Apostila_Quimica_Geral_e_Experimental_I

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL I 
APOSTILA DAS AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CUIABÁ - MT 
2012/2
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1. SEGURANÇA PESSOAL 
 
 Usar sempre umjaleco apropriado. Este é necessário para proteger o corpo e o 
vestuário. O tecido mais recomendável é o algodão. 
 
 Em laboratório existem numerosas substâncias que podem causar irritações à 
pele e originar dermatites. A remoção de salpicos de reagentes das mãos com solventes 
orgânicos é muito prejudicial. Água e sabão são os melhores materiais de limpeza. 
 
 Evitar o contato da pele com líquidos e sólidos. Tratar e proteger todos os cortes 
e outros ferimentos, para evitar a penetração de substâncias irritantes. 
 
 Não se recomenda o uso de lentes de contato no laboratório, pois pode haver 
acúmulo de material sob elas. 
 
 Usar óculos de proteção quando mexer em produtos perigosos. 
 
 Ter muita cautela quando for testar um produto químico por odor, não coloque o 
produto ou frasco diretamente, sob o nariz. Segure o frasco com uma das mãos e com a 
outra abane os vapores na direção do nariz. 
 
 Nunca fume nos laboratórios. 
 
 Nunca trazer comida ou bebida ao laboratório. Da mesma forma, não se deve 
provar qualquer substância do laboratório mesmo que inofensiva. 
 
 Seja particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como 
ácidos e bases concentradas. 
 
 
2. REGRAS GERAIS DE SEGURANÇA. 
 
 Utilizar a capela sempre que for trabalhar uma reação que liberte gases 
venenosos e irritantes. 
 
 Ligue o exaustor sempre que houver escape de vapores ou gases no laboratório. 
 
 O laboratório deve estar sempre limpo, evitando-se o acúmulo de vidros e outros 
objetos de uso sobre as mesas e pias. 
 
 Ao iniciar-se uma experiência deve começar-se com a bancada limpa, passagens 
desobstruídas e o chão seco. 
 
 Remover da área de trabalho todos os reagentes e, solventes inflamáveis que 
forem desnecessários. 
 
 Se o trabalho envolver o uso de substâncias altamente inflamáveis, verificar que 
nas proximidades não haja fontes de ignição. 
 
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 Ao efetuar uma montagem, usar sempre uma estrutura estável. Ao segurar-se 
material de vidro por meio de garras, não se deve apertar as garras excessivamente, pois 
pode causar forte tensão, que pode conduzir quebra de material. 
 
 Não trabalhar com material imperfeito, principalmente, vidros que tenham 
arestas cortantes. Todo o material irrecuperável deve ser imediatamente jogado fora. 
Aquele que puder ser recuperado, deve ser levado à vidraçaria, limpo. 
 
 Verificar cuidadosamente, o rótulo do frasco que contém o dado reagente, antes 
de tirar dele qualquer porção do seu conteúdo. 
 
 As substâncias que chegarem a ser usadas, nunca devem ser retornadas para o 
frasco de onde foram tiradas. 
 
 Todos os sólidos, os papéis de filtro que sejam para lançar fora, devem ser 
jogados num balde ou cesto de lixo. 
 
 Nunca lançar para o esgoto fósforos, papel de filtro ou quaisquer sólidos pouco 
solúveis. 
 
 Os líquidos não usados, quando não forem inflamáveis, podem ser despejados na 
pia, com bastante água corrente. 
 
 Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a 
extremidade aberta para si mesmo ou para uma pessoa próxima. 
 
 Sempre que proceder a diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente, sob constante agitação sobre a água e nunca a água sobre o ácido. Se 
derramar qualquer reagente sobre a bancada ou no chão lavá-lo imediatamente com 
água. 
 
 Nunca pipete liquido cáustico ou venenosos com a boca. Use material 
apropriado. 
 
 Manusear ácidos e bases concentradas na capela, usando peras de borrachas para 
pipetar. 
 
 Após trabalhar com material tóxico, devemos limpar esmeradamente as mãos, o 
local de trabalho e os materiais. 
 
 Feche com cuidado as torneiras de gás evitando o escape. 
 
 Não aqueça reagentes em recipientes fechados. 
 
 
3. LIMPEZA 
 
 Todo material de laboratório deve ser limpo, para que não haja influência de 
resíduos das análises anteriores nas posteriores. Esses resíduos devem ser solúveis em 
água, ácidos, bases. 
 
3 
 
3 
 
 Nunca usar um recipiente ou aparelhos quaisquer, duas vezes, sem lavá-lo antes, 
mesmo que ele venha conter a mesma substância. 
 
 É conveniente usar escova, para a limpeza perfeita do material. Depois de 
limpos, devem ser enxaguados em água corrente, 3 a 4 vezes, depois com água 
destilada. o secados em estufa. Depois de limpos e secos, devem ser guardados nos 
respectivos lugares, evitando sempre o contato manual quando são vidros de análises. 
 
 Para limpeza de materiais de vidro, tal como pipetas, pode-se encher urna 
proveta grande (1.000 ML) , e colocar as pipetas dentro, com o bico para cima e no 
fundo da proveta deve-se colocar uma esponja de nylon para amortecer a batida com o 
fundo da proveta. 
 
 As amostras devem ser guardadas em armários próprios,arrumadas de tal modo 
que se torne fácil a localização de qualquer uma delas em determinado momento. 
 
 
4. LEITURA DE RÓTULOS 
 
 Um hábito que deve ser adquirido em trabalhos de laboratório é a leitura do 
rótulo do reagente que se irá manusear. Este hábito evitará acidentes e o uso indevido 
dos mesmos, como por exemplo, a troca de reagentes em um experimento. 
 
 No caso dos reagentes vindos de fábrica, os rótulos contêm informações a 
respeito da fórmula da substância, sua pureza, densidade, massa molecular, além de 
símbolos que indicam se o reagente é inflamável, irritante, venenoso, etc. Estes 
reagentes são normalmente chamados de P.A. (pró – análise) quando possuem um alto 
grau de pureza. 
 
 No caso de soluções preparadas a partir de reagentes P.A., os frascos deverão 
conter o nome e a fórmula do reagente, assim como a concentração da solução (relação 
soluto /solvente). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4 
 
 
5. USOS DE MATERIAIS DE LABORATÓRIOS 
 
PAPEL DE FILTRO 
É um papel poroso em forma de disco. É usado 
especialmente nas filtrações de substâncias que não 
reagem com a celulose (substâncias de que è 
constituído). Na filtração de ácidos fortes, oxidantes 
enérgicos, etc.. Substitui-se o papel de filtro por lã de 
vidro ou outro material mais conveniente. 
 
 
BÉQUER 
Recipiente com ou sem graduação, utilizado para o 
preparo de soluções (onde a concentração seja 
aproximada), aquecimento de líquidos, recristalizações, 
etc. 
 
 
TUBO DE ENSAIO 
É um tubo de vidro de forma cilíndrica, fechado em uma 
das extremidades. É utilizado principalmente para efetuar 
reações químicas em pequena escala. Podem ser 
aquecidos. 
 
 
ERLENMEYER 
É um recipiente de vidro de forma cônica. É utilizado 
para aquecer líquidos ou soluções e, principalmente, para 
efetuar um tipo de análise química denominada titulação. 
 
