Apostila Geral Exp

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APOSTILA DE QUÍMICA
GERAL EXPERIMENTAL
Licenciatura em Química
Ministério da Educação
Secretaria de Educação Profissional e Tecnológica
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro
Campus Duque de Caxias
APOSTILA DE QUÍMICA GERAL
EXPERIMENTAL
Equipe organizadora:
Docentes:
Everton Tomaz da Silva.
Marcela Carmen de Melo Burger.
Discentes:
Bruno Clemente Brandão Marques.
Danilo Minto dos Santos.
Ygor Ramos Vaz.
Duque de Caxias — RJ
2018
SUMÁRIO
Medidas de segurança no
laboratório......................................................................01 Instruções para
elaboração dos relatórios................................................................05
Prática 1: Introdução às técnicas laboratoriais: pesagem, medidas e transferências
de sólidos e líquidos.................................................................................................08
Prática 2: Fenômenos químicos e
físicos..................................................................11 Prática 3: Técnicas de
separação de misturas homogêneas e heterogêneas..........14 Prática 4: Ligações
químicas e interações intermoleculares....................................17 Prática 5:
Soluções..................................................................................................20 Prática
6: Cinética química.......................................................................................23
Prática 7: Equilíbrio
químico.....................................................................................26 Prática 8:
Termoquímica...........................................................................................29 Prática
9: Oxirredução..............................................................................................31
Prática 10:
Eletroquímica.........................................................................................33
Medidas de segurança no laboratório
Introdução:
• Laboratórios de ensino são lugares potencialmente perigosos e a partir do momento que
se tomem precauções necessárias, se tornam seguros.
• Os riscos de acidentes podem ser minimizados tomando-se atitude cautelosa e
responsável visando sempre a segurança de todos.
• O usuário de laboratório deve sempre adotar uma atitude atenciosa, cautelosa e
sistemática quanto aos seus procedimentos.
Orientações gerais:
• Os alunos deverão ser orientados desde a primeira aula sobre o risco de trabalharem
em um laboratório sem condições de segurança. Devem ser orientados para evitarem
brincadeiras e não realizarem experimentos sem a autorização do professor.
De ordem pessoal:
• São proibidos o uso de sandálias, chinelos e shorts durante os experimentos. É
obrigatório o uso de calçados fechados e calças compridas resistentes (jeans).
• Cada aluno deve utilizar seu equipamento de proteção individual (EPI): jaleco longo em
tecido de algodão sobre a roupa e óculos de proteção.
• É recomendável que se mantenha sempre os cabelos presos e, se necessário, que se
faça uso de touca.
• Não deverão ser utilizadas lentes de contato.
• Deve-se lavar muito bem as mãos antes e após qualquer atividade no laboratório.
De ordem geral:
• Não se deve fumar, ingerir alimentos ou bebidas nos laboratórios sob risco de
contaminação e distração.
• Evite realizar experimentos sozinho e solucione suas dúvidas antes de iniciar a prática,
lendo atentamente o roteiro, organizando as vidrarias e reagentes a serem utilizados. •
Dependendo do risco de periculosidade (principalmente para produtos tóxicos e
corrosivos), o experimento deverá ser conduzido em capela com luvas, máscaras e
óculos de proteção.
• Leia atentamente os rótulos dos frascos de reagentes antes de utilizá-los, pois neles há
informações quanto à manipulação segura.
• Antes de iniciar qualquer prática, identifique os locais e tipos de extintores de incêndio,
bem como as saídas de emergência.
De ordem operacional:
• Jamais deverão ser pipetados líquidos com a boca; deverá ser utilizada pêra de
borracha.
• Pipetas diferentes deverão ser utilizadas para medir soluções diferentes durante a
realização do experimento, a fim de evitar contaminações.
Medidas de segurança no laboratório.01
• Atenção especial deve ser dada a práticas que utilizam aquecimento. Ao aquecer
substâncias voláteis ou inflamáveis, deve-se sempre levar em conta o risco de
incêndio. O aquecimento direto a chama com tela de amianto somente é recomendado
para líquidos não inflamáveis como água.
• Ao preparar ou trabalhar com soluções exotérmicas deve-se ter sempre o cuidado em
adicionar o produto químico sobre a água.
• Após o encerramento do experimento todos os materiais utilizados devem ser limpos e
guardados em locais apropriados.
• Antes de iniciar qualquer prática, identifique os locais e tipos de extintores de incêndio,
bem como as saídas de emergência.
Simbologias de perigo:
• Todos os rótulos de reagentes devem ser identificados utilizando classificação
internacional de produtos e resíduos químicos para armazenamento, manipulação e
tratamento.
• Toda a solução química preparada em laboratórios deve conter um rótulo com: nome da
solução, concentração, uso específico, data de preparo e validade (quando for
necessário), fator estequiométrico (quando for necessário), simbologia e terminologia
internacional de riscos e nome do responsável.
• Em geral, as normas adotadas nos laboratórios para rotulagem baseiam-se numa
classificação feita pela NFPA (National Fire Protection Association), que desenvolveu
um sistema padrão para identificar a toxidade, a inflamabilidade e a reatividade de
produtos perigosos.
• Esse sistema é representado pelo Diamante do Perigo ou Diagrama de Hommel
(Imagem 1) e possui sinais de fácil reconhecimento e entendimento, que podem nos
dar idéia geral do tipo e grau de periculosidade dos materiais
Imagem 1 – Diagrama de Hommel.
Medidas de segurança no laboratório.02
• Para a simbologia de risco poderão ser utilizadas as recomendações da Comunidade
Econômica Européia (CEE), representada no Quadro 1.
Quadro 1 – Simbologia de risco para substâncias perigosas.
Significado Símbolo Descrição dos riscos
Tóxico (T)
Muito tóxico (T+)
Substâncias e preparações tóxicas/nocivas que
apresentam, mesmo em pequenas quantidades,
um perigo para saúde.
Se a gravidade do efeito sobre a saúde se
manifestar com quantidades muito pequenas, o
produto é assinalado pelo símbolo tóxico.
Nocivo (Xn) Estes produtos penetram no organismo por
inalação, por ingestão, ou através da pele.
Facilmente
inflamável (F)
Extremamente
inflamável (F+)
(F). Os produtos facilmente inflamáveis
incendiam se em presença de uma chama, de
uma fonte de calor (superfície quente ou uma
fagulha).
(F+). Os produtos extremamente inflamáveis
incendeiam-se sob a ação de uma fonte de
energia (chama, fagulha, etc.), mesmo em 0°C.
Comburente (O) A combustão tem necessidade de uma
substância combustível, de oxigênio e de uma
fonte de inflamação; é consideravelmente
acelerada em presença de um produto
comburente (substância rica em oxigênio).
Corrosivo (C) As substâncias corrosivas danificam gravemente
os tecidos vivos e atacam igualmente outras
matérias. A reação pode ser devida à presença
de água ou de humidade.
Irritante (Xi) O contato repetido com produtos irritantes
provoca reações inflamatórias da pele e das
mucosas.
Explosivo (E) A explosão é uma combustão extremamente
rápida; depende das características do produto,
da temperatura (fonte de calor), do contato com
outros produtos (reações dos choques, das
fricções, etc.).
Perigoso para o
ambiente (N)
Substâncias muito tóxicas para organismos
aquáticos, toxicas para fauna e perigosa para
camada de ozônio.
03
Medidas de segurança no laboratório.
Emergência:
• Jamais deverão ser pipetados líquidos com a boca; deverá ser utilizada pêra de
borracha.
• Qualquer acidente deve ser comunicado ao professor.
• Cortes e ferimentos, mesmo que leves, devem ser desinfetados e cobertos. Procure
atendimento médico.
• Queimaduracom fogo ou material quente devem ser tratadas com compressa de gelo. •
Queimaduras com ácidos ou bases em geral devem ser lavadas com água em
abundância, com posterior atendimento médico.
• Nos casos de substâncias estranhas em contato com os olhos, estes deverão ser
lavados com água em abundância (preferencialmente no “lava olhos”) durante 10 a 15
minutos. Em seguida, procure o médico oftalmologista.
