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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
QUI07909 
 
 
 
 
 
 
 
Laboratório de química 
 
 2
 
EQUIPE 
Professores do Departamento de Química. 
Técnicos: Antonio Augusto, Emanuel, Eliete e Cristina. 
Monitores 
 
A- Objetivos 
- O curso prático de Química tem como objetivo criar condições para que o 
estudante ao final do curso seja capaz de: 
Conhecer e manipular aparelhagem de laboratório, realizar técnicas 
experimentais básicas, desenvolver capacidade de observação 
experimental e correlacionar com os conteúdos teóricos. Desenvolver 
capacidade de dissertar sobre os experimentos realizados, avaliar e 
discutir os resultados obtidos. 
 
B- O Laboratório de Química 
- Os estudantes serão organizados em grupos que ocuparão sempre o 
mesmo lugar no Laboratório. 
- À falta a algum experimento impossibilita o aluno a participar da 
confecção e avaliação do relatório correspondente. 
- Cada mesa no laboratório será equipada com o material necessário à 
execução do trabalho programado. 
- Em dia e horário destinado aos trabalhos práticos os estudantes terão à 
disposição professores encarregados de orientá-los na execução e 
interpretação dos exercícios de laboratórios. 
- Após o uso de bico de gás ou torneira de água, não deixar os mesmos 
abertos. 
- Ao lançar nas pias algum produto de reação, fazê-lo simultaneamente 
com descarga abundante de água a fim de evitar a corrosão do 
encanamento. 
- Não lançar fósforos acesos nos locais destinados à coleta de lixo. 
- Fotômetros, centrifugadores, microscópios, balanças ou outros aparelhos 
somente deverão ser usados pelo aluno depois de instruído nas 
respectivas manipulações, evitando-se assim danos irrecuperáveis. 
Conservar os equipamentos limpos após o uso. 
 
 
C- O Material do Estudante 
Cada estudante deverá trazer para os trabalhos práticos o material abaixo 
relacionado: 
• Avental - necessário à proteção da roupa e proporciona maior 
desembaraço na execução de tarefas. É requisito indispensável. 
• Lápis, borracha, caderno de anotações, régua, papel milimetrado, tabela 
periódica, caneta de retroprojetor, toalha de mão. 
• Observação - o cumprimento de horário é pré-requisito fundamental. 
D- Do Material Recebido e sua Conservação e Limpeza 
 
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- Cada grupo de estudante receberá o material necessário à execução de 
cada trabalho prático, conforme relacionado no roteiro próprio. 
- O aluno não deverá retirar o material de outro grupo mesmo quando os 
mesmos estiverem ausentes. 
- Será exigido dos estudantes o máximo cuidado com o seu lugar e 
respectivo material. Em caso de quebra ou o não funcionamento de algum 
material recebido, o estudante deverá dar conhecimento ao professor 
responsável pela aula a fim de se providenciar a sua substituição. 
- Terminados os trabalhos, o estudante deverá proceder a limpeza de sua 
bancada e da vidraria usada, uma vez que os mesmo serão utilizados por 
outra turma logo a seguir. 
 
E- Dos Reagentes 
- Para cada trabalho prático haverá à disposição dos estudantes uma 
provisão dos reagentes relacionados no roteiro. 
- Após o uso, cada frasco de reagente deverá ficar no lugar onde foi 
encontrado no início da aula. 
- Não trocar as rolhas ou tampas dos frascos. 
- Uma mesma pipeta não poderá ser introduzida em 2 frascos 
diferentes sem ser devidamente lavada. 
 
 
F- Da Execução dos Trabalhos Práticos 
- Exigem-se para todos os trabalhos práticos a mesma atenção, rigor 
técnico e disciplina. 
- O aluno só alcançará a eficiência desejada sendo pontual, assíduo, 
ordeiro, asseado e com conhecimento prévio do trabalho prático a ser 
executado. 
 
G- Normas de segurança 
 
O laboratório de química é um lugar seguro de trabalho, desde que se trabalhe com 
prudência, para evitar acidentes. 
 
Respeite rigorosamente as seguintes precauções recomendadas: 
1-Não coma nem beba no laboratório, também não coloque as mãos, dedos e 
unhas na boca ou nos olhos sem antes lavá-las muito bem. 
2-Use sempre avental de manga comprida para evitar derrubar algum reagente nos 
braços, não entre no laboratório sem previamente vestir o avental. 
3-Coloque todo seu material no lugar indicado, fique apenas com um bloco de 
anotações, caneta ou lápis por mesa. 
 