 
 
 
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BALÃO DE FUNDO REDONDO 
São aparelhos de vidro de forma aproximadamente 
esférica. Podem ser do fundo chato ou fundo 
redondo.Serve para levar ao aquecimento reativo 
líquido ou sólido. 
 
 
PROVETAS 
São recipientes com graduações, destinado a medidas 
aproximadas de um líquido ou solução. Não podem ser 
aquecidos. 
 
 
 
BALÕES VOLUMÉTRICOS 
São balões de vidro que contém um colo alongado. No 
seu colo háuma marca de volume aferido para uma 
determinada temperatura. São destinados a conter 
volumes determinados de líquidos. (OBS: Só devem ser 
usados em trabalhos de precisão.)Não podem ser 
aquecidos. 
 
 
PIPETAS 
São aparelhos de vidro em forma cilíndrica. São usados 
para medir e transferir volumes de líquidos. 
 
 
BICO DE BUNSEN 
É uma peça metálica que consta de três partes: base, tubo e 
anel. É usado para promover a combustão de gases e 
conseqüentementefornecer calor. 
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6 
 
TELA DE AMIANTO 
Tela metálica, contendo amianto, utilizada para 
distribuir uniformemente o calor, durante o 
aquecimento de recipientes de vidro à chama de um 
bico de gás. 
 
 
SUPORTE E GARRA 
Os suportes são peças geralmente de ferro. Constam de 
duas partes: base e haste. As garras são presas às hastes 
do suporte. O conjunto tem por finalidade, fixar balões, 
buretas, retortas, etc. 
 
 
 
TRIPÉ 
É uma peça de ferro que serve para sustentar a tela de 
amianto. 
 
 
 
BURETAS: equipamento calibrado para medida exata 
de volume de líquidos e soluções. Permite o 
escoamento do líquido ou solução através de uma 
torneira esmerilhada e é utilizada em um tipo de análise 
química denominada titulação. 
 
 
 
KITASSATOS 
São aparelhos bastante semelhantes aos erlenmeyers. Possuem 
uma abertura lateral em seu colo e são usados nas filtrações à 
vácuo. 
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BASTÃO DE VIDRO 
É utilizado para a agitação dos líquidos. Podem ser 
aquecidos. 
 
 
 
FUNIS 
São aparelhos de vidro de forma variável. São usados 
na separação de fases de um sistema heterogêneo. 
 
 
 
VIDRO RELÓGIO 
São recipientes de vidro de forma de calota esférica. 
São usados para conterem sólidos, para ensaios com 
quantidade reduzida de reagentes. Não podem ser 
aquecidos. 
 
 
CADINHOS 
São recipientes que lembram as xícaras de café comuns 
apenas asas. Podem ser porcelanas (prata, platina, 
grafite, ferro, etc.).São usados para aquecimentos 
elevados. 
 
 
 
ALMOFARIZ: São recipientes de porcelana (que lembram 
as cápsulas) ou outros materiais destinado a trituração de 
sólidos. O triturador denomina-se PISTILO. 
 
 
 
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ESPÁTULA 
É usada para transferir substâncias sólidas. 
 
 
BOMBA DE VÁCUO 
Equipamento silencioso e eficiente em trabalhos com 
aplicação de vácuo. Ideal para trabalhos longos com 
alto nível de precisão (constância). 
 
 
 
 
 
DESSECADOR 
Utilizado no armazenamento de substâncias, quando se 
necessita de uma atmosfera com baixo teor de umidade. 
 
 
 
BANHO DE ÁGUA OU BANHO – MARIA 
Utilizado para aquecimento indireto até 100 ºC. 
 
 
 
 
 
PINÇA DE MADEIRA 
Utilizada para segurar tubos de ensaio. 
 
 
 
 
 
PISSETA 
Frasco, geralmente de plástico, contendo água 
destilada, álcool ou outros solventes, usado para efetuar 
a lavagem de recipientes ou materiais com jatos de 
líquido nele contido. 
 
 
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9 
 
 
ESTUFA 
Equipamento empregado na secagem de materiais, por 
aquecimento, em geral até 200 ºC. 
 
 
 
 
 
MUFLA OU FORNO 
Utilizado na calcinação de substâncias, por aquecimento em 
altas temperaturas (até 1000 ou 1500 ºC). 
 
 
 
 
 
 
CENTRÍFUGA 
Instrumento que serve para 
acelerar a sedimentação de sólidos 
em suspensão em líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
BALANÇA 
Instrumento para determinação de massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA Nº 1 
 
PESAGEM EM BALANÇA SEMI-ANALÍTICA E MEDIDAS DE 
VOLUME 
 
 
 
1. OBJETIVO: 
 
 Conhecer equipamentos e técnicas de medidas de volume em laboratório. 
 
2. INTRODUÇÃO: 
 
 De um modo geral, para medidas aproximadas de volumes de líquidos, usam-se 
cilindros graduados ou provetas; para medidas precisas, usam-se pipetas, buretas e 
balões volumétricos, que constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos 
volumétricos são calibrados pelo fabricante a uma temperatura padrão de calibração de 
20ºC. 
 Em trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são efetuadas, 
na quase totalidade dos casos, com provetas graduadas, as de modo muito grosseiro, 
com béqueres com escala e as medidas volumétricas, chamadas precisas, com aparelhos 
volumétricos. 
 A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com 
elevada precisão. Para efetuar tais medidas são empregados vários tipos de aparelhos, 
que podem ser classificados em duas categorias: 
 
 a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes. 
 b) Aparelhos calibrados para conter um volume líquido. 
 
Na classe “a” estão contidas as pipetas e as buretas e, na classe “b”, estão incluídos os 
balões volumétricos. 
 
 A medida de volumes líquidos com qualquer dos referidos aparelhos está sujeita 
a uma série de erros devido às seguintes causas: 
 
a) Ação da tensão superficial sobre as superfícies líquidas. 
b) Dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura. 
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos. 
d) Erros de paralaxe. 
 
 A leitura de volume de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior e a 
de líquidos escuros pela parte superior, para que sejam evitados os erros de 
paralaxe. 
 
 
2.1 MATERIAIS VOLUMÉTRICOS 
 
 
11 
 
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 BALÕES VOLUMÉTRICOS 
 
 Os balões volumétricos são balões de fundo chato e gargalo comprido, 
calibrados para conter determinados volumes líquidos. Os balões volumétricos são 
providos de rolhas esmerilhadas de vidro ou de polietileno. O traço de referência 
marcando o volume pelo qual o balão volumétrico foi calibrado é gravado sobre a meia-
altura do gargalo (bulbo). A distância entre o traço de referência e a boca do gargalo 
deve ser relativamente grande para permitir a fácil agitação do líquido (a solução deve 
ser bem homogeneizada), depois de ser completado o volume até a marca. O traço de 
referência é gravado sob a forma de uma linha circular, tal que, por ocasião da 
observação, o plano tangente à superfície inferior do menisco tem que coincidir com o 
plano do círculo de referência. Os balões volumétricos são construídos para conter 
volumes diversos; os mais usados são os de 50, 100, 200, 500, 1000, 2000 mL. Os 
balões volumétricos são especialmente usados na preparação de soluções de 
concentração conhecida. Para se preparar uma solução em um balão volumétrico, 
transfere-se ao mesmo, o soluto ou a solução a ser diluída. Adiciona-se, a seguir, 
solvente até cerca de 3/4 da capacidade total do balão. Misturam-se os componentes e 
deixa-se em repouso até atingir a temperatura ambiente, tendo-se o cuidado de não 
segurar o balão pelo bulbo. Adiciona-se solvente até “acertar o menisco”, isto é, até o 
nível do líquido coincidir com a marca no gargalo. As últimas porções do solvente 
devem ser adicionadas com um conta-gotas, lentamente, e não devem ficar gotas presas 
no gargalo. O ajustamento do menisco ao traço de referência deverá ser feito com a 
maior precisão possível. Fecha-se bem o balão e vira-se o mesmo de cabeça para baixo, 
várias vezes, agitando-o, para homogeneizar o seu conteúdo. 
 
