Caderno de Práticas - Química geral II atualizado 2017 1-1 -1

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS 
 
Química Geral Experimental II 
(DCT0211) 
(Bacharelado e Licenciatura em Química) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Roteiro de Experimentos 
Jequié – BA, 2017 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apresentação 
 
Este conjunto de roteiros de experimentos em Química Geral foi elaborado para 
ser utilizado pelos alunos do curso de Química da Universidade Estadual do Sudoeste 
da Bahia – Campus de Jequié. 
O objetivo deste trabalho é uniformizar o conhecimento dos alunos em relação ao 
laboratório químico e também adequar a discussão prática à teoria abordada durante o 
curso. 
 
Prof. Valfredo Azevedo Lemos 
 
Jequié, Maio de 2012. 
 
 
Adaptações dos Professores (2013): 
Cleber Galvão Novaes 
Djalma Menezes 
Marcelo Eça Rocha 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 3 
 
Índice 
 Página 
Apresentação................................................................................................................. . 02 
Índice............................................................................................................................... 03 
Elaboração de Relatórios…............................................................................................. 04 
Normas de Segurança ……………………………………………………………..………… 08 
Equipamentos e Materiais de laboratório........................................................................ 11 
EXPERIMENTO Nº 01: Cinética Química....................................................................... 18 
EXPERIMENTO Nº 02: Equilíbrio químico...................................................................... 21 
EXPERIMENTO Nº 03: Perturbação do Equilíbrio químico............................................ 25 
EXPERIMENTO Nº 04: Ácidos e Bases.......................................................................... 27 
EXPERIMENTO Nº 05: Determinação da constante de equilíbrio de ácido e base....... 29 
EXPERIMENTO Nº 06: Determinação da entalpia de alguns processos....................... 31 
EXPERIMENTO Nº 07: Reações de Oxidação-Redução............................................... 35 
EXPERIMENTO N0 08: Verificação experimental da equação de Nernst …….............. 38 
EXPERIMENTO N0 09: Construção de pilhas de limão e batata.................................... 42 
Referências bibliográficas............................................................................................... 45 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 4 
 
ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS 
 
 
A elaboração de um relatório é um procedimento de rotina durante o exercício de 
qualquer profissão técnico-científica. Em certos casos, esta habilidade chega a ser usada 
como medida de capacidade profissional, uma vez que ser um bom profissional envolve 
também saber transmitir a outros os resultados de um bom trabalho. 
A seguir, você encontrará algumas orientações sobre redação de relatórios 
científicos, que devem ser seguidos na elaboração dos relatórios referentes às experiências 
realizadas nas aulas práticas. 
 
 
1 – NORMAS PARA O PREPARO DOS RELATÓRIOS 
 
É de praxe redigir relatórios de uma forma impessoal utilizando-se a voz passiva. 
Outro aspecto muito importante é ter sempre em mente que as pessoas que 
eventualmente lerão o relatório, poderão não ter tido nenhuma informação prévia sobre 
aquilo que está sendo relatado. Isto significa que o relato do que foi feito deve ser 
detalhado, cuidadoso e meticuloso, de modo que qualquer pessoa que leia o relatório consiga 
efetivamente entender o que foi feito e como foi feito. 
 
 
2 – PARTES DE UM RELATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 – CAPA 
 
2 – INTRODUÇÃO 
 
3 – OBJETIVO(S) 
 
4 – MATERIAIS E MÉTODOS 
 
 4.1 MATERIAIS UTILIZADOS 
 4.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
5 - RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
6 – CONCLUSÃO 
 
7 - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
8 - ANEXOS 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 5 
 
 1ª página - CAPA 
 A folha de rosto ou capa apresenta os dados que identificam o relatório: nome da 
Instituição, nome da disciplina, nome do curso, título do experimento, nome dos alunos 
componentes do grupo que EFETIVAMENTE participaram da realização do experimento, 
nome do (s) professor(es) responsável(is), local (cidade) e data. 
 
 
 
Páginas seguintes: 
 
 1. INTRODUÇÃO: A introdução de um relatório de aula prática deve conter os 
fundamentos teóricos focados no objetivo do experimento realizado. Sua elaboração 
depende da consulta a livros-texto, artigos, revistas, etc. Deve ser breve e claro nas 
informações. 
 
 2. OBJETIVO(S): Este item apresenta sucintamente o que se pretende observar ou 
verificar através da realização do experimento, o qual deve estar fundamentado na 
introdução. 
 
 
 3. MATERIAIS E MÉTODOS: Este item é uma descrição completa da metodologia 
utilizada, que permite a compreensão e interpretação dos resultados, bem como a 
reprodução do experimento por outros estudantes. Neste item também deverá constar uma 
lista dos materiais e reagentes utilizados na realização do experimento, assim como suas 
características físicas, químicas e toxicidades. Portanto, este item pode ser dividido em 
duas partes: 
 
 3.1) Materiais Utilizados: apresentação de todos os materiais, vidrarias, 
reagentes e equipamentos utilizados na realização do experimento, na forma de itens. 
Exemplo: 
1) Tubo de ensaio 
2) Proveta de 100 mL 
INSTITUIÇÃO 
DEPARTAMENTO 
DISCIPLINA 
PROFESSOR 
ALUNOS 
 
TÍTULO 
 
Nome do aluno 
 
 
 
 
Localidade 
Mês/ano 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 6 
 
3) Copo de vidro 
4) Amostra de leite 
5) Bico de Bunsen 
6) Centrífuga 
7) Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol L-1 
8) Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,01 mol L
-1 
8) Água destilada 
 
 3.2) Procedimento Experimental: consiste em descrever, detalhadamente, o 
procedimento executado (incluindo-se modificações que tenham sido feitas no decorrer do 
experimento em relação ao procedimento originalmente proposto) para a realização do 
experimento. Neste item, não devem constar quaisquer observações experimentais nem 
resultados, pois as mesmas fazem parte dos Resultados e Discussão. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO: Esta é a parte mais importante do relatório e 
descreve os principais resultados obtidos em aula, na sequência em que o procedimento foi 
realizado. Neste item são apresentados os resultados de forma objetiva e lógica, 
acompanhados de uma análise crítica dos mesmos, com base nos conceitos químicos 
envolvidos. Deve-se incluir também todos os cálculos efetuados. Sempre que possível seus 
dados devem ser organizados na forma de tabelas e gráficos. Estas tabelas e gráficos 
devem ser descritos e enumerados adequadamente no texto e não apenas lançados. Cada 
tabela e gráfico deve ter um título que os descreva brevemente. 
Em resumo: 
 Apresente os resultados e sua discussão (explicação) na sequência em que o 
procedimento foi executado; 
 Discuta cada etapa do procedimento realizado, procurando justificar e explicar a sua 
realização; 
 Discuta (explique) cada observação experimental (mudança de cor, aquecimento, 
turvação, etc) e os resultados obtidos (massa final, rendimento, ponto de fusão, etc). 
 Indique com clareza as operações de cálculo. Indique sempre as unidades usadas nas 
medidas. 
 Compare os resultados obtidos com o que era esperado com base na teoria (descrita 
na Introdução) ou em resultados já publicados. Se os resultados diferem do que era 
esperado, na discussão deve-se procurar explicar porque, refletindo sobre possíveis 
fontes de erro. 
 
5. CONCLUSÃO: Finalmente, concluir se o objetivofoi alcançado ou não com o 
procedimento desenvolvido. Esta parte deve ser clara, concisa e conter poucos parágrafos. 
Consiste numa avaliação crítica sobre o experimento realizado e dos resultados obtidos. 
Deve estar relacionado e coerente com a proposta do experimento contida no item 
Objetivos. 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: mencionar as fontes bibliográficas 
consultadas (livros, periódicos, apostilas, etc.). Para tal, recomenda-se utilização das normas 
para citação bibliográfica recomendadas pela Associação Brasileira de Normas Técnicas – 
ABNT. 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 7 
 
7. ANEXOS: Se você desejar anexar alguns dados da literatura (relacionados em 
tabelas ou gráficos), que considere necessário para a ilustração no decorrer da discussão 
dos resultados deve fazê-lo no final do relatório, neste item. Também, respostas a 
questionário, quando solicitado na apostila de aula prática, mapas, fotografias, gravuras, 
citações, tabelas, imagens, gráficos, relação de obras consultadas ou qualquer outro material 
que esteja contido ou citado no trabalho, e que seja de suma importância para o 
entendimento do trabalho apresentado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 8 
 
NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA 
 
1.0) NORMAS DE SEGURANÇA. 
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara quanto possa 
parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a gravidade desses eventos, torna-se 
absolutamente imprescindível que durante os trabalhos realizados em laboratório se observe 
uma série de normas de segurança: 
1.1) Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. 
1.2) Localize os instrumentos antiincêndio e se familiarize com o seu uso. 
1.3) Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência. 
1.4) Não fumar, não ingerir alimentos e não correr no laboratório. 
1.5) É obrigatório o uso de guarda-pó apropriado, calça comprida e sapato fechado 
em todas as aulas práticas. 
1.6) Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama. 
1.7) Identificar todo material produzido no laboratório, como soluções feitas, 
frascos abertos, material em uso, etc. 
1.8) Avisar imediatamente os professores ou técnicos em caso de acidente. 
1.9) Realizar o descarte de resíduos de forma apropriada. 
1.10) Informar o professor quando ocorrer quebra de vidraria ou outro material 
para poder realizar o descarte de forma correta e realizar os devidos encaminhamentos. 
1.11) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente 
cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas, como ácidos e bases concentrados. 
1.12) Todos os experimentos que envolvem a liberação de gases e/ou vapores 
tóxicos devem ser realizados na capela. 
1.13) Sempre que proceder à diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente, sob agitação sobre a água, e não o contrário. 
1.14) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a 
extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima. 
1.15) Não jogue nenhum material sólido na pia. 
1.16) Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção. 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 9 
 
