RELATÓRIO DE FISICO-QUIMICA

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UNIVERSIDADE PAULISTA – UNIP 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
CURSO: FARMÁCIA DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICA 
NOME DO ALUNO: MATHEUS VINÍCIUS DA MATA 
R.A: 2249342 POLO: ÉDEN SOROCABA 
DATA: 04/04/2023
 
 
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Físico-química 
INTRODUÇÃO 
No dia 18/03/2023 deu início a aula prática de Físico-química, dirigida pelos 
professores Daiane Piva e João Vitor. Antes de começarmos a aula, foi ressaltado 
questões como: definições físico-químicas, regras laboratoriais e segurança no ato da 
realização dos procedimentos destacados no roteiro acadêmico. Após estar devidamente 
preparado com vidrarias e instrumentos para a realização das atividades, dentro do 
laboratório os alunos do curso de Farmácia terceiro semestre foram divididos em grupos. 
A orientação sobre os EPC’s (Equipamento de Proteção Coletiva) dispostos pelo 
laboratório, como chuveiro e lava-olhos foram apontados e localizados. Em todos os 
experimentos relatados a seguir, foram utilizados EPI’s (Equipamento de Proteção 
Individual) como jaleco, luvas, touca e óculos de proteção. 
Adiante, iniciou-se a aula 1, roteiro 1. O tema dessa primeira aula foi avaliar a 
solubilidade de sais em meio aquoso através da determinação de soluções insaturadas, 
saturadas e supersaturadas. Precisou-se usar tubos de ensaio e comparar os diversos 
cenários propostos nas atividades desenvolvidas, debatendo ao final de cada experimento 
elencado nesse experimento, as questões observadas. 
Na aula 1, roteiro 2, a aula teve como objetivo montar as curvas de solubilidade 
para avaliar a influência da temperatura sobre a solubilidade das soluções salinas. Neste 
procedimento, utilizou-se 8 tubos de ensaio nas temperaturas de 25 °C, 40 °C, 60 °C e 80 
°C para avaliar o seu comportamento de solubilidade e diversas concentrações do soluto. 
Dando procedência, a aula 3 roteiro 1 deu ênfase no preparo de soluções com 
diferentes concentrações, priorizando as boas práticas laboratoriais, onde foi definido 
conceitos já discutidos em sala de aula, frisando mais uma vez a importância do bom 
posicionamento do manipulador dentro do laboratório, sempre portando de EPI’s e 
EPC’s, como também, por exemplo, a utilização e calibração da balança analítica tão 
presente no cotidiano do profissional que atuará em laboratório. Outro pronto destacado, 
foi o cálculo de cada concentração. 
Na aula 3, roteiro 2, foi avaliado a influência da superfície de contato e 
temperatura na velocidade de dissolução de um comprimido, como também a avaliação 
da força do eletrólito sobre a velocidade da reação. Nesse experimento, observou-se a 
importância da superfície de contato quando o comprimido foi macerado comparado a ele 
inteiro, e assim chegou-se a um cálculo que complementa na teoria qual dos dois modos 
é o mais veloz. Ainda assim foi feito testes em temperaturas altas e baixas, que também 
trouxeram resultados debatidos em sala de aula, e por fim, a influência do eletrólito na 
ação dos ácidos. 
No dia 01/04/2023, houve a continuação da aula prática e foi abordado as 
seguintes aulas, como por exemplo a aula 02, roteiro 1 que teve como objetivo observar 
as características físico-químicas de coloides (gel e emulsão), onde foi avaliado sua 
densidade viscosidade e estabilidade em centrifuga. O procedimento, de forma bastante 
 
 
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abrangente, foi dividido em quatro etapas, e em cada uma delas foi necessário uma parte 
importantíssima para a produção de emulsão, muito utilizada na indústria de cosméticos, 
ao fim, houve se uma discussão sobre o que havia de importante a ser pontuado e 
explicado pelos professores. 
Seguindo para a aula 4, roteiro 1, nesta parte o objetivo foi comprovar 
experimentalmente, o princípio de Le Chatelier. Ele estabelece que, quando um sistema 
em equilíbrio é perturbado por uma mudança em uma das variáveis (por exemplo, 
concentração, pressão, temperatura), o sistema irá ajustar a sua posição de equilíbrio de 
forma a minimizar o efeito da perturbação, e nesse experimento pode-se colocar em 
prática essa lei e observado vários resultados diferentes. 
Para a última aula do roteiro, a aula 4, roteiro 2, foi tido como objetivo a 
comprovação experimental do equilíbrio iônico e a relação entre esse equilíbrio e a 
equação de Henderson-Hasselbach. Foram feitos duas soluções tampão e determinado 
seus devidos valores de pH. 
 
 
 
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RESULTADOS E DISCUSSÃO 
1. Aula 1, Roteiro 1. 
Solubilidade de soluções: caracterização de soluções insaturadas, 
saturadas e supersaturadas. 
 Para o primeiro procedimento, houve o objetivo de avaliar a solubilidade de sais 
em meio aquoso através da determinação de soluções insaturadas, saturadas e 
supersaturadas, e para iniciar essa primeira parte, por decisão da professora com a 
justificativa que haveria outro experimento igual a esse descrito mais a frente, este não 
foi realizado, mas explicado, para que o aproveitamento do tempo no laboratório fosse 
otimizado para dar tempo de fazer as demais tarefas. 
 Supondo que haveria pesado 1.500 g, 3,505 g e 7,000 g de tiossulfato de sódio em 
três tubos de ensaio com 5 mL de água identificados como A, B e C, a uma temperatura 
de 26 °C, observou se os seguintes resultados: 
70,1 g — 100 g H₂O 
X — 5 g H₂O 
Logo, X = 3,505 g, e essa é a concentração de tiossulfato de sódio que 
consequentemente diluiu em 5 g de água formando uma solução saturada sem corpo de 
fundo. Equacionando o equilíbrio de solubilidade, ficou: Na₂S₂O₃ ⇌ 2Na⁺ + S₂O₃²⁻. Tendo 
em vista a fórmula, a concentração de íons de sódio na solução saturada é de 0,45 mol. A 
determinação da constante de equilíbrio de solubilidade (Kₚₛ) para o Na₂S₂O₃ é: 
Kₚₛ = [Na⁺]² . [S₂O₃²⁻] 
Kₚₛ = [0,20340] . [0,2255] 
Kₚₛ = 4,587 x10 ⁻² 
Para a segunda parte do experimento denominado como: Preparo e avaliação de 
soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas, iniciou-se adicionando 5 mL de água 
destilada em três tubos de ensaio previamente identificados como D, E e F, e mantidos 
em banho de 40 °C. Enquanto isso, pesou-se a quantidade de 0,500 g; 2,290 g; 5,000 g de 
cloreto de amônio, e após isso foi transferido respectivamente para os tubos D, E e F, 
agitou-se e até a dissolução completa do sal. Depois, uma ponta de espátula contendo 
cloreto de amônio em cada um dos três tubos e agitou, e analisou a ocorrência de alguma 
alteração físico-química. 
 45,8 g — 100 g H₂O 
X — 5 g H₂O 
Logo, X = 2,29 g e essa é a concentração de cloreto de amônio dissolvido em 5 g 
de H₂O, formando uma soluçaõ saturada sem corpo de fundo. Equacionando o equilíbrio 
 
 
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de solubilidade, ficou: NH₄Cl ⇌ NH₄⁺ + Cl⁻. Tendo em vista a fórmula, a concentração 
de íons de amônio na solução saturada é de 8,562 mol. A determinação da constante de 
equilíbrio de solubilidade (Kₚₛ) para o NH₄Cl é: 
Kₚₛ = [NH₄⁺] . [Cl⁻] 
Kₚₛ = [8,562] . [8,562] 
Kₚₛ = 73,31 
Concluindo, observou-se que o tubo D apresentou uma insaturação. O tubo E 
apresentou ser saturado com corpo de fundo, mesmo pesando a quantidade exata. O que 
pode ter acontecido é que a balança poderia não estar calibrada, ou o soluto pode não 
estar tão puro devido a fatores externos. O tubo F apresentou supersaturação. 
Seguindo para a próxima parte dessa aula, com o auxilio de uma pipeta de Pasteur, 
retirou-se o sobrenadante observado na solução saturada de NH₄Cl (tubo F) e transferido 
para um novo tubo de ensaio intitulado como G. Após transferência, levou-se o tubo G 
para um banho de 40 °C por alguns minutos para verificar se ocorreria a dissolução ou a 
formação de corpo de fundo. Em seguida, retirou-se o tubo de banho e o levou par aum 
banho de gelo por 5 minutos. A principal diferença entre corpo de fundo e precipitado é 
que o corpo de fundo é a fase sólida que se acumula no fundo do recipiente após a 
precipitação ter ocorrido, enquanto o precipitado é a fase sólida que se forma a partir da 
reação químicaem si. Se caso fosse aumentado a temperatura de 40 °C para 60 °C iria 
solubilizar. 
 
2. Aula 1, Roteiro 2 
Solubilidade de soluções: curva de solubilidade 
Para essa aula, o objetivo foi montar curvas de solubilidade para avaliar a 
influência da temperatura sobre a solubilidade das soluções salinas. Enumerou-se 8 tubos 
de ensaio e em cada um deles adicionou 5 mL de água destilada. Pesou-se 1,5 g; 2,29 g; 
2,6 g; 2,76 g; 3,0 g; 3,28 g; 3,5g e 4,0 g e respectivamente adicionado em cada um tubo. 
Para um primeiro experimento, observou o comportamento das soluções numa 
temperatura de 26 °C, 40°C, 60°C e por fim 80°C. Os resultados obtidos foram tabelados 
e tirado as seguintes conclusões: 
 
Tubo 26 °C 40 °C 60 °C 80 °C 
1 Sim Sim Sim Sim 
2 Não Não Sim Sim 
3 Não Não Sim Sim 
4 Não Não Sim Sim 
5 Não Não Não Sim 
 
 
6 
 
6 Não Não Não Não 
7 Não Não Não Não 
8 Não Não Não Não 
Fonte: Autoria Própria 
 
Observou-se que:
 
Fonte: Autoria própria 
Após calcular a massa máxima solubilizada em dada temperatura, conclui-se que 
quanto maior a temperatura, mais ocorre a solubilização, logo existe um comportamento 
endotérmico. 
 
3. Aula 3, roteiro 1 
Preparo de soluções com diferentes concentrações. 
Para esse procedimento, o objetivo foi preparar soluções utilizando os cálculos de 
concentração desenvolvidos nas aulas teóricas e aplicar as normas de Boas Práticas de 
Laboratório para reduzir erros provocados pela utilização incorreta de balanças e 
vidrarias. O primeiro o procedimento é o preparo de solução de cloreto de sódio 5%. Para 
isso, foi efetuado o cálculo para determinar a massa de NaCl a ser pesada em balança: 
5 g de NaCl — 100 mL de solução 
X — 50 mL de solução 
30 30
55,2
60
0
10
20
30
40
50
60
70
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
m
as
sa
 d
e 
cl
o
te
ro
 d
e 
am
ô
n
io
 
temperatura
Curva de solubilidade para o Cloretor de Amônio em H₂O
 
 
7 
 
X = 2,5 g de NaCl 
Verificou-se o nível de calibração da balança e após isso, pesou-se 2,5 g de NaCl 
em um béquer de 100 mL. Adicionou-se 25 mL de água e agitou com um bastão de vidro 
até solubilizar todo o soluto. Após isso, transferiu-se para um balão volumétrico de 50 
mL. Com mais uma pequena quantidade de água, limpou-se as paredes do béquer por 
duas vezes e transferiu-se a solução para o balão. Adicionou-se água até próximo a marca 
do menisco com uma proveta, e depois com uma pinceta, ajustou o volume até a marca 
do menisco. Dado as considerações finais dos professores, a solução foi descartada. 
Para a parte dois dessa aula, precisou-se preparar 0,10 M de NaOH, mas para 
prosseguir, foi realizado o cálculo para saber quanto desse soluto seria utilizado: 
0,1 mol de NaOH — 1000 mL 
X — 50 mL 
X= 0,005 mol de NaOH 
 
1 mol de NaOH — 40 g 
0,005 mol — X 
X= 0,2 g de NaOH 
Sabendo a quantidade a ser utilizada, efetuou-se a verificação da balança e 
prosseguiu-se com a pesagem do NaOH em um béquer de 100 mL. Adicionou-se 25 mL 
de água e agitou com um bastão de vidro até solubilizar todo o soluto. Após isso, 
transferiu-se para um balão volumétrico de 50 mL. Com mais uma pequena quantidade 
de água, limpou-se as paredes do béquer por duas vezes e transferiu-se a solução para o 
balão. Adicionou-se água até próximo a marca do menisco com uma proveta, e depois 
com uma pinceta, ajustou o volume até a marca do menisco. Dado as considerações finais 
dos professores, a solução foi transferida para um frasco de vidro. 
Para a terceira e última parte dessa aula, foi necessário preparar 250 mL de uma 
solução de ácido sulfúrico 0,5 normal (0,2N), mas antes disso, os seguintes cálculos foram 
necessários para continuar: 
0,1 mol de H₂SO₄ — 100 mL 
X — 250 Ml 
X= 0,025 mol de H₂SO₄. 
 
1 mol de H₂SO₄ — 98 g de H₂SO₄ 
0,025 mol H₂SO₄ — X 
 
 
8 
 
X= 2,45 g H₂SO₄. 
 
95 g H₂SO₄ — 100 g de solução estoque 
2,45 g de H₂SO₄ — X 
X= 2,58 g de solução estoque. 
 
1,84 g de solução estoque — 1 mL 
2,58 g de solução estoque — X 
X= 1,4 mL. 
Pipetou-se 1,40 mL de ácido sulfúrico dentro da capela de exaustão e calmamente 
foi transferido quantitativamente para um béquer contendo 200 mL de água destilada. 
Após isso, transferido para um balão volumétrico de 250 mL. Com um pouco mais de 
água, limpou-se as paredes do béquer por pelo menos duas vezes e transferiu toda a 
solução para o balão, onde foi adicionado água até próximo a marca no menisco, que 
depois com a ajuda de uma pipeta de Pasteur, foi ajustado cuidadosamente. 
 
4. Aula 3, roteiro 2 
Efeitos da superfície de contato, temperatura e concentração na 
velocidade de reação. 
 Nesta aula, o objetivo foi avaliar a influência da superfície de contato e 
temperatura na velocidade de dissolução de um comprimido e avaliar a influência da fora 
do eletrólito sobre a velocidade de reação. Iniciou-se nomeando dois béqueres como: 
teste 1 e teste 2. Adicionou-se 50 mL de água destilada e pesou-se separadamente sobre 
um papel filtro, dois comprimidos efervescentes. Após isso, utilizou-se de um cronometro 
e no béquer intitulado como teste 1, adicionou-se o comprimido inteiro, e no mesmo 
momento da adição, o cronometro foi acionado e parado no mesmo instante que o 
comprimido foi inteiramente dissolvido. 
 O mesmo foi feito com o segundo comprimido, contudo, antes de adicioná-lo em 
no béquer com água, ele foi macerado com o auxílio de um almofariz. Ao final, foi 
analisado os seguintes resultados: 
 Teste 1: 
massa: 4,067 g 
tempo: 72 s 
4,067 g — 50 mL 
 
 
9 
 
 X — 1000 mL 
 X= 81,34 g/L 
 
V= 81,34 g/L / 72 s 
V= 1,13 g/L.s 
 
Teste 2: 
massa: 4,076 g 
tempo: 32 s 
4,076 g — 50 mL 
 X — 1000 mL 
 X= 81,52 g/L 
 
V= 81,52 g/L / 32 s 
V= 2,54 g/L.s 
Conclui-se que se diluiu mais rápido no teste 2, pois a havia mais superfície de 
contato para que houvesse o contato com a água. 
Dando procedência para a segunda parte dessa aula, marcou-se como: teste 3 e 
teste 4 em outros dois béqueres. No teste 3, adicionou-se 50 mL de água destilada gelada 
(10 °C), no teste 4, adicionou-se 50 mL de água quente (60 °C) e nos dois testes a 
temperatura foi controlada para melhor discussão dos resultados. Pesou se mais dois 
comprimidos efervescentes sobre um filtro de papel e adicionados aos béqueres ao mesmo 
tempo que o cronometro foi acionado em ambos os casos, ao final, chegou-se aos 
seguintes resultados: 
Teste 3: 
massa: 3,423 g 
tempo: 101 s 
3,423 g — 50 mL 
 X — 1000 mL 
 X= 68,46 g/L 
 
 
 
10 
 
V= 68,46 g/L / 101 s 
V= 0,68 g/L.s 
 
Teste 4: 
massa: 4,059 g 
tempo: 60 s 
4,059 g — 50 mL 
 X — 1000 mL 
 X= 81,18 g/L 
 
V= 81,18 g/L / 60 s 
V= 1,35 g/L.s 
Conclui-se a partir desses dados que mesmo sendo comprimidos inteiros, o que 
causou a diferença entre gramas por litros por segundo foi a temperatura maior, no teste 
4, observando assim que em água gelada o tempo praticamente dobrou. 
Para a terceira e última parte dessa aula, seguiu-se para a influência do tipo de 
eletrólito sobre a velocidade de reação, onde em dois tubos de ensaio marcados como 
“forte” e “fraco”, foi adicionado 2 mL de ácido clorídrico e 2 mL de ácido acético 
respectivamente. Zerou-se o cronometro utilizado anteriormente e em cada tubo foi 
adicionado um ponta de espátula de carbonato de cálcio e observado os seguintes 
resultados: 
O tubo forte teve um tempo de 16 segundos, e o fraco, teve um tempo de 48 
segundos até o final da liberação dos gases da reação. O tempo aqui se justifica pelo ácido 
mais forte, que é definido por apenas testes experimentais. Contudo, leva-se em 
consideração que um ácido forte tem uma reação mais rápida comparada a um ácido fraco. 
 
5. Aula 2, roteiro 1 
Preparo e caracterização físico-química de coloides (gel e emulsão) 
 Para essa sequência, o objetivo foi observar as características físico-químicas de 
coloides (gel e emulsão), para assim avaliar sua densidade, viscosidadee estabilidade dos 
coloides. O procedimento foi divido em quatro etapas, começando pela A, onde nela foi 
necessário fazer o preparo da fase aquosa (gel) usando os seguintes reagentes: 
Carboximetilcelulose sódica (CMC) 1,0 g; metilparabeno 0,180 g; água destilada 98,82 
g, ambos pesados em balança analítica. 
 
 
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 Em um béquer de 250 mL foi adicionado toda a água destilada da fórmula, e 
depois foi incorporado o metilparabeno. Logo após, foi levado para aquecimento em 
banho maria até a solubilização total do metilparabeno. Após isso, pulverizou o CMC aos 
poucos, mantendo uma agitação constante e ininterrupta. Para complementar, o que 
aconteceu nas próximas etapas, Micela é uma estrutura molecular formada pela agregação 
de moléculas anfifílicas, como os surfactantes, em solução aquosa. Essas moléculas 
possuem uma parte hidrofílica (polar ou que interage com a água) e outra lipofílica (apolar 
ou que interage com moléculas não polares). Quando adicionadas a uma solução aquosa, 
as moléculas de surfactante se organizam em uma camada em torno das moléculas de 
água, formando micelas esféricas ou cilíndricas que aprisionam as moléculas de lipídios 
ou outros compostos hidrofóbicos. O CMC tem grande relevância para a formulação de 
emulsões e está relacionado ao papel dos surfactantes na estabilização da interface entre 
as fases. Quando os surfactantes são adicionados em concentrações abaixo da CMC, eles 
não são capazes de formar micelas e, portanto, não conseguem estabilizar as gotículas da 
fase dispersa na fase contínua. Por outro lado, quando a concentração de surfactante é 
superior à CMC, as micelas formadas têm maior capacidade de recobrir as gotículas da 
fase dispersa, ajudando a evitar a coalescência e promovendo a formação de uma emulsão. 
Depois de todo esse processo, foi reservado e identificado. 
 Dando procedência para a parte B do procedimento, foi necessário 97 mL de óleo 
mineral e 3 g mL de polisorbato. Em um béquer de 250 mL foi adicionado o óleo mineral 
e em seguida o polisorbato. Na próxima etapa, será feito a emulsão e usada essa solução, 
um ponto a se destacar é que em uma emulsão, o polissorbato 80 ajuda a estabilizar a 
mistura de duas fases imiscíveis (por exemplo, água e óleo) ao reduzir a tensão superficial 
entre as fases. homogeneizou-se a mistura e reservou, devidamente identificado. 
 Para a terceira parte, foi necessário o preparo de emulsão, que foi feita em dois 
béqueres de 250 mL. Neles, foram adicionados 50 mL da fase aquosa (gel) da primeira 
parte, e no outro, 50 mL da fase orgânica da segunda parte do procedimento. Após isso 
foi levado a aquecimento em banho maria. Depois que os dois béqueres atingiram a 
mesma temperatura de 40 °C, foi adicionado lentamente a fase orgânica no béquer 
contendo a fase aquosa (gel), agitando constantemente até chegar a temperatura de 25 °C. 
Ao final, foi notado a presença de emulsão no béquer, logo foi reservado e devidamente 
identificado. 
 Sob avalição, constatou-se as seguintes observações: 
Gel 
Estado físico Líquido 
Homogeneidade Sim (a olho nu) 
Transparência transparente 
Coloração Incolor 
Odor inodora 
Fonte: autoria própria 
 
 
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Emulsão 
Estado físico Líquido 
Homogeneidade Sim (a olho nu) 
Transparência opaco 
Coloração Branco perolado 
Odor inodora 
Fonte: autoria própria 
 Após a identificação dessas características, foi necessário medir o pH, e conforme 
o roteiro explica, há um método preconizado pela Anvisa, para avaliação de pH em 
produtos semissólidos, e para eles, deve-se efetuar a diluição em proporção 1:10. 
Portando, foi coletado 1 mL de amostra do gel e da emulsão, e diluído em 9 mL de água 
destilada. Foi colocado o eletrodo higienizado em contato com a amostra coletada e assim 
foi identificado o se pH. O pH do gel foi de 5,55; e o pH da emulsão foi de 7,89. 
 Dando continuidade, foi necessário determinar a resistência à centrifugação, e 
segundo o roteiro, foi realizado de acordo com o Guia de Estabilidade de Cosméticos da 
Anvisa. Pesou-se 10 g de cada amostra em tubos Falcon e após isso foi submetido a 
centrifugação utilizando uma centrifuga (3.000 rpm) durante 30 minutos. O teste foi 
necessário para a verificação de perda da estabilidade da formulação, e o resultado obtido 
foi que o gel manteve sua estabilidade, contudo a emulsão não, devido ao tamanho de 
suas partículas. 
Soluções, coloides e suspensões são tipos de misturas heterogêneas. Em 
soluções, as partículas estão completamente dissolvidas em um solvente, enquanto em 
suspensões, as partículas são visíveis e se sedimentam com o tempo. Os coloides têm 
partículas maiores do que as de uma solução, mas menores do que as de uma suspensão. 
As partículas em um coloide não se sedimentam, mas permanecem em suspensão 
devido às interações com o solvente. Os coloides têm propriedades físicas e químicas 
únicas e são importantes em muitas aplicações industriais e biológicas, como a 
produção de tintas, emulsões e medicamentos. 
Para diferenciar um coloide na forma de gel e emulsão, teremos os seguinte 
resultados: gel – o agente dispersante é o solido, e o agente disperso será o líquido. Na 
emulsão – o agente dispersante é um líquido, como o agente disperso também será um 
líquido. 
 
6. Aula 4, roteiro 1 
Equilíbrio químico: lei de Le Chatelier 
 Esse procedimento teve como objetivo, comprovar experimentalmente, o principio de 
Le Chatelier, analisando o deslocamento do equilíbrio da reação Fe³⁺/SCN⁻¹. Para começar, foi 
necessário medir em proveta 80 mL de água destilada e transferir para um béquer de 100 
mL, após isso, foi adicionado 3 gotas de solução saturada de FeCl₃, e agitado com um 
bastão de vidro. Dando sequencia, foi adicionado mais 3 gotas de solução saturada de 
NH₄SCN e agitou-se. Essa foi denominada como “solução padrão” e identificado no 
béquer com esse nome. 
 
 
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 Para continuar, foi enumerado 5 tubos de ensaio e transferido para cada um 5 
mL da solução recém-preparada. O tubo 1 ficou apenas com a solução padrão, já o tubo 
2 foi adicionado pequenas quantidades de NH₄Cl e depois agitado para comparação com 
o tubo 1, onde verificou-se que ficou levemente amarelado comparado ao tom 
avermelhado do tubo 1 (solução padrão). 
 No tubo 3, foi adicionado duas gotas de solução saturada FeCl₃. Agitado até a 
homogeneização e obtendo uma coloração vermelho opaco bem escuro comparado ao 
padrão. No tubo 4 foi adicionado 2 gotas de solução saturada de NH₄SCN. Agitou-se e 
pode reparar uma coloração vermelho escuro comparada ao padrão. O tubo 5 foi levado 
para banho maria a 60 °C e o tubo 6 a um banho de gelo 5 °C e depois de 5 minutos, foi 
notado que o tubo 5 obteve uma coloração laranja claro e o tubo 6 que resfriou, laranja 
escuro. 
 Logo, segundo a explicação dos professores, obtivemos os seguintes resultados: 
o tubo 2 aumentou o NH₄Cl do produto e por isso ele ficou mais claro; o tubo 3 
aumentou o reagente FeCl₃ e a por conta disso, ficou obteve uma tonalidade mais 
escura; o tubo 4 aumentou o NH₄SCN e consequentemente aumentou o lado dos 
produtos; o tubo 5, teve um comportamento exotérmico porque deslocou para a 
formação de reagentes; e por fim, o tubo 5, teve um comportamento endotérmico, e por 
isso deslocou para os produtos, obtendo uma coloração mais escura. 
 
7. Aula 4, roteiro 2 
Equilíbrio iônico e efeito tampão – Lei de Henderson-Hasselbalch 
 Nesse procedimento, foi necessário comprovar experimentalmente, o equilíbrio 
iônico e a relação entre esse equilíbrio e a equação de Henderson-Hasselbalch, que 
começou pensando em uma balança analítica, 1,369 g de NaOH num béquer de 250 mL. 
Com o auxílio de uma proveta, coletou-se 100 mL de solução de ácido acético 4% e 
transferiu-se esse volume para um béquer, nomeando-o como tampão 1. Adicionou-se 
1,369 g de NaOH no béquer contendo 100 mL da solução de ácido acético e agitou-se 
cuidadosamentecom o auxílio de um bastão de vidro. 
 Em outro béquer, foi adicionado 10 mL da solução anterior e 90 mL de água 
destilada. Esse béquer foi nomeado como tampão 2. 
 Através do valor de pH, determinou-se o pK para o ácido acético, empregando a 
equação de Henderson-Hasselbalch 
pH = pKa – Log [acido] / [sal] 
 pKa + Log (0,27/0,33) 
 pKa = 4,54 
Para a preparação de um tampão citrato a partir da adição de 20 mL de acido cítrico 
(0,1M) em 30 mL de citrato de sódio (0,1M), o pH resultante foi o a seguir: 
 
 
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 pH = pKa – log (acido/sal) 
 pH = 4,77 – log (0,04/0,06) 
 pH = 4,95 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
Manual de orientações aulas práticas. Curso de Farmácia, Universidade Paulista – 
UNIP, 2023. Acesso em: 04 abr. 2023.