 PIPETAS 
 
 Existem duas espécies de pipetas: 
a) Pipetas volumétricas construídas para dar escoamento, a um determinado volume. 
b) Pipetas graduadas servem para escoar volumes variáveis de líquidos. 
 
 As pipetas volumétricas são constituídas por um tubo de vidro com um bulbo na 
partecentral. O traço de referência é gravado na parte do tubo acima do bulbo. A 
extremidade inferior é afilada e o orifício deve ser ajustado de modo que o escoamento 
não se processe rápido demais, o que faria com que pequenas diferenças de tempo de 
escoamento ocasionassem erros apreciáveis. As pipetas volumétricas são construídas 
com as capacidades de 1, 2, 5, 10, 20, 50, 100 e 200 mL, sendo de uso mais frequente as 
de 25 e 50 mL. 
 As pipetas graduadas consistem de um tubo de vidro estreito, geralmente 
graduado em 0,1mL. São usadas para medir pequenos volumes líquidos. Encontram 
pouca aplicação sempre que se quer medir volumes líquidos com elevada precisão. Têm 
a vantagem de se poder medir volumes variáveis. 
 Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta da mesma no líquido e faz-se a 
sucção com a pêra de. Deve-se ter o cuidado em manter a ponta da mesma sempre 
abaixo do nível da solução do líquido. Caso contrário, ao se fazer a sucção, o líquido 
alcança a pêra de sucção ou a boca. A sucção deve ser feita até o líquido ultrapassar o 
traço de referência. Feito isto deixa-se escoar o líquido lentamente até o traço de 
referência (zero). O ajustamento deve ser feito de maneira a evitar erros de paralaxe. 
12 
 
12 
 
 Os líquidos que desprendem vapores tóxicos e os líquidos corrosivos devem 
sempre serem introduzidos na pipeta, através de pêras de sucção.Para escoar os líquidos, 
deve-se colocar a pipeta na posição vertical, com a ponta encostada na parede do 
recipiente que vai receber o líquido. Esperam-se 15 ou 20 segundos e retira-se a gota 
aderida a ponta da pipeta, encostando-a a parede do recipiente. 
 
 BURETAS 
 As buretas servem para dar escoamento a volumes variáveis de líquidos. São 
constituídas de tubos de vidro uniformemente calibrados, graduados em 1mL e 0,1 mL. 
São providas de dispositivos, torneiras de vidro ou polietileno entre o tubo graduado e 
sua ponta afilada, que permitem o fácil controle de escoamento. 
 As torneiras das buretas, quando forem de vidro, devem ser levemente 
lubrificadas para que possam ser manipuladas com mais facilidade. Serve para este fim 
uma mistura de partes iguais de vaselina e cera de abelhas;misturas especiais são 
encontradas no comércio. 
 
Recomendações para uso da bureta 
a) A bureta limpa e vazia deve ser fixada em um suporte na posição vertical. 
b) Antes de se usar um reagente líquido, deve-se agitar o frasco que o contem, pois não 
é raro haver na parte superior do mesmo, gotas de água condensada. 
c) A bureta deve ser lavada, pelo menos uma vez, com uma porção de 5mL do reagente 
em questão, o qual deverá ser adicionado por meio de um funil, em buretas que não 
possuam gargalo especial; cada porção é deixada escoar 
completamente antes da adição da seguinte. 
d) Enche-se então a bureta até um pouco acima do zero da escala e remove-se o funil. 
e) Abre-se a torneira para encher a ponta ou expulsar todo o ar e, deixa-se escoar o 
líquido, até que a parte inferior do menisco coincida exatamente com a divisão zero. 
Quando se calibra a bureta (acerto do zero) deve-se tomar o cuidado de eliminar todas 
as bolhas de ar que possam existir. 
f) Coloca-se o frasco que vai receber o líquido sob a bureta e deixa-se o líquido escoar, 
gota a gota, geralmente a uma velocidade não superior a 10 mL por minuto. Controla-se 
a torneira da bureta com a mão esquerda. Após o escoamento da quantidade necessária 
de líquido, espera-se de 10 a 20 segundos e lê-se o volume retirado. 
 
2.2 DENSIDADE 
 
 A densidade é uma propriedade da matéria que relaciona massa e volume. Em 
outras palavras, ela define a quantidade de massa de uma substância contida por unidade 
de volume. Em unidades SI, a densidade é expressa em unidades kg/L ou, 
alternativamente, em g/mL (também em g/cm
3
). 
 
 
 
 O conceito de densidade pode ser facilmente entendido na prática comparando 
objetos feitos a partir de diferentes substâncias, mas de mesmo volume. Portanto, 
sólidos com o mesmo volume - porém feitos de diferentes materiais - terão massas 
distintas, ou seja, materiais diferentes têm densidades diferentes. 
 A densidade da água varia conforme a temperatura como visto na Tabela 1 
. 
13 
 
13 
 
 
Tabela 1. Densidade da água em diferentes temperaturas. 
 
 
2.3 ERRO PERCENTUAL 
 
 
O erro percentual pode ser dado por: 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
14 
 
 
3. MATERIAIS 
 
 
 Bureta50 ml 
 Pipeta graduada 5mL 
 Pipeta volumétrica 25mL 
 Água destilada 
 Proveta de 100 ml 
 Tubos de ensaios 
 Pipeta graduada 25 mL 
 Becker 
Suporte para tubos 
 Balança semi-analítica 
Erlenmeyer 
 Balão volumétrico 100 mL 
 Termômetro 
 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Medidas de volume 
 
1) Separe 06 tubos de ensaio em um suporte e enumere-os; 
 
2) Pese cada um dos tubos e anote sua massa na tabela; 
 
3) Utilizando umapipeta graduada de 5mL transfira 1,0mL; 1,5 mL; 2,0mL; 2,7 
mL; 3,8 mLe 4,5 mLde água para os tubos de ensaio nos suporte; 
 
4) Anote o resultado na tabela e calcule o erro experimental. 
 
 
Tubo de 
Ensaio 
Massa do 
Tubo de 
Ensaio 
Massa do Tubo 
+ H2O 
Massa de 50 mL 
de H2O 
(experimental) 
Massa de 50 
mL de H2O 
(teórica) 
 
Erro % 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
 
5) Utilizando 05 béqueres de 100 mL limpos e secos meça as suas massa na balança 
semi-analítica. Anote o resultado na tabela. 
 
6) Utilizando um balão volumétrico de 50 mL, uma proveta de 100 mL, uma pipeta 
volumétrica de 25 mL e uma pipeta graduada de 25 mL, transfira 50 mL de água 
destilada para cada um dos béqueres pesados no item 5. Pese o conjunto água 
mais béquer e anote o resultado. 
 