1.17) Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e 
enrole a peça de vidro numa toalha para proteger as mãos. 
1.18) Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o 
nariz. Desloque com a mão para sua direção os vapores que se desprendem do frasco. 
1.19) Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia. 
1.20) Manter o local de trabalho limpo e organizado. 
1.21) O aluno não deverá deixar sobre as bancadas, em horário de aula, materiais 
como bolsas, cadernos, livros e outros. Só devem ficar sobre a bancada a apostila da prática, 
o caderno e a caneta ou lápis. 
1.22) Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) 
abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos. 
Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de advertência para o 
manuseio de reagentes e a execução de procedimentos. Alguns destes símbolos são comuns 
em rótulos de reagentes e nas entradas de laboratórios. Assim, é importante saber o 
significado destes símbolos para que sejam tomados os cuidados necessários. Os principais 
símbolos são: 
 
Substância Tóxica Substância Irritante Substância corrosiva Substância inflamável 
 
 
Radiação ou Raio-X Risco Biológico Entrada restrita Equipe de Limpeza 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 10 
 
2.0) ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIO E PRIMEIROS SOCORROS. 
2.1) Queimaduras. 
2.1.1) Queimaduras causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos). 
No caso de queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butezin. No caso de queimaduras 
graves, elas devem ser cobertas com gaze esterilizada, umedecida, com solução aquosa de 
bicarbonato de sódio a 5 % (m/v). Logo após os primeiros cuidados, procurar um médico. 
2.1.2) Queimaduras por ácidos. Lavar imediatamente o local com água em 
abundância, durante cerca de 20 minutos. Em seguida lavar com solução saturada de 
bicarbonato de sódio e novamente com água. 
2.1.3) Queimaduras por álcalis. Lavar a região atingida imediatamente com 
bastante água, durante cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético a 1 % (m/v) e 
novamente tratar com água. 
2.2) Ácido nos olhos. Nos laboratórios, existem lavadores de olhos acoplados aos 
chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por 15 minutos, após o que se aplica 
solução de bicarbonato de sódio a 1 % (m/v). 
2.3) Álcalis nos olhos. Proceder como no item anterior, apenas substituindo a 
solução de bicarbonato por uma solução de ácido bórico a 1 % (m/v). 
2.4) Intoxicações por gases. Remover a vítima para um ambiente arejado, 
deixando-a descansar. 
2.5) Ingestão de substâncias tóxicas. Administrar uma colher de sopa “antídoto 
universal”, que é constituído de duas partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio e uma 
de ácido tânico. 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 11 
EQUIPAMENTOS E MATERIAIS DE LABORATÓRIO 
 
 
1.0) INTRODUÇÃO 
A execução de qualquer experimento em 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. Para facilitar a familiarização, correlacione 
o nome e a função de cada equipamento ou material com a figura correspondente. 
 
2.0) MATERIAL UTILIZADO 
 
2.1) Material de vidro. 
 
2.1.1) Tubo de ensaio: utilizado principalmente para efetuar 
reações químicas em pequena escala. 
 
 
2.1.2) Béquer: recipiente com ou sem graduação, utilizado para 
o preparo de soluções, aquecimento de líquidos, recristalizações, etc. 
 
 
 
2.1.3) Erlenmeyer: frasco utilizado para aquecer 
líquidos ou efetuar titulações. 
 
 
 
2.1.4) Kitassato: frasco de paredes espessas, munido de saída 
lateral e usado em filtrações sob sucção. 
 
 
 
2.1.5) Balão de fundo chato: frasco destinado a armazenar líquidos 
ou soluções, ou mesmo, fazer reações com desprendimento de gases. Pode ser 
aquecido sobre o tripé com tela de amianto. 
 
 
2.1.6) Balão volumétrico: recipiente calibrado, de 
precisão, destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma dada 
temperatura; utilizado no preparo de soluções de concentrações definidas. 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 12 
2.1.7) Cilindro graduado ou proveta: vidraria com graduações, 
destinado a medidas aproximadas de volume de líquidos. 
 
 
 
 
2.1.8) Bureta: equipamento calibrado para 
medida precisa de volume delíquidos. Permite o escoamento de 
líquidos e é muito utilizada em titulações. 
 
 
 
 
2.1.9) Pipeta: equipamento calibrado para medida de 
volume de líquidos. Existem dois tipos de pipetas: pipeta graduada, 
para escoar volumes variáveis, e pipeta volumétrica, para escoar 
volumes fixos e precisos de líquidos. 
 
 
 
 
2.1.10) Funil: Utilizado na transferência de líquidos de um 
frasco para outro ou para efetuar filtrações simples. 
 
 
 
 
2.1.11) Vidro de relógio: Peça de vidro de forma côncava. 
O vidro de relógio é usado para cobrir béqueres em evaporações, para 
pesagens e diversos fins, como tampar frascos para impedir que caia 
poeira ou qualquer outro contaminante. 
 
2.1.12) Dessecador: utilizado no armazenamento de 
substâncias quando se necessita de uma atmosfera com baixo teor de umidade. 
Também pode ser utilizado para manter as substâncias sob pressão reduzida. 
 
 
2.1.13) Pesa-filtro: recipiente destinado à pesagem de 
sólidos. 
 
 
 
2.1.14) Bastão de vidro: Corresponde a um bastão maciço de 
vidro. Serve para agitar e facilitar as dissoluções, manter massas líquidas em 
constante movimento, ou ainda, na transferência de líquidos de um recipiente a 
outro. 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 13 
2.1.15) Funil de separação: Usado para 
separação de líquidos imiscíveis. Na parte inferior dos funis há 
uma torneira que permite escoar o líquido de maior densidade e 
na parte superior há uma entrada com junta esmerilhada que 
possui tampa que se ajusta perfeitamente à junta esmerilhada. 
São afixados ao suporte universal utilizando argolas. 
 
2.1.16) Cuba de vidro ou cristalizador: recipiente geralmente 
utilizado para conter misturas refrigerantes, e finalidades diversas. 
 
 
2.1.17) Placa de Petri: Recipiente de vidro utilizada para 
armazenar materiais sólidos que poderão ser armazenados no dessecador 
ou em estufa para secagem. Podem ser utilizadas também para cobrir 
reagente impedindo assim sua contaminação. 
 
2.1.18) Condensador: equipamento destinado à condensação 
de vapores, em destilações ou aquecimento sob refluxo. A entrada e saída 
lateral dos condensadores servem para manter um fluxo constante de 
água ou de outro líquido refrigerantee com isto manter uma temperatura 
baixa no interior do condensador para permitir o resfriamento do vapor e 
consequentemente sua condensação. 
 
 
 
2.1.19) Balão de destilação: É utilizado em 
processos de destilação. O tubo lateral permite a saída de 
vapores obtidos a partir do aquecimento de líquidos ou 
soluções contidos no balão. Destilação consiste no processo 
de separação sólido-líquido ou líquido-líquido por aquecimento 
da solução seguida da evaporação de um dos líquidos. 
 
 
2.2) Material de porcelana. 
 
2.2.1) Funil de Buchner: Funil de porcelana utilizado para 
realizar filtração rápida, por sucção, de sistemas heterogêneos sólido-
líquido, devendo ser acoplado a um kitassato. Na parte interna 
apresenta uma superfície com furos na qual se fixa o papel de filtro. 
 
 
2.2.2) Cápsula: usada para efetuar evaporação de 
líquidos. 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 14 
2.2.3) Cadinho: Usado para o aquecimento a seco 
(calcinação), na eliminação de substâncias orgânicas, secagem e 
fusões, no bico de Bunsen ou mufla. 
 
 
2.2.4) Almofariz e pistilo: são 
utilizados na trituração e pulverização de sólidos. 
Além de porcelana, podem ser feitos de ágata, vidro 
ou metal. 
 
 
2.3) Material metálico. 
 
2.3.1) Suporte, mufa e garra: peças metálicas usadas para montar 
aparelhagens em geral. 
 
 
2.3.2) Pinças: peças de vários tipos, 
como Mohr e Hofmann, cuja finalidade é impedir ou 
reduzir o fluxo de líquidos ou gases através de tubos 
flexíveis. 
 
 
2.3.3) Pinça metálica: utilizada para 
manipular objetos aquecidos. 
 
2.3.4) Tela de amianto: tela metálica, contendo 
amianto, utilizada para distribuir uniformemente o calor, durante o 
aquecimento de recipientes de vidro à chama de um bico de gás. 
 
 
 
2.3.5) Triângulo de ferro com porcelana: usado 
principalmente como suporte em aquecimento de cadinhos. 
 
 
2.3.6) Tripé: Sustentáculo na qual se coloca a tela de amianto e 
sobre a qual se coloca o recipiente que contém o líquido a ser aquecido. É usado 
com tela de amianto. É colocado sobre o bico de Bunsen. 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 15 
2.3.7) Bico de gás (Bunsen): O bico de gás é a fonte de 
aquecimento mais usada em laboratório. Consiste de um sistema de metal que 
apresenta uma entrada de gás na parte inferior e uma parte superior na qual é 
produzida a chama que servirá de aquecimento. Os bicos de gás também 
apresentam um anel na parte inferior que permite regular a entrada de oxigênio 
e, com isso, controlar a temperatura da chama. 
 
 
2.3.8) Argola: Empregado como suporte do funil na 
filtração, ou para sustentação do funil de decantação. São 
confeccionadas em metal e apresentam diferentes diâmetros. 
Apresenta um sistema de rosca (mufa) que permite prendê-la ao 
suporte universal. 
 