• Em caso de acidente (por contato ou ingestão de substância química) procure o
professor para melhores instruções quanto ao atendimento (lava olhos, chuveiro ou
atendimento médico).
Normas gerais de segurança:
• Todo bloco, sala ou laboratório deverá ter um responsável, cujo telefone deverá ser
fixado na parte externa do setor.
• Os Departamentos deverão prover todos os laboratórios com material de combate e
prevenção de incêndio, tais como: caixas de areia, extintores de incêndio dos tipos CO2
e pó químico (que deverão ficar em lugares de acesso livre).
• A seguir estão listados telefones úteis para o gerenciamento de um laboratório:
o Bombeiros: 193
o Polícia Militar: 190
o Defesa Civil: 199
o Unidade de Pronto Atendimento (UPA-Sarapuí): 2771-9717/2772-1077/2671-
9663
o Sist. Nacional de Informações Tóxico-Farmacológicas (Sinitox): 3865-
3246/3865-3247
o Inea/FEEMA: 2334-8394/2334-8395
04
Medidas de segurança no laboratório.
Instruções para elaboração dos relatórios
Um bom relatório deve ser redigido de forma clara, precisa, impessoal (uso de verbos na
terceira pessoa) e com linguagem adequada (científica).
O relatório deve conter os seguintes itens:
1. Capa: Deve conter de forma organizada o nome da instituição, título da prática, disciplina,
período, identificação dos componentes do grupo, cidade e data.
2. Resumo: O resumo é digitado em espaço de 1,5 devendo ressaltar o objetivo, o método,
técnicas abordadas, principais resultados e conclusões do trabalho com frases concisas e
objetivas. Deve ser de no máximo uma folha. Faça esta parte por último.
3. Abstract: É o resumo em língua estrangeira, geralmente inglês.
4. Sumário: É a enumeração das divisões e seções do trabalho com suas respectivas páginas.
5. Introdução: Breve abordagem do conteúdo pesquisado e da prática realizada de forma
ampla e objetiva.
6. Objetivo: É o motivo da realização da prática em frases diretas. Utilizam-se verbos no
infinitivo: entender, compreender, etc.
7. Materiais e reagentes: Vidrarias, equipamentos e reagentes usados na prática devem ser
listados. Deve ser informada a concentração de cada solução usada.
8. Procedimento experimental: É a execução da prática feita pelo aluno. Nesta parte devem
ser descritas passo a passo as ações desenvolvidas, quantidades medidas, temperatura, etc.
9. Resultados e discussão: O aluno deve apresentar os resultados obtidos JUSTIFICANDO
OS COM O EMBASAMENTO TEÓRICO APROPRIADO. NESTE MOMENTO, DEVEM SER
APRESENTADAS TODAS AS EQUAÇÕES BALANCEADAS PARA CADA TÓPICO DA
PRÁTICA.
10. Conclusões: As conclusões são feitas com base nos resultados obtidos. São afirmações
que envolvem a ideia principal da prática.
11. Questionário: Perguntas feitas pelo professor envolvendo a prática ou o tema da prática.
05
Instruções para elaboração dos relatórios.
12. Citações: Para evitar o plágio deve ser citada qualquer informação adquirida de artigos,
livros, sites, teses, etc. As citações devem estar diretamente ligadas às referências no final do
relatório. Podem ser em ordem numérica ou alfabética (autor, data). Deve-se adotar um único
sistema padrão.
Numérico:
A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos1
Alfabética (autor, data):
Citação direta: quando ocorre a transcrição das palavras do material consultado sem
modificação.
Ex1: 1 autor:
• “A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos” (BENITE, 2007,
p.2062).
• Benite (2007, p.2062) afirma que “A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos
sistemas vivos”
Ex2: 2 ou 3 autores
• “A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos” (BENITE;
MACHADO; BARREIRO, 2007, p.2062).
• De acordo com Benite e Machado (2007, p.2062) “A química bioinorgânica estuda os
íons metálicos nos sistemas vivos”
Ex3: mais de 3 autores (utiliza-se o termo “et al”).
• “A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos” (BENITE et al
,2007, p.2062).
• De acordo com Benite et al (2007, p.2062) “A química bioinorgânica estuda os íons
metálicos nos sistemas vivos”
Ex4: mais de três linhas (deve possuir recuo de 4cm à esquerda, fonte menor que o texto
principal, sem aspas e espaçamento simples entre as linhas).
[...] a química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos [...]
(BENITE, 2007, p.2062).
Citação indireta: quando se utiliza suas palavras para apresentar a ideia do autor.
Ex1:
• Os íons metálicos presentes em organismos vivos é a área de pesquisa da química
bioinorgânica (BENITE, 2007).
• Segundo Benite (2007) Os íons metálicos presentes em organismos vivos é a área de
pesquisa da química bioinorganica.
A formatação da citação indireta se assemelha a citação direta, entretanto não se coloca
aspas e nem o número da página consultada. Outro fator divergente é que a quantidade de
linhas não influencia na formatação da citação indireta.
Instruções para elaboração dos relatórios.06
13. Referências: Descrição dos livros, artigos, sites ou outro material consultado:
Livro: SOBRENOME, Nome Abreviado. Título: subtítulo (se houver). Edição. Local de
publicação (se não houver utiliza-se [S.L.]): Editora, data de publicação da obra.
Ex: Farias, R.F. Práticas de química inorgânica. 3ª ed. Campinas: átomo, 2010.
Artigo: SOBRENOME, Nome Abreviado. Título do artigo. Título da Revista, Local de
Publicação (se não houver utiliza-se [S.L.]), Número do Volume, Número do Fascículo,
Páginas inicial-final, mês e ano
Ex: Benite, A.M.C; Machado, S. P.; Barreiro, E. J. Uma visão da química bioinorgânica
medicinal. Quimica Nova, [S.L.], Vol. 30, 8, 2062-2067, 2007.
Site: Título do Artigo – Ano – link – data de acesso (antes da data acrescenta-se a expressão
acesso em:).
Ex: Protein Data Bank. Disponível em: <http://www.rcsb.org/pdb/home/home.do>. Acesso em
29/01/2013.
Espaçamento: dois espaços simples.
Alinhamento: à esquerda.
Títulos e subtítulos devem ser separados utilizando dois pontos.
O termo “et al.” é usado quando a referência possuir mais de três autores.
Ex: Farias, R.F et al.....
As referências podem ser organizadas em ordem alfabética ou na ordem numérica em que
são citadas no texto. Vide os exemplos abaixo:
Ex1. Numérica: Deve-se colocar na ordem em que aparece no texto.
Referências:
1. BENITE, A.M.C; MACHADO, S. P.; BARREIRO, E. J. Uma visão da química
bioinorgânica medicinal. Quim. Nova, Vol. 30, 8, 2062-2067, 2007.
2. ...
3. ...
Ex2. Alfabética: Deve-se colocar em ordem alfabética.
Referências:
A...
BENITE, A.M.C; MACHADO, S. P.; BARREIRO, E. J. Uma visão da química
bioinorgânica medicinal. Quim. Nova, Vol. 30, 8, 2062-2067, 2007.
C...
Pode-se também optar por um mecanismo online para referências como:
http://www.more.ufsc.br/
Instruções para elaboração dos relatórios.07
Prática 1: Introdução às técnicas
laboratoriais: pesagem, medidas e
transferências de sólidos e líquidos.
Objetivo:
• Efetuar as técnicas de pesagem;
• Determinar densidade de sólidos e líquidos;
• Realizar diferentes medições e transferências
de sólidos e líquidos através de diversos
instrumentos;
• Comparar e constatar a precisão de
instrumentos de medidas para um mesmo
volume;
• Conhecer os materiais laboratoriais;
• Realizar técnicas de pipetagem e medições.
Referências:
ABREU, Daniela Gonçalves de; SILVA, Glaucia Maria da. APOSTILA DE
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL. Ribeirão Preto: USP.
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
08
1.1 — Técnicas de Pesagem.
a) Pesagem poradição:
1. Em uma balança analítica, determinar a
massa de um vidro relógio anotando seu
valor.
2. Adicionar no vidro relógio, pouco a pouco,
em torno de 1,2 g de carbonato de cálcio
(CaCO3).
3. Anote o resultado encontrado, levando em
conta a precisão da balança.
b) Pesagem por diferença:
1. Pegue o pesa filtro contendo cloreto de
sódio (NaCl) que se encontra no dessecador.
2. O material deve ser manuseado com luvas
ou com ajuda de um papel toalha para que
não haja interferência na pesagem.
3. Determine sua massa na balança
analítica, anotando o valor encontrado.
4. Leve um béquer para junto da balança e
retire com o auxílio de uma espátula, em
torno de 2,5 g do sal, anotando o valor
encontrado na balança.
c) Pesagem direta:
1. Coloque na balança um béquer de 50 mL
e aperte o botão “tara” que se encontra na
balança analítica.
2. Adicionar cerca de 1,2 g de areia,
utilizando uma espátula.
1.2 — Comparação de volumes.
a) Comparação entre béquer, bureta e
pipeta volumétrica:
1. Transferir 10 mL da solução de
permanganato de potássio 0,005mol.L-1
(KMnO4) para um béquer de 25 mL.
2. Transfira a solução do béquer para uma
bureta de 25 mL, anotando o volume
medido.
3. Complete a bureta de 25 mL com solução
de permanganato de potássio (KMnO4).
4. Escoe 10 mL da solução para um béquer
de 50 mL.
5. Pipetar com pipeta volumétrica 10 mL do
béquer de 50 mL para uma proveta de 25
mL.
6. Faça uma comparação entre os volumes
medidos nas diferentes vidrarias.
1.3 — Determinação de
densidade. a) Densidade de
sólidos:
1. Com o auxílio de uma pisseta, coloque 20
mL de água deionizada na proveta de 25
mL.
2. Ajuste o menisco, como mostra a Imagem
1 e anote o volume medido.
3. Pesar em um vidro relógio dois pregos (Fe
- metálico), anotando sua massa.
4. Coloque os dois pregos dentro da proveta
(observe se os pregos ficaram totalmente
submerso), inclinando-a em
aproximadamente 30° para evitar respingos.
Prática 1: Introdução às técnicas laboratoriais: pesagem,
medidas e transferências de sólidos e líquidos.
Imagem 1 – Método de aferição. 09
5. Se houver bolhas nas paredes da
proveta ou na superfície do ferro, bata
levemente na base da proveta para
desprender essas bolhas.
6. Anote o novo volume medido, e calcule
a densidade do ferro.
7. Faça uma comparação com a
densidade teórica para calcular o erro
experimental com a seguinte fórmula:
E = diferença entre os valores teórico e experimental
x 100 Valor teórico
Quadro 1 – Dados obtidos (a)
Amostra Ferro (Fe)
Massa (g)
Volume da
água (mL)
Volume da água
+ amostra
Densidade
(g/mL)
Teórica/Prática
Erro (%)
b) Densidade de líquidos:
1. Pesar na balança um balão
volumétrico de 100 mL, seco, e anote
sua massa em gramas: M1.
2. Preencha o balão com água destilada
até a marca, e anote a nova massa: M2.
3. Transfira o líquido do balão para um
béquer de 250 mL e coloque o
termômetro. Quando a leitura da
temperatura se estabilizar, anote seu
valor.
4. Repita os procedimentos utilizando
álcool etílico (C2H5OH).
5. Faça uma comparação entre os
valores experimental e teórico.
Prática 1: Introdução às técnicas
laboratoriais: pesagem, medidas e
transferências de sólidos e líquidos.
Quadro 2 – Dados obtidos (b)
Balão: M1
(g)
Amostra Água
destilada
Álcool
etílico
Balão +
líquido: M2
(g)
Líquido:
M3 (g)
Densida
de
(g/mL)
Temperatu
ra (°C)
c) Densidade da água em diferentes
temperaturas (demonstrativo):
1. Preencha dois béqueres de 250 mL
com 200 mL de água destilada em
temperatura ambiente.
2. Separe dois erlenmeyers de 25 mL e
adicione algumas gotas de corantes
diferentes em cada erlenmeyer.
3. Em seguida, em um erlenmeyer
adicione água destilada em temperatura
ambiente, em outro coloque água
destilada quente. A água deve preencher
o recipiente até a borda.
4.Com a ajuda de uma pinça de madeira,
coloque simultaneamente cada
erlenmeyer em um béquer de 250 mL.
Cuidado para não deixar os erlenmeyers
baterem com força no fundo do béquer.
Questionário:
1 - Qual é o efeito da temperatura sobre a
densidade de um líquido? Explique.
2 - Seria possível diferenciar uma joia
feita de ouro e uma feita de ferro
banhada em ouro utilizando um
procedimento semelhante ao desta
prática? Explique.
3 - Explique o motivo da formação do
menisco da água.
10
Prática 2: Fenômenos químicos e
físicos.
Objetivo:
• Averiguar as diferenças entre os fenômenos
físicos e químicos através de processos
experimentais;
• Compreender as diferentes técnicas de
aquecimento;
• Reconhecer os principais tipos de funções
inorgânicas.
Referências:
ABREU, Daniela Gonçalves de; SILVA, Glaucia Maria da. APOSTILA DE
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL. Ribeirão Preto: USP.
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
SANTOS, Rodrigo Luis. Química Inorgânica Fundamental. Ilhéus: Universidade
Estadual de Santa Cruz. Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas, 2014.
11
2.1 — Aquecimento do sulfato de cobre
pentahidratado.
1. Em um béquer de 100 mL, adicionar 10
mL de solução de sulfato de cobre(II)
pentahidratado.
2. Aquecer a solução em uma chapa de
aquecimento (150ºC) até secar
completamente (retirar o aquecimento).
3. Ao observar uma coloração mais branca
no sal, gotejar, com um pissete, 2 gotas de
água destilada e observar.
4. Comente sobre todos os aspectos
observados do início ao fim do aquecimento.
2.2 — Ácido e Base.
1. Colocar em um tubo de ensaio 1,0 mL de
solução de ácido clorídrico 0,1mol.L-1.
2. Adicione 2 gotas de fenolftaleína agitando
o.
3. Com uma pipeta graduada, goteje com
agitação contínua, uma solução de hidróxido
de sódio 0,1mol.L-1 até ser observada uma
mudança definitiva na coloração.
4. Anote o volume de hidróxido para
ocorrência da mudança.
5. Comente os tipos de fenômeno que ocorre,
e o motivo da mudança na coloração após a
adição do hidróxido de sódio. Quais as
funções inorgânicas presentes no tubo?
2.3 — Ácido e Sal.
1. Coloque cerca de 1,0 g de carbonato de
cálcio (CaCO3) em um tubo de rolha com
saída lateral.
2. Conecte a mangueira e mergulhe a outra
ponta em um bécher de 50 mL cheio de
água.
3. No tubo, adicione 2 mL de ácido clorídrico
(HCl) 10%.
4. Observe o que acontece, forneça a
equação química envolvida e explique as
bolhas saindo na água.
Prática 2: Fenômenos químicos e
Prática 2: Fenômenos químicos e físicos.
físicos.
2.4 — Óxido básico x Óxido ácido.
1. Separe dois béqueres com 20 mL água
destilada.
2. No béquer 1, pingue 3 gotas de
fenolftaleína e adicione 1,0 g de óxido de
cálcio.
3. No béquer 2, pingue 3 gotas de azul de
bromotimol e algumas gotas de hidróxido de
sódio 0,1M até ficar azul.
4. Com um canudo, assopre no béquer 2 até
ser observada alguma mudança.
5. Forneça as equações químicas
envolvidas e explique a diferença em cada
bécher.
2.5 — Reatividade de metais com ácidos.
1. Separe dois tubos de ensaio. Coloque nos
dois tubos 1 mL solução de ácido clorídrico
10%.
2. No tubo 1, coloque um pedaço de cobre
metálico.
3. No tubo 2, coloque um prego (ferro
metálico).
4. Faça um aquecimento direto com uma
lamparina nos dois tubos, com a ajuda de
uma pinça de madeira.
5. Observe o que acontece em cada tubo de
ensaio, indicando o tipo de fenômeno, e
comente sobre o que foi observado.
2.6 — Solubilidade.
1. Coloque em um tubo de ensaio, 1 mL de
água e 1 mL de óleo de cozinha.
2. Utilizando o conta-gotas, pingue três gotas
de solução alcoólica de iodo.
3. Agite o tubo e identifique as fases
formadas através do menisco.
4. Acrescente aproximadamente 0,5 g (ponta
de espátula) de cloreto de sódio. Agite o tubo
até a completa dissolução do sal adicionado.
5. Comente onde o iodo será mais solúvel,
mudanças de cores, e quais tipos de
fenômenos ocorrem neste experimento.
.
12
2.7 — Sal x Sal.
1. Colocar 0,5 mL de solução iodeto de
potássio 0,1M em um tubo de ensaio.
2. Adicionar 0,5 mL de solução de nitrato de
prata 0,1M.
3. Observe o que acontecee diga quais
fenômenos ocorreram.
2.8 — Base x óxido.
1. Monte o aparato de acordo com a Imagem
1.
Imagem 1 – Aparato experimental da
prática de base x óxidos.
2. Adicionar no tubo 1 (tubo com saída
lateral), aproximadamente 1,0 g de
bicarbonato de sódio.
3. Adicionar no tubo 2 (tubo de ensaio),
aproximadamente 3,0 mL de solução de
hidróxido de cálcio.
4. Aquecer o tubo 1 utilizando uma lamparina
como mostrado na figura acima, até a
mudança na solução do tubo 2.
5. Comente cada fenômeno observado em
ambos os tubos de ensaio, classificando em
fenômeno químico ou físico.
Prática 2: Fenômenos químicos e físicos.
Questionário:
1 - Quais são as observações visuais que
indicam a ocorrência de uma reação
química? Será que estas são sempre
evidências de uma reação? Discuta e
exemplifique.
2 - Qual o tipo de fenômeno que ocorre na
separação dos constituintes do petróleo.
Explique?
3 - Qual a condição para que dois sais
possam reagir?
.
13
Prática 3: Técnicas de separação de
misturas homogêneas e
heterogêneas.
Objetivo:
• Compreender as diversas técnicas de
separação;
• Separar os componentes de misturas
homogêneas e misturas heterogêneas;
• Ser capaz de identificar a técnica mais
apropriada para efetuar a separação.
Referências:
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
14
3.1 — Centrifugação x Decantação.
1. Separe dois tubos de ensaio. Transfira,
cuidadosamente, 1,0 mL de cloreto de
ferro(III) 0,1mol.L-1 para cada tubo e adicione
1,0 mL de hidróxido de sódio 0,1mol.L-1.
2. Deve-se homogeneizar a mistura contida
em cada tubo de ensaio, cuidado para que o
precipitado de hidróxido de ferro(III) não fique
aderido às paredes do tubo.
3. Coloque o tubo 1 em posição vertical e
aguarde o processo de decantação.
4. Coloque o tubo 2 na centrífuga em baixa
rotação juntamente com um tubo contendo 2
mL de água.
5. Observe o que acontece em cada tubo de
ensaio e anote sobre o que foi observado.
3.2 — Filtração simples x Filtração a
vácuo.
1. Separe dois tubos de ensaio. Transfira,
cuidadosamente, 2,0 mL de cloreto de
ferro(III) 0,1mol.L-1 para cada tubo e adicione
2,0 mL de hidróxido de sódio 0,1mol.L-1.
2. Deve-se homogeneizar a mistura contida
em cada tubo de ensaio, cuidado para que o
precipitado de hidróxido de ferro (III) não
fique aderido às paredes do tubo;
3. Separe o precipitado da solução
sobrenadante do tubo 1 por filtração simples.
Monte o sistema de filtração simples de
acordo com a imagem 1.
4. Coloque o papel de filtro dobrado sobre o
funil de acordo com a Imagem 2. Deve-se
umedecer o papel de filtro com água
deionizada para facilitar sua aderência ao
funil.
Imagem 2 – Tipos de dobras para o papel
filtro.
5. Filtre o sobrenadante formado.
6. Agora faça a filtração à vácuo no tubo 2
utilizando uma bomba de vácuo. Para isso,
monte parte do sistema de filtração à vácuo
de acordo com a Imagem 3.
Imagem 3 – Sistema de filtração à vácuo.
7. Coloque o papel de filtro sobre o fundo
perfurado do funil de Buchner de modo que
se adapte perfeitamente, sem dobras.
8. Deve-se umedecer o papel de filtro com
água deionizada para facilitar sua aderência
ao fundo perfurado do funil.
9. Encaixe o funil no kitassato e acople a
mangueira de látex no kitassato e na bomba
de vácuo.
10. Filtre o sobrenadante.
11. Observe o que acontece em cada
processo de filtragem, anote o que foi
observado e compare a velocidade do
processo. Imagem 1 – Sistema de filtração simples.
Prática 3: Técnicas de separação de15
Prática 3: Técnicas de separação de
misturas homogêneas e heterogêneas.
misturas homogêneas e heterogêneas.
3.3 — Decantação.
1. Monte o sistema de decantação conforme
a Imagem 4.
Imagem 4 – Sistema de decantação. 2.
Adicione 15 mL de óleo vegetal a um béquer
de 25 ou 50 mL.
3. Verifique se a torneira do funil de
decantação está fechada e transfira o volume
aferido para o funil de decantação preso à
uma argola, com auxílio de um bastão de
vidro.
5. Adicione à ampola de decantação
contendo o óleo vegetal 15 mL de água
deionizada.
6. Tampe e agite a ampola, com a técnica
adequada, e coloque na argola, aguardando
a decantação.
7. Após algum tempo, abrir a torneira,
deixando escoar a fase mais densa para o
interior de um béquer.
8. Recolha a interfase (região limite entre as
duas fases) em um pequeno béquer,
desprezando-a.
9. Feito isto, deixar escoar a fase menos
densa, recolhendo-a em um terceiro béquer.
10. Observe o que acontece durante o
procedimento e anote sobre o que foi
observado.
3.4 — Cromatografia.
1. Corte 3 tiras de papel na forma de um
retângulo de aproximadamente 1 cm por 8.
2. Desenhe, com canetinha hidrocor diferente
para cada papel, uma pequena bolinha (é só
encostar a ponta da caneta) a uma altura de
1 cm da borda do papel.
3. Coloque álcool em um béquer até a altura
de 0,5 cm.
4. Coloque os papéis dentro do béquer, de
forma que as bolinhas pintadas fiquem
próximas ao álcool, sem tocá-lo.
5. Tampe o béquer com um vidro de relógio e
aguarde alguns minutos.
6. Retire o papel de dentro do béquer e
observe o que acontece com cada bolinha.
Anote sobre o que foi observado.
3.5 — Destilação simples (demonstrativo).
1. Será montada a aparelhagem semelhante
a Imagem 5 com cerca de 100 mL de sulfato
de cobre(II) e pérolas de vidro no balão de
destilação, evitando o superaquecimento. O
aquecimento deve ser de forma branda.
Imagem 5 – Sistema de destilação simples.
2. Sempre deve-se certificar a aparelhagem
para que não haja vazamento.
3. A primeira parte do destilado deverá ser
desprezada, pois pode conter impurezas.
4. O aquecimento deverá cessar pouco antes
de levar o balão à secura.
Questionário:
1 - Qual técnica de separação é utilizada para
separar as substâncias presentes no
petróleo? Cite pelo menos duas substâncias
e forneça seus respectivos pontos de
ebulição.
2 - O tipo de dobradura do papel-filtro
influência no processo de filtragem? Explique.
3 - Por que a água passa no sentido inverso
no condensador no processo de destilação?
Explique.
4 - Uma mistura homogênea pode ser
separada por decantação? Explique.
Prática 3: Técnicas de separação de16 misturas homogêneas e heterogêneas.
Prática 4: Ligações químicas e
interações intermoleculares.
Objetivo:
• Verificar a solubilidade de algumas
substâncias;
• Constatar diferença entre o comportamento
de substâncias iônicas e moleculares;
• Determinar a condutividade elétrica das
ligações químicas.
Referências:
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
CRUZ, Roque; GALHARDO-FILHO, Emílio. Experimentos de Química: Em
microescala, com materiais de baixo custo e do cotidiano. São Paulo: Livraria da
Física, 2004. 112 p.
17
4.1 — Ligações iônicas/moleculares frente
ao aquecimento (demonstrativo).
1. O professor irá colocar 3 béqueres em
uma chapa de aquecimento (200°C). O
béquer 1 contendo iodo sólido deve ser
tampado com um vidro de relógio com um
pouco de água, o béquer 2 contendo
sacarose e o béquer 3 contendo cloreto de
sódio. Observe até que haja alguma
mudança nas substâncias, comparando o
tempo de cada uma. Diga de que forma a
natureza das ligações influenciam na
mudança de estado físico de cada uma.
4.2 — Polaridade e solubilidade.
1. Separe 2 tubos de ensaio.
2. No tubo 1, coloque 1 mL de água
deionizada.
3. No tubo 2, coloque 1 mL de hexano.
4. Coloque em cada tubo, um pouco (ponta
da espátula) de cloreto de sódio.
5. Repita o procedimento 4 para naftaleno e
ureia.
6. Observe e comente o que houve em cada
tubo de ensaio.
4.3 — Miscibilidade.
1. Separe 2 tubos de ensaio.
2. No tubo 1, colocar 0,5 mL de éter
etílico. 3. No tubo 2, colocar 0,5 mL de
acetona.
4. Colocar 1 mL de água em cada tubo de
ensaio.
5. Repita os procedimentos anteriores,
trocando 1 mL de águapor 1 mL de hexano.
6. Observe os resultados, e explique.
4.4 — Condutividade elétrica nos estados
sólido e em solução.
1. Observe 4 béqueres na bancada colocado
pelos monitores.
2. O béquer 1, tem ácido acético.
3. O béquer 2 tem hidróxido de sódio
sólido. 4. O béquer 3 tem sacarose.
5. O béquer 4 tem pedaços de estanho.
6. Determine a condutividade desses
materiais nos béqueres, encostando os fios
do sistema com circuito elétrico nas
substâncias. Anote os resultados
observando a intensidade no acendimento
da lâmpada. (Muito cuidado para não
tomar choque. Para evitar isso, sempre
desligue o circuito da tomada quando
precisar manuseá-lo por algum motivo
que não seja medir a condutividade e
quando for trocar de substância, lave os
fios do sistema com água deionizada e os
seque com papel toalha).
7. Em um béquer pequeno coloque 1 mL de
ácido acético. Adicione 5 mL de água e
meça novamente a condutividade com o
sistema. Anote.
8. Em outro béquer coloque uma ponta de
espátula de hidróxido de sódio e acrescente
5 mL de água. Dissolva e meça novamente
a condutividade. Anote.
9. Em outro béquer coloque uma ponta de
espátula de sacarose e acrescente 5 mL de
água. Dissolva e meça novamente a
condutividade. Anote.
4.5 — Condutividade elétrica de
substâncias fundidas.
1. Use o sistema de aquecimento de acordo
com a Imagem 1 (ou chapa de aquecimento)
a 300ºC.
Imagem 1 – Sistema de aquecimento.
2. No cadinho de fusão, adicione cerca de 3
g de hidróxido de sódio sólido. Aqueça
cuidadosamente até fundir e teste a
condutividade.
3. Limpe o cadinho para o próximo teste. 4.
Repita o procedimento anterior trocando o
hidróxido de sódio pela sacarose. Teste a
condutividade e anote.
5. Adicione um pequeno pedaço de estanho
no cadinho. Aqueça cuidadosamente até
fundir e teste a condutividade.
interações intermoleculares.18Prática 4: Ligações químicas e
6. Analise e anote os resultados na tabela,
classificando as substâncias em: composto
iônico, molecular ou metálico.
Quadro 1 – Dados obtidos
Amostra Sólido Líquido Aquoso
H3C-COOH -----------
NaOH
C12H22O11
Sn -----------
4.6 — Porcentagem de álcool na mistura
álcool/hexano.
1. Adicione a uma proveta de 10 mL ou de 25
mL exatamente 5 mL de água deionizada.
2. Acrescente algumas gotas de solução
alcoólica de iodo à proveta com água até que
a mistura atinja um tom amarelo-alaranjado.
3. Homogeneizar a mistura.
4. Acrescente 5 mL da mistura hexano/álcool
disposta nos reagentes até que o volume de
líquido na proveta totalize exatamente 10 mL.
5. Tampe a proveta e agite seu conteúdo.
6. Deixe a mistura em repouso por alguns
minutos e anote o que foi observado.
7. Calcule o percentual de álcool presente na
mistura de hexano/álcool que você usou.
Questionário:
1 - Uma molécula tão pequena como a água
deveria ser um gás, explique por que a água
é líquida à temperatura ambiente.
2 - Qualquer gás (polar ou apolar) se dissolve
em água? Explique.
3 - Por que os compostos moleculares se
encontram nos três estados físicos a
temperatura ambiente?
interações intermoleculares.19Prática 4: Ligações químicas e
Prática 5: Soluções.
Objetivo:
• Preparar soluções a partir de materiais puros;
• Realizar cálculos necessários para preparar
soluções;
• Determinar a concentração verdadeira de
soluções aquosas de ácidos e base, a partir
da titulação dessas soluções;
• Efetuar diluição e mistura de soluções.
Referências:
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
CRUZ, Roque; GALHARDO-FILHO, Emílio. Experimentos de Química: Em
microescala, com materiais de baixo custo e do cotidiano. São Paulo: Livraria da
Física, 2004. 112 p.
PAWLOWSKY, Alda Maria et al. EXPERIMENTOS DE QUÍMICA GERAL. 2. ed.
Curitiba: Departamento de Química da Universidade Federal do Paraná, 1996. 165
p.
20
Importante!
Jamais adicione água a uma solução
concentrada de ácido. Sempre adicione o
ácido concentrado à água. A adição de água
ao ácido libera uma grande quantidade de
calor que pode fazer com que o ácido
respingue para fora do frasco.
Não descarte as soluções, pois serão
reutilizadas. Leia até o final.
5.1 — Preparo de uma solução de HCl
0,2mol.L-1(Solução 1).
1. Calcule a quantidade de ácido clorídrico
necessária para o preparo de 50 mL de uma
solução 0,2mol.L-1, considerando os dados
contidos no recipiente do reagente
(densidade, percentual, e massa molar)
2. Mostre ao professor para confirmar seu
cálculo antes de prosseguir.
3. Pipete dentro da capela, a quantidade de
ácido calculada e transfira lentamente para
um béquer de 50 mL contendo
aproximadamente 10 mL de água destilada.
4. Caso haja aquecimento, espere a solução
atingir a temperatura ambiente para continuar
o procedimento.
5. Transfira a mistura para um balão
volumétrico de 50 mL.
6. Adicione água destilada até atingir a marca
do balão volumétrico.
5.2 — Diluição da solução 1 (Solução 2).
1. Transfira 10 mL da solução 1 para um
béquer de 50 mL.
2. Adicione 15 mL de água destilada.
3. Forneça a concentração molar
final.
4. Mostre ao professor para confirmar seu
cálculo antes de prosseguir.
5.3 — Misturas de soluções de mesmo
soluto.
1. Pipete 20 mL da solução 1 para um béquer
de 50 mL.
2. Determinar o volume da solução 2 para
obter uma solução 3 de HCl 0,15mol.L-1.
3. Mostre ao professor para confirmar seu
cálculo antes de prosseguir.
4. Adicionar o volume encontrado no béquer.
5.4 — Preparo de uma solução de NaOH
0,1mol.L-1.
1. A partir da solução de hidróxido de sódio
6mol.L-1, calcule a quantidade necessária
para o preparo de 50 mL de uma solução
0,1mol.L-1.
2. Mostre ao professor para confirmar seu
cálculo antes de prosseguir.
3. Transfira o volume de base calculado para
um béquer de 50 mL contendo
aproximadamente 10 mL de água destilada.
4. Caso haja aquecimento, espere a solução
atingir a temperatura ambiente para
continuar o procedimento.
5. Transfira a mistura para um balão
volumétrico de 50 mL com auxílio de um
funil.
6. Adicione água destilada até atingir a
marca do balão volumétrico.
5.5 — Mistura de soluções com solutos
diferentes (com reação).
1. Faça uma mistura de 15 mL da solução
de NaOH 0,1mol.L-1 com 15 mL da solução
1 (HCl 0,2mol.L-1) em um béquer de 100
mL.
2. Faça os cálculos para descobrir o número
de mols e concentração molar de cada
substância após a reação.
3. Calcule teoricamente e coloque no
relatório qual o pH dessa solução.
4. Meça com uma fita de indicador de pH
universal e compare com o valor calculado.
5.6 — Diluição de soluções.
1. Calcular a massa necessária para
preparar 50 mL de 0,3mol.L-1 CuSO4 .5H2O.
(Olhe a massa molar no frasco do reagente).
2. Mostre ao professor para confirmar seu
cálculo antes de prosseguir.
3. Pese a massa calculada em um vidro de
relógio.
4. Transferir para um béquer de 25 mL.
Adicionar água o suficiente para solubilizar o
sal (utilize um bastão de vidro para mexer).
Prática 5: Soluções.21
5. Transfira para um balão volumétrico de 50
mL e adicionar água até a marca do balão.
Repare na cor da solução.
6. Faça uma diluição em um tubo de ensaio
de 1:5 de 1 mL dessa solução. E compare a
cor das duas soluções.
7. Calcule a nova molaridade da solução
diluída.
5.7 — Cálculo da concentração da
solução amostra.
1. Monte o sistema de titulação (Imagem
1).
Imagem 1 – Sistema de titulação.
2. Acrescente usando uma pipeta
volumétrica, exatamente, 50mL de água
destilada ao erlenmeyer
3. Adicione à mistura duas ou três gotas de
solução alcoólica de fenolftaleína 1% (m/V).
4. Usando uma pipeta graduada, transferir
uma amostra de 1 mL de ácido acético
glacial para o erlenmeyer.
5. Carregar uma bureta com solução
padronizada de NaOH 1mol.L-1. Durante o
processo de titulação deve-se agitar o
erlenmeyer para que a reação ocorra em
toda a extensão da solução que está sendo
titulada.
6. Abra vagarosamente a torneira da bureta
para que, gota a gota, caia lentamente sobre
a solução presenteno erlenmeyer, até
observar a “viragem” do indicador (primeira
mudança permanente de coloração).
7. Através do volume de NaOH consumido
na reação, calcular a concentração da
solução amostra.
Prática 5: Soluções.22
Prática 6: Cinética química.
Objetivo:
• Analisar os fatores que influenciam a
velocidade de uma reação química.
Referências:
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
FLORENTINO, Ariovaldo de Oliveira; VALENTE, José Pedro Serra; PADILHA,
Pedro de Magalhães. ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS: DISCIPLINA DE
QUÍMICA GERAL. Botucatu: Universidade Estadual Paulista, 2013. 36 p.
23
6.1 — Efeito da concentração dos
reagentes.
1. Em dois tubos de ensaio, coloque 0,5 mL
de solução de tiossulfato de sódio 0,1M
(Na2S2O3).
2. Faça os próximos procedimentos
simultaneamente.
3. No tubo 1, adicione 0,5 mL de ácido
clorídrico (HCl) 1M.
4. No tubo 2, adicione 0,5 mL de ácido
clorídrico (HCl) 6M.
5. Observe o que acontece e comente sobre
o motivo da diferença na velocidade da
reação.
6.2 — A importância de se misturar os
reagentes.
1. Em um béquer de 50 mL, misture 2,5 mL
de uma solução 0,5M de ácido oxálico (H2C2
O4) com 2,5 mL de uma solução 6M de ácido
sulfúrico (H2SO4) e mexa vigorosamente.
2. Separe dois tubos de ensaio e dívida em
quantidades iguais a mistura acima nos dois
tubos.
3. No tubo 1, adicione 0,5 mL de solução de
permanganato de potássio (KMnO4) 0,005M.
Tenha cuidado para adicionar
cuidadosamente através de suas paredes
internas, inclinando o tubo cerca de 45°, para
evitar a mistura imediata das soluções.
4. No tubo 2, adicione 0,5 mL de solução de
permanganato de potássio (KMnO4) 0,005M.
Dessa vez faça uma adição direta, agitando a
mistura.
5. Registre o tempo necessário para as
soluções nos dois tubos de ensaio se tornem
completamente incolores.
6.3 — Efeito do catalisador. ®
1. Separe dois béqueres e em cada um
coloque 5 mL de água deionizada.
2. No béquer 1, adicione 0,5 mL de solução
de ácido oxálico (H2C2O4) 0,5M e 1 mL de
ácido sulfúrico (H2SO4) 6M, homogeneizando
bem. Acrescente 0,25 mL da solução de
permanganato de potássio (KMnO4) 0,1M.
Agite e anote o tempo de descoramento da
solução.
3. No béquer 2, adicione 0,5 mL de solução
de ácido oxálico 0,5M, 1 mL de ácido
sulfúrico (H2SO4) 6M e 3 gotas de solução
de sulfato de manganês (MnSO4) 0,1M,
homogeneizando bem. Acrescente 0,25 mL
da solução de permanganato de potássio
0,1M. Agite e anote o tempo de
descoramento da solução.
4. Faça o comparativo da velocidade da
reação e diga quem é o catalisador.
6.4 — Efeito da temperatura.
1. Separe dois béqueres de 100 mL e
coloque em cada um 5 mL de água
destilada; 1,0 mL de solução ácido sulfúrico
6M e 0,5 mL de solução ácido oxálico 0,5M.
2. No béquer 1, meça a temperatura usando
um termômetro e a anote. Adicione 0,25 mL
de solução permanganato de potássio 0,1M
e anote o tempo necessário para o
descoramento da solução.
3. Coloque o béquer 2 na chapa de
aquecimento e espere até registrar 30°C a
mais que no bécher 1. Depois, adicione 0,25
mL de solução permanganato de potássio
0,1M e anote o tempo necessário para o
descoramento da solução.
4. Faça o comparativo da velocidade da
reação e diga como a temperatura
influenciou no processo.
6.5 — Efeito da superfície de contato.
1. Coloque água até a metade de um béquer
de 100 mL.
2. Coloque um pequeno pedaço de CaCO3
(mármore) em um tubo com saída lateral
com a mangueira de látex acoplada.
3. Adicione 4 mL de água destilada e 2,5 mL
de solução ácido clorídrico 1M ao tubo com
saída lateral e tampe com a rolha.
4. Imediatamente, coloque a extremidade da
mangueira de borracha mergulhada no
béquer contendo água. Observe a geração
de gás.
Prática 6: Cinética química.24
5. Repita o procedimento trocando o pedaço de
CaCO3 por CaCO3 em pó. (Deve-se adicionar
aproximadamente a mesma quantidade em gramas
do pedaço utilizado no procedimento 2).
6. Faça uma comparação dos resultados obtidos.
6.6 — Natureza dos reagentes.
1. Coloque em um tubo de ensaio, 0,5 mL de
solução de permanganato de potássio (KMnO4)
0,1mol/L.
2. Adicione 1,5 mL de ácido sulfúrico (H2SO4)
2,0mol/L e em seguida 1,0 mL de sulfato de ferro(II)
(FeSO4) 0,1mol/L.
3. Anote o tempo gasto para a mudança de
coloração.
4. Em outro tubo de ensaio, coloque 0,5 mL de
solução de permanganato de potássio (KMnO4)
0,1mol/L.
5. Adicione 1,5 mL de ácido sulfúrico (H2SO4)
2,0mol/L e em seguida 1,0 mL de oxalato de sódio
(Na2C2O4) 0,125mol/L.