7) Calcule o erro percentual. 
 
2 
 
2 
 
 
Béquer 
Massa do 
Béquer 
Massa do 
Bequer 
+ 50 mL de 
H2O 
Massa de 50 
mL 
de H2O 
(experimental) 
Massa de 50 
mL de H2O 
(teórica) 
 
Erro % 
Balão 
Volumétrico 
 
Proveta 
Pipeta 
Volumétrica 
 
Pipeta 
Graduada 
 
 
 
 
 8) Observe o erro de cada recipiente e coloque-os os em ordem crescente de 
precisão. 
 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
 
1. O que é erro de paralaxe? 
 
2. Quais os cuidados que devemos ter quando vamos medir líquidos? 
 
3. Quais os cuidados que devemos ter quando vamos realizar pesagens na balança? 
 
4. Cite 03 materiais utilizados para medir volumes. 
 
5. Quais os materiais que medem volume com precisão? 
 
6. Qual dos instrumentos é mais preciso? A pipeta volumétrica ou a graduada? 
 
7. O que é o erro percentual? 
 
8. Na avaliação da massa de 50,0 mL de água foram utilizadas uma proveta e uma 
pipeta volumétrica. Qual dos dois possui melhor precisão? Explique. 
 
9. A massa de 10,0 mL de água foi pesada em uma balança analítica e resultado foi 
de 9,9961g. A temperatura no laboratório era de 27 ºC (d = 0,99654 g/mL). 
Calcule a massa teórica de água e o erro experimental. 
 
3 
 
3 
 
 
PRÁTICA Nº 2 
 
SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS, CRITÉRIOS DE PUREZA E 
FRACIONAMENTO 
 
1. OBJETIVO 
 Distinguir substâncias puras e misturas 
 Aprender técnicas de fracionamento 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 A determinação e a análise das propriedades específicas dos materiais do 
ambiente são formas de se conseguir saber se uma determinada matéria é uma 
substância pura ou uma mistura. 
 As substâncias puras podem ser classificadas em: 
 
 Substânciaspuras simples: que são formadas pela combinação de átomos de 
um único elemento químico, como por exemplo o gás hidrogênio formado por 
dois átomos de hidrogênio ligados entre si; o ozônio formado por três átomos de 
oxigênio, ferro, ouro(Au) etc. 
 
 Substâncias puras compostas: que são formadas pela combinação de átomos 
de dois ou mais elementos químicos diferentes, como por exemplo, a água 
formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio; ácido 
clorídrico formado por um átomo de hidrogênio e um átomo de cloro, álcool 
(C2H5OH). 
 
 Por outro lado, na natureza, as substancias normalmente encontram-se 
misturadas umas com as outras e, assim são denominadas de misturas. 
 Às vezes é fácil distinguir substância de uma mistura, uma vez que as 
substancias são sempre homogêneas (um só aspecto, uma só fase), ao passo que as 
misturas podem ser heterogêneas (mais de um aspecto, mais de uma fase). No entanto, 
certas misturas são facilmente confundidas com substancias, porque são também 
homogêneos (água salgada, por exemplo, constituída da substancia água com substancia 
sal). 
 Distinguem-se assim dois tipos de misturas: homogêneas e heterogêneas. 
Distinguir uma substância de uma mistura homogênea, embora mais difícil que 
distinguir de uma mistura heterogêneo, é perfeitamente viável, uma vez que as 
substancias caracterizam-se por possuírem um conjunto de propriedades físicas e 
químicas especificas (um conjunto diferente para cada substancia), fixas e constantes o 
que não acontece com as misturas. 
 Dentre estas possibilidades, são muito importante o ponto de fusão (a 
temperatura que o sólido se funde), o ponto de ebulição (a temperatura que o liquido 
ferve) e a densidade (razão massa do corpo e o volume que ocupa, geralmente dada em 
4 
 
4 
 
g/cm
3
). Por exemplo: a água (H2O) tem ponto de fusão (PF) igual a 0°C e ponto de 
ebulição a 100°C, ambos a 1atm de pressão e densidade de 1,0 g/cm
3
 a 3 °C. 
 Por outro lado a água salgada, que é uma mistura homogênea, apresenta variação 
de temperatura durante a fusão e ebulição. Os valores de densidade e temperatura de 
inicio da fusão e ebulição variam conforme as quantidades relativas de água e sal. 
 As misturas, portanto não tem PF e PE. As substancias ao contrario possuem PF 
e PE uma vez que a temperatura permanece constante durante suas mudanças de fase. 
As diferenças nas curvas de aquecimento de uma substância e uma mistura são 
mostradas na Figura 1 e 2. 
 
Figura1. Curva de aquecimento de uma 
substância pura. 
 
Figura 2. Curva de aquecimento de 
uma mistura. 
 Mistura é a associação de duas ou mais substâncias diferentes cujas estruturas 
permanecem inalteradas, isto é, não ocorre reação química entre elas. Temos dois tipos 
de misturas: 
 
a) Mistura homogênea: não é possível distinguir superfícies de separação entre seus 
componentes, nem mesmo com os mais aperfeiçoados aparelhos de aumento, 
tais como ultramicroscópio ou microscópio eletrônico. 
b) Mistura heterogênea: é possível distinguir superfícies de separação entre seus 
componentes, em alguns casos a olho nu, em outros com microscópio comum. 
 
 É muito comum as substâncias aparecem misturadas na natureza. 
Frequentemente, portanto, é necessário separar as substâncias existentes na mistura, até 
ficarmos com cada substância totalmente isolada das demais (substância pura). 
 
 
CONJUNTO DE PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES DAS 
MISTURAS. 
 
 
 
HOMOGÊNEAS 
 
 Destilação simples 
(sólido + líquido) 
Por aquecimento, só o líquido entra em ebulição, vaporiza-se e a seguir 
5 
 
5 
 
condensa-se, separando-se do sólido. 
 
 Destilação fracionada 
(líquido + líquido) 
Por aquecimento, os líquidos vaporizam-se e a seguir condensam-se, 
separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus PE. 
 Liquefação fracionada 
(gás + gás) 
Por resfriamento da mistura, os gases se liquefazem separadamente, à medida 
que vão sendo atingidos os seus PE. 
 
 Aquecimento simples 
(gás + líquido) 
Por aquecimento abaixo do PE do líquido, o gás dissolvido é expulso. 
 
HETEROGÊNEAS 
 
 Todas as fases são sólidas 
 
 Catação - Os fragmentos são catados com a mão ou pinça. 
 Ventilação - Separação do componente mais leve por corrente de ar. 
 Levigação - Separação do componente mais leve por corrente de água. 
 Flotação - Separação por um líquido de densidade intermediária. 
 Dissolução fracionada - Separação por meio de um líquido que dissolve apenas 
um componente. 
 Separação magnética - Apenas um componente é atraído pelo ímã. 
 Fusão fracionada - Separação por aquecimento da mistura até a fusão do 
componente de menor PF. 
 Cristalização fracionada - Adiciona-se um líquido que dissolva todos os 
sólidos. Por evaporação da solução obtida, os componentes cristalizam-se 
separadamente. 
 Peneiração ou tamização - Os componentes estão reduzidos a grãos de 
diferentes tamanhos. 
 