 
2.3.9) Espátula: Usadas para transferência de substâncias sólidas do 
frasco que a contém para outro frasco ou para o recipiente que está sobre a balança para o 
material sólido ser pesado. Também podem ser utilizadas para quaisquer outras 
transferências de materiais sólidos. São confeccionadas em metal ou plástico e apresentam 
diferentes formatos e tamanhos. 
 
 
 
2.4) Materiais diversos. 
 
2.4.1) Suporte para tubos de ensaio: A 
estante para tubos de ensaio são feitas de madeira ou 
metal e servem como suporte para manter os tubos de 
ensaio em posição vertical. Os tubos de ensaio podem ter de 
5 a 20 cm de altura e de podem ter diferentes diâmetros. 
 
2.4.2) Pissete ou pisseta: frasco contendo geralmente água 
destilada, álcool ou outros solventes, usado para efetuar a lavagem de 
recipientes ou materiais com jatos do líquido nele contido. 
 
 
2.4.3) Pinça de madeira: utilizada para 
segurar tubos de ensaio durante aquecimento ou adição de 
substâncias corrosivas. 
 
2.4.4) Trompa d’água: dispositivo para aspirar o ar e 
reduzir a pressão no interior de um frasco; muito utilizado em 
filtrações por sucção. 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 16 
2.4.5) Estufa: equipamento empregado na secagem de 
materiais por aquecimento, em geral até 200 oC. 
 
 
 
 
2.4.6) Mufla ou forno: utilizada para a calcinação de 
substâncias, por aquecimento em altas temperaturas (até 1000 ou 1500oC). 
 
 
 
 
2.4.7) Manta elétrica: Equipamento usado juntamente com 
um balão de fundo redondo; é uma fonte de calor que pode ser regulada 
quanto à temperatura. 
 
 
2.4.8) Centrífuga: instrumento que serve para acelerar a 
sedimentação de sólidos em suspensão em líquidos. 
 
 
2.4.9) Balança: instrumento para medida de massa 
de massa de sólidos e líquidos não voláteis com diferentes graus de 
precisão. 
 
 
 
2.4.10) Chapa elétrica e agitador: É utilizada para o 
aquecimento de substâncias de uma forma em geral. É uma forma comum e 
segura de aquecimento em um laboratório. Ela também pode ser utilizada 
para agitação de soluções, aquecidas ou não. 
 
2.4.11) Barra magnética: Produto muito utilizado junto aos 
agitadores magnéticos para homogeneizar soluções. Todos os modelos de 
barras magnéticas são revestidos em PTFE resistente a produtos químicos. 
 
2.4.12) Escovas de limpeza: Usada para limpeza de 
tubos de ensaio e outros materiais. 
 
2.4.13) Pêra: Usada para pipetar soluções. 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 17 
3.0) TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO 
 
3.1) Manuseio de um bico de Bunsen. 
O primeiro passo para usar o bico é fechar a entrada de ar. A seguir, abre-se a 
válvula de gás e acende-se. A chama que se obtém é grande, amarela e luminosa. Abre-se em 
seguida a entrada de ar, lentamente,até que a chama se torne azul. Notam-se duas regiões 
cônicas distintas: a interna, mais fria, chamada de zona redutora, e a interna, quase invisível, 
chamada de zona oxidante. A parte mais quente da chama está situada logo acima do cone 
interno. Este é o tipo de chama mais utilizado em operações de laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2) Medida de volume de líquidos. 
A medida de volume do líquido é feita comparando-se o nível do mesmo com os traços 
marcados na parede do recipiente. A leitura do nível para líquidos transparentes deve ser 
feita na parte inferior do menisco, estando a linha de visão H do operador perpendicular à 
escala graduada para evitar erros de paralaxe. 
 
 
3.3) Técnicas de uso de material volumétrico. 
Para o uso de pipetas, mergulha-se a pipeta, limpa e seca, no líquido a ser medido. 
Aplica-se sucção na parte superior da pipeta, aspirando líquido até um pouco acima da marca. 
Nesta operação, a ponta da pipeta deve ser mantida sempre mergulhada no líquido, caso 
contrário, será aspirado ar. Fecha-se a extremidade superior da pipeta com o dedo 
indicador. Limpar a parte externa da pipeta, utilizando papel absorvente. Relaxando-se 
levemente a pressão do dedo, deixa-se escoar o líquido excedente, até que a parte inferior 
do menisco coincida com a marca. A seguir, encosta-se a ponta da pipeta na parte interna do 
recipiente destinado a receber o líquido e deixa-se escoar. Espera-se mais 15 segundos e 
afasta-se a pipeta, sem tentar remover o líquido remanescente na ponta. 
Ao se utilizar uma bureta, deve-se verificar se ela está limpa e seca, e com a torneira 
adequadamente lubrificada. Prende-se a bureta verticalmente em um suporte e adiciona-se o 
líquido até acima do zero da escala. Abre-se a torneira e deixa-se escoar líquido suficiente 
para encher a ponta da bureta abaixo da torneira. Acerta-se o zero. Coloca-se o frasco para 
receber o líquido sob a bureta e deixa-se o líquido escoar, gota a gota. Após o escoamento da 
quantidade necessária de líquido, espera-se 10 a 20 s e lê-se o volume retirado. 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 18 
Experimento 01 
CINÉTICA QUÍMICA 
1. Introdução 
A lei da ação das massas (lei de Guldberg e Waage), para uma reação genérica: 
aA + bB → mM + nN 
estabelece que v = K[A]x[B]y 
onde, v = velocidade da reação 
K = constante de velocidade, específica para cada reação 
[ ] = concentração molar (mol L-1) dos reagentes 
x e y = expoentes experimentalmente determinados 
 A equação de Guldberg e Waage mostra que um aumento na concentração de qualquer 
um dos reagentes provoca um aumento na velocidade da reação. Na reação: 
H2SO4(aq) + Na2S2O3(aq) → Na2SO4(aq) + H2O(aq) + SO2 (aq) + S(s) 
 O enxofre formado é insolúvel em água, provocando uma turvação, que permite 
observar quando a reação ocorre. Assim, pode-se medir o tempo de duração da reação. 
Mantendo fixa a concentração de ácido e adicionando água à solução de tiossulfato de sódio, 
verifica-se como a diminuição da concentração de um dos reagentes influi na velocidade da 
reação. Dadas as variáveis: 
 ∆n = número de mol que reagiram: CV 
 ∆t = tempo (em segundos) de duração da reação 
V = ∆n / ∆t 
 As partículas dos constituintes de uma solução estão em constante movimento. Por 
isso, essas partículas dispõem de uma energia cinética. E, que depende de sua massa e de sua 
velocidade v: E = (½) mv2 
 O aquecimento da solução promove o fornecimento de energia às partículas que a 
constituem. Esse aumento de energia irá provocar um aumento em sua velocidade. Com 
velocidade maior, o tempo que as moléculas reagentes levarão para se encontrar e reagir 
diminuirá. Desse modo, aumentará a velocidade da reação. Em outras palavras, um aumento 
da temperatura provoca um aumento na velocidade das reações. 
 
2. Objetivos 
 Compreender conceitos relacionados à velocidade de reações. 
 Avaliar de que forma alguns fatores pode influenciar na velocidade das reações. 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 19 
3. Materiais Utilizados 
 Tubos de ensaio  Magnésio metálico 
 Béquer  Água oxigenada (H2O2) 30 % 
 Proveta  Iodeto de potássio (KI) 
 Buretas  Nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 
 Cronômetro  Água gelada 
 Conta-gotas  Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,3 mol L
-1 
 Comprimido antiácido  Solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,3 
mol L-1  Solução de ácido clorídrico 
(HCl) 1,0 mol L-1 
 
4. Procedimento experimental 
4.1 Fatores que alteram a velocidade de uma reação l. 
4.1.1 Em dois tubos de ensaio distintos, colocar 2,0 mL de água destilada. Dividir um 
comprimido de antiácido em quatro partes iguais. Colocar uma parte do comprimido 
no tubo 1 e anotar o tempo de reação (efervescência). 
4.1.2 Com o auxílio do bastão de vidro, triturar outra parte do comprimido e colocar em 
um pedaço de papel dobrado. No tubo 2 colocar o comprimido triturado e anotar o 
tempo de reação. 
4.1.3 Em um terceiro tubo de ensaio, colocar 2,0 mL de água gelada e adicionar parte do 
comprimido. Anotar o tempo de reação. 
 
4.2 Fatores que alteram a velocidade de uma reação II. 
4.2.1 Em um tubo de ensaio, colocar 1,0 mL de água destilada e 5,0 mL de solução de 
ácido clorídrico 1,0 mol L-1. Em outro tubo, colocar 1,0 mL de solução de ácido 
clorídrico 1,0 mol L-1 e 5,0 mL de água destilada. Adicionar, simultaneamente, cerca 
de 0,050 g de Mg em cada tubo e observar em qual delas há maior produção de gás. 
 
4.3 Fatores que alteram a velocidade de uma reação III. 
4.3.1 Em um tubo de ensaio, colocar 2,0 mL de água oxigenada (H2O2) 30 % e observar 
se há formação de bolhas de gás. Em seguida, adicionar cerca de 0,50 g de iodeto 
de potássio e observar. Colocar 4 gotas da solução do tubo 1 no tubo 2 e diluir com 
5,0 mL de água. Adicionar ao tubo 2, cerca de 0,250 g de Pb(NO3)2 e observar se 
ocorre reação. 
 
4.4 Influência da concentração na velocidade de uma reação. 
4.4.1 Carregar corretamente três buretas com água, solução de ácido sulfúrico 0,3 mol 
L-1 e solução de tiossulfato de sódio 0,3 mol L-1, respectivamente. 
4.4.2 Em quatro tubos de ensaio distintos, colocar 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 
0,3 mol L-1. Numerar os tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 20 
4.4.3 Utilizando as buretas, colocar, nos tubos numerados, a solução de tiossulfato de 
sódio 0,3 mol L-1 e água, de acordo com a Tabela 1. 
Tabela 1. Dados para determinação da velocidade de uma reação. 
 
 
Tubo 
Volume (mL) Concentração 
de tiossulfato 
na mistura 
(mol L
-1
) 
CV = C´V’ 
Número de 
mol de 
tiossulfato de 
sódio que 
reagiu 
∆n = C´V’ 
Tempo 
da 
reação 
(s) 
Velocidade 
V = ∆n / ∆t 
(mol s
-1
) Solução de 
tiossulfato 
de sódio 
Água Total 
1 6 0 6 
2 4 2 6 
3 3 3 6 
4 2 4 6 
 Adicionar 4,0 mL de solução de ácido sulfúrico 0,3 mol L-1 no tubo 1 e acionar um 
cronômetro imediatamente. Observar atentamente o tubo 1, e assim que aparecer 
uma turvação, parar o cronômetro e anotar o tempo. Colocar na tabela o tempo da 
reação correspondente ao tubo 1. Descartar o conteúdo 1 imediatamente, para 
evitar que o mesmo fique manchado. 
 Repetir o item anterior para os tubos 2, 3 e 4. 
 
 
5. Questionário 
5.1 Compare os intervalos de tempo das reações nos tubos de ensaio dos 
experimentos 4.1.1, 4.1.2 e 4.1.3. 
5.2 Explique os resultados encontrados nos experimentos 4.2.1 e 4.3.1. 
5.3 Construa o gráfico: concentração x velocidade e una os pontos por uma curva 
(evite uma linha quebrada). 
5.4 Que substância permitiu medir o tempo de reação no experimento 4.4? 
Escreva a equação química correspondente. 
5.5 Por que um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes aumenta 
a velocidade da reação? 
5.6 Quais conclusões podem ser tiradas dessa aula? 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 21 
Experimento 02 
EQUILÍBRIO QUÍMICO1. Introdução 
A maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter se 
completado, isto é, todos os reagentes parecem que se transformaram em produtos. Na 
realidade, as reações químicas são reversíveis. Consequentemente, haverá condições de 
concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por 
exemplo, consideremos a decomposição térmica do carbonato de cálcio: 
CaCO3(S)  CaO(S) + CO2(g) (1) 
Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a eliminação de 
CO2, há uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado sabe-se que o CaO reage com 
CO2 , e se a pressão deste último for suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente 
convertido em carbonato: 
CaO(S) + CO2(g)  CaCO3(S) (2) 
 A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as reações (1) e (2) 
como processos químicos reversíveis, que se indica com a seguinte notação: 
CaCO3(S) ⇄ CaO(S) + CO2(g) (3) 
 Quando se tem CaCO3, puro num frasco fechado, ele começa a se decompor de acordo 
com a reação (1). À medida que o CO2 se acumula, sua pressão aumenta, e finalmente a reação 
(2) começa a ocorrer numa velocidade perceptível que aumenta à medida que se eleva a 
pressão de CO2. Por fim, as velocidades da reação de decomposição e da reação inversa 
tornam-se iguais, e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu 
o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio. A medida da extensão de 
uma reação química é dada pelo valor da Constante de Equilíbrio, K. 
 Para uma reação cuja forma geral é: 
aA + Bb ⇄ cC + dD 
a expressão da constante de equilíbrio é dada por : 
 (4) 
 
2. Objetivos 
 Verificar o estado de equilíbrio de uma reação química 
 Demonstrar a reversibilidade de reações químicas 
 Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier” 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 22 
3. Materiais Utilizados 
 Tubos de ensaio 
 Béquer de 100 mL 
 Proveta de 50,0 mL 
 Proveta de 10,0 mL 
 Pipetas graduadas de 10,0 mL e de 5,00 mL 
 Espátula 
 Pêra 
 Papel de filtro 
 Ácido clorídrico concentrado (HCl) 
 Cloreto de amônio (NH4Cl) 
 Cloreto cobaltoso hexahidratado (CoCl2·6H2O) 
 Solução de cromato de potássio (K2CrO4
2-) a 1,0 % (m/v) ou 0,1 mol L-1 
 Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7
2-) a 0,5 % (m/v) ou 0,1 mol L-1 
 Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,00 mol L-1 
 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,00 mol L-1 
 Solução de solução de cloreto férrico (FeCl3) 5,0 x 10
-2 mol L-1 
 Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 5,0 x 10
-2 mol L-1 
 Cloreto de sódio (NaCl) 
 Solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,10 mol L
-1 
 Hidróxido de amônio (NH4OH) 
 Solução de ácido nítrico (HNO3) 1:1 (v/v) 
 Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) 
 Tiocianato de amônio (NH4SCN) sólido 
 
4. Procedimento experimental 
 
Equilíbrio ferro-tiocianato 
 Em proveta de 50 mL, adicionar 1,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1, 
1,0 mL de solução de tiocianato de amônio 0,05 mol L-1 e 38 mL de água destilada. 
Agitar e observar. 
 Numerar quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Colocar, em cada tubo, 10,0 mL da 
solução na proveta. 
Ao tubo 1, adicionar 2,0 mL de solução de cloreto férrico 0,05 mol L-1. Agitar, 
observar e comparar com a coloração do tubo 4. 
Ao tubo 2, adicionar cerca de 0,10 g de tiocianato de amônio sólido. Agitar, 
observar e comparar com a coloração do tubo 4. 
Ao tubo 3, adicionar cerca de 0,10 g de cloreto de amônio sólido. Agitar, observar 
e comparar com a coloração do tubo 4. 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 23 
Equilíbrio cromato-dicromato 
 Numerar quatro tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. Nos tubos 1 e 2, colocar solução de 
cromato de potássio a 1,0 % (m/v) até 1/3 do volume do tubo de ensaio. Aos tubos 
3 e 4, adicionar quantidade semelhante de solução de dicromato de potássio a 0,5 
% (m/v). 
 Ao tubo 1, adicionar cerca de 3,0 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 e 
agitar. Comparar com a coloração do tubo 2. 
 Ao tubo 3, adicionar cerca de 3,0 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. 
Comparar com a coloração do tubo 4. 
 
Equilíbrio dos íons cobalto (II) 
 Aquecer cerca de 0,30 g de cloreto cobaltoso hexahidratado cristalino em um tubo 
de ensaio. Observar. Acrescentar 2,0 mL de água ao tubo. Mergulhar a ponta de um 
palito na solução resultante e escrever algo sobre um papel de filtro. Aquecer o 
papel em uma chama fraca. A seguir, expire ar pela boca sobre o papel. Analisar as 
observações. 
 
Equilíbrio de íons complexos. 
 Em um tubo de ensaio, acrescentar cerca de 0,20 g de cloreto de sódio e 2,0 mL de 
água. Acrescentar cerca de 2,0 mL de solução de nitrato de prata 0,10 mol L-1. 
Retirar o líquido sobrenadante e juntar ao sólido formado, solução de hidróxido de 
amônio em excesso. Adicionar, então, solução de ácido nítrico 1:1 (v/v) até obter 
uma solução ácida. Analisar cuidadosamente o resultado. 
 Em um tubo de ensaio, acrescentar cerca de 0,20 g de sulfato de cobre 
pentahidratado e 2,0 mL de água. Acrescentar cerca de 2,0 mL de solução de 
hidróxido de sódio 1,0 mol L-1. Retirar o líquido sobrenadante e juntar ao sólido 
formado, hidróxido de amônio em excesso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 24 
5. Questionário 
5.1 Escreva as equações químicas e explique todas as etapas do experimento “Equilíbrio 
químico”. 
5.2 Alguns vegetais, como brócolis, escarola, vagens, etc., quando cozidos, perdem 
parcialmente a sua coloração verde. A causa da perda de cor deve-se à seguinte reação: 
 
Com base na equação iônica dada, o que seria mais adequado adicionar ao vegetal, 
durante o cozimento, para não ocorrer uma mudança de cor? Explique. 
 
5.3 A metilamina (CH3-NH2) é responsável pelo conhecido “cheiro de peixe”. O equilíbrio 
dessa amina é: 
Baseado na equação acima, o que pode ser adicionado para minimizar o forte cheiro de 
peixe? Explique. 
 
5.4 De acordo com o equilíbrio abaixo, explique por que o flúor presente em águas potáveis e 
cremes dentais fortalece o esmalte dos dentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 + 2 NaF 3 Ca3(PO4)2.CaF2 + 2 NaOH
CH3-NH2(aq) + H2O
 
(l)
(cheiro de peixe) (sem cheiro)
CH3-NH3
+
(aq) + OH
- 
(aq)
C55H72O5N4Mg(aq) + 2 H
+ 
(aq) C55H74O5N4 (aq) + Mg
+2 
(aq)
(verde) (incolor)
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 25 
Experimento 03 
PERTURBAÇÃO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
1. Introdução 
A grande maioria dos processos químicos ocorre em sistemas fechados, os quais 
acabam entrando em equilíbrio químico e dessa forma seu rendimento não é muito elevado. 
Para contornar esse problema no que diz respeito ao rendimento da reação, faz-se 
necessário o uso do “Princípio de Le Chatelier”. Segundo este princípio, o equilíbrio químico é 
deslocado para a direção contrária da qual a força é exercida. Assim, ocorrem as seguintes 
situações: 
 Quando se eleva a pressão sobre o sistema gasoso ele é deslocado para o sentido de 
formar um número menor de moléculas de gás e quando se reduz a pressão ele 
deslocará para o sentido de formar mais moléculas de gás. 
 Quando se eleva a temperatura do sistema, este se deslocará para o sentido 
endotérmico, caso a temperatura seja reduzida o equilíbrio se deslocará para o 
sentido exotérmico. 
 Quando se aumenta a concentração de reagentes, o equilíbrio é deslocado no sentido 
de formar produtos, mas quando se retira certa quantidade de reagente do sistema 
em equilíbrio, este se deslocará no sentido de formar reagentes. 
 
2. Objetivos 
 Avaliar de modo qualitativo os efeitos da variação da pressão e da temperatura em um 
sistema químico em equilíbrio. 
 Perceber a reversibilidade das reações em um sistema em equilíbrio. 
 Verificaro deslocamento de um equilíbrio pela variação de alguma propriedade do 
sistema. 
 Prever em que sentido o equilíbrio é deslocado quando o sistema é sujeito a uma dada 
perturbação. 
 
3. Materiais Utilizados 
 04 seringas de 20 mL 
 02 béqueres de 250 mL 
 01 béquer de 500 mL 
 Kitassato ou Erlenmeyer de 250 mL 
 Tripé 
 Tela de amianto 
 Banho de gelo 
 Água fervente 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 26 
 Cobre (raspas ou fio elétrico) 
 Ácido nítrico (HNO3) concentrado 
 
4. Procedimento experimental 
 Preparo do dióxido de nitrogênio 
 Trabalhe na capela. Coloque raspas de cobre ou fios elétricos de cobre cortados em 
pedaços em frasco kitassato ou Erlenmeyer de 250 mL e goteje ácido nítrico concentrado. 
Espere que o dióxido de nitrogênio inicialmente produzido desloque todo o ar do sistema. 
 
 Efeito da pressão sobre o dióxido de nitrogênio 
 Recolha uma amostra do gás produzido no experimento anterior, puxando o êmbolo da 
seringa de 20 mL. Quando preencher um volume de cerca de 15 mL, tampe a seringa. 
Empurre o êmbolo para dentro da seringa e mantenha o gás sobre compressão e 
descompressão várias vezes. Observar o resultado. Use um fundo branco para observar 
melhor. 
 
 Efeito da temperatura sobre o dióxido de nitrogênio 
 Prepare três béqueres, respectivamente com banhos de gelo e água, água à 
temperatura ambiente e água fervente. Coloque uma seringa com dióxido de nitrogênio em 
cada um dos banhos. Troque as seringas dos banhos de gelo e de água fervente entre si. 
Deixe que todas as seringas voltem à temperatura ambiente. Anote todas as observações. 
 
 
5. Questionário 
 
5.1 Preveja o efeito do aumento da pressão e da temperatura sobre um sistema químico 
qualquer. 
5.2 Repita o item 5.1 para o sistema químico envolvido neste experimento. 
5.3 Explique todas as etapas envolvidas no procedimento. 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 27 
Experimento 04 
ÁCIDOS E BASES 
1. Introdução 
A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que baixa, como 
consequência de sua habilidade em sofrer auto-dissociação: 
H2O + H2O  H3O
+
(aq) + OH
−
(aq) 
A condição de equilíbrio desta dissociação pode ser escrita como: 
 [H+] [OH-] / [H2O] = K’ 
 Como a concentração de moléculas de água é essencialmente constante: 
[H+] [OH-] = K’ [H2O] = Kw 
Kw = constante de dissociação para água. Kw = 1.0 x 10
-14, a 25oC. 
Sempre que a concentração do íon hidrogênio se iguala à concentração do íon 
hidróxido, como na água pura, dizemos que a solução é neutra. Um ácido é uma substância que 
torna a concentração do H+ (ou H3O
+) maior que a concentração do OH-, reciprocamente, uma 
base torna a concentração do OH- maior que a concentração do H+ (ou H3O
+). 
O termo pH é muito empregado no nosso dia a dia: rótulos de garrafas de água 
mineral dizem que esta água tem, geralmente, pH = 5,5. Os rótulos de shampoo avisam que o 
pH alcalino é ideal para lavar cabelos. Este termo foi inventado pelo bioquímico Sören 
Sörensen em 1909 para indicar a concentração de íons H+ (ou H3O
+), [H+] ou [H3O
+], e a letra 
p (minúscula) significa menos logaritmo de. 
pH= - log [H+] 
 
2. Objetivos 
 Preparar uma escala de pH usando um indicador natural (repolho roxo) 
 Determinar o pH de diferentes substâncias 
 
3. Materiais utilizados 
 15 tubos de ensaio de 15 mL  Solução de ácido clorídrico (HCl) 0,10 mol L-1 
 Peneira  Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,10 mol L-1 
 Repolho roxo  Etanol (C2H5OH) 
 04 provetas de 10 mL  Água destilada 
 04 conta-gotas  Leite de magnésia 
 02 béqueres de 500 mL  Vinagre branco 
 04 béqueres de 100 mL  Leite 
 Lamparina ou bico de Bunsen  Suco de limão 
 Tripé  Clara de ovo 
 Tela de amianto  Coca-cola 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 28 
4. Procedimento Experimental 
4.1 Preparo do extrato do repolho roxo: Cortar o repolho em pedaços pequenos e 
colocar no béquer com água. Ferver até que a água seja reduzida à metade do 
volume inicial. Com o auxílio da peneira, filtrar a solução obtida. 
4.2 Preparo da escala padrão: Preparar em tubos de ensaio de 15 mL as soluções 
indicadas na Tabela 1. Rotular os tubos com os valores de pH aproximados, de 
acordo com a tabela. 
Tabela 1: Preparo da escala padrão. 
Valor do pH 
(aproximado) 
Procedimento 
1 5,00 mL de HCl 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato de repolho 
3 5,00 mL de água dest. + 5 gotas de vinagre + 5,00 mL de extrato de repolho 
5 5,00 mL de etanol + 5,00 mL de extrato de repolho 
6 5,00 mL de água dest. + 5,00 mL de extrato de repolho 
9 5,00 mL de água dest. + 1 gota de NaOH 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato 
de repolho 
11 5,00 mL de água dest. + 5 gotas de NaOH 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato 
de repolho 
12 5,00 mL de solução de NaOH 0,10 mol L-1 + 5,00 mL de extrato de repolho 
 
4.3 Testando o pH de diferentes materiais: Colocar em cada tubo de ensaio 5 mL 
de água destilada e 5 mL de extrato de repolho roxo. Acrescente a cada um cinco gotas do 
material a ser testado. Materiais testados: 1: leite, 2: leite de magnésia, 3: suco de limão, 4: 
clara de ovo e 5: coca-cola. Compare a cor obtida com a escala padrão. 
 
4.4 Em um frasco de Erlenmeyer, colocar 20,00 mL de solução diluída de hidróxido 
de sódio e algumas gotas de extrato de repolho roxo; deixar passar, lentamente, uma 
corrente de gás carbônico. Observar. 
 
 
5. Questionário 
5.1 Quais dos materiais testados são ácidos? Entre esses, quais são os mais ácidos? 
5.2 Quais são básicos? Entre esses, quais são os mais básicos? 
5.3 Certo material confere cor lilás ao repolho roxo. Em que faixa de pH esse material se 
encontra? 
5.4 Defina ácido e base segundo as definições de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis. 
5.5 Defina: hidrólise, produto iônico da água e indicador. 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 29 
Experimento 05 
DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DE ÁCIDO E 
BASE 
1. Introdução 
Quando se tem em uma solução um ácido fraco qualquer se observa o seguinte sistema 
em equilíbrio: 
HA(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + A
¯
(aq) 
“A” representa o ânion de um ácido fraco qualquer. A condição de equilíbrio associada a este 
sistema é dada por: 
Ka = [H3O
+][A-] / [HA] 
Ka é a constante de dissociação do ácido. 
No equilíbrio, tem-se: 
HA(aq) + H2O (l)  H3O
+
(aq) + A
-
(aq) 
(1 – α)C αC αC 
Onde α é o grau de dissociação do ácido e C é a concentração inicial do ácido. 
Portanto, no equilíbrio, tem-se as seguintes concentrações: 
[H3O
+] = [A-] = αC 
 [HA] = (1 – α)C 
Substituindo estas duas expressões na equação da constante de equilíbrio temos: 
Ka = αC αC / (1 – α)C = α
2C2/ (1 – α)C 
Ka = α
2C/ (1 – α) 
Portanto, para determinar a constante de dissociação de um ácido fraco deve-se 
determinar o valor do grau de dissociação em uma solução de concentração conhecida. Para 
determinar o grau de dissociação, mede-se o pH da solução. Este por sua vez dá o valor da 
concentração de H3O
+ que permite calcular o valor de α. 
Este mesmo raciocínio pode ser desenvolvido para as bases fracas, chegando-se às 
mesmas equações. Apenas deve-se prestar atenção para o fato de que [OH-] = αC e que o pH, 
portanto deve ser transformado em pOH para que se possa proceder aos cálculos. 
 
2. Objetivo 
Determinar a constante Ka do ácido acético e a constante Kb da amônia. 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 30 
3. Material utilizado 
 06 Balões volumétricos de 100 mL  Solução comercial de ácido acético 
 06 Béqueres de 100 mL  Solução comercial de amônia 
 Medidor de pH 
 
4. Procedimento Experimental 
4.1 A partir da solução comercial de ácido acético (100 % m/m, densidade = 1,05 g mL-1) 
prepare 100 mL de solução 0,025 mol L-1, 100 mL de solução 0,10 mol L-1 e 100 mL de 
solução 0,50 mol L-1. Coloque cada uma destas soluções em béqueresde 50 mL e meça o 
pH, anotando o valor encontrado na Tabela 1. 
4.2 A partir da solução comercial de amônia (28 % m/m, densidade = 0,910 g mL-1) prepare 
100 mL de uma solução 0,025 mol L-1, 100 mL de uma solução 0,10 mol L-1 e 100 mL de 
uma solução 0,50 mol L-1. Coloque cada uma destas soluções em béqueres de 50 mL e 
meça o pH, anotando o valor encontrado na Tabela 2. 
 
Tabela 1. Valores de Ka do ácido acético. 
Concentração (mol L-1) pH α xKa 
0,025 
0,10 
0,50 
Tabela 2. Valores de Kb da amônia. 
Concentração (mol L-1) pH pOH α Kb 
0,025 
0,10 
0,50 
 
5. Questionário 
5.1 Qual o valor do Ka do ácido acético? Mostre os seus cálculos. 
5.2 Qual o valor do Kb da amônia? Mostre os seus cálculos. 
5.3 A constante de dissociação do HCN é 4,8 x 10-10. Para uma solução 0,102 mol L-1. 
Calcule o grau de dissociação α. Qual é o pH desta solução? 
5.4 A constante de dissociação do ácido fórmico, HCOOH, é 1,8 x 10-4. Para uma solução 
do ácido, preparada dissolvendo-se 1,0 mol em 1,0 litro de solução, calcule as 
concentrações de HCOOH, H3O
+, COOH- e OH-. 
5.5 A amônia produz o íon hidroxila de acordo com a equação abaixo. Utilizando a 
constante Kb determinada na prática, calcule as concentrações de NH4
+, NH3, H3O
+ e 
OH-. 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 31 
Experimento 06 
DETERMINAÇÃO DA ENTALPIA DE ALGUNS PROCESSOS 
1. Introdução 
Entalpia de dissolução ou calor de dissolução é a variação de entalpia (ΔH) que 
ocorre na dissolução de 1,0 mol de uma substância em uma quantidade de determinado 
solvente, tal que um novo acréscimo desse solvente não produza efeito térmico considerável. 
Entalpia de combustão é a variação de entalpia (ΔH) que ocorre na reação de 1,0 mol 
de uma substância com oxigênio. 
O etanol (álcool etílico) pode ser visto como um substituto da gasolina e de outros 
derivados de petróleo. Na reação de combustão de um mol de etanol, podemos ter energia 
liberada: 
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + ENERGIA 
Entalpia de neutralização ou calor de neutralização é a variação de entalpia (ΔH) que 
ocorre na reação de 1,0 mol de um ácido com 1,0 mol de uma base, ambos em soluções 
aquosas diluídas a 25 °C e 1 atm. 
Para a reação entre ácidos fortes e bases fortes, o ΔH da reação de neutralização é 
constante, porque corresponde sempre à mesma reação. Por exemplo: 
HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) ∆H = - 13,8 Kcal mol
-1 
Escrevendo essa reação na forma iônica: 
H+(aq) + Cℓ
-
(aq) + Na
+
(aq) + OH
-
(aq) → Na
+ + Cℓ-(aq) + H2O(ℓ) 
 
2. Objetivos 
 Determinar experimentalmente a entalpia de dissolução do hidróxido de sódio. 
 Determinar experimentalmente a entalpia de neutralização de uma reação ácido 
forte-base forte. 
 
3. Material utilizado 
 Balança com sensibilidade para 
0,01 g 
 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 2,0 
mol L-1 
 Béqueres de 100 mL  Solução de ácido clorídrico (HCl) 2,0 mol L-1 
 Calorímetro de isopor  Termômetro até 100 ºC 
 Proveta de 100 mL  Hidróxido de sódio em lentilhas 
 Vidro de relógio  Calorímetro de isopor 
 Bastão de vidro 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 32 
4. Procedimento experimental 
 Entalpia de dissolução do hidróxido de sódio 
 Pese um béquer de 100 mL e anote sua massa: m
v = ............. g. Adicione, 
cuidadosamente, cerca de 50 mL de água no mesmo béquer de 100 mL. Anote a sua 
massa: m(v + H
2
O) = ............. g. Calcule a massa de água, mH2O = m(v + H2O)  mv = ............. g. 
Meça a temperatura da água: T
H
2
O
=.............ºC. 
 Utilizando o béquer do passo anterior, o calorímetro de isopor e um termômetro, 
monte a aparelhagem da Figura 1. 
 
Figura 1. Montagem para determinação da entalpia de um processo. 
Pese aproximadamente 2,0 g de lentilhas de hidróxido de sódio no vidro de relógio e 
anote exatamente a massa pesada: m
1 
= ............. g. Faça essa operação rapidamente, porque o 
hidróxido de sódio é altamente hidroscópico, isto é, absorve umidade do ar em pouquíssimo 
tempo. Imediatamente, transfira as lentilhas de NaOH para a água do béquer, que deve 
estar acoplado ao sistema da Figura 1. Anote a temperatura inicial da solução (T1) 
Lentamente, agite a solução com um bastão de vidro até dissolver todo o sólido. Essa 
operação deve ser feita com muito cuidado porque o termômetro poderá quebrar-se, caso 
bata o bastão de vidro nas paredes do termômetro. Enquanto agita, observe a temperatura e 
anote seu valor máximo, obtido até a dissolução completa do hidróxido de sódio: T
2 
= ........... 
ºC. Calcule a diferença de temperatura em consequência da dissolução do NaOH: ΔT = T
2 
– 
T
1, ΔT = ......... ºC. Devolva o conteúdo do béquer para o professor. 
 
 Entalpia de neutralização 
Utilize a aparelhagem da Figura 1, com os béqueres lavados e secos. Coloque na 
proveta exatamente 50 mL da solução de ácido clorídrico 2,0 mol L-1 e transfira para o 
béquer. Meça a temperatura dessa solução: T
1 
=.............. ºC. Lave a proveta (deixe escorrer 
bem a água do seu interior). Em seguida coloque exatamente 50 mL de solução de hidróxido 
de sódio 2,0 mol L-1. Ainda na proveta, meça a temperatura do hidróxido, que deve ser a 
mesma do ácido, pois ambas as soluções estão à temperatura ambiente. Adicione a solução de 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 33 
NaOH sobre a solução de HCl que está no béquer da aparelhagem. Agite cuidadosamente a 
mistura com um bastão de vidro, evitando batê-lo contra as paredes do termômetro. Anote a 
temperatura máxima atingida: T
2 
= ........... ºC. Calcule a diferença de temperatura: ΔT = T
2 
- 
T
1 = ..........ºC. 
 
5. Questionário 
 
5.1 Utilizando as equações abaixo obtenha a quantidade de calor liberada na dissolução do 
hidróxido de sódio: 
NaOH(s) + H2O(ℓ) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq) ∆H = - ............. Kcal mol
-1 
Q = m c ΔT  Q
NaOH 
= Q
H2O 
+ Q
v 
 Q
NaOH 
= m
H2O 
c
H2O 
ΔT + m
v
c
v
ΔT 
 Q
NaOH 
= (m
H2O
c
H2O 
+ m
v
c
v
) ΔT 
Onde: 
Q = quantidade de calor cedida ou recebida por um material; 
m = massa desse material que cede ou recebe calor Q; 
c = calor específico desse material; 
ΔT = diferença de temperatura provocada pelo calor Q (ou seja, a diferença entre a 
temperatura inicial e a temperatura final); 
Q
NaOH 
= Calor liberado na dissolução do hidróxido de sódio; 
Q
H2O 
= Calor absorvido pela água; 
Q
V 
= Calor absorvido pelo vidro do béquer; 
C
H2O = 
Calor específico da água = 1,00 cal g-1 ºC-1; 
C
v 
= calor específico do vidro = 0,22 cal g-1 ºC-1; 
m
H2O 
= massa da água = ............ g (d
H2O
 = 1 g mL-1); 
m
v 
= massa do vidro = massa do béquer = ............ g. 
 
5.2 Calcule a quantidade de calor produzida na reação entre o HCl e o NaOH: 
HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) + Qr ∆H = - ............. Kcal mol
-1 
 
 Faça as seguintes considerações: 
Parte do calor produzido na reação foi absorvida pelo NaCℓ formado, mas, para 
simplificar os cálculos, não leve em conta essa absorção de calor pelo NaCℓ. 
O volume de 100 mL após a reação deve ser considerado como sendo constituído 
somente de água, e não de uma solução de NaCℓ; temos 100 mL de água, volume que equivale 
a m
H2O 
= 100 g. 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 34 
Q
r 
= calor produzido na reação entre HCℓ e o NaOH 
Q
H2O 
= calor absorvido pela água 
Q
v 
= calor absorvido pelo vidro do béquer 
C
H2O 
= calor específico da água = 1,00 cal g-1 ºC-1 
C
v 
= calor específico do vidro = 0,22 cal g-1 ºC-1 
m
H2O 
= massa da água = 100 g 
m
v 
= massa do vidro = massa do béquer = ............ g 
ΔT = .................ºC 
 
 Q
Neutralização 
= Q
H2O 
+ Q
v 
 Q
Neutralização 
= m
H2O 
c
H2O 
ΔT + m
v
c
v
ΔT 
 Q
Neutralização 
= (m
H2O
c
H2O 
+ m
v
c
v
) ΔT 
 
 
5.3 Por que a entalpia de neutralização é semprea mesma para a reação de ácidos fortes 
com bases fortes? 
5.4 Por que, quando se utilizam ácidos e/ou bases fracos, neste experimento, o ΔH não é 
igual a -13,8 kcal mol-1? 
5.5 Escreva a equação termoquímica da dissolução do NaOH. 
5.6 Por que as pesagens de hidróxido de sódio devem ser feitas rapidamente? 
5.7 Escreva a equação termoquímica da reação entre HCℓ e o NaOH. 
5.8 Cite algumas causas de erro experimental nos dois experimentos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 35 
Experimento 07 
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
1. Introdução 
As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e 
importantes. Estão envolvidas em uma grande variedade de processos importantes como a 
corrosão, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais. Estas reações 
envolvem a transferência de elétrons de uma substância para outra. O termo oxidação se 
refere à perda e redução ao ganho de elétrons. Como em uma transformação química o 
número de elétrons se mantem constante, oxidação e redução ocorrem simultaneamente. 
 Em uma reação de oxirredução, os elétrons fluem do anodo (oxidação – perda de 
elétrons) para o catodo (redução – ganho de elétrons) devido à diferença de energia 
potencial. A energia potencial dos elétrons é mais alta no agente redutor que no agente 
oxidante e eles fluem espontaneamente por um circuito externo ou pelo contato em solução. 
A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula fornece a força diretora que 
empurra os elétrons por um circuito externo. Esta diferença é chamada força eletromotriz 
(fem) ou potencial da célula. A sua unidade é o Volt (V) e para uma reação espontânea seu 
valor será positivo. 
 
2. Objetivos 
 Observar algumas reações de óxido-redução. 
 Colocar os metais e o hidrogênio na sequência dos seus potenciais de eletrodo. 
 
3. Material utilizado 
 Tubos de ensaio  Lâmina de cobre 
 Estante para tubos de ensaio  Fio de cobre 
 Béqueres  Lâmina de alumínio 
 Placa de Petri  Lâmina de chumbo 
 Esponja de aço ou lixa  Nitrato de prata (AgNO3) 0,10 mol L
-1 
 Lupa  Sulfato de magnésio (MgSO4) 0,10 mol L
-1 
 Algodão  Sulfato de zinco (ZnSO4) 0,10 mol L
-1 
 Álcool comercial  Sulfato de cobre (CuSO4) 0,10 mol L
-1 
 Raspas de magnésio  Ácido clorídrico (HCl) 0,50 mol L-1 
 Raspas de zinco  Soluções A, B, C e D, fornecidas pelo professor 
 Raspas de cobre 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 36 
4. Procedimento experimental 
4.1 Formação de dendrites de prata 
Lixar a superfície de um fio de cobre de modo a remover alguma oxidação que 
possa existir. Desengordure bem o fio esfregando-o com algodão embebido em álcool. 
Mergulhar o fio de cobre desencapado (enrolado de uma forma decorativa) dentro de um 
béquer de 100 mL contendo solução de nitrato de prata 0,10 mol L-1. Coloque o fio de cobre 
de forma que fique totalmente imerso e observe. Para melhorar a visualização utilize uma 
lupa. Deixar o sistema em repouso por trinta minutos, observando constantemente e 
anotando os resultados. 
 
4.2 Poder redutor dos metais 
Coloque em cada tubo de ensaio raspas do metal indicado na segunda coluna da 
Tabela 1 e a solução dos cátions da terceira coluna. Anote as observações em cada caso. 
Tabela 1. Reações de metais com íons em solução. 
Tubo Metal Cátion Observações 
1 Mg Mg2+ 
2 Mg Zn 2+ 
3 Mg Cu2+ 
4 Mg H+ 
5 Zn Mg2+ 
6 Zn Zn2+ 
7 Zn Cu2+ 
8 Zn H+ 
9 Cu Mg2+ 
10 Cu Zn2+ 
11 Cu Cu2+ 
12 Cu H+ 
 
 
4.3 Identificação de cátions 
Limpar, com esponja de aço ou lixa, as lâminas metálicas de cobre, alumínio e 
chumbo até que fiquem brilhantes. Em seguida, limpar com toalha de papel. Adicionar uma 
gota de cada uma das soluções A, B, C e D às três lâminas e observar o que acontece. O 
aparecimento de uma mancha na lâmina indica reação. Como as reações nem sempre são 
instantâneas, esperar uns três minutos para chegar a uma conclusão definitiva. Na Tabela 2, 
escreva "+", se ocorreu reação, e "-", em caso contrário. 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 37 
Tabela 2. Reações para identificação de cátions. 
Solução Lâmina de cobre Lâmina de alumínio Lâmina de chumbo 
A 
B 
C 
D 
 
 
5. Questionário 
 
5.1 Explique os experimentos dos itens 4.1 e 4.2 e discuta os resultados obtidos. 
 
5.2 Calcule Eo para todos os sistemas do item 4.3 do experimento. Os cátions contidos nas 
soluções desconhecidas são Ag+, Na+, Zn2+ e H3O
+. Siga o exemplo: 
 
Cátion Ag+/ Lâmina de Pb: 
2 Ag+(aq) + 2 e
-  2 Ago (s) E
o = + 0,7991 V 
Pbo (s)  Pb
+2 + 2 e- Eo = + 0,1260 V 
2 Ag+(aq) + Pb
o (s)  2 Ag
o (s) + Pb
+2 Eo = + 0,9251 V 
 
Essa reação ocorre; logo, na tabela, corresponde a um quadrinho com "+". 
 
5.3 Correlacione todos os resultados do item anterior com a tabela obtida no experimento, 
identificando os cátions das soluções A, B, C e D. 
 
5.4 Suponha que você precisa identificar os cátions de quatro soluções desconhecidas. Sabe-
se que esses cátions são Mg2+, Cd2+, Pb2+ e Au3+. Baseando-se no experimento do item 4.3, 
como você procederia, sendo que dispõe de lâminas de alumínio, níquel e cobre? 
Esquematize as reações e valores de potenciais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 38 
Experimento 08 
 
VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA EQUAÇÃO DE NERNST 
1. Introdução 
A Equação de Nernst, desenvolvida por Walther Hermann Nernst, um químico alemão, 
demonstra a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz (fem) de uma 
pilha. A dependência da fem da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da 
dependência da variação da energia livre com a concentração. 
∆G = ∆Gº + RT ln Q 
A diferença de potencial entre os eletrodos de uma célula mede a tendência da célula 
em realizar uma reação química, isto é, quanto mais positivo for o seu valor maior será a 
tendência da reação a se deslocar para a direita, em direção aos produtos. 
Nernst foi o primeiro pesquisador a estabelecer uma teoria para explicar o 
aparecimento da diferença de potencial nos eletrodos. Através de raciocínios 
termodinâmicos ele deduziu uma equação que permite calcular a diferença de potencial 
existente entre um metal e uma solução aquosa de um de seus sais, isto é, o potencial E do 
eletrodo. 
A equação de Nernst é usada para calcular o potencial de eletrodo para atividades 
diferentes das condições padrões das espécies redox. Para a meia reação: 
Aox + ne
-
 → Ared 
A equação de Nernst é: 
 
Onde: E = potencial (em volts) de eletrodo; 
Eº = potencial padrão do eletrodo (obtido em tabelas); 
R = constante universal dos gases (8,3145 Joules/(K mol); 
T = temperatura absoluta em Kelvin; 
n = número de elétrons envolvidos na estequiometria da reação; 
F = constante de Faraday (96.485,309 Coulombs); 
a = atividade das espécies consideradas. 
A 25 ºC, substituindo as várias constantes numéricas e transformando logaritmo 
neperiano em decimal resulta na seguinte equação: 
 
Em unidades de concentração ela se torna: 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Walther_Hermann_Nernst
http://pt.wikipedia.org/wiki/For%C3%A7a_eletromotriz
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 39 
 
A equação de Nernst pode ser utilizada para calcular tanto o potencial de eletrodos 
individuais como a diferença de potencial em uma célula (ou pilha). Em geral, é mais 
conveniente aplicar a equação de Nernst para um eletrodo de cada vez. 
 
2. Objetivos 
 Montar células eletroquímicas e determinar a diferença de potencial para cada uma 
delas. 
 Compreender a variação da força eletromotriz de uma pilha (célula galvânica) com a 
variação das concentrações dos íons que fazem parte dos eletrodos da pilha. 
 Verificar a equação de Nernst. 
 
3. Material utilizado 
 Béqueres  Solução saturada de sulfatode sódio 
 Balões volumétricos de 50 mL  Solução de sulfato de cobre 0,10 mol L-1 
 Vaso poroso  Solução de sulfato de zinco 0,10 mol L-1 
 Voltímetro  Solução de sulfato de sódio 0,10 mol L-1 
 Fios condutores  Lâmina de zinco metálico 
 Tubo em U (plástico ou vidro)  Lâmina de cobre metálico 
 Esponja de aço ou lixa 
 
4. Procedimento Experimental 
 Meça 0,5 e 5,0 mL de solução 0,10 mol L-1 de sulfato de zinco e dilua em balões 
volumétricos de 50 mL, completando o volume com solução de sulfato de sódio 0,1 mol L-1. 
 Meça 0,5 e 5,0 mL de solução 0,10 mol L-1 de sulfato de cobre e dilua em balões 
volumétricos de 50 mL, completando o volume com solução de sulfato de sódio 0,1 mol L-1. 
 Numere três béqueres de 1 a 3 e coloque em cada um deles as soluções de sulfato zinco 
(0,001, 0,01 e 0,1 mol L-1). Numere três béqueres de 4 a 6 e coloque em cada um deles as 
soluções de sulfato de cobre (0,001, 0,01 e 0,1 mol L-1). 
 Prepare a ponte salina enchendo um tubo de vidro em U (ou um tubo de plástico) com 
solução saturada de sulfato de sódio e tampando as extremidades do tubo com algodão 
embebido nessa solução. Cuidado para que não se formem bolhas no interior do tubo. 
 Lixe muito bem e lave as placas de cobre e zinco. 
 Monte células eletroquímicas conforme a Figura 1. Meça as tensões elétricas das pilhas 
construídas em função das concentrações de Zn2+ e de Cu2+, segundo os dados da Tabela 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 40 
Solução de 
sulfato de cobre
Solução de sulfato de zinco
Lâmina de cobre
Lâmina de zinco
Voltímetro
Vaso poroso
Solução de 
sulfato de cobre
Solução de sulfato de zinco
Lâmina de cobre
Lâmina de zinco
Voltímetro
Vaso poroso
1. Ao passar de uma medida para outra, lixe novamente, muito bem, as placas de cobre e 
zinco e troque os algodões da ponte salina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Pilha com ponte salina. 
Tabela 1. Combinação das soluções de ZnSO4 e de CuSO4 para a construção das pilhas. 
Solução Combinação das soluções 
ZnSO4 1 1 1 2 2 2 3 3 3 
CuSO4 4 5 6 4 5 6 4 5 6 
∆E 
 
 Utilizando somente as soluções nos béqueres 3 e 6, monte uma célula eletroquímica 
conforme a Figura 2. Determine com um voltímetro a diferença de potencial elétrico 
entre as semi-células. Faça as anotações necessárias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Pilha com separação porosa. 
 
Solução de sulfato de cobre Solução de sulfato de zinco
Lâmina de cobre Lâmina de zinco
Voltímetro
Ponte salina 
com cloreto de potássio
Solução de sulfato de cobre Solução de sulfato de zinco
Lâmina de cobre Lâmina de zinco
Voltímetro
Ponte salina 
com cloreto de potássiocom sulfato de sódio 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 41 
5. Questionário 
5.1 Escreva as semi–reações de cada um dos eletrodos e a reação da pilha de Daniell. 
5.2 Observando as semi–reações, indique qual eletrodo é o ânodo e qual é o cátodo. 
Justifique. 
5.3 Consulte uma tabela e anote os valores dos potenciais padrão de redução para as 
seguintes semi–equações: 
Cu2+(aq) + 2e
-  Cuo(s) E
o = _______V 
Zn2+ (aq) + 2e
-  Zno(s) E
o = _______V 
5.4 Com base nestes dados, calcule a diferença de potencial elétrico da célula eletroquímica. 
5.5 Compare o valor calculado da diferença de potencial da célula com os valores observados 
experimentalmente. Calcule o erro percentual das medidas e justifique. 
5.6 Qual a finalidade do material poroso e da ponte salina nas células eletroquímicas? 
5.7 Relacione a diferença de potencial elétrico de uma célula eletroquímica com a 
espontaneidade da reação. Por que, na pilha do experimento, a redução do zinco e a 
oxidação do cobre não ocorrem espontaneamente? O que seria preciso para que esses 
processos ocorressem? 
5.8 Construa um gráfico de log [Zn2+]/[Cu2+] versus ∆E0, utilizando os dados da Tabela 1. 
Verifique a validade da Equação de Nernst. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 42 
Experimento 09 
CONSTRUÇÃO DE PILHAS DE LIMÃO E BATATA 
 
1. Introdução 
Bateria ou pilha é uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste 
em uma ou mais células voltaicas. Quando as pilhas são conectadas em série, a pilha produz 
uma voltagem que é a soma das fems das pilhas individuais. Maiores fems também podem ser 
atingidas quando utilizadas baterias múltiplas em série. Os eletrodos das baterias são 
marcados seguindo-se a seguinte convenção: o catodo é indicado com um sinal positivo, e o 
anodo, com um sinal negativo. 
Baterias nas quais a energia química simplesmente é guardada chamam-se baterias 
primárias. Muitas baterias usadas para rádios, brinquedos, calculadoras, bateria alcalina, 
etc., são baterias primárias. 
Algumas baterias são construídas de forma que os produtos de oxidação–redução 
permanecem separados durante a reação de descarga. Tais baterias podem ser recarregadas 
e são chamadas baterias secundárias. Uma das baterias secundárias mais largamente 
conhecidas é a bateria de chumbo, quando esta bateria é descarregada, chumbo metálico é 
oxidado à sulfato de chumbo e dióxido de chumbo é reduzido a sulfato de chumbo. A reação 
é : 
Pb + PbO + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O + energia elétrica 
O sulfato de chumbo formado em ambos os eletrodos é um composto insolúvel, e isso 
permanece na superfície da bateria ao invés de dissolver no ácido da bateria. Como esta 
reação é reversível, a bateria pode ser recarregada colocando-se eletricidade nela. 
Recarrega-se uma bateria de chumbo de carro enquanto se dirige. Um regulador de voltagem 
percebe o rendimento a partir do alternador, e quando o alternador de voltagem excede o da 
bateria, a bateria é carregada. Durante o ciclo de recarga de algumas baterias de chumbo 
água é eletrolisada à hidrogênio e oxigênio 
2 H2O 2 H2 + O2 
 
2. Objetivos 
 Construir diferentes pilhas usando limão e batata. 
 Construir uma bateria através da associação de pilhas em série. 
 Verificar a voltagem das pilhas conectadas individualmente e em série. 
 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 43 
Solução de 
sulfato de cobre
Solução de sulfato de zinco
Lâmina de cobre
Lâmina de zinco
Voltímetro
Vaso poroso
Solução de 
sulfato de cobre
Solução de sulfato de zinco
Lâmina de cobre
Lâmina de zinco
Voltímetro
Vaso poroso
3. Material utilizado 
 Béqueres  Solução de sulfato de zinco 0,1 mol L-1 
 Esponja de aço ou lixa  Lâminas de cobre metálico 
 Espuma de poliuretano  Fio rígido de cobre 
 Fios condutores com conectores jacaré  Lâminas de zinco metálico 
 Vaso poroso ou velas de filtro  Grampos de cerca ou pregos 
 Voltímetro  03 batatas 
 Calculadora com pilha de 1,5 V  03 limões 
 Solução de sulfato de cobre 0,1 mol L-1 
 
4. Procedimento Experimental 
Montando a pilha de Daniell 
 Lixe muito bem e lave as placas de cobre e zinco. 
 Monte duas células eletroquímicas conforme a Figura 1, usando soluções de sulfato de 
zinco e sulfato de cobre, ambas as soluções a 0,1 mol L-1, no béquer e no vaso poroso, 
respectivamente. Meça a tensão elétrica das pilhas construídas. Anote o resultado. 
 Associe as duas pilhas (com o catodo de uma ligada ao anodo da outra) e meça a tensão 
produzida pelas pilhas conectadas em série. Anote o resultado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Pilha com separação porosa. 
Montando a pilha de limão 
 Lixe bem e lave os fios de cobre e os grampos. Finque um fio de cobre em um lado do 
limão e um grampo no outro lado. Conecte os eletrodos ao multímetro utilizando os fios 
elétricos com jacaré nas extremidades. Observe o potencial. Anote o resultado. 
 Finque mais um limão com o fio de cobre em um lado e o grampo no outro lado. Associe os 
dois limões (com o catodo da pilha ligada ao anodo da outra) e meça a tensão produzida 
pelas pilhas conectadas em série. Anote o resultado. 
 
Química Geral ExperimentalII – Química – pág. 44 
 Finque um terceiro limão e associe os três limões em série. Meça a tensão produzida. 
Anote o resultado. 
 
Montando a pilha de batata 
 Lixe bem e lave os fios de cobre e os grampos. Finque um fio de cobre em um lado da 
batata e um grampo no outro lado. Conecte os eletrodos ao multímetro utilizando os fios 
elétricos com jacaré nas extremidades. Observe o potencial. Anote o resultado. 
 Finque mais uma batata com o fio de cobre em um lado e o grampo no outro lado. Associe 
as duas batatas (com o catodo da pilha ligada ao anodo da outra) e meça a tensão 
produzida pelas pilhas conectadas em série. Anote o resultado. 
 Finque uma terceira batata e associe as três batatas em série. Meça a tensão produzida. 
Anote o resultado. 
 Remova a tampinha do alojamento da pilha de uma calculadora. Retire a pilha. O fio que 
vem do fio de cobre da batata deve ser ligado ao polo positivo da calculadora e o fio que 
vem do grampo de zinco da batata deve ser ligado ao polo negativo da calculadora. 
Verifique se a calculadora funciona normalmente efetuando cálculos simples. 
 
 
5. Questionário 
5.1 O que é uma pilha? 
5.2 Qual é a diferença entre uma pilha primária e uma secundária? 
5.3 Determinado dispositivo requer uma fonte elétrica portátil de 7,5 V. Será possível usar 
uma única pilha com base em uma única célula voltáica como a força elétrica? Explique. 
5.4 Panelas de alumínio são muito utilizadas no cozimento de alimentos. Os potenciais de 
redução (Eº) indicam ser possível a reação deste metal com água. A não ocorrência dessa 
reação é atribuída a presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio 
formada na reação do metal com o oxigênio do ar. 
a) Escreva a equação balanceada que representa a formação da camada protetora. 
b) Com os dados de Eº abaixo, explique como foi feita a previsão de que o alumínio pode 
reagir com água. 
Dados: 
 Al3+(aq) + 3e
-  Alo(s) E
o = - 1,66 V 
2 H2O(l) + 2e
-  H2 + 2 OH
-
(aq) E
o = - 0,83 V 
 
 
Química Geral Experimental II – Química – pág. 45 
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