato de cobre(II) e num outro, 20 mL da solução 
de sulfato de zinco(II). 
 Com a ponte salina em gel que já se encontra preparada, mergulhada em KCl (aq), com auxílio de 
uma pinça retirá-la do béquer e em seguida monte o sistema conforme o esquema da figura abaixo. 
 
 ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) 
 Feche o circuito intercalando o voltímetro entre os eletrodos (ligue o eletrodo de zinco ao 
terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro). 
 Escreva as equações das semi-reações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e ânodo) e a reação 
global. 
 Leia a diferença de potencial no voltímetro. 
 Após a leitura, desligue o multímetro, retire os eletrodos das soluções e em seguida a ponte salina 
enxaguando-a com água destilada, devolva em seguida para o béquer com solução de KCl. 
 Com o auxílio da Tabela de Potencial Padrão de Redução, calcule a diferença de potencial (Δ) 
da pilha. 
 Compare o valor experimental com o valor teórico. 
 49 
Obs:As soluções de sulfato de cobre(II) e de sulfato de zinco(II) deverão ser reaproveitadas. 
 
 
Eletrólise 
 Faça uma montagem conforme o esquema da figura abaixo. 
 
 Faça a ligação entre os pólos da fonte e os eletrodos de carbono (grafite) imersos em um tubo em 
U. 
 Coloque no tubo em U a solução de KI 0,5 mol L-1 até enchê-lo quase completamente. 
 Deixe que a eletrólise se processe por 2 a 3 minutos. 
 Observe e anote o que ocorre no cátodo e no ânodo. 
 Remova os eletrodos de carbono. 
 Retire, com uma pipeta, aproximadamente 2 mL de solução de um dos ramos do tubo em U e 
coloque em dois tubos de ensaio; faça o mesmo com o outro ramo do tubo em U, utilizando outros 
dois tubos de ensaio. 
 Adicione 1 gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par. 
 Observe e anote o resultado. 
 Adicione 1 gota de dispersão de amido a um tubo de ensaio de cada par. 
 Observe e anote o resultado. 
 Interprete os resultados obtidos. 
 
 
Referências 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
3. Russell, J.B.; "Química Geral", 2a Edição, Makron Books Editora Ltda., São Paulo (1994). 
 50
4. Semichin, V.; "Práticas de Química Geral e Inorgânica"; Ed. Mir Moscou, URSS (1979). 
5. Hunt, H.R. & Block,T.F.; "Laboratory Experiments for General Chemistry"; Saunders College 
Publishing, Orlando (1994). 
6. Lenzi,E.;Favero,L.O.B.;Tanaka,A.S.;Vianna,E.A.F.;Silva,M.B.;Gimenes,M.J.G.;”Química 
geral experimental”. Ed. Freitas Barros; Rio de Janeiro(2004) 
 
Questionário 7 
Eletroquímica 
1) Como seria possível detectar o aparecimento de uma corrente elétrica durante o transcorrer da reação representada 
pela equação química: Fe(s) + Cu2+(aq)  Cu(s) + Fe2+(aq) ? 
2) Esquematize a célula ou pilha galvânica para a reação entre Fe(s) e Cu2+(aq) . 
3) Qual a função da ponte salina na célula galvânica? 
4) Calcule a variação de energia livre em KJ/mol na reação em que o Zn(s) participou. 
5) Defina, baseando-se na tabela de potencial de redução, se a reação entre uma solução de AgNO3 e uma lâmina de 
cobre é espontânea. 
6) Quando se dissolve KI(s) em água, quais são as espécies iônicas presentes na solução? 
7) Escreva as equações das semi-reações que ocorrem nos eletrodos (ânodo e cátodo) e a equação de eletrólise da solução 
de KI. 
8) O que indicaram os testes da solução de fenolftaleína e amido? 
 
 
 
 51 
 
Experiência 8 
Corrosão 
 
Introdução 
 
Os metais, utilizados há milhares de anos, apresentam excelentes propriedades físicas e 
químicas. São maleáveis, dúcteis, conduzem bem o calor e a eletricidade, além de resistir a diversos 
tipos de esforços mecânicos. 
Apesar de seu enorme emprego na prática, muitos metais se deterioram no meio ambiente onde 
são usados. Na verdade eles formam um“sistema termodinamicamente instável” com o meio 
ambiente, a ponto de se afirmar que “os metais não poderiam ser utilizados em uma atmosfera como a 
terrestre”. Entretanto, a termodinâmica nada diz a respeito da velocidade com que estas reações se 
processam. E, muitas vezes, o fato de ocorrerem lentamente é que permite o uso generalizado dos 
metais em nosso mundo. 
O estudo da corrosão tem inúmeras justificativas, tanto técnicas quanto econômicas. Se 
protegidos convenientemente, o uso dos metais se torna tecnicamente correto e consegue-se excelente 
duração. 
A corrosão pode ser definida como o ataque (reação química) a um corpo sólido por meio de 
uma ação química ou eletroquímica, provocado pelo meio ambiente. 
Esta reação que geralmente ocorre na superfície do metal, provoca seu desgaste e finalmente a 
sua destruição, seja pela alteração na sua estrutura, na composição química ou no seu aspecto externo. 
Devem ser considerados os reagentes que participam desta reação que são os metais (sua natureza, 
estrutura etc.) e os meios corrosivos (composição, concentração, pH etc.), que entram em contato sob 
diversas circunstâncias (temperatura, pressão, etc.) dando origem a diversos tipos de mecanismos de 
corrosão. 
Estudaremos agora o caso mais frequente de corrosão que é a corrosão úmida ou eletroquímica 
do ferro (elemento base na liga do aço), que é o material mais extensamente usado na prática. O ferro, 
quando exposto à atmosfera (oxigênio, umidade, chuva etc.), se enferruja, mudando o aspecto 
metálico (com brilho cinza) para se tornar um óxido de cor vermelha que, hidratado, torna-se 
inteiramente amarelo (a ferrugem tem geralmente nuances intermediárias entre o vermelho e o 
amarelo). Quimicamente, dizemos que o ferro se oxidou e o seu estado de oxidação variou de zero no 
metal a +2 e +3 nos óxidos formados. A ligação química também mudou de metálica para iônica nos 
hidróxidos e, por conseguinte, a natureza do ferro oxidado difere do metal original. A aderência da 
camada de óxido, que resulta do ataque sobre o metal, é fraca e facilmente o óxido se destaca do 
metal, expondo a superfície a novo ataque. 
A solução eletrolítica (água da chuva, produtos químicos, água do mar etc.) quando em contato 
com a superfície do metal, forma uma pilha eletroquímica, em que algumas partes da superfície agem 
como ânodo e outras partes agem como cátodo. O circuito interno é eletrônico, pois metal é bom 
condutor e a solução funciona como circuito externo, de natureza iônica propiciando o funcionamento 
da pilha. Como exemplos, damos as pilhas formadas sobre o ferro pela adição de soluções ácidas e 
neutras (ou alcalinas), com seus respectivos potenciais. 
 52
 
Meio ácido com pH < 7 
Ânodo : Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- ; = + 0,44 V 
Cátodo : 2 H+(aq) + 2 e-  H2(g) , = 0 V 
 
Meio neutro ou alcalino com pH  7 
Ânodo : Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- = + 0,44 V 
Cátodo : H2O(l) + 1/2 O2(aq) + 2 e-  2OH-(aq) = + 0,415 V 
Reação total: Fe(s) + 1/2O2(g) + H2O(l)  Fe2+(aq) + 2OH- (aq) +0,855V 
 
Formado o Fe(OH)2, a oxidação continua. O Fe2O3.xH2O (óxido de ferro(III) hidratado) é o 
que chamamos de ferrugem e é um dos produtos da oxidação do ferro. A cor amarelo-alaranjada é 
característica do íon Fe3+. 
As figuras anteriores são esquemáticas, mas convém notar que as áreas anódicas e catódicas aí 
representadas podem se encontrar a uma distância microscopicamente pequena ou até mesmo de 
vários metros. 
O conhecimento das causas e mecanismos da corrosão permite desenvolver processos de sua 
prevenção. Alguns processos podem ser citados, como a passivação, a proteção catódica e a 
aplicação de recobrimentos. Na passivação, forma-se uma camada invisível (geralmente de óxidos) 
sobre a superfície do metal, que o torna menos exposto à oxidação. Para a proteção catódica há dois 
métodos: o método galvânico, por meio de ânodos de sacrifício e o método por correntes impressas. 
Outra maneira é recobrir a superfície do metal com um protetor, que pode ser tinta comum ou tinta 
plástica. 
 
 
 
 
 53 
Objetivo 
Neste experimento, o aluno executará experiências relativas à corrosão úmida do ferro. 
 
Parte Experimental 
Materiais 
Tubos de ensaio (15); suporte para tubos de ensaio (2); tubo de vidro de 40 cm graduado (1); rolha de 
cortiça (2); vidro de relógio (12); suporte (1); garra (1); béquer de 100 (1) e de 500 mL (1); pinça 
metálica (1); frasco de resíduo (1). 
Reagentes e indicadores 
H2SO4 concentrado (6mL); soluções aquosas de: HCl 6 mol L-1 (1:1) (6mL); HCl 3 mol L-1 (12 
mL); H2SO4 3,5 mol L-1 (6 mL); NaOH 0,1 mol L-1 (6 mL); NaCl a 5% (50 mL); pregos de ferro (11); 
lâminas de ferro e cobre unidas por fio de cobre; lâminas de ferro e zinco unidas por fio de cobre; 
lâminas de ferro (1); pregos médios (2); palha de aço; solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] e 
solução alcoólica de fenolftaleína (5mL) 
Procedimento 
Corrosão do Ferro na atmosfera 
 Coloque um pedaço de palha de aço no fundo de uma proveta para gás (ou tubo com cerca de 40 
cm) e encha-a de água, fazendo com que a mesma penetre na 
malha da palha de aço. 
 Emborque esta proveta em um copo que contenha água e 
deixe o ar penetrar cerca de 10 cm. 
 Marque o nível da água na proveta, datando-o. 
 Após uma semana observe novamente o conjunto. 
 Qual foi a variação do nível de água ? 
 Qual é a relação dos volumes de ar, inicial e final? 
Explique. 
 
 
Corrosão Úmida do Ferro 
 Para comparar a natureza do meio, são escolhidos diferentes reagentes em diferentes 
concentrações. Pegue 9 pequenos pregos (aproximadamente 4cm x 1cm ) de ferro, limpe-os e 
mergulhe-os nas soluções: 
 Tubo 1: água de torneira; 
 Tubo 2: HCl p.a. diluído ( 3 mol L-1 ); 
 Tubo 3: HCl p.a. ( 6 mol L-1 ) 
 Tubo 4: NaOH ( 0,1 mol L-1 ) 
 Tubo 5: H2SO4 ( 3,5 mol L-1 ) 
 54
 Tubo 6: H2SO4 conc. 
 Tubo 7: NaCl a 5% 
 Tubo 8: Somente a lâmina de ferro 
 Para cada caso, descreva o aspecto inicial do prego e da solução. 
 Após uma semana, retire os pregos, lave-os e verifique se ocorreu corrosão. 
 Explique o que ocorreu. 
 
Corrosão na Linha D'água 
 Mergulhe parcialmente um prego de ferro nas seguintes soluções: 
1. água de torneira; 
2. NaCl a 5 %. 
 Tampe os dois tubos de ensaio. 
 Após uma semana, observe a corrosão nas partes acima e abaixo da linha d’água. 
 Explique. 
 
Verificação das áreas Anódicas e Catódicas 
 Coloque em uma placa de ferro limpa (decapada com HCl, lavada e seca) 1 ou 2 gotas de 
solução, já preparada, de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína. 
 Decorridos alguns minutos, descreva o que foi observado. Explique 
 
Corrosão sob Tensão 
A “tensão” interna do material resulta da aplicação de esforço atuante ou pode ser a tensão residual 
resultante de um esforço sofrido pela peça (esmagamento, solda etc.), que é o caso do prego, em 
que a cabeça e a ponta foram esmagadas na sua fabricação. 
 Mergulhe um prego grande nas seguintes soluções: 
1. NaCl a 5 %; 
2. HCl a 6 mol L-1 
 Após uma semana, observe a cabeça e a ponta do prego. Explicar o ocorrido. 
 
 55 
Corrosão Galvânica 
É o que ocorre quando se justapõem dois metais diferentes expostos a um meio corrosivo. Para 
melhor discernir o que ocorre, a união é feita por meio de um fio de cobre soldado (condutor) e as 
pontas dos pares são colocadas em um vidro relogio contendo aproximadamente 3 mL de uma 
solução indicadora (NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína). Em poucos 
minutos as reações se processam. 
 Usar as peças Fe:Cu e Fe:Zn. 
 Em cada caso escreva as equações das reaçõesanódicas e catódicas ocorridas. 
 
 
Referências 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
3. Russell, J.B.; "Química Geral", 2a Edição, Makron Books Editora Ltda., São Paulo (1994). 
4. Semichin, V.; "Práticas de Química Geral e Inorgânica"; Ed. Mir Moscou, URSS (1979). 
5. Hunt, H.R. & Block,T.F.; "Laboratory Experiments for General Chemistry"; Saunders College 
Publishing, Orlando (1994). 
 
Questionário 8 
Corrosão 
1) Quais são as reações anódicas e catódicas quando se mergulha uma lâmina de Zn em HCl 1 mol L-1 ? 
2) Quais são as reações anódicas e catódicas que ocorrem dentro de uma caixa d’água feita de chapa de ferro, quando esta 
recebe água tratada ( em Belo Horizonte a água possui pH = 8,2) ? 
3) Cite alguns fatores ambientais que favorecem o fenômeno da corrosão. 
4) Qual é o produto da corrosão úmida do ferro em meio ácido e meio básico? (fórmula e descrição do aspecto e das 
características). 
5) Por que o ácido sulfúrico concentrado não ataca o ferro? É transportado em caminhões-tanque de ferro para a indústria. 
6) Baseando nos potenciais de oxidação, explique por que blocos de magnésio são ligados às tubulações enterradas de 
ferro ou aço. 
7) Como você explica a maior reatividade da área tencionada em relação a uma área não tencionada de uma peça de metal? 
8) Dê exemplos práticos onde pode ocorrer a corrosão galvânica. 
9) Pense e cite diferentes modos de se proteger uma peça contra a corrosão. 
 
 
 56
Experiência 9 
Preparo de soluções 
 
 
Introdução 
 Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nesta, o componente 
que existir em menor quantidade é chamado de soluto. Qualquer substância que forme um sistema 
homogêneo com a água será considerada uma solução aquosa. 
 Um modo simples de saber ou comprovar se uma solução é ácida, neutra ou básica é através 
de indicadores, tais como: papel de tornassol ou solução alcoólica de fenolftaleína (estruturas na 
Figura 1). O papel de tornassol azul em meio ácido adquire a coloração vermelha e o papel de 
tornassol vermelho em meio básico adquire a coloração azul. A solução de fenolftaleína 
permanece incolor em meio ácido e em meio básico adquire a coloração rosa. 
O
O
OH OH
OH-
H+
O
OH OH
O
OH
OH-
H+
O
-O O
O
O
O O
O
 
Estruturas Ressonantes
Excesso de
Álcali Alcóolico
-O O
O
OH
O
Incolor
Vermelho
IncolorIncolor
 
Figura 1: Comportamento da fenolftaleína em meios ácido e básico. 
 
No preparo de soluções deve-se obedecer a seguinte seqüência: 
1. Medir a massa ou volume do soluto correspondente; 
2. Dissolver o soluto (se sólido), em um béquer, usando pequena quantidade do solvente; 
3. Transferir, quantitativamente, para um balão volumétrico; 
4. Completar o volume com solvente; 
5. Homogeneizar a solução; 
6. Padronizar a solução preparada, quando necessário; 
7. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados. 
 
 
 57 
Objetivo 
Nesta experiência, o aluno fará a preparação de soluções e a determinação qualitativa do pH. 
 
Parte Experimental 
Materiais 
Balança (1); bureta de 25 mL (1) ou proveta de 5 mL (1); béquer de 100 mL (2); bastão de vidro (1); 
garrafa lavadeira (1); balão volumétrico de 100 (1) e de 250 mL (1); vidro de relógio (6); espátula (1); 
papel indicador de pH (0-14) (2); papel de tornassol vermelho; tubos de ensaio (2); frascos para 
estoque de soluções (2). 
Reagentes e indicadores 
NaOH(s) (1 g); HCl concentrado (d = 1,18 g mL-1; 36% em massa ou 12 mol L-1) (0,8 mL); solução 
alcoólica de fenolftaleína 1% m/v (1 mL). 
 
Procedimentos 
Preparação de 250 mL de Solução 0,10 mol L-1 de NaOH 
 Calcule a massa de NaOH necessária para preparar a solução. 
 Meça a massa de NaOH, usando para isto espátula de porcelana e vidro de relógio. 
 Coloque o NaOH pesado em um béquer de 100 mL, contendo cerca de 50 mL de água 
destilada e dissolva com auxílio de um bastão de vidro. 
 Transfira quantitativamente esta solução para um balão volumétrico de 250 mL. 
 Mantenha a temperatura igual à do ambiente, com resfriamento e agitação constantes. 
 Complete o volume da solução até o menisco de referência. 
 Agite o balão volumétrico para homogeneizar a solução. 
Obs.: Caso a prática de padronização de soluções seja realizada na mesma aula do preparo de 
soluções, realize as medidas do pH após a padronização. 
 
Observação qualitativa do pH 
 Transfira uma pequena quantidade (3 mL) da solução de NaOH para um béquer; 
 Mergulhe a ponta de um papel tornassol vermelho na solução. Observe e anote o resultado. 
 Meça o pH da solução, usando papel indicador universal, e compare o resultado obtido com os 
cálculos teóricos; 
 Adicione 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. Observe e anote o resultado. 
 Guarde a solução de NaOH em frasco destinado especialmente para isto. 
 
Preparação de 100 mL de Solução 0,10 mol L-1 de HCl 
 Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar esta solução. 
 58
 Coloque, aproximadamente, 30 mL de água destilada em uma balão de 100,00 mL. 
 Transfira o ácido clorídrico concentrado, com o auxílio de uma bureta de 25,00 mL, para 
um balão volumétrico de 100,0 mL contendo um pouco de água destilada. 
 Adicione, aos poucos, água destilada até completar o volume do balão, ou seja, até o 
menisco de referência. 
 Agite o balão volumétrico para homogeneizar a solução. 
 
Observação qualitativa do pH 
 Transfira uma pequena quantidade (3 mL) da solução de HCl para um béquer. 
 Mergulhe a ponta de um papel tornassol azul na solução. Observe e anote o resultado. 
 Meça o pH da solução usando papel indicador universal e compare o resultado obtido com 
os cálculos teóricos; 
 Adicione 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína.Observe e anote o resultado. 
 Guarde a solução de HCl em frasco destinado especialmente para isto. 
 
 
 
Referências 
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
2. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica 
Experimental"; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
3. Bassett, J.; Denney, R.C.; Jeffery, G.H. & Mendham, J.; "VOGEL - Análise Inorgânica 
Quantitativa"; Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro (1981). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 59 
 
Questionário 9 
Preparo de soluções 
1) O que se entende por dissolução exotérmica? Dê um exemplo: 
2) Se uma dissolução é endotérmica (cloreto de amônio, em água por exemplo) a solução se resfria; porque? 
3) O que se entende por “concentração em quantidade de matéria" de uma solução ? 
4) O que se entende por: 
Substância higroscópica; 
Substância deliqüescente; 
Transferência quantitativa do soluto. 
5) Por que não se deve completar o volume da solução, em um balão volumétrico, antes desta ser resfriada ? 
6) O que indica o teste da fenolftaleína e o que ocorre, em termos da cor da solução, nos meios ácido e básico? 
7) O que ocorre com o papel de tornassol azul mergulhado em uma solução ácida e em uma solução básica? 
8) O que ocorre com o papel de tornassol vermelho mergulhado em solução ácida e em solução básica? 
9) Quais são as massas de hidróxido de potássio que devem ser medidas para preparar as seguintes soluções: 
 250 mL de solução 0,10 mol L-1 
 2 L de solução 0,25 mol L-1 
10) Que volume de ácido sulfúrico 6 mol L-1 deve ser tomado para preparar: 
 500 mL de solução a 0,5mol L-1 
 250 mL de solução a 0,25 mol L-1 
11) Que o volume de ácido nítrico concentrado é necessário para preparar 250 mL de solução a 0,10 mol L-1? [Dados: 
HNO3 concentrado: 65% m/m; d= 1,5 g.mL-1]. 
12) Diluem-se 3,92 g de ácido fosfórico em água até perfazer o volume de 200 mL. Qual é a concentração em quantidade 
de matéria da nova solução? 
13) Dissolveram-se 56,8 g de sulfato de sódio anidro em água e completou-se o volume para 1000 mL. Qual é a 
concentração em quantidade de matéria da solução obtida?
 60
 
Experiência 10 
Padronização de soluções 
Ácidas e Básicas 
 
Introdução 
 A análise volumétrica consiste na determinação quantitativa da concentração desconhecida 
de uma solução, utilizando uma solução de concentração exatamente conhecida (solução padrão). 
 A operação de adição de uma solução (titulante) sobre a outra (titulada) usando uma bureta 
é conhecida como titulação. A reação que ocorre entre a solução padrão e a solução de 
concentração desconhecida precisa ser acompanhada até o seu final. O ponto em que ocorre o 
término da titulação chama-se ponto de equivalência ou ponto final teórico (ou estequiométrico). O 
final da titulação pode ser identificado por alguma mudança visual, produzida pela própria 
substância padrão ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. 
 O ponto em que a mudança visual ocorre é chamado de ponto final da titulação. Numa 
titulação ideal, o ponto final visível coincide com o ponto final estequiométrico ou teórico. Na 
prática, no entanto, ocorre uma diferença muito pequena, que representa o erro da titulação. 
 O indicador e as condições experimentais devem ser selecionados de modo que a diferença 
entre o ponto final visível e o ponto de equivalência seja tão pequena quanto possível. 
Para poder ser empregada em análise volumétrica, uma reação deve satisfazer às seguintes 
condições: 
1. Deve ocorrer uma reação simples que possa ser expressa por uma equação química; a 
substância, a ser determinada deverá reagir completamente com o reagente em proporções 
estequiométricas. 
2. A reação deve ser praticamente instantânea ou proceder com grande velocidade. (A maioria 
das reações iônicas satisfaz esta condição). Em alguns casos, a adição de um catalisador aumenta 
a velocidade da reação. 
3. Deve haver uma mudança de energia livre marcante conduzindo à alteração de alguma 
propriedade física ou química da solução no ponto de equivalência. 
4. Deve haver um indicador que, por suas mudanças de propriedades físicas (cor ou formação 
de precipitado), defina nitidamente o ponto final da reação. Se não houver um indicador visível 
para a identificação do ponto de equivalência, devem-se usar métodos instrumentais. 
 
Os métodos volumétricos são de alta precisão (uma parte em 1000). Requerem aparelhagem 
mais simples e são, geralmente, executados com rapidez. As análises volumétricas têm os 
seguintes requisitos: 
1. Recipientes de medida calibrados, incluindo buretas e pipetas; 
2. Substâncias de pureza conhecida para a preparação de soluções padrões; 
3. Um indicador visual ou um método instrumental para se detectar o ponto final da reação. 
 
 61 
Classificação das Reações em Análise Volumétrica 
As reações empregadas na análise volumétrica recaem em duas classes principais: 
1) Aquelas em que nenhuma mudança de estado de oxidação ocorre; estas são dependentes da 
combinação de íons. 
2) Reações de oxidação-redução; estas envolvem uma mudança de estado de oxidação ou, para se 
dizer de outro modo, a transferência de elétrons. 
Exemplos: 
1) Reações de neutralização, ou acidimetria e alcalimetria. Estas incluem a titulação de bases livres 
ou as que se formam por hidrólise de sais de ácidos fracos, as quais são feitas com um ácido padrão 
(alcalimetria), e a titulação de ácidos livres ou os que se formam da hidrólise de sais de bases fracas, 
as quais são feitas com uma base padrão (acidimetria). Estas reações envolvem a combinação de íons 
hidrogênio e hidróxido para formar água. 
2) Reações de oxidação-redução. Nesta classe estão incluídas todas as reações que envolvem uma 
mudança de número de oxidação ou transferência de elétrons entre as substâncias que reagem entre si. 
As soluções padrões são agentes oxidantes ou agentes redutores. Os principais agentes oxidantes são o 
permanganato de potássio, o dicromato de potássio, o sulfato de cério (IV), o iodo, o iodato de 
potássio e o bromato de potássio. Agentes redutores freqüentemente utilizados são os compostos de 
ferro (II) e de estanho (II), tiossulfato de sódio, óxido de arsênio(III), nitrato de mercúrio(I), cloreto ou 
sulfato de vanádio(II), cloreto ou sulfato de cromo(II) e cloreto ou sulfato de titânio(III). 
Soluções Padrões 
Chama-se solução padrão a uma solução que contém uma massa exatamente conhecida do 
reagente em um volume definido da solução. 
Por muitos anos, as concentrações foram expressas em termos de molaridade (número de mols 
por litro) e de normalidade (número de equivalentes por litro). Com a adoção, pela União 
Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), do mol como unidade básica da quantidade de 
matéria, os termos como molaridade, peso (ou massa) equivalente e normalidade, devem ser 
abandonados (ver referência 4). O termo correto para se expressar a concentração de uma solução é 
então: Concentração em Quantidade de Matéria (número de mols do soluto por litro de solução). 
Substâncias Padrões Primários 
Uma substância padrão primário deve satisfazer os seguintes requisitos: 
1. Deve ser fácil de se obter, de purificar, de secar (preferivelmente a l l0 - l20°C) e de se 
preservar no estado de pureza. (Este requisito não é, geralmente, satisfeito pelas substâncias 
hidratadas, porque é difícil de remover completamente a umidade superficial sem causar uma 
decomposição parcial); 
2. A substância deve ser inalterável ao ar durante o processo de se medir a massa; esta condição 
implica que não seja higroscópica, nem oxidável ao ar, nem afetada pelo dióxido de carbono. O 
padrão deverá manter a sua composição imutável durante o armazenamento. 
3. A substância deverá ser capaz de ser ensaiada para impurezas por testes qualitativos ou outros 
de sensibilidade conhecida. (A quantidade total de impurezas não deve, em geral, exceder 0,01 -
0,02 por cento). 
4. Deverá ter uma massa-fórmula (ou massa molecular) elevada, de modo que os erros no 
processo de se medir a massa se tornem desprezíveis. (A precisão da massa medida é, 
ordinariamente, de 0,1 - 0,2 mg). 
5. A substância deverá ser prontamente solúvel sob as condições em que é utilizada. 
 62
6. A reação com a solução padrão deverá ser estequiométrica e praticamente instantânea. O 
erro de titulação deverá ser desprezível, ou fácil de ser determinado experimentalmente. 
 Na prática, é muito difícil de obter um padrão primário ideal; é então necessário se estabelecer 
um compromisso entre os requisitos ideais citados. 
 Em reações ácido-base, uma das substâncias comumente empregadas como padrão primário é o 
hidrogenoftalato de potássio - KH(C8H4O4), usado para determinar a concentração de uma solução 
básica. 
O
O
O
O
H
K
+
 
Figura 1. Estrutura do hidrogenoftalato de potássio. 
 
Outras substâncias com as características descritas anteriormente, podem ser usadas como 
padrão primário (ver referência 5). Um padrão secundário é uma substância que pode ser utilizada 
para padronizações e cujo conteúdo da substância ativa foi estabelecido por comparação com um 
padrão primário. 
Indicadores de Neutralização 
O objetivo de uma titulação de uma solução alcalina com uma solução padrão de um ácido é a 
determinação da quantidade de ácido que reage completamente com a quantidade de base presente. 
O ponto em que isto é atingido é o ponto de equivalência, ponto estequiométrico, ou ponto final 
teórico;o resultado é uma solução aquosa do sal correspondente. 
Se tanto o ácido como a base forem eletrólitos fortes, a solução resultante ficará neutra e terá um 
pH de 7; mas nos casos em que o ácido ou a base é um eletrólito fraco, o sal se hidrolisa em certa 
extensão e, conseqüentemente, no ponto de equivalência a solução se apresenta ligeiramente 
alcalina ou ligeiramente ácida. 
Tanto o pH como a concentração em quantidade de matéria exatos da solução no ponto de 
equivalência podem ser facilmente calculados a partir da constante de ionização do ácido fraco ou 
da base fraca. 
Em qualquer titulação, o ponto final correto será caracterizado por um valor bem definido da 
concentração de íon hidrogênio da solução, cujo valor depende da natureza do ácido e da base e da 
concentração da solução. 
 Existe um grande número de substâncias disponíveis, chamadas indicadores de neutralização 
ou de ácido-base, os quais possuem cores diferentes de acordo com a concentração de íon 
hidrogênio da solução. A principal característica destes indicadores é que a mudança de uma cor 
predominantemente "ácida" para uma cor predominantemente "alcalina" não é súbita e abrupta, 
mas sim em um pequeno intervalo de pH (usualmente cerca de duas unidades de pH) chamado 
intervalo de mudança de cor do indicador. A posição do intervalo de mudança de cor do 
indicador na escala de pH varia largamente para diferentes indicadores. 
 Para a maioria das titulações ácido-base podemos, então, selecionar um indicador que exiba 
uma mudança de cor distinta em um pH próximo àquele em que se obtém o ponto de equivalência. 
A proximidade entre o ponto final e o ponto de equivalência depende do indicador usado, por esta 
razão, é de grande importância para a precisão do método volumétrico a escolha conveniente do 
indicador (ver referência 5). 
 63 
Objetivo 
Nesta experiência, o aluno empregará o método volumétrico para determinar a concentração exata em 
quantidade de matéria das soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio. 
Parte Experimental 
Materiais 
bureta de 50 mL (1); suporte para bureta (1); pipeta volumétrica de 10 mL (1); funil pequeno de colo 
curto (1); béquer de 50 mL (2); erlenmeyer de 250 mL (3); garrafa lavadeira (1); garra (1); frasco de 
resíduo (1). 
Reagentes e indicadores 
solução aquosa de NaOH ( 0,1 mol L-1) (140 mL); solução aquosa de HCl ( 0,1 mol L-1) (70 mL); 
solução aquosa de hidrogenoftalato de potássio (20,4221 g.mL-1 ou 0,100 mol L-1) (70 mL); solução 
alcoólica de fenolftaleína a 1% m/v (3 mL). 
Procedimentos 
Padronização da Solução de NaOH com Solução Padrão de Hidrogenoftalato de Potássio 
 Lave a bureta com água destilada e faça ambiente (lavar duas vezes com pequenas porções - 
aproximadamente 3 mL cada - da solução de NaOH  0,1 mol L-1). Despreze as lavagens. 
 Prenda a bureta em suporte apropriado, como indicado na Figura 2. 
 
 
 
 
Figura 2 
 
 Com auxilio de funil de colo curto, encha a bureta com a solução de NaOH até um pouco 
acima do traço que indica zero mL. 
 Retire as bolhas de ar que possam ter ficado no bico da bureta ou aderidas às suas paredes 
internas. 
 Abra a torneira da bureta, deixe escoar a solução até que a parte inferior do menisco 
coincida com o zero mL. 
 64
 Coloque, em um béquer de 50 mL, uma pequena porção de solução padrão de 
hidrogenoftalato de potássio 0,100 mol L-1 e, com esta solução, ambiente uma pipeta de 10 
mL. 
 Pipete 10,0 mL da solução padrão com a pipeta ambientada e transfira para um erlenmeyer 
de 250 mL. 
 Adicione à solução do erlenmeyer 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e agite. 
 Deixe escoar lentamente a solução da bureta sobre a solução do erlenmeyer, agitando-o 
sempre até que persista uma coloração levemente rósea (ver na Figura 2). 
 Anote o volume da solução de NaOH adicionado. 
 Repita mais duas vezes a titulação. 
 Tire a média dos volumes da solução de NaOH gastos. Estes volumes não devem diferir de 
mais de 0,1 mL. Se as diferenças forem maiores que 0,1 mL as titulações devem ser repetidas. 
 Com os dados obtidos calcule a concentração, em quantidade de matéria, da solução de 
NaOH. 
 
Padronização da Solução de HCl com Solução Padronizada de NaOH 
 Com auxilio de funil de colo curto, encha a bureta com a solução de NaOH até um pouco 
acima do traço que indica zero mL. 
 Retire as bolhas de ar que possam estar aderidas às suas paredes internas. 
 Abra a torneira da bureta, deixe escoar a solução até que a parte inferior do menisco 
coincida com o zero mL. 
 Coloque em um béquer de 50 mL, uma pequena porção da solução de HCl e com esta 
solução, ambiente uma pipeta de 10 mL. 
 Pipete 10,0 mL da solução de HCl, com a pipeta ambientada e transfira para um erlenmeyer 
de 250 mL. 
 Adicione à solução do erlenmeyer 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína e agite. 
 Deixe escoar lentamente a solução da bureta sobre a solução do erlenmeyer, agitando-o 
sempre, até que persista uma coloração levemente rósea. 
 Anote o volume da solução de NaOH adicionado. 
 Repita mais duas vezes a titulação. 
 Tire a média dos volumes da solução de NaOH gastos. Estes volumes não devem diferir de 
mais de 0,1 mL. Se as diferenças forem maiores que 0,1 mL as titulações devem ser repetidas. 
 Com os dados obtidos calcule a concentração, em quantidade de matéria, da solução de 
HCl. 
 65 
Referências 
1. Bassett, J.; Denney, R.C.; Jeffery, G.H. & Mendham, J.; "VOGEL - Análise Inorgânica 
Quantitativa"; Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
3. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
4. Silva, R. R. ; Rocha-Filho, R. C.; Mol: uma nova terminologia, Química Nova na Escola, v. 1, 
p.12-14, 1995. 
5. Constantino, M. G.; Silva, G. V.; Donate, P. M.“Fundamentos de Química Experimental” 
Edusp, São Paulo (2004). 
 
 
 
 
 
Questionário 10 
Padronização de Soluções Ácidas e Básicas 
1) Defina: 
1. Solução padrão; 
2. Ponto de equivalência em uma titulação; 
3. Ponto final em uma titulação. 
2) Escreva as equações químicas da reação de padronização da: 
1. Solução de hidróxido de sódio; 
2. Solução de ácido clorídrico. 
3) O volume de 50 mL de uma solução de NaOH exigiram 21,3 mL de HCl a 0,1 mol L-1 para neutralização. 
1. Calcule a concentração, em quantidade de matéria, da solução de NaOH. 
2. Calcule a concentração, em g L-1, da solução de NaOH. 
4) Qual seria a concentração, em quantidade de matéria, da solução de NaOH se fossem adicionados mais 2,0 mL da 
solução de HCl, além da quantidade que foi gasta inicialmente ? 
5) Uma solução de ácido sulfúrico contém 14,7 g de H2SO4 em 600 mL de solução. Durante a titulação foram necessários 
19,4 mL desta solução para neutralizar completamente 24, 2 mL de uma solução de NaOH, pede-se: 
1. A concentração, em quantidade de matéria, da solução de NaOH. 
2. A massa de NaOH existente em 150 mL da solução alcalina. 
6) Suponha que 0,09 mol de NaOH sólido foram adicionados a 0,10 litros de HCl 0,1 mol L-1 : 
a) Quantos mols de NaOH estão em excesso na solução ? 
b) Baseado na resposta anterior e no volume, calcule a concentração de íons H+(aq). 
7) CO2 e NaOH podem ser padrões primários? Justifique. 
8) Explique a necessidade de se fazer ambiente na bureta e na pipeta antes de serem utilizadas. Como o seu resultado seria 
alterado se o erlenmeyer utilizado na titulação 
1. Estivesse molhado; 
2. Tivesse sido ambientado. 
 
 66
 
 Experiência 11 
Obtenção, Dosagem e Solubilidadedo Iodo 
 
Introdução 
 
 O iodo sólido tem cor cinzenta e seus vapores são violáceos (“iodo” é violeta em grego). É 
praticamente insolúvel em água, mas solúvel em solução de iodeto e em muitos solventes 
orgânicos, como o éter e tetracloreto de carbono. 
 Embora se tenha descoberto iodo livre na água, ele é encontrado essencialmente na forma de 
compostos (iodetos e iodatos de sódio). 
 A sua obtenção industrial é feita a partir de iodato de sódio, contido no salitre do Chile. Pode 
ser ainda obtido a partir das cinzas das algas marinhas as quais contêm iodetos. No laboratório faz-
se, para sua obtenção, a reação entre ácido sulfúrico, dióxido de manganês e iodeto de potássio: 
2 KI(s) + MnO2(s) + 2H2SO4(aq) 


 I2(g) + MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 2H2O(l) 
 Entre as diversas aplicações do iodo, citam-se aquelas na medicina (germicida, anti-séptico), 
na indústria de couros, corantes e produtos farmacêuticos. 
 
Objetivo 
Nesta experiência, o aluno fará a obtenção, a dosagem e os testes de solubilidade do iodo. 
 
Parte Experimental 
Materiais 
Balão de destilação de 250 mL (1); balão de 250 mL de fundo redondo (1); balão volumétrico de 
250 mL (1); béquer de 100 mL (2) e de 50 mL (1); bureta de 50 mL (1); erlenmeyers de 250 mL 
(3); pipeta volumétrica de 20 mL (1); proveta de 5 mL (1); funil comum de colo longo (1); funil 
comum de colo curto (1); proveta de 100 mL (1); suporte metálico (3); anel (1); garra (2); tubo de 
borracha (2); gral e pistilo (3):; balança (1); papel impermeável (2); rolha de borracha (1); rolha de 
borracha furada (1); tubo de ensaio (4); funil de decantação de 250 mL (1); frasco para resíduo (1). 
 67 
 
Reagentes e indicadores 
Dióxido de manganês (0,7 g); solução 0,0100 mol L-1 de Na2S2O3 (padrão) (75 mL); iodeto de 
potássio (3,5 g); dispersão de amido (6 mL); ácido sulfúrico concentrado (5 mL); solução aquosa de 
KI 0,1 mol L-1 (30 mL); iodo metálico (0,1 g); etanol (1 mL); hexano (1 mL); acetona (1 mL). 
Procedimento 
Obtenção do Iodo 
 Montar o sistema para obtenção do iodo conforme 
mostrado na figura ao lado: 
 Misturar e triturar em um gral 0,5 g de KI e 
 0,35 g de MnO2; 
 Afastar o balão A da manta e pré- aquecer na 
temperatura máxima por 3 minutos antes de iniciar o 
procedimento; 
 Colocar a mistura de sólidos triturada no balão A e, 
em seguida, adicionar 5 mL da solução de H2SO4 1:1, 
com o balão A ainda afastado da manta aquecedora; 
 Arrolhar o balão A; 
 Decorridos os 3 minutos de aquecimento, adaptar o balão A novamente à manta aquecedora, 
certificando-se que o balão esteja em contato com o fundo da manta, e conectá-lo ao balão B 
conforme mostrado na figura. Deve-se ainda ligar a água para o resfriamento do balão B; 
 Observar a sublimação do iodo, a cor de seus vapores e a cor do iodo sólido; 
 Terminado o desprendimento de vapores violáceos, desligue a manta aquecedora; 
 Desconectar os balões A e B e suspender o balão A da manta; 
 AGUARDAR O RESFRIAMENTO COMPLETO E DESMONTAR O SISTEMA DE 
DESTILAÇÃO. 
 
Preparo da solução de iodo/iodeto 
 Adicione 50 mL de água ao balão "B". Observe e anote os resultados. 
 Adicione ao balão "B" 0,5 g de KI. Agite, observe e anote os resultados. 
 Coloque a solução do balão "B" em um balão volumétrico de 250 mL. 
 Lave o balão "B" e transfira quantitativamente a água de lavagem para o balão volumétrico. 
 Complete o volume do balão com água destilada. 
 Agite para homogeneizar. 
Obs.: Caso a obtenção e a dosagem do iodo sejam realizadas na mesma aula, fazer os ensaios de 
solubilidade após a dosagem. 
 68
 
Ensaios de solubilidade 
 Transfira, aproximadamente 2 mL da solução de iodo, para um tubo de ensaio. 
 Adicione, neste tubo, a mesma quantidade de hexano. Agite intensamente. 
 Observe e anote o resultado. Explique. 
 Adicione, em outro tubo de ensaio, um pequeno cristal de iodo e coloque aproximadamente 2 
mL de hexano. 
 Agite, observe e anote os resultados. Compare com o teste anterior. 
 Faça um comentário em termos de forças intermoleculares. 
 Repita o procedimento do cristal com os seguintes solventes: acetona e etanol. 
Obs.: O professor poderá utilizar o funil de decantação para demonstrar a extração por solvente 
 
Dosagem do Iodo 
 Pipete 20 mL da solução de iodo e transfira para um erlenmeyer. 
 Dilua, com aproximadamente 30 mL de água destilada. 
 Titule com a solução padronizada de Na2S2O3 a 0,0100 mol L-1 (colocada em uma bureta de50 
mL) da seguinte maneira: 
 Adicione lentamente a solução de Na2S2O3 até o aparecimento de uma coloração amarelo pálida 
na solução do erlenmeyer. 
 Acrescente 2 mL de dispersão de amido. 
 Continue a adicionar a solução de Na2S2O3 lentamente até ocorrer o descoramento na solução 
do erlenmeyer. 
 Repita esta titulação duas vezes 
 Tire a média dos resultados. 
 Calcule: 
1. a concentração, em quantidade de matéria, da solução de iodo preparada; 
2. a massa total de iodo obtido; 
3. o rendimento da reação. 
A equação química da dosagem do iodo pode ser expressa como: 
2 Na2S2O3(aq) + I2(aq)  Na2S4O6(aq) + 2 NaI(aq) (produtos incolores) 
Referências 
1. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; 
Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
2. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de 
Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
 69 
3. Bassett, J.; Denney, R.C.; Jeffery, G.H. & Mendham, J.; "VOGEL - Análise Inorgânica 
Quantitativa"; Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro (1981). 
4. Semichin, V.; "Práticas de Química Geral e Inorgânica"; Ed. Mir Moscou, URSS (1979). 
5. ALEXEYEV, V.; Qualitative Analysis. Moscou, Mir, 1970. 
 
Questionário 11 
Obtenção, Dosagem e Solubilidade do Iodo. 
1) Qual dos reagentes (KI ou MnO2) foi colocado em excesso para a obtenção do iodo? 
2) Cite três medidas a serem tomadas para melhorar o rendimento deste experimento. 
3) Por que o I2 é pouco solúvel em água? 
4) O que é sublimação? 
5) Quando a sublimação pode ser usada para purificar um composto? Justifique. 
6) Numa reação entre KI, MnO2 e H2SO4 foram obtidos X gramas de I2 com o que se preparou 200 mL de solução. Na 
titulação feita, 10 mL de desta solução corresponderam a 15 mL de Na2S2O3 a 0,020 mol L-1. Pergunta-se: 
Qual a concentração, em quantidade, de matéria da solução de iodo? 
7) Reagindo-se 11,1 g de um composto AX2 (massa fórmula = 111 g.mol-1) com quantidade suficiente de um composto 
B2Y (massa fórmula = 98 g.mol-1) obteve-se AY + 2BX (massa fórmula = 73g.mol-1). Pergunta-se: 
a) Quantos gramas de BX foram obtidos? 
b) Quantas espécies de AY foram obtidas? 
8) Qual a cor da solução de I2 em: 
a) H2O 
b) solução de iodeto 
c) solução diluída de amido 
d) álcool etílico 
e) éter etílico 
f) benzeno 
g) tetracloreto de carbono 
h) dissulfeto de carbono? 
9) A partir dessas cores,que conclusões pode-se tirar sobre as interações intermoleculares? 
10) A que conclusão pode-se chegar do ensaio de funil de separação? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 70
 
APÊNDICE 
 
 
 
 
 
 
CONTEÚDO 
 Funções Químicas Inorgânicas 
 Reações e Equações Químicas 
 Exercícios 
 71 
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS 
 
 72
 
 
 73 
 
 
 
 7475 
 
 
 76
 
 77 
 
 
 78
 
 79 
 
 80
 
 
 
 
 
 81 
 
REAÇÕES E EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 82
 
 83 
 
 
 84
 
 
 
 85 
EXERCÍCIOS 
 
1) Calcular o massa fórmula de cada uma das seguintes substâncias: 
a) CaCl2 
b) Al2(SO4)3 
c) KAl(SO4)2.12H2O 
d) Fe3[Fe(CN)6]2 
 
2) Calcular o número de móis em cada uma das seguintes quantidades de material: 
a) 10,00 g de H3PO4 
b) 10,00 g de CaCl2 
c) A quantidade máxima de CO2 que pode ser produzida pela oxidação de 4,00 g de 
carbono. 
 
3) Determinar o número de moléculas em cada uma das seguintes quantidades: 
a) 10 móis de H2O 
b) 10 g de H2O 
c) 100 g de H2SO4 
d) 1 mg de NH3 
 
4) Considere a espécie SO42-. 
a) Qual a massa de um mol da espécie ? 
b) Quantos móis de átomos de oxigênio existem em um mol da espécie ? 
c) Qual a massa de enxofre existem em um mol da espécie ? 
 
5) Calcule a fórmula mínima para as substâncias com a seguinte composição em peso: 
a) 85,9% Pt; 14,1% O 
b) 29,1% Na; 40,5% S; 30,4% O 
c) 32,0% C; 6,67% H; 7% N; 42 6% 
 
6) Usando a relação de mol calcule: 
a) Massa em gramas de nitrogênio em 1kg de KNO3 
b) Massa em gramas de Pb3O4 obtido a partir de 150 g de Pb 
c) Massa em gramas de CuSO4.5H2O a partir de 35 g de Cu 
 
7) Complete e balanceie as seguintes equações químicas, nenhuma das quais envolve 
oxidação-redução: 
a) Na2CO3 + BaCl2  
b) NaOH + Al (NO3)3  
c) Ba(OH)2 + Fe(NO3)3  
 
8) Modifique as seguintes equações para reações em solução aquosa, eliminando todas as 
espécies iônicas que não sofrem transformação química e escreva, em seu lugar, as 
equações iônicas simplificadas: 
a) CaCl2 + NaOH  Ca(OH)2 (inso1.) + NaCl 
b) MgSO4 + BaCl2  BaSO4 (inso1.) + MgCl2 
c) Na2CO3 + CaCl2  NaCl + CaCO3 (inso1.) 
d) PbCl2 + H2S (gás)  PbS (inso1.) + HCl 
 86
 
9) Qual o número de oxidação: 
a) De um elemento livre ? 
b) Do hidrogênio (o mais comum) ? 
c) Do oxigênio (o mais comum) ? 
 
10) Qual a soma dos números de oxidação de uma molécula? 
 
11) Qual o significado de: 
a) Oxidação ? 
b) Redução ? 
c) Agente oxidante ? 
d) Agente redutor ? 
 
12) Indique o número de oxidação do elemento grifado em cada um dos seguintes 
compostos: 
a) Fe2O3 
b) KC1O 
c) MnO4- 
d) Na2S2O3 
 
13) Balanceie as equações química e sublinhe o agente oxidante em cada equação: 
a) SnCl4 + FeCl2  SnCl2 + FeCl3 
b) KNO3 + S  SO2 + K2O + NO 
c) HNO2 + HI  NO + I2 + H2O 
d) Cr2O 72- + H2O + H+  Cr3+ + S + H2O 
 
14) Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500 g de açúcar, 
sendo a reação C6H12O6  2 C2H5OH + 2 CO2 ? 
 
15) Qual a massa de N2 necessário para produzir 85,0 g de NH3 pela reação N2 + H2  
NH3 (equação não balanceada) ? 
 
16) Qual a massa de sulfato de calcário obtida quando se tratam 37,0g de hidróxido de 
calcário pelo ácido sulfúrico em excesso ? 
 
17) Quantos gramas de sulfato de alumínio podemos obter, fazendo reagir 5,00x10-2 móis 
de hidróxido de alumínio com ácido sulfúrico ? 
 
18) Calcule a massa de nitrato de sódio formado quando se faz reagir 18,9 g de ácido 
nítrico com hidróxido em excesso. 
 
19) Qual a massa de CO2 que se obtém quando se faz reagir 25,0 g de carbonato de cálcio 
com excesso de ácido clorídrico ? 
 
20) Qual o volume de nitrogênio, que se obtém nas CNTP, resultante da combustão de 50,0 
L de amônia gasosa ? [ 2NH3(g) + 3/2 O2(g)  N2(g) + 3H2O(g) ] 
 
21) Qual a massa de sulfato de sódio obtida, reagindo-se 150 g de ácido sulfúrico com 140 
g de NaOH, supondo um rendimento de 80% ? 
 87 
 
22) Ustulando-se 5,00 kg de minério galena, contendo 60% de sulfeto de chumbo, qual a 
massa de óxido de chumbo obtida ? [ PbS(s) + 3/2 O2(g)  PbO(s) + SO2(g) ] 
 
23) Tratando-se 50,0x10-2 kg de nitrato de potássio com ácido sulfúrico a quente, qual a 
massa de ácido nítrico obtida, admitindo-se que o rendimento da reação seja de 90% ? 
 
24) 20,0 g de óxido de cálcio impuro reagem completamente com ácido clorídrico, dando 
33,3 g de cloreto de cálcio. Qual a porcentagem de pureza do óxido de cálcio utilizado 
? 
 
25) Queimando-se 30,0 g de grafite pura com rendimento de 90%, que massa de dióxido de 
carbono será produzida ? 
 
26) Qual a massa de carvão, com pureza de 75%, é necessária para obter 11,0 g de dióxido 
de carbono ? 
 
27) Quando a 20,5 g de sulfato de sódio decaidratado, dissolvidos em água, são 
adicionados 36,0 g de nitrato de chumbo, pergunta-se: 
a) Qual o reagente que está em excesso ? 
b) Qual a massa e a porcentagem do excesso ? 
c) Qual a massa de sulfato de chumbo obtida, admitindo-se um rendimento de 85 % ? 
 
28) Reagindo-se 5,85 g de NaCl com 20,0 g de nitrato de prata: 
a) Qual o reagente que está em excesso ? 
b) Qual a massa e a porcentagem do excesso ? 
c) Quantos gramas de cloreto de prata são formados ? 
 
 
29) Em 200 g de hidróxido de bário, mantidas em suspensão aquosa, são borbulhados 16,0 
L de anidrido sulfúrico, medidos a 27oC e 950 mmHg de pressão. 
a) Qual o reagente que está em excesso ? 
b) Qual a massa e a porcentagem do excesso ? 
c) Qual a massa de sulfato de bário formada ? 
 
30) Qual a massa de cromato de bário que se obtém quando 81,0 g de cromato de sódio, 
com pureza de 80 %, reagem com excesso de nitrato de bário, sabendo-se que o 
rendimento é de 75 % ? 
 
31) Reagindo-se 26,1 g de nitrato de bário com ácido sulfúrico em excesso, obteve-se 18,7 
g de sulfato de bário. Supondo-se que o rendimento foi de 100 %, qual a pureza do 
nitrato de bário ? 
 
32) Quanto de carvão puro é necessário para reduzir uma tonelada de óxido de ferro(III) 
com 20 % de impureza ? Qual a massa de ferro que se obtém, admitindo um 
rendimento de 100 % ? [Fe2O3(s) + 3C(s)  2 Fe(s) + 3 CO(g) ] 
 
33) Na redução de 10,0 toneladas de SnO2 puro pelo coque, quantas toneladas de coque 
contendo 82 % de carbono e 18 % de cinza inerte, serão necessárias ? [ SnO2(s) + 2 
C(s)  Sn(s) + 2 CO(g) ] 
 88
 
34) Aquecendo-se prolongadamente 6,44 g de um certo sulfato de sódio hidratado, 
consegue-se eliminar toda a água de cristalização de acordo com a equação: 
Na2SO4.xH2O(s)  Na2SO4(s) + x H2O(g), obtendo-se 2,84 g do sulfato de sódio 
anidro. 
a) Qual é a fórmula mínima do sal hidratado ? 
b) Qual a porcentagem de água de cristalização no sal hidratado ? 
 
35) Na metalurgia do zinco, a blenda é calcinada para produzir o óxido, que é então 
reduzido a zinco metálico pelo coque. Qual a quantidade de zinco, 100 % puro, que se 
pode obter a partir de duas toneladas de blenda a 85 % de pureza ? 
 
36) A partir de 3,21 toneladas de enxofre, segundo as equações químicas i, ii e iii, e 
supondo um rendimento de 100 %: 
a) Qual a massa de ácido sulfúrico obtida ? 
b) Qual o volume, nas CNTP, de oxigênio gasto ? 
 
i) S(s) + O2(g)  SO2(g) 
ii) SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g) 
iii) SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(l) 
 
 
 
 
 
 89 
I N F O R M A Ç Õ E S G E R A I S 
PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL - 1999 
 
 90
 
Classificação Periódica dos Elementos 
 1 18 
 
1 
1 
H 
1,0079 
 
221 
Sc 
44,956 
 
 
13 
 
14 
 
15 
 
16 
 
17 
2 
He 
4,0026 
 
2 
3 
Li 
6,941(2) 
4 
Be 
9,0122 
 
5 
B 
10,811(5) 
6 
C 
12,011 
7 
N 
14,007 
8 
O 
15,999 
9 
F 
18,998 
10 
Ne 
20,180 
 
3 
11 
Na 
22,990 
12 
Mg 
24,305 
 
3 
 
4 
 
5 
 
6 
 
7 
 
8 
 
9 
 
10 
 
11 
 
12 
13 
Al 
26,982 
14 
Si 
28,086 
15 
P 
30,974 
16 
S 
32,066(6) 
17 
Cl 
35,453 
18 
Ar 
39,948 
 
4 
19 
K 
39,098 
20 
Ca 
40,078(4) 
21 
Sc 
44,956 
22 
Ti 
47,867 
23 
V 
50,942 
24 
Cr 
51,996 
25 
Mn 
54,938 
26 
Fe 
55,845 
27 
Co 
58,933 
28 
Ni 
58,693 
29 
Cu 
63,546 
30 
Zn 
65,39(2) 
31 
Ga 
69,723 
32 
Ge 
72,61(2) 
33 
As 
74,922 
34 
Se 
78,96(3) 
35 
Br 
79,96(3) 
36 
Kr 
83,80 
 
5 
37 
Rb 
85,468 
38 
Sr 
87,62 
39 
Y 
88,906 
40 
Zr 
91,224 
41 
Nb 
92,906 
42 
Mo 
95,94 
43 
Tc 
98,906* 
44 
Ru 
101,07(2) 
45 
Rh 
102,91 
46 
Pd 
106,42 
47 
Ag 
107,87 
48 
Cd 
112,41 
49 
In 
114,82 
50 
Sn 
121,76 
51 
Sb 
121,76 
52 
Te 
127,60 
53 
I 
126,90 
54 
Xe 
131,29(2) 
 
6 
55 
Cs 
132,91 
56 
Ba 
137,33 
57 a 71 
La - Lu 
72 
Hf 
178,49(2) 
73 
Ta 
180,95 
74 
W 
183,84 
75 
Re 
186,21 
76 
Os 
190,23(3) 
77 
Ir 
192,22 
78 
Pt 
195,08(3) 
79 
Au 
196,97 
80 
Hg 
200,59(2) 
81 
Tl 
204,38 
82 
Pb 
207,2 
83 
Bi 
208,98 
84 
Po 
209,98* 
85 
At 
209,99* 
86 
Rn 
222,02* 
 
7 
87 
Fr 
223,02* 
88 
Ra 
226,03* 
89 a 103 
Ac - Lr 
104 
Db 
261* 
105 
Jl 
262* 
106 
Rf 
---- 
107 
Bh 
---- 
108 
Hn 
---- 
109 
Mt 
---- 
 
 
 
57 
La 
138,91 
58 
Ce 
140,12 
59 
Pr 
140,91 
60 
Nd 
144,24(3) 
61 
Pm 
146,92* 
62 
Sm 
150,36(3) 
63 
Eu 
151,96 
64 
Gd 
157,25(3) 
65 
Tb 
158,93 
66 
Dy 
162,50(3) 
67 
Ho 
164,93 
68 
Er 
167,26(3) 
69 
Tm 
168,93 
70 
Yb 
173,04(3) 
71 
Lu 
174,97 
 
89 
Ac 
227,03* 
90 
Th 
232,04* 
91 
Pa 
231,04* 
92 
U 
238,03* 
93 
Np 
237,05* 
94 
Pu 
239,05* 
95 
Am 
241,06* 
96 
Cm 
244,06* 
97 
Bk 
249,08* 
98 
Cf 
252,08* 
99 
Es 
252,08* 
100 
Fm 
257,10* 
101 
Md 
258,10* 
102 
No 
259,10* 
103 
Lr 
262,11* 
 
 
Número Atômico 
Massa atômica relativa. A incerteza no 
último dígito é  1, exceto quando 
indicado entre parênteses. Os valores 
com * referem-se ao isótopo mais 
estável 
Símbolo