 
 Pelo menos uma das fases não é sólida 
 
 Sedimentação - Separação de duas ou mais camadas devido a diferentes 
densidades. 
 Decantação - Após a sedimentação a fase líquida é escoada. 
 Filtração - Separa a fase líquida ou gasosa da sólida por meio de uma superfície 
porosa. 
 Centrifugação - Decantação acelerada por uma centrífuga. 
 
 
 
 
6 
 
6 
 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Tubos de ensaio 
 Proveta 50 mL 
 Béqueres de 100 mL 
 Bico de Bunsen 
 Tela de amianto 
 Tripé de ferro 
 Termômetro (0 – 100°C) 
 Funil analítico 
 Erlenmeyer 
 Papel de filtro 
 Enxofre 
 KI 0,1 mol/L 
 Pb(NO3)2 0,05mol/L 
 Vinho 
 Balão de destilação 
 Bastão de vidro 
 Condensador 
 Garras 
 Haste universal 
 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL
 
 DISTINÇÃO ENTRE MISTURA E SUBSTÂNCIA 
 
1. Observe atentamente as amostras contidas nos tubos de ensaios tampados e 
classifique-as em substancias (simples ou compostas), mistura homogênea e 
mistura heterogênea de acordo com as informações fornecidas na Tabela 1 e 
suas observações. 
 
Nº AMOSTRA CONTEÚDO 
1 Enxofre S8 
2 Vinho CH3CH2OH + H2O 
3 Álcool CH3CH2OH 
4 PbI2(aq) em excesso PbI2 + H2O 
5 Solução de KI (0,1 mol/L) KI + H2O 
6 Solução de Pb(NO3)2 (0,05 mol/L) Pb(NO3)2+ H2O 
7 Desconhecida 
8 Desconhecida 
 
 
 CRITÉRIOS DE PUREZA 
 
1. Analise a Amostra 7 procedendo como se segue. 
2. Coloque cerca de 50 mL da amostra em um béquer e inicie o aquecimento 
sobre uma chapa aquecedora (sobre uma tela de amianto). Anote a 
temperatura da amostra, com o auxilio de um termômetro, de minuto em 
minuto até ebulição. Continue o aquecimento por mais 15 minutos e 
verifique se durante a ebulição a temperatura continua a subir ou não. Com 
os dados obtidos, faça um gráfico de temperatura x tempo. Durante a 
ebulição, a temperatura variou? A amostra e uma substância pura ou uma 
mistura? 
7 
 
7 
 
3. Repita o procedimento anterior para a Amostra 8. Houve variação da 
temperatura durante a ebulição? Trata-se de uma substância pura ou uma 
mistura? 
 
 
 FRACIONAMENTO 
 
4. Em um béquer, junte volumes iguais das Amostras 5 e 6. O que se observa? 
Classifique o sistema formado. Que procedimento poderia ser usado para 
separar seus constituintes? Justifique. 
5. Se tratando de materiais heterogêneos de sólidos e líquidos, a técnica de 
fracionamento geralmente usada é a filtração. Monte a aparelhagem e 
execute a filtração. Que substâncias passaram pelo filtro? Com o auxílio de 
uma pisseta, lave o precipitado com água três vezes. Justifiquea realização 
desta operação. Com o auxilio de uma espátula, coloque o precipitado num 
frasco apropriado. 
6. Coloque cerca de 10 mL da Amostra 7 em um béquer e leve ao aquecimento 
até secura. Ficou resíduo no béquer? 
7. Repita o procedimento com a Amostra 8. Ficou resíduo no béquer? Em caso 
afirmativo, ocorreu o fracionamento da amostra? Qual o nome da técnica 
utilizada neste procedimento? 
8. Para fracionar material constituído de dois líquidos miscíveis, em geral a 
melhor técnica talvez seja a da destilação. A amostra 2 é um material 
homogêneo, cujo os principais componentes são a água (PE = 100 ºC) e o 
álcool (PE = 78 ºC). Monte a aparelhagem para a destilação para separar os 
dois. Em que principio se baseia essa separação? 
9. Observe o aumento da temperatura durante essa experiência, a qual, como se 
trata de um material, varia durante a ebulição. Ao atingir os 90 ºC, troque o 
recipiente de coleta do destilado. Assim você obterá duas frações. 
 
 
8 
 
8 
 
PRÁTICA Nº 3 
 
DETERMINAÇÃO DO PONTO DE FUSÃO E DE EBULIÇÃO DE 
UMA AMOSTRA DESCONHECIDA 
 
1. OBJETIVO 
 
Determinar o ponto de fusão de uma substância e o ponto de ebulição de uma 
amostra e a partir das temperaturas medidas e com auxílio do ‘’Handbook’’ descobrir 
quais são as amostras analisadas. 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
As substâncias químicas possuem propriedades físicas distintas de tal modo 
que a determinação minuciosa dessas propriedades pode levar à sua identificação. Na 
análise de uma amostra desconhecida, as comparações das propriedades físicas obtidas 
para essa substância com os dados da literatura podem conduzir à sua identificação. 
 As propriedades físicas, geralmente listadas nos Handbooks, são: cor, forma 
cristalina (se sólido), índice de refração (se líquido), densidade, solubilidade em vários 
solventes, ponto de fusão, ponto de ebulição e características de sublimação. Quando 
um novo composto é isolado ou sintetizado, essas propriedades, quase sempre, 
acompanham o registro na literatura. 
 
PONTO DE FUSÃO 
 
O ponto de fusão de um sólido cristalino é a temperatura na qual o sólido 
começa a se tornar líquido, sob a pressão de uma atmosfera (1atm). Para substâncias 
puras, a mudança do estado sólido para líquido é bem definida, dentro de +/-0,50 C, 
sendoportanto, a temperatura de fusão valioso instrumento para fins de identificação e 
um critério útil de pureza. Se o líquido for resfriado, ocorrerá solidificação à mesma 
temperatura e, para uma substância pura, o ponto de fusão e o ponto de congelamento 
(solidificação) são idênticos. 
O ponto de fusão é consideravelmente influenciado pela presença de outras 
substâncias fazendo com que seja maior o intervalo entre o início e o término da fusão. 
Muitas substâncias se decompõem durante o processo de fusão; isso é usualmente 
detectado pela mudança de coloração durante a fusão ou pela liberação de gases. 
O ponto de fusão de uma substância pode ser determinado através de dois tipos 
de aparelhagens: aquele em que o aquecimento da amostra é feito através de um capilar 
imerso num banho de aquecimento e aquele em que é feito sobre uma placa de metal 
eletricamente aquecida. 
 