6. Anote o tempo gasto para a mudança de
coloração.
Prática 6: Cinética química.
25
Prática 7: Equilíbrio químico.
Objetivo:
• Demonstrar através de experimentos
princípios básicos do equilíbrio químico. E de
Le Chatelier;
• Compreender de que forma os fatores
influenciam o estado de equilíbrio.
Referências:
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
FERREIRA, L.H.; HARTWIG, D.H. e ROCHA-FILHO, R.C. Algumas experiências
simples envolvendo o princípio de Le Chatelier. Química Nova na Escola, n. 5,
p. 28-31, 1997.
PATERNO, Leonardo Giordano et al. Laboratório de Química Geral Experimental: ROTEIRO DE
EXPERIMENTOS. Brasília: Universidade de Brasília, 2015. 69 p. 26
7.1 — Equilíbrio ácido forte-base forte de indicadores.
1. Em um tubo de ensaio, adicione 3 mL de água deionizada.
2. Adicione uma gota de alaranjado de metila.
3. Com um conta gotas, pingue 2 gotas de HCl 1M e observe a mudança na
coloração.
4. Adicione 4 gotas de NaOH 1M e observe a mudança na coloração.
5. Repita o experimento substituindo o alaranjado de metila por fenolftaleína.
6. Interprete os resultados através dos dois indicadores.
7.2 — O equilíbrio dicromato/cromato em solução aquosa.
1. Em um tubo de ensaio, adicione 1 mL de cromato de potássio (K2CrO4) 1M.
2. Com um conta gotas, adicione várias gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) 2M até
observar uma mudança.
3. Adicione então, várias gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 6M, mexendo
continuamente, até observar uma nova mudança.
4. Interprete os resultados.
7.3 — Equilíbrio de soluções saturadas.
1. Em um béquer de 50 mL, adicione 10 mL de água destilada.
2. Adicione cloreto de sódio (NaCl) sólido até que comece o surgimento de
precipitado. Agite bem até que se tenha certeza de que a solução ficou saturada.
3. Em seguida, com um funil e um papel de filtro, filtre a solução saturada de cloreto
de sódio recolhendo em outro béquer.
4. Quando terminar de filtrar, adicione 5 mL de ácido clorídrico 1M. Se não formou
precipitado, adicione mais 2 mL do ácido.
5. Comente sobre o motivo da precipitação. Prática 7: Equilíbrio químico.
7.4 — Equilíbrio com íon complexo.
1. Prepare dois tubos de ensaio, em uma estante adequada.
2. Coloque, em cada tubo 1 mL de solução de sulfato de cobre(II) 0,2mol/L.
3. Adicione no tubo 2, ácido clorídrico (HCl) concentrado (na capela), gota a gota,
até não observar mais mudanças aparentes (cerca de 10 gotas).
4. Comente sobre as mudanças observadas em termos de equilíbrio.
7.5 — Equilíbrio ácido fraco-base fraca.
1. Separe dois tubos de ensaio e adicione em cada um 1 mL de ácido acético
(CH3COOH) 0,1M.
2. Acrescente uma gota de alaranjado de metila em cada tubo. Observe e registre a
cor.
3. Em um dos tubos de ensaio adicionar poucas gotas de cada vez de acetato de
sódio (NaCH3COO) 1M, agitando.
4. Compare e registre as cores nos dois tubos de ensaio, explicando suas
observações em termos de equilíbrio.
7.6 — Equilíbrio de Ionização do sódio.
1. Adicione 0,5 mL de hidróxido de sódio 0,1M a cerca de 50 mL de água contidos
em um béquer de 100 mL.
2. A seguir, adicione 3 gotas da solução de fenolftaleína e observe a cor rosa,
indicativa de solução básica.
3. Adicione pitadas de bicarbonato de sódio, agite e observe o que ocorre.
7.7 — Equilíbriode Ionização da amônia.
1. Adicione 3 gotas de hidróxido de amônio 0,1M a cerca de 1 mL de água contidos
em um tubo de ensaio.
2. A seguir, adicione 1 gotas da solução de fenolftaleína e observe a cor rosa
indicativa de pH básico.
3. Com o auxílio de uma pinça de madeira, aqueça o tubo na chama de uma
lamparina. Observe o que ocorre.
27
4. Logo após, coloque o tubo de ensaio no banho
de gelo e observe o que ocorre.
7.8 — Equilíbrio envolvendo Íons complexos de
Cobalto(II).
1. Em um tubo de ensaio adicione 0,5 mL de cloreto
de cobalto(II) hexahidratado.
2. A seguir, adicione 0,5 mL de ácido clorídrico 6M.
3. Com o auxílio de uma pinça de madeira, aqueça
o tubo na chama de uma lamparina. Observe o que
ocorre.
4. Logo após, coloque o tubo de ensaio no banho
de gelo e observe o que ocorre.
Questionário:
1 - O que acontece com o pH e com o equilíbrio
químico de autoprotólise da água quando gotas de
ácido forte são adicionadas?
2 - Qual o efeito da adição de ácido forte ao
sistema CH3COOH/CH3COO-?
3 - Como é o comportamento dos ácidos fracos e
fortes no equilíbrio de ionização? Explique.
Prática 7: Equilíbrio químico.
28
Prática 8: Termoquímica.
Objetivo:
• Determinar o calor de uma reação;
• Averiguar o calor envolvido em uma reação.
Referências:
BARROS, H. L. C. Processos endotérmicos e exotérmicos: uma visão atômico
molecular. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 31, n. 4, p. 241-245, 2009.
BERNARDES, Ana Paula; C. MENDES, Carlos A. de. Química Geral
Experimental: Licenciatura em Química. Duque de Caxias: Instituto Federal de
Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro, 2012. 74 p.
E. F. Mortimer & L. O. Amaral, “Quanto mais quente melhor: calor e temperatura
no ensino de termoquímica”, QNEsc, 7 (1998): 30-34.
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8.1 — Entalpia de reações heterogêneas:
reação do Alumínio (Al) com NaOH(L).
1. Meça na pipeta graduada, 2 mL da
solução de hidróxido de sódio 10% e
coloque-a em um tubo de ensaio.
2. Insira um termômetro e anote a
temperatura do líquido antes da reação.
3. Adicione um pedaço (cerca de 0,10 g) de
“papel de alumínio”, amassado em forma de
uma bolinha.
4. Meça a temperatura a cada 30 segundos
nos próximos 5 minutos.
5. Construa um gráfico temperatura x tempo
com seus dados
6. Observe as mudanças químicas,
descrevendo-as e apresentando a equação
correspondente.
8.2 — Calor de dissolução do NaOH(S).
1. Pese cuidadosamente cerca 0,8 g de
NaOH(S).
2. Meça 4 mL de água destilada e adicione
em um béquer.
3. Meça a temperatura da água antes de
adicionar NaOH(S).
4. Transfira o NaOH(S) e agite a mistura
cuidadosamente para a completa dissolução.
5. Faça leituras da temperatura durante 4
minutos em intervalos de 30 segundos,
atentando para o valor máximo estabilizado.
6. Construa um gráfico temperatura x tempo
com seus dados.
7. Calcule o calor envolvido no processo
usando a equação Q=mCΔT, onde m é a
massa da solução, C é o calor específico e
ΔT a variação da temperatura (final-inicial).
Considere o calor específico desta solução
de 0,98 cal. g-1.ºC-1.
8.3 — Reação exotérmica.
Importante!
Não aproxime o rosto da reação.
1. Na capela, adicione uma pequena porção
de permanganato de potássio em um
cadinho.
2. Em seguida, adicione algumas gotas de
glicerina ao permanganato de potássio.
OBS: Caso nada ocorra, refaça adicionando
3 gotas de ácido sulfúrico concentrado
Prática 8: Termoquímica.
3. Se for necessário, com a ponta da
espátula mexa a mistura levemente.
Observe o que ocorre. Mostre a equação da
reação. (Caso nada ocorra, refaça
adicionando 3 gotas de ácido sulfúrico
concentrado ao permanganato antes de
adicionar a glicerina).
8.4 — Reação endotérmica.
1. Adicione 4 mL de água destilada em um
tubo de ensaio. Meça a temperatura da
água.
2. Em seguida, adicione na água cerca de
1g de cloreto de amônio. Agite a mistura
cuidadosamente para a completa
dissolução.
3. Faça leituras durante 4 minutos em
intervalos de 30 segundos da temperatura.
4. Construa um gráfico temperatura x tempo
com seus dados.
8.5 — Condições para que a água entre
em ebulição.
1. Monte um sistema para aquecimento de
água num béquer (Imagem1).
Imagem 1 – Sistema de aquecimento.
2.
Coloque um tubo de ensaio contendo água
dentro do béquer com água, de modo que
o tubo de ensaio não encoste nas paredes
ou no fundo do bécher.
3. A temperatura da água dentro do tubo de
ensaio atinge a mesma temperatura da
água do béquer?
4. A água contida no tubo entrará em
ebulição? Explique o observado.
Questionário:
1 - Por que quando adicionamos água
gelada em um recipiente ele começa a
“suar”?
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Prática 9: Oxirredução.
Objetivo:
• Compreender na prática os efeitos das
reações de oxirredução.
Referências:
BRAATHEN, Per Christian. Hálito culpado: o princípio químico do bafômetro.
Química Nova na Escola, [S.L.], v. 5, p.3-5, maio 1997.
FARIA, Dalva D. A. et al. Limpando Moedas de Cobre: Um Laboratório Químico na
Cozinha de Casa. Química Nova na Escola, [S.L.], v. 38, n. 1, p.20-24, 2016.
FRANCISCO JUNIOR, Wilmo Ernesto; DOCHI, Roberto Seiji. Um experimento
simples envolvendo óxido-redução e diferença de pressão com matérias do dia-a
dia. Química na Escola, [S.L.], v. 23, p.49-51, maio 2006.
PALMA, Maria Helena Cunha; TIERA, Vera Aparecida de Oliveira. Oxidação de
metais. Química Nova na Escola, [S.L.], v. 18, p.52-54, nov. 2003.
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9.1 — Oxidação em diferentes soluções.
1. Separe 5 tubos de ensaio e enumere-os
de 1 a 5.
2. Em cada tubo, coloque um prego sem sinal
de oxidação, cuidadosamente para que não
danifique a vidraria.
3. Em seguida, coloque as soluções
indicadas abaixo em cada tubo numerado
até submergir o prego.
4. Tubo 1 - Água da torneira, 3 mL.
5. Tubo 2 - Ácido clorídrico 1M, 3 mL.
6. Tubo 3 - Hidróxido de sódio 1M, 3 mL.
7. Tubo 4 - Solução de cloreto de sódio 0,1M,
3 mL.
8. Tubo 5 - Sulfato de cobre(II) 0,1M, 3 mL.
9. Aqueça todos os tubos por 10 minutos.
10. Observe o que acontece e explique o
motivo de qualquer mudança por meio de
equações estequiométricas.
9.2 — A química do bafômetro.
Importante!
Tenha cuidado ao assoprar o tubo de ensaio,
procure não entrar em contato direto com
dicromato de potássio.
1. Em um tubo de ensaio, adicione 0,5 mL de
dicromato de potássio 0,1M e 2 mL de ácido
sulfúrico 6M.
2. Com o auxílio de um canudo assopre a
substância contida no tubo de ensaio e
observe. Ocorreu alguma alteração?
3. Em seguida, use o sistema já montado
(Imagem 1) para assoprar vapor alcoólico
dentro do tubo de ensaio.
Imagem 1 – Sistema com vapor
alcoólico. 4. Ocorreu alguma alteração?
Explique.
Prática 9: Oxirredução.
9.3 — Reação de oxirredução.
1. Colocar 10 mL da solução de sulfato de
cobre(II) 0,1mol/L em um béquer de 50 mL e,
a seguir, um pedaço de palha de aço.
2. Agite o béquer e observe até a solução
tornar-se incolor.
3. Se ainda houver coloração azulada,
adicione mais palha de aço.
4. Depois que a solução ficar completamente
incolor, tire a palha de aço e filtre a solução.
5. A solução filtrada adicione 1 mL de
hidróxido de sódio (NaOH) 1M.
6. Observe durante aproximadamente 5
minutos, atentando para as cores que forem
surgindo.
7. Escreva as semi-reações de oxidação e
redução. Diga quem são os agentes
oxidantes e agentes redutores.
9.4 — Reação de oxirredução.
1. Em um tubo de ensaio adicione 0,5 mL de
KMnO4 0,1M.
2. Adicione no tubo de ensaio 1,0 mL de
peróxido de hidrogênio 3%.
3. Explique o ocorrido em termos de reação
de oxirredução.
9.5 — Reação de oxirredução.
1. Em um tubo de ensaio, coloque 0,5 mL de
solução de permanganato de potássio 0,1M.
2. Coloque 1 mL de solução de ácido acético
0,3M no mesmo tubo.
3. Coloque 1 mL de peróxido de hidrogênio
3% no mesmo tubo e observe. Explique o
ocorrido em termos de reação de
oxirredução.
9.6 — O prego que “sangra”.
1. Em um béquer de 50 mL adicione 10 mL
de água deionizada e 1 mL de peróxido de
hidrogênio 3%.
2. Adicione 2,5 mL de tiocianato de potássio
0,1M e 0,5 mL de ácido clorídrico
concentrado.
3. Quando a solução estiver pronta, coloque
um prego totalmente imersono fundo do
bécher. Explique o ocorrido em termos de
reação de oxirredução.
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Prática 10: Eletroquímica.
Objetivo:
• Eletrolisar as soluções e investigar a natureza
dos produtos da eletrólise, cátodo e ânodo.
Referências:
MERÇON, Fábio; GUIMARÃES, Pedro Ivo Canesso; MAINIER, Fernando
Benedito. Corrosão: Um exemplo usual de fenômeno químico. Química Nova na
Escola, [S.L.], v. 19, p.11-14, maio 2004.
SARTORI, Elen R. et al. Construção de Uma Célula Eletrolítica para o ensino de
eletrólise a partir de materiais de baixo custo. Química Nova na Escola, [S.L.], v.
35, n. 2, p.107-111, maio 2013.
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10.1 — Eletrólise com eletrodo de grafite.
1. Com o auxílio do suporte universal, garras
e mufas, prenda firmemente um tubo em U.
2. Em seguida, adicione sulfato de potássio
1M até quase preencher o recipiente e 6
gotas de azul de bromotimol (3 gotas em
cada extremidade do tubo).
3. Ligue dois eletrodos de grafite aos polos
de uma fonte contínua.
4. Coloque os eletrodos imersos no tubo em
U, um em cada extremidade.
5. Aguarde alguns minutos, observe e
explique o ocorrido.
6. Repita o mesmo procedimento com as
seguintes substâncias: cloreto de sódio 1M +
6 gotas de fenolftaleína; cloreto de estanho
1M.
10.2 — Eletrólise de solução de CuSO4
com cobre.
1. Repita o mesmo procedimento dos
ensaios 1.1, utilizando CuSO4 0,5M e
moedas de cobre como eletrodos.
2. Se necessário, substitua o tubo em U por
um bécher largo, tomando cuidado para que
os polos fiquem afastados um do outro.
3. Observe durante 15 minutos o que
acontece.
10.3 — Metal de sacrifício.
1. Em um bécher de 50 mL, coloque 10 mL
de ácido clorídrico 1M.
2. Amarre um pedaço de prego, sem vestígio
de oxidação, em um pedaço de magnésio
metálico.
3. Para amarrá-los utilize um fio de cobre e
certifique-se de que os metais estão em
contato um ao outro.
4. Coloque os metais no fundo do bécher por
alguns minutos e observe.
Prática 10: Eletroquímica.
Questionário:
1 - Qual é a evidência que na pilha há
movimento de elétrons entre os metais?
2 - Qual o tipo de transformação de energia
que ocorre nas pilhas? E na eletrólise?
3 - Através de uma eletrólise da água é
possível obter quais gases?
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