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4-Neste bloco anote todas observações que achar importante para confecção do 
relatório, todos integrantes do grupo devem sugerir e verificar as anotações. 
5-Nunca fume no laboratório. 
6-Não mistures reagentes sem prévio consentimento do professor, isso pode ser 
muito perigoso. 
7-Se algum reagente atingir sua pele ou olhos, lavar imediatamente com água e 
avisar o professor. 
8-Nunca provar nem cheirar qualquer composto químico sem prévia autorização. 
9-Nunca comece um experimento sem explicação prévia do professor e na dúvida 
sempre pergunte, nunca teste nada por conta própria. 
10- Não converse durante a explicação do professor sobre a prática, sua falta 
de atenção pode colocar você e seus companheiros em risco, bem como 
prejudicar o andamento do experimento. 
11-Trabalhe com seriedade, método e calma. 
 
F- Relatório técnico científico 
 
-No relatório deve constar os seguintes dados: 
Data, número da prática, número do grupo, nome do experimento. 
-O relatório deve apresentar os seguintes tópicos, devidamente numerados : 
 
I-Introdução: é uma espécie de apresentação do experimento, e deve conter a 
parte teórica relativa ao experimento, exemplo: 
Experimento: caracterização de álcoois. 
Introdução: Nesta prática serão estudados compostos orgânicos denominados por 
álcoois. Esses compostos orgânicos são caracterizados pela presença do grupo OH 
(hidroxila). Os álcoois primários e secundários sofrem reação de oxidação quando 
colocados em contato com agentes oxidantes em meio ácido. Já álcoois terciários 
não sofrem este tipo de reação. Exemplos de álcoois primários, secundários e 
terciários:.............. 
 
II-Objetivo: apresenta de forma direta a informação que você vai obter através do 
experimento, exemplo: 
Objetivo: O objetivo deste experimento é caracterizar algumas amostras de álcoois 
de fórmulas desconhecidas. 
 
III-Experimental: neste tópico você deverá apresentar os seguintes itens, material 
utilizado, vidraria (tipo), balança (tipo); os reagentes utilizados, e o procedimento 
experimental. 
 
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O procedimento deve ser escrito de forma que outra pessoa que não esteja no 
laboratório, consiga reproduzir o experimento que você fez, através da leitura de seu 
relatório. Nunca coloque resultados na parte experimental. 
Exemplo: com auxílio de uma pipeta, 1 ml de solução de óxido de cromo foi 
adicionada ao tubo de ensaio que continha 2 ml da amostra de álcool do tipo A. 
 
IV-Resultados e discussão: Neste tópico você deve apresentar os resultados 
observados, de forma direta e clara, sempre que possível através de tabelas e/ou 
gráficos. A discussão dos resultados é feita sempre tentando relacionar a teoria 
apresentada na introdução com o experimento realizado, exemplo: 
Resultados obtidos: 
 
Amostra desconhecida de álcool Resultado observado na reação com 
óxido de cromo. 
Amostra A Ocorre reação com aquecimento e com 
mudança de cor. A amostra incolor após 
reagir torna-se verde escura. 
Amostra B Não foi observado nenhuma alteração 
quando o reagente foi adicionado. 
Amostra C Ocorre reação semelhante ao da 
amostra A 
 
Como apresentado na introdução, álcoois primários e secundários podem sofrer 
reação de oxidação, já álcoois terciários não oxidam. O resultado parece indicar que 
as amostras A e C devem ser álcoois primários ou secundários, já que a reação 
com o agente oxidante foi observada. Para a amostra B, como não foi observado 
nenhum tipo de reação, fica evidente que o álcool analisado deve ser classificado 
como terciário. 
 
V-Conclusão: na conclusão você apresenta de forma muito breve, as principais 
informações obtidas através dos resultadose discussão, exemplo: 
Através dos resultados obtidos é possível concluir que as amostras A e C são 
álcoois primários ou secundários, e que a amostra B se trata de um álcool terciário. 
 
VI-Referências bibliográficas: aqui é apresentada a literatura que foi consultada 
pelos integrantes do grupo para construir o relatório. A forma correta de apresentar 
uma referência é: 
Livro: Nome do livro, nome dos autores, editora, edição, capítulo, página, ano de 
publicação. 
Artigos de revistas: nome do artigo, nome dos autores do artigo, nome da revista, 
volume e/ou número da revista, página inicial e final do artigo, ano de publicação. 
Obs. Sempre coloque os verbos na forma impessoal, ou seja, nunca escreva 
:pesamos 2g de NaCl, escreva, foi pesado 2g de NaCl. 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
 
Laboratório 1: Manuseio e aferição de instrumentos de medida. 
 
Objetivo: Introduzir o manuseio de instrumentos de medida e comparar suas precisões. 
 
 Neste experimento os alunos terão a oportunidade de conhecer alguns dos 
equipamentos mais comuns utilizados no laboratório. 
 A prática da análise volumétrica requer medidas de volumes de líquidos com 
elevada precisão. Para realizar tais medidas são empregados vários tipos de 
aparelhos, que podem ser classificados em duas categorias: 
a) aparelhos calibrados para dar escoamento a quantidades variáveis de líquido. 
b) Aparelhos calibrados para conter ou escoar apenas um determinado volume. 
Na primeira classe estão contidas pipetas graduadas, buretas e provetas, na 
segunda classe estão incluídos os balões e pipetas volumétricas. 
 A medida de volumes líquidos com qualquer dos aparelhos apresentados, 
está sujeita a uma série de erros devido às seguintes causas: 
A) ação da dilatação ou contração provocadas por variações de temperatura. 
B) Imperfeição ocorrida durante a calibração dos aparelhos volumétricos. 
C) Erros de paralaxe. 
 A leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior do 
menisco e a de líquidos coloridos se ficar impossível a observação do menisco, 
observa-se então a parte superior. 
 
Material: 
Proveta de 50 mL Balão volumétrico de 50 mL 
Pipeta volumétrica de 50 mL Balança com precisão de 0,01 g. 
Béquer de 100 mL Termômetro 
 
Procedimento: 
Aferição da pipeta volumétrica. 
1- Coloque o béquer de 100 mL sobre a balança e zere (tara) a mesma. 
2- “Pipetar” 50 mL de água destilada ( seguindo orientação do professor), e transferir esse 
volume para o béquer de 100 mL. Anote o valor da massa obtida. 
3- Repita o procedimento mais duas vezes. 
 
Aferição do balão volumétrico. 
1- Colocar o balão volumétrico de 50 mL sobre a balança e fazer a tara. Colocar água 
destilada no balão até a marca de aferição. 
2- Anote o valor da massa obtido e repita o procedimento mais duas vezes. 
3- Com o auxílio do termômetro medir a temperatura da água utilizada no experimento. 
 
 
 
 
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Cálculos: 
 
1- Calcular a média aritmética das massas obtidas. 
2- Consulte o valor da densidade da água na tabela e calcule o volume médio para os três 
recipientes. 
3- Comparar o volume médio obtido a partir do experimento ( VEXP.), com o volume 
especificado pelo fabricante ( VFAB.). Calcule o erro relativo seguindo a fórmula: 
 
% de erro relativo = [ (VEXP - VFAB) / VFAB ] × 100 
 
Figura 1. Procedimento correto para leitura de volume nos equipamentos. 
 
Figura 2. Transferência de um líquido com auxílio de uma pipeta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
LABORATÓRIO 2 : INTERAÇÕES INTERMOLECULARES E SEUS EFEITOS NA 
SOLUBILIDADE ENTRE AS SUBSTÂNCIAS. 
 
INTRODUÇÃO 
 Geralmente o que determina a solubilidade entre duas substâncias são 
as interações (forças) intermoleculares. Vocês já devem conhecer a frase 
“Semelhante dissolve semelhante” isto está relacionado com o fato que substâncias 
polares possuem interações intermoleculares diferentes das substâncias apolares. 
Esse tipo de propriedade também vai influenciar nas propriedades como ponto de 
fusão e de ebulição. 
 Através dos testes de solubilidade, tentaremos observar o efeito da 
estrutura molecular no comportamento da solubilização. 
Cuidado ao manipular os reagentes, alguns são tóxicos. 
PROCEDIMENTOS: 
Realize os testes em tubos de ensaio. 
a- Numere os tubos de ensaio (1 e 2), adicione nos 2 tubos, uma ponta de espátula de 
cloreto de sódio, em seguida adicione 2 ml de água no tubo 1 e 2 ml de etanol no tubo 
2, agite e observe. Anote a solubilidade em ambos solventes. 
b- Numere 2 tubos de ensaio (3 e 4), adicione nos 2 tubos, uma ponta de espátula de 
ácido benzóico. Ao tubo 3 adicione 1 ml de água e ao tubo 4, 1ml de etanol agite e 
observe. Anote a solubilidade em ambos solventes. 
c- Numere 2 tubos de ensaio (5 e 6), adicione 2ml de clorofórmio (CHCl3 ), em cada tubo. 
Ao tubo 5 adicione 1 ml de água e ao tubo 6, 2ml de hexano, agite e observe. Anote a 
solubilidade em ambos solventes. 
d- Numere mais 3 tubos de ensaio, (7,8 e 9), em cada tubo adicione 1 ml de água. Em 
seguida adicione 2 ml de etanol no tubo 7, 2 ml de n-butanol no tubo 8 e 2 ml de n-
hexanol no tubo 9. Observe e faça as anotações. 
 
 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
Laboratório 3: Determinação do teor de álcool na Gasolina comum. 
 
Objetivo: Determinar o teor de álcool na gasolina através de extração por solvente. 
 
 A gasolina é um líquido tóxico e muito volátil. Durante a realização desta 
experiência mantenha o laboratório arejado e evite a inalação dos vapores de 
gasolina. A gasolina é um líquido altamente inflamável, assim, não é permitido 
acender qualquer tipo de chama no laboratório durante a realização desse 
experimento. 
 A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos obtida a partir da destilação do 
petróleo. No Brasil, antes da comercialização, adiciona-se álcool anidro à gasolina. 
A mistura resultante é homogênea. A mistura água-álcool também é um sistema 
homogêneo. Quando mistura-se gasolina e água obtém-se um sistema 
heterogêneo, no entanto o álcool, que foi adicionado a gasolina, é extraído pela 
água e o sistema resultante é composto pelas duas fases: gasolina/ água-álcool. O 
álcool migra para a fase aquosa porque suas moléculas tem maior afinidade pelas 
moléculas de água. Por que? 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1- Com o auxílio de uma pipeta, coloque 10 mL de gasolina na proveta. A 
seguir, adicione 10,0 mL de água, tampe a proveta segundo orientação do 
professor e agite vigorosamente a mistura água-gasolina. Espere o sistema 
separar as fases. Faça a medida do volume ocupado por cada fase. Em 
seguida calcule o teor percentual de álcool presente na gasolina. 
2- O teor percentual (T%), volume a volume, de álcool na gasolina, pode ser 
calculado utilizando-se a expressão abaixo: 
 
 
T% = ( Válc./ Vgas. inicial) x 100% ; onde Válc. = 10,0 mL – Vgas. final. 
 
3- Meça a densidade da gasolina, utilizando um balão volumétrico de 25 mL. 
 Anote a temperatura ambiente. 
4- A quantidade de álcool na gasolina brasileira, segundo o Conselho Nacional 
do Petróleo (CNP), deve estar entre 18 e 25%, volume a volume. Sua 
gasolina se encontra dentro das especificações recomendadas pelo CNP? 
 
 
 
 
 
 
 
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LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
Laboratório 4: Curva de Solubilidade do Cloreto de Potássio (KCl). 
 
Objetivo: Construção da curva de solubilidade do KCl em água. 
 
 A solubilidade de uma substância é definida como a quantidade de soluto necessária 
para produzir uma solução saturada em uma determinada quantidade de solvente. 
 A maneira como a solubilidade varia com a temperatura depende de fatorestermodinâmicos. Uma variação na temperatura perturba o equilíbrio termodinâmico do 
sistema e um aumento dessa temperatura desloca o equilíbrio para a direção que 
absorverá calor. Assim, se a dissolução de um soluto na solução é um processo 
endotérmico, o soluto se tornará mais solúvel quando a temperatura for aumentada. 
 Em geral, a solubilidade da maioria das substâncias sólidas e líquidas em um 
solvente líquido aumenta com o aumento da temperatura. A variação da solubilidade de 
uma substância em uma quantidade fixa de solvente com a temperatura pode ser 
representada graficamente e a curva obtida denomina-se Curva de Solubilidade. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Pese em tubos de ensaio grandes, KCl, nas quantidades indicadas na Tabela 
abaixo: 
 TABELA I 
TUBO 1 2 3 4 5 6 
 
MASSA(g) 
 
 1,75 
 
 1,95 
 
 2,15 
 
 2,25 
 
 2,40 
 
 2,52 
 
TEMPERATURA (ºC) 
 
 
2- Com o auxílio de uma pipeta, adicione a cada tubo 5,00 mL de água destilada. 
 
3- Aqueça os tubos em banho-maria até que se observe a dissolução total do sal. 
 
4- Coloque um termômetro dentro do tubo com a solução ainda quente. Deixe a 
solução esfriar sob pequena agitação. 
 
5- Anote a temperatura na qual se observa a formação dos primeiros cristais. 
 
6- Faça um gráfico de massa (g) de KCl/ 100g de H2O versus temperatura (ºC). 
 
7- Utilizando a sua curva experimental preveja a massa de KCl que vai cristalizar 
quando uma solução saturada do sal é resfriada de 65 ºC para 30 ºC. 
 
 
 
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
 
Laboratório 5: Purificação de uma substância com base na sua solubilidade. 
 
Objetivo: Purificação do ácido benzóico utilizando a técnica de recristalização. 
 
Material: 
Erlenmeyer de 250 mL Papel de filtro 
Tripé Tela de amianto 
Bico de bunsen Bastão de vidro 
Funil de haste curta Aro metálico 
Béquer de 100 mL Suporte universal. 
Garras metálicas p/ segurar o erlenmeyer. Vidro de relógio. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Pesar o papel de filtro, anotar. 
2- Pesar 2 gramas de ácido benzóico impuro em um erlenmeyer de 250 mL. 
3- Adicionar água destilada previamente aquecida ao erlenmeyer agitando com o bastão 
de vidro. Parar quando somente uma pequena quantidade de soluto permanecer 
insolúvel. 
4- Dobrar o papel de filtro adequadamente colocando no funil de haste curta. 
5- Colocar o funil com o papel na boca do erlenmeyer para que se mantenham aquecidos. 
6- Fixar o aro metálico no suporte universal e adaptar o funil previamente aquecido. 
7- Utilizar o béquer de 100 mL para coletar o material filtrado. 
8- Filtrar rapidamente a solução de modo que a cristalização não ocorra no funil. 
9- Deixar o béquer resfriar até a termperatura ambiente. Observar a recristalização. 
10- Filtrar a vácuo os cristais de ácido benzóico ( seguindo orientação do professor), e 
deixar o material filtrado secando sobre o vidro de relógio. 
11- Após secagem pese a massa obtida e calcule o rendimento da recristalização. 
 
 Ilustração do procedimento para filtração. 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
LABORATÓRIO 6 : Preparação e padronização de uma solução de NaOH. 
 
OBJETIVO: Manusear corretamente instrumentação de preparo e padronização de 
 uma solução. 
 
CÁLCULOS PRELIMINARES: 
1.- Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 
 0,1 mol/L. 
 
PROCEDIMENTO DE PREPARAÇÃO: 
 
1.- Fazer a pesagem da massa de NaOH calculada em um béquer de 50 mL. 
2.- Dissolver o NaOH em água destilada agitando com o auxílio de um bastão de 
 vidro. 
3.- Transferir a solução para o balão volumétrico de 250 mL, seguindo a 
 orientação do professor. Completar o balão com água até a marca de aferição. 
4.- Fechar o balão, homogenizar a solução e identificar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH ~ 0,1 M COM BIFTALATO DE 
POTÁSSIO. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Quando uma solução de NaOH é preparada, muitas vezes, sua concentração real 
não é exatamente a calculada, pois esta base é higroscópica e passível de 
contaminação por CO2, o que dIminui a concentração de NaOH na solução. 
Para a titulação, saber a concentração exata da solução é extremamente 
importante, por isso soluções são padronizadas através de reagentes que são 
altamente estáveis, e que não absorvem água com facilidade, esses reagentes são 
denominados de padrões primários. Um padrão primário muito utilizado para 
padronização de soluções de NaOH, é o biftalato de potássio. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Colocar em um erlenmeyer de 250 ml, 0,7g de biftalato de potássio. 
2. Dissolvê-lo em 100 ml de água deionizada previamente aquecida ~ 60ºC. 
3. Adicionar dentro desta solução 3 gotas de fenolftaleína. 
4. Titular com solução de NaOH até que a solução contida no erlenmeyer adquira 
coloração levemente rósea persistente durante 30 segundos. (ponto de 
equivalência). 
Repita a titulação duas vezes. 
Volume gasto na titulação 1 = _______________ml 
Volume gasto na titulação 2 = _______________ml 
V médio = (V1 + V2) / 2 
 
Cálculo da concentração molar ( M) real da solução de NaOH 
N.º de mols de biftalato = N.º de mols de NaOH (no ponto de equivalência) 
N.º de mols de biftalato = Vm(L) x M real 
Fator de correção da solução de NaOH = M real / M teórica, F= ...................... 
Peso molecular do biftalato = 204 g/mol 
 
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Determinação da concentração real da solução de HCl (OPCIONAL) 
Colocar 20 ml do HCl em um erlenmeyer. 
Adicionar 2 gotas de fenolftaleína. 
Titular com a solução de NaOH padronizada, até que a solução adquira uma 
coloração rósea persistente por 30 segundos. 
Repita esse procedimento por duas vezes, anotando os volumes utilizados. 
V1 = _____________ml 
V2 = _____________ml 
Vm = _________ 
 
Cálculos: 
 
N.º de mols de NaOH = N.º de mols do HCl (no ponto de equivalência). 
Nreal de NaOH x Vm = Volume de HCl x N real do HCl. 
M real do HCl obtido = _____________. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
Laboratório 7: Análise de um ácido comercial. 
 
Objetivo: Determinar a pureza do ácido acetil salicílico (aspirina), por titulação 
 ácido-base, em comprimidos vendidos em farmácia. 
 
Material: 
Bureta de 50 mL Suporte p/ bureta 
3 erlenmeyer de 125 mL Gral e pístilo. 
béquer de 50 mL 1 pipeta volumétrica de 20 mL 
 
Reagentes: 
Solução de NaOH 0,1 mol/L Solução de fenolftaleína 
1 comprimido de aspirina (HC9H7O4) 
 
Procedimento: 
1.- Pesar em um béquer o comprimido de aspirina e pulverizá-lo com o auxílio do 
 gral e do pistilo. 
2.- Em um erlenmeyer pesar 0,1 g da aspirina comercial e dissolver em 
 aproximadamente 20 mL de água destilada medido com o auxílio da pipeta 
 volumétrica. Adicionar três 
 gotas de fenolftaleína. 
3.- Encher a bureta com a solução de titulante ( NaOH 0,1 mol/L). 
4.- Proceder a titulação de acordo com a orientação do professor e anotar o 
 volume de solução de titulante utilizado. 
5.- Repetir mais duas vezes e observar a reprodução do resultado. 
 
Cálculos: 
1.- Determinar o percentual, em massa, do ácido comercial. 
2.- Calcular a massa total de aspirina no comprimido e comparar com a massa 
 indicada pelo fabricante. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
 
Laboratório8: Determinação da acidez no vinagre 
 
 
Objetivo: Determinação do teor de ácido acético no vinagre. 
 
 
Material: 
Pipeta volumétrica de 10 mL Solução de NaOH ~ 0,1 mol/L 
Bureta Solução de fenolftaleína 
Erlenmeyer de 250 mL Balão volumétrico de 100 mL 
Béquer de 50 mL Vinagre 
Suporte p/ bureta 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Com o auxílio de uma pipeta transferir 10 mL de vinagre para um balão de 100 
mL e completar com água até a marca de aferição. 
2. Pipetar 20 ml da solução de vinagre preparada para um erlenmeyer de 250 ml. 
3. Adicionar 3 gotas de fenolftaleína. 
4. Colocar a solução padronizada de NaOH na bureta, seguindo a orientação do 
professor. 
5. Com o auxílio da bureta, adicionar lentamente a solução de NaOH padronizada 
na solução de vinagre até a mudança de cor. 
6. Nesse ponto, anote o volume de NaOH que foi necessário para atingir o ponto 
de equivalência. VNaOH (L) = ____________. 
 
VNaOH (L) x MNaOH = n1 (número de mols do ácido acético em 20 ml de solução 
de vinagre). 
 
n1 ----------- 20 ml de solução 
n2 ----------- 100 ml de solução 
 
n2 = número de mols de ácido acético em 10 ml de vinagre. 
 
 
7. Calcule a % m/v de ácido acético no vinagre. 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
 
Laboratório 9: TERMOQUÍMICA 
 
 
Objetivo: Determinação do calor de dissolução e reação. Verificar a Lei de Hess. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Durante um fenômeno químico ou reação, ocorrem profundas modificações 
em que a substância ou as substâncias envolvidas transformam-se em outras 
substâncias diferentes das originais. A energia contida nos reagentes é geralmente 
diferente da contida nos produtos. Essa diferença em energia geralmente resulta em 
um aquecimento ou um resfriamento do sistema. A energia liberada ou absorvida 
durante uma transformação é geralmente denominado calor da transformação, ou 
seja, calor liberado ou absorvido durante um processo de dissolução é denominado 
de calor de dissolução, durante uma reação é calor de reação etc, e pode ser 
calculado pela seguinte aproximação: 
 
 Q sistema= -Q solução = - m (H2O) x C(H2O) x ∆T 
 
 A presente experiência nos permite determinar experimentalmente 
parâmetros termodinâmicos e comprovar conceitos assimilados nos textos. 
 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
a) Determinação do calor de dissolução 
 
1-Colocar o erlenmeyer sobre a tela de amianto e colocar 100ml de água destilada. 
2-Medir a temperatura, anotar. Ti =-------------0C. 
3-Pesar em um vidro de relógio 2g de NaOH. 
4-Rapidamente colocar o NaOH no erlenmeyer, agitar a solução lentamente até a 
dissolução completa do NaOH, acompanhando a elevação de temperatura, anotar a 
temperatura máxima atingida. Tf = -----------0C. 
5-Qual o número de moles (n) de NaOH? 
6-Qual o calor observado na dissolução? 
 
b) Determinação do calor de neutralização 
 
1-Colocar no erlenmeyer 50 ml da solução 0,5M de HCl. Medir a temperatura. 
Ti = ---------0C. 
2-Lavar bem o termômetro, colocar cerca de 50 ml de NaOH 0,5M em um becker e 
verificar se a temperatura é a mesma que a da solução de HCl. 
 
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3-Colocar no erlenmeyer os 50 ml da solução 0,5M de NaOH cuidadosamente 
acompanhando a elevação de temperatura, agitar com cuidado, e anotar a 
temperatura máxima atingida. Tf = ----------0C. 
4-Qual o número de moles (n) de NaOH e de HCl utilizados? 
5-Qual o calor observado na neutralização? 
 
 
c) Determinação do calor de reação 
 
1- Colocar o erlenmeyer sobre a tela de amianto e adicionar 100ml de solução 0,5M 
de HCl, medir a temperatura. Ti = ---------0C. 
2- Pesar 2g de NaOH e coloca-lo rapidamente no erlenmeyer contendo o ácido, 
acompanhar o aumento de temperatura, agitando lentamente até a total 
dissolução do NaOH. Anotar a máxima temperatura observada. Tf = ----------0C. 
3-Qual o número de moles(n) de NaOH e HCl utilizados nessa etapa? 
4-Qual o calor observado nessa reação? 
 
 
d) Observe que a etapa c é a soma das etapas a e b, substitua os valores de n 
e aplique a lei de Hess. 
 
a) nNaOH (s) H2O n Na+ (aq) + n OH-(aq) ∆Ha = 
 
 
b) nNa+(aq) + nOH-(aq) + nH+(aq) +nCl-(aq) nNa+(aq) + nCl-(aq) + nH2O ∆Hb = 
 
c) NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O ∆Hc = 
 
 
Verifique o calor esperado pela lei de Hess, compare e discuta com o observado 
experimentalmente no item c. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
 
Laboratório 10: Cinética Química – A reação relógio. 
 
Objetivo: Investigar o efeito da concentração de reagentes em uma reação química e 
 determinar a constante de velocidade da reação. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Para estudar o efeito da concentração sobre a velocidade de reação usaremos o 
sistema iodato-bissulfito. Uma solução de KIO3, iodato de potássio, é misturada a uma 
solução de NaHSO3 , bissulfito de sódio, que contém pequena quantidade de amido. 
Depois de um certo intervalo de tempo, a mistura incolor se torna subtamente colorida de 
azul-escuro. O tempo necessário para essa mudança de cor depende da concentração das 
soluções e da temperatura. O intervalo de tempo em que ocorre a mudança de cor é 
suficiente para que possa ser medido com exatidão. É esse fato que dá a essa reação o 
nome de reação relógio. 
 A reação relógio é interessante porque nos permite medir o intervalo de tempo para 
que a reação se complete. A reação também é interessante por envolver diversos estados 
de oxidação do iodo O mecanismo da reação não é inteiramente conhecido, mas é possível 
explicar a modificação da cor através do conjunto de equações: 
 
+ SO4
2-
IO3
- -IHSO3
- H++ +3 3 3 (1)
IO3
- I-+ + H+ I2 + H2O5 6 3 3 (2)
I2 HSO3+ H2O+ I
- + SO4
2-
H++2 3 (3)
I2 + I- + amilose ( do amido) complexo azul-escuro 
 
 O iodato é um agente oxidante que oxida o bissulfito a sulfato e o íon iodeto a 
iodo. Observe que a reação global (1) + (2) é auto catalítica. O iodeto formado em 
(1) é consumido em (2). Devido a rapidez da reação (3), comparada com as outras, 
a concentração de iodo se mantém essencialmente zero, até que o bissulfito seja 
totalmente consumido. Quando esse ponto é atingido o complexo azul é formado. 
Para algum baixo valor da concentração de bissulfito, a taxa de produção de iodo 
por (2) começa a exceder a taxa de consumo por (3), até que um suficiente acúmulo 
de iodo propicie uma grande formação de complexo e uma abrupta transição de 
incolor para azul é observada. A concentração estequiométrica de bissulfito não 
 
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poderá exceder a do iodato ( relação 3:1), pois neste caso, teremos sempre um 
excesso de bissulfito e um rápido consumo de iodo pór (3), cujo a reação será a de 
formação de iodeto e sulfito, com nenhuma mudança de cor da solução. 
 Diminuindo a concentração inicial dos reagentes teremos tempo de reação 
maiores, pois as reações se processarão mais lentamente. O tempo de reação para 
esse sistema é chamado de período de indução (P). Uma expressão relacionando 
P com a concentração de reagentes foi encontrada por Landolt. A expressão é 
apresentada abaixo: 
 
P = k / [ KIO3] [ NaHSO3] 
Onde, 
k = constante de velocidade da reação ( seg. mol2. L2). 
Para essa reação o valor de k a 23 ºC é 0,0037. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1- Numerar duas séries de tubos de ensaio, série A e série B, de um até 5. 
2- Para a série A, adicionar aos tubos a solução A ( NaHSO3 0,05 mol/L) 
conforme tabela abaixo: 
TUBO Vol. Sol. A (mL) Vol. água (mL) Vol. final (mL) 
1 10 - 10 
2 8 2 10 
3 6 4 10 
4 4 6 10 
5 2 8 10 
 
3- Preparar a série B adicionando a cada tubo, 10 mL da solução B ( KIO3 0,02 
mol/L + amido a 1%). 
4- Adicionar a solução A a soluçãoB e no menor espaço de tempo possível, 
tampar a boca do tubo com o dedo e virar o tubo para homogenizar. Medir o 
tempo desde o contato dos reagentes até o aparecimento da coloração azul. 
5- Repetir esse procedimento para os demais pares de tubos, anotando o tempo 
transcorrido até a formação da coloração ( em segundos). 
6- Anotar a temperatura ambiente. 
7- Calcule as concentrações iniciais de bissulfito (solução A) e de iodato 
(solução B) para o volume final de 20 mL. Organize os resultados na tabela a 
seguir: 
Reação [ KIO3] [ NaHSO3] Tempo de reação 1/ [ NaHSO3] 
1 
2 
3 
4 
5 
8- Construir o gráfico de P contra o inverso da concentração de bissulfito de 
sódio. Encontre a melhor reta entre os pontos experimentais, usando 
regressão linear ou inspeção visual. Determine a inclinação da reta e calcule 
 
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o valor da constante de velocidade na sua temperatura de trabalho. 
Comparar com o valor de 0,0037 a 23 ºC. 
9- Utilizando seus resultados experimentais, preveja qual concentração de 
bissulfito consumida no tempo de 1 minuto, quando a concentração inicial de 
KIO3 é 0,01 mol/L. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA I (QUI 07909) 
 
Laboratório 11: Equilíbrio Químico. 
 
Objetivo: Estudar o equilíbrio de reações envolvendo o íon dicromato verificando o 
 princípio de Le Chatelier 
 
 
Efeito da concentração de reagentes no equilíbrio. 
 
2CrO42 - + 2H+ Cr2O72 - + H2O 
Amarelo laranja 
 
 
Cr2O72 - + 2OH- 2CrO4 + H2O 
Laranja amarelo 
 
CoCl42 - + 6H2O Co(H2O)62+ + 4 Cl - 
 Azul Rosa 
 
Material: 
Tubos de ensaio Solução de K2CrO4 0,1 mol/L 
Pipeta graduada Solução de HCl 0,50 mol/L 
Solução de NaOH 0,50 mol/L Solução de BaCl2 0,25 mol/L 
Solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L Solução de rosa de cobalto 
Bico de bunsen, tripé, tela de amianto e 1 béquer de 250 mL. 
 
Procedimento Experimental: 
 
1- Preparar um conjunto com 5 tubos de ensaio e colocar em cada um deles 2,00 mL de 
solução de K2CrO4 0,1 mol/L. 
2- Numerar os tubos de 1 a 5 e em seguida fazer as seguintes adições: 
 Tubo 1: 1,00 mL de solução de HCl 0,50 mol/L. 
 Tubo 2: 1,00 mL de solução de NaOH 0,50 mol/L. 
 Tubo 3: 4 gotas de BaCl2 0,25 mol/L. 
 Tubo 4: 1,00 mL de solução de NaOH 0,50 mol/L e 4 gotas de solução de BaCl2 
 0,25 mol/L 
 Tubo 5: 1,00 mL de solução de HCl 0,50 mol/L e 4 gotas de solução de BaCl2 0,25 
 mol/L 
 Observar o que acontece. 
3- Preparar outro conjunto de 5 tubos de ensaio e numerá-los de 1 a 5. 
4- Adicionar em cada um deles 2,00 mL de solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L. 
5- Em seguida fazer as seguintes adicões: 
 
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 Tubo 1: 1,00 mL de solução de HCl 0,50 mol/L 
 Tubo 2: 1,00 mL de solução de NaOH 0,50 mol/L. 
 Tubo 3: 4 gotas de solução de BaCl2 0,25 mol/L. 
 Tubo 4: 1,00 mL de solução de NaOH 0,50 mol/L e 4 gotas de solução de BaCl2 
 0,25 mol/L 
 Tubo 5: 1,00 mL de solução de HCl 0,50 mol/L e 4 gotas de solução de BaCl2 
 0,25 mol/L 
 Observar o que acontece. 
 
Efeito da temperatura. 
 
Adicionar cerca de 2 mL da solução de rosa de cobalto(II) em um tubo de ensaio e 
adicionar, gota a gota, HCl concentrado (sob a supervisão do professor), até que a 
solução se torne levemente violeta. Aquecer em banho-maria. Interpretar o resultado 
sabendo que a reação abaixo é endotérmica da esquerda para a direita. 
 
[ Co(H2O)6 ]2+ + 4 Cl - [ CoCl4 ]2- + 6 H2O 
 
 Cátion hexaaquocobalto(II) ânion tetraclorocobaltato(II)