PONTO DE EBULIÇÃO 
 
O ponto de ebulição de um composto é a temperatura na qual a pressão de vapor 
do líquido se iguala à pressão atmosférica. Por ser uma propriedade característica de 
uma substância, o ponto de ebulição é usado na identificação de líquidos e de alguns 
9 
 
9 
 
sólidos de baixo ponto de fusão. A determinação do ponto de ebulição pode ser feita 
através de destilação simples, quando houver material suficiente, ou através do método 
da Siwoloboff em que bastam apenas 5 a 10 gotas do líquido. 
A determinação do P.E., por tal método, é feita através da observação do escape 
vagaroso de bolhas de ar da extremidade do tubo capilar, a princípio, até o escape 
rápido e contínuo de bolhas, o que demonstrará que o P.E. do líquido foi atingido. A 
faixa do P.E. é um importante índice de pureza do composto. 
Nesta experiência, será utilizado um banho de líquido para aquecer o capilar. Entre 
os diferentes tipos de banhos foi escolhido o de Thiele, usando como líquido, a glicerina 
(veja Figura 7.1). O braço lateral do tubo de Thiele, onde o aquecimento da glicerina é 
feito com um bico de gás, permite que se estabeleçam correntes de convecção que 
propiciam a circulação da glicerina e o aquecimento da amostra contida no capilar, de 
forma homogênea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7.1 Montagem para determinação da temperatura de fusão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7.2 Transformações ocorridas durante a fusão. 
10 
 
10 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
 
• Anel de borracha para fixação de tubo 
capilar 
• Bico de Bunsen 
• Capilar para temperatura de ebulição 
• Capilar para temperatura de fusão 
• Béquer de 25 mL 
• Pipeta de Pasteur 
• Suporte universal com garra 
• Termômetro (0-300 ºC) 
• Balança semi-analítica 
• Tubos de ensaio (5 x 50 mm) 
• Tubo de Thiele 
• Glicerina 
• Amostra A (sólido) 
• Amostra B (líquido) 
• Capsula de porcelana 
• Pistilo 
 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
Procedimento 1. Determinação do ponto de fusão de uma amostra desconhecida 
 
1. Montar uma aparelhagem para determinação do ponto de fusão usando um tubo 
de Thiele e termômetro. 
2. Pegar um capilar (cuidado para não quebrar) com diâmetro de 1-2 mm e 
comprimento de 7-8 cm, fechado em uma das extremidades. 
3. Triturar uma pequena quantidade do composto cujo ponto de fusão será 
determinado (Amostra A) e coloque em uma cápsula de porcelana. Macere a 
amostra. 
4. Transfira uma pequena quantidade do composto triturado para o tubo capilar, 
pressionando gentilmente a extremidade aberta contra a amostra na cápsula de 
porcelana. 
5. Empacotar o tubo capilar, soltando o capilar (com a extremidade selada voltada 
para baixo) sobre uma superfície, para que o sólido se acomode no fundo do 
capilar. Acumular a amostra até aproximadamente 1 cm de altura no fundo do 
tubo capilar. 
6. Colocar o capilar junto a um termômetro, de modo que sua ponta inferior atinja 
aproximadamente a metade do bulbo de mercúrio. 
7. Mergulhar o termômetro no banho de óleo contido no Tubo de Thiele. 
8. Aquecer o óleo com uma chama moderada de um bico de Bunsen, dirigindo-a 
para a lateral do tubo. 
9. Controlar os valores das temperaturas atingidas pelo mercúrio, à temperatura do 
banho deve aumentar de 1 a 2 graus por minuto. 
10. Anotar a temperatura do momento em que a substância começar a fundir e na 
fusão total. Essa faixa de temperatura é a temperatura de fusão da substância. 
11. Identifique o sólido do qual você fez o ponto de fusão, comparando o valor 
obtido com os pontos de fusão dos sólidos listados na Tabela 1. 
 
CUIDADOS: 
Deve-se tomar muito cuidado ao se manusear o termômetro, pois qualquer 
choque com a bancada ou outra coisa poderá ocasionar a sua quebra; é preciso, também, 
evitar forçar o tubo do termômetro, impedindo sua ruptura. É importante ter em mente 
que a substância termométrica contida no termômetro é, salvo raras exceções, mercúrio, 
11 
 
11 
 
que é um metal tóxico, devendo-se, portanto, evitar qualquer contaminação do 
laboratório e, mesmo, das residências. 
Sempre que um acidente com termômetros ocorrer, o mercúrio deve ser cuidadosa e 
pacientemente recolhido e, para garantir a descontaminação, o usual é se espalhar um 
pouco de enxofre em pó no local onde o mercúrio foi derramado, o que fará com que ele 
reaja formando sulfetoe possa, assim, ser removido com mais facilidade. 
 
 
Tabela 1. Pontos de fusão de alguns sólidos 
Sólidos Ponto de Fusão (°C) 
Acetamida 82 
Acetanilida 114 
Benzofenona 48 
Ácido Benzóico 122 
Bifenilo 70 
Ácido Láurico 43 
Naftaleno 80 
Ácido Esteárico 70 
 
 
Procedimento 2. Determinação do ponto de Ebulição de uma amostra 
desconhecida 
 
1. Desligue o bico de bunsen de sua bancada (há risco do líquido pegar fogo). 
2. Colocar em um tubo de ensaio, utilizando uma pipeta Pasteur, o líquido cujo 
ponto de ebulição será determinado (amostra B). 
3. Introduzir no líquido um tubo capilar (capilar apropriado para ebulição) com 
uma de suas extremidades fechada de modo que a extremidade aberta deste fique 
voltada para baixo. 
4. Ajustar o tubo de ensaio com a amostra a um termômetro por meio de um 
pequeno anel de borracha e colocar este conjunto em um tubo de Thiele que 
deverá conter glicerina. 
5. Aqueça lentamente o sistema com o bico de bunsen. Observe o aparecimento de 
bolhas que escapam da parte inferior do tubo capilar e percorrem o líquido. 
6. Continue aquecendo tubo de Thiele até que uma corrente de bolhas suba 
rápido e continuamente do tubo capilar. Interrompa o aquecimento neste ponto. 
7. Quando as bolhas de ar cessar por completo, o líquido irá se mover pra dentro do 
tubo capilar. Neste momento, anote a temperatura registrada no termômetro. 
Está será a temperatura de ebulição. 
8. Este ponto indica que a pressão atmosférica é idêntica à tensão de vapor do 
líquido. 
9. Faça uma comparação entre as duas temperaturas registradas durante o 
procedimento. Ambas devem coincidir. 
10. Identifique o líquido fornecido comparando o valor do P.E. obtido com os P.E. 
dos líquidos listados na Tabela 2. 
 
 
 
 
 
12 
 
12 
 
 
 
Tabela 2. Pontos de ebulição de líquidos. 
Substâncias Ponto de Ebulição (°C a 1atm) 
Acetona 56 
Ciclo-hexano 81 
Acetato de etila 77 
Hexano 69 
Álcool isopropílico 83 
Álcool Etílico 85 
Álcool n-propílico 97 
 
 
Procedimento 3. Determinação da densidade de uma amostra desconhecida 
 
1. Pesar (tarar) um béquer de 25 mL, limpo e seco, com precisão de 0,01 g. 
2. Com uma pipeta volumétrica de 20,0 mL, transferir 20 mL da amostra C 
para o béquer previamente pesado (tarado). Pesar imediatamente o conteúdo 
do béquer, e anotar a massa com precisão de 0,01g na Tabela fornecida a seguir. 
3. Recolher o líquido utilizado, no frasco original. 
4. De posse dos dados, efetue o cálculo da densidade de cada amostra, 
observando os algarismos significativos que deverão ser considerados. Compare 
os valores experimentais com os valores da literatura, listados na Tabela em 
anexo. 
 
Amostras 
(LÍQUIDOS) 
Massa obtida (g) 
Volume obtido 
(mL) 
Densidade 
experimental (g/mL) 
Amostra 1 
Amostra 2 
Amostra 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. QUESTÕES 
 
a) Por que a temperatura de ebulição é registrada no momento em que o líquido se 
move para dentro do tubo capilar? 
Líquido P. E. (°C) Densidade (20
o
C) 
Acetona 56 0,780 
Metanol 65 0,792 
Acetato de etila 76 0,901 
Cicloexano 81 0,779 
Isopropanol 83 0,787 
Água 100 1,000 
Isobutanol 109 0,803 
13 
 
13 
 
b) Comparando os resultados obtidos nesta prática (temperatura de fusão e ebulição) 
que conclusões você pode tirar a respeito do grau de pureza das substâncias 
analisadas? 
c) Por que usa a glicerina como forma de banho de aquecimento no tubo de Thiele? 
Ao invés da glicerina poderia se utilizar a água? 
14 
 
14 
 
PRÁTICA Nº 4 
 
DETERMINAÇÃO DA ESTEQUIOMETRIA DE UMA REAÇÃO 
 
 
1. OBJETIVO 
Determinar experimentalmente a relação ideal entre as quantidades de matéria 
de hidróxido de bário e ácido sulfúrico, para a obtenção de sulfato de bário. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Os coeficientes de uma reação química balanceada indicam a proporção de 
cada substância que reage e que é produzida. Essa proporção pode ser em mols, massa, 
número de moléculas ou volume (para substâncias na fase gasosa). Para efetuarmos os 
cálculos estequiométricos, devem-se conhecer as proporções existentes entre os 
elementos que formam as diferentes substâncias. Estas proporções são perceptíveis pelo 
conhecimento das fórmulas das substâncias. Atualmente, o cálculo estequiométrico é 
utilizado em várias atividades, tais como: pela indústria que deseja saber quanto de 
matéria-prima (reagentes) deve utilizar para obter uma determinada quantidade de 
produtos, pelo médico que quer calcular quanto de determinada substância deve 
ministrar para cada paciente, entre inúmeras outras. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 9 tubos de ensaio 
 Grade para tubos de ensaio 
 2 provetas graduadas 10 mL 
 1 bastão de vidro 
 Hidróxido de bário 0,5 mol/L. 
 Ácido sulfúrico 0,5 mol/L. 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 1. Colocar os 9 tubos em fileira em uma grade. 
 2. Colocar nestes tubos as quantidades de ácido sulfúrico indicadas na tabela 
abaixo. 
 3. Colocar os volumes complementares de hidróxido de bário, de modo que o 
volume total em cada tubo seja de 10 mL. 
 4. Agitar suavemente cada tubo com o bastão de vidro. 
 5. Deixar que o precipitado de sulfato de bário sedimente durante 10 minutos 
aproximadamente. 
 6. Observar qual o tubo onde a formação de precipitado for máxima. 
 7. Determinar a estequiometria da reação. 
 
 
15 
 
15 
 
 
 
Tubos Volume Ba(OH)2 - 0,5 M Volume H2(SO4) - 0,5 M 
1 1 9 
2 2 8 
3 3 7 
4 4 6 
5 5 5 
6 6 4 
7 7 3 
8 8 2 
9 9 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
16 
 
PRÁTICA Nº 5 
 
TRANSFORMAÇÕES FÍSICAS E QUÍMICAS 
 
1. OBJETIVO 
Identificar os fenômenos físicos e/ou químicos através de vários experimentos 
2. INTRODUÇÃO 
A matéria e a energia não podem ser criadas ou destruídas, podem apenas ser 
transformadas. Para notar se houve uma transformação precisará analisar a matéria em 
dois momentos diferentes, em um estado inicial e em um estado final. Pode-se afirmar 
que houve uma transformação na matéria considerada, quando for observada alguma 
diferença, ao se comparar as características da matéria no estado inicial com as 
características no estado final. 
As transformações físicas alteram apenas a forma e a aparência da matéria, mas 
não altera suas propriedades, ou seja, quando a substância sofre determinada 
transformação e ao final desta, suas propriedades são mantidas. 
 Exemplos de transformações físicas: 
 Um papel que se rasga. 
 Um vidro que se parte. 
 A água que ferve, evaporando-se. 
 Um gelado que derrete 
 
 As transformações químicas ocorrem, quando existe a formação de novas 
substâncias, isto é, substâncias com propriedades diferentes das substâncias iniciais. 
Na natureza ocorrem várias transformações químicas: apodrecimento de frutos, 
enferrujamento do ferro, fermentação alcoólica, formação de coalhada, respiração dos 
seres vivos, fotossíntese, oxidação da prata, produção de tecido a partir do algodão, 
produção de pão (farinha, fermento, água, sal e açúcar, durante a fermentação ocorre 
liberação de gás carbônico, por isso o pão "cresce"), produção do vidro a partir da areia, 
extração de corantes, produção do vinho a partir da fermentação da uva, produção de 
sabão. 
 No decurso das transformações químicas ou reações químicas em que se 
formam as novas substâncias, existem algumas evidências facilmente observáveis que 
permitem verificar a ocorrência dessas transformações.Por exemplo: 
 
 Uma mudança de cor. 
 A libertação de um gás. 
 A formação de um sólido (precipitados). 
 A formação de uma chama. 
 O aparecimento de um cheiro característico. 
 O desaparecimento das substâncias iniciais. 
17 
 
17 
 
Observe cuidadosamente os reagentes usados: seu estado físico; se está puro ou 
em mistura; sua coloração, etc., com o objetivo de analisar as modificações ocorridas. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Cápsula de porcelana 
 Espátula 
 Funil Simples 
 Bico de Bunsen 
 Pinça de madeira 
 Tubo de ensaio com estante 
 Iodo elementar 
 Naftaleno 
 Fita de magnésio 
 Enxofre em pó 
 Cloreto de sódio 
 Alumínio em pó 
 Magnésio metálico 
 H2SO4 
 HNO3 
 Cobre metálico 
 Gelo 
 
 Zinco em pó 
 KNO 
 Almofariz e Pistilo 
 Cadinho 
 Bastão de Vidro 
 Tela de Amianto e tripé 
 Caixa de fósforos 
 Béquer de 100 mL 
 Termômetro 
 Solução de HCl 
 
Soluções diluídas (0,1 mol/L) de: 
 Ba(OH)2 
 Pb2(NO3)2 
 K2CrO4 
 FeCl3 
 Na2CO3 
 NH4SCN 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
1- Coloque em um tudo de ensaio, alguns cristais de cloreto de sódio e aqueça 
cuidadosamente na chama do bico de bunsen. Observe: 
2- Em um tudo de ensaio, coloque pequena quantidade de nitrato de potássio, e aqueça 
num bico de bunsen. 
3- Continue o aquecimento mesmo depois de fundido. Quando iniciar o 
desprendimento de gás, introduza um palito de fósforo incandescente e observe o 
que acontece. 
4- Coloque em um Becker de 100 mL, gelo e um pouco de água. Meça a temperatura 
após o equilíbrio térmico ser atingido (cerca de 2 min.). Anotar a temperatura. 
Adicione em seguida um pouco de cloreto de sódio sólido. Agite com o bastão de 
vidro. Agora aqueça sobre uma tela de amianto com tripé até a evaporação 
completa. Cuidado com os vapores. Observe. 
5- Coloque uma pequena porção de zinco em pó em um tudo de ensaio e junte 3,0 ml 
de solução aquosa de HCl. Observe. 
6- Coloque em uma cápsula de porcelana, pequena quantidade de iodo, cubra com funil 
e aqueça sobre uma tela de amianto. Só tire o funil quando estiver completamente 
frio. Observe. 
7- Repita o procedimento anterior com o naftaleno. E comente com o professor. 
Observe. 
8- Com uma pinça de madeira, leve a chama de um bico de bunsen um pedaço de fita 
de magnésio de cerca de 3,0 cm de comprimento. Observe. 
18 
 
18 
 
9- Experimente adicionar em tubos separados algumas gotas das seguintes 
combinações e soluções. Observe e anote. 
 
10- Nitrato de chumbo (Pb2(NO3)2) e cromato de potássio (K2CrO4) 
 
11- Magnésio metáligo(Mg) e tiocianeto de amônio (NH4SCN) 
 
12- Cloreto férrico (FeCl3) e tiocianeto de amônio 
 
13- Cromato de potássio (K2CrO4) e ácido clorídrico (HCl) 
 
14- Ácido sulfúrico (H2SO4) e hidróxido de bário (Ba(OH)2) 
 
15- Cabonato de sódio (Na2CO3) e ácido clorídrico (HCl) 
 
16- Cobre metálico (Cu) e ácido nítrico (HNO3) 
 
17- Classifique os ensaios acima entre as transformações químicas e físicas. 
 
18- Aos classificados como fenômenos físicos tente dar uma explicação ao ocorrido, 
enquanto aos fenômenos químicos discuta a possível reação bem como a equação 
química que o representa. Escreva a discussão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
19 
 
PRÁTICA Nº 6 
POLARIDADE MOLECULAR E SOLUBILIDADE 
 
1. OBJETIVO 
 Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias iônicas e 
moleculares. 
 Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica de uma 
substância influi na solubilidade em determinados solventes. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
 
Em geral, os compostos são classificados em compostos iônicos e compostos 
moleculares. Os compostos iônicos são aqueles que possuem uma ou mais ligações 
iônicas, mesmo que apresente várias ligações covalentes. 
Na ligação iônica, as forças de atração são consequência da transferência 
completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro sendo que um deles adquire 
carga positiva e o outro, negativa, surgindo as forças responsáveis pela ligação. A 
maioria dos compostos iônicos são sólidos, na temperatura e pressão ambientes, porque 
a força de atração elétrica mantém os cátions e os ânions firmemente ligados uns aos 
outros. 
Os compostos moleculares são aqueles que possuem somente ligações 
covalentes entre seus átomos. A menor partícula deste composto denomina-se molécula. 
Na ligação covalente a transferência de elétrons nunca é completa, pois estes são 
compartilhados e neste caso a força de atração entre o par de elétrons (carga negativa) e 
o núcleo (carga positiva) é o que mantêm os átomos unidos. 
 
PONTO DE FUSÃO 
 
O ponto de fusão (PF) de um composto é a temperatura na qual este composto 
no estado sólido se transforma em líquido. O ponto de fusão está relacionado com as 
interações entre partículas (átomos, íons e moléculas). Compostos que possuem fortes 
interações entre partículas, terão maiores pontos de fusão. 
Os compostos iônicos são constituídos por íons positivos e negativos, dispostos 
de maneira regular formando um retículo cristalino. Para que ocorra a fusão do retículo 
precisamos de uma considerável energia, por isso os compostos iônicos possuem 
elevado ponto de fusão e ebulição, geralmente são sólidos e muito duros. 
Quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, maior o ponto de 
fusão. Compostos contendo moléculas polares possui ponto de fusão mais alto que 
moléculas apolares. 
 
 
 
 
20 
 
20 
 
CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA 
 
Para que haja condução de corrente elétrica é necessária a presença de elétrons 
livres, com mobilidade. Os compostos iônicos não conduzem corrente na fase sólida 
(quando os elétrons estão firmemente ligados uns aos outros), mas conduzem na fase 
líquida ou em solução aquosa, quando os íons adquirem mobilidade. O composto que se 
dissolve originando uma solução que conduz corrente elétrica (solução eletrolítica) é 
chamado de eletrólito. 
 
SOLUBILIDADE 
 
A solubilidade de uma substância (denominado soluto) em outra (denominada 
solvente), está relacionada à semelhança das forças atuantes nas mesmas (iônicas ou 
intermoleculares). Em consequência disso, substâncias iônicas e substâncias 
moleculares polares tendem a se solubilizar em solventes também polares, enquanto que 
substâncias apolares tendem a se solubilizar em solventes apolares. 
Uma substância é solúvel em outra que lhe é semelhante, interpretando esta 
semelhança do ponto de vista estrutural, de polaridade e caráter das forças 
intermoleculares. Assim, um composto polar é solúvel em solvente polar. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
 
 Buretas 
 Suportes e garras para buretas 
 Bico de Bunsen 
 Tubos de ensaio e estante 
 Béckers 
 Pisseta 
 Pinça de madeira 
 Cloreto de sódio (NaCl) ; cloreto de zinco (ZnCl2) 
 Naftaleno sólido (C10H8) ; Iodo sólido (I2) ; 
 Sacarose (C12H22O11) 
 Álcool etílico P.A. (C2H5OH) 
 Óleo comestível 
 Querosene 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
A) Ação de um campo elétrico 
 
1- Monte 3 buretas em suportes, colocando sob cada uma delas um béquer de 
100 mL. 
2- Encha a primeira bureta com água, a segunda com álcool e a terceira com 
benzeno. 
3- Atrite um bastão de plástico (ou vidro) contra o cabelo ou contra papel secante. 
4- Abra a torneira da bureta com água, de forma a deixar correr um filete fino. 
5- Aproxime o bastãode vidro atritado deste filete. Anote suas observações. 
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21 
 
Repita o procedimento com a bureta que contém o álcool e com a que contém o 
benzeno. 
6- O comportamento observado foi o mesmo para as 3 substâncias? 
7- Utilize as fórmulas estruturais para tentar justificar o comportamento apresentado 
por cada substância. 
 
 
 
B) Substâncias iônicas e moleculares frente ao aquecimento: 
 
Atenção: Utilizar nos ensaios abaixo, quantidades equivalentes e pequenas de sacarose, 
cloreto de zinco e cloreto de sódio. 
Comparar o tempo necessário para que sejam observadas as mudanças nas substancias 
usadas. Anote todas as suas observações. 
 
1- Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de iodo. Aqueça o tubo, 
com o auxílio de uma pinça de madeira, até observar alguma mudança no estado 
físico do iodo. 
 
2- Em três tubos de ensaio, adicionar respectivamente sacarose, cloreto de zinco 
(ZnCl2) e cloreto de sódio (NaCl) ( todos no estado sólido ). 
 
3- Aquecer, com o auxílio de uma pinça de madeira, cada um dos tubos até 
observar mudança no seu estado físico. 
 
C) Polaridade e solubilidade: 
 
Atenção 
Por se tratar de um ensaio comparativo, é necessário utilizar-se quantidades 
equivalentes de reagentes nos tubos de ensaios. 
 
1- Em três tubos de ensaio adicionar, utilizando as buretas, respectivamente, 1,0 
mL de água, 1,0 mL de álcool etílico e 1,0 mL de querosene. A cada um dos tubos 
adicionar 2 gotas de óleo comestível, agitar intensamente e observar os resultados. 
 
2- Repetir o procedimento anterior, substituindo o óleo comestível por quantidades 
pequenas e equivalentes de: Cloreto de sódio; Naftaleno; Iodo. 
 
Solventes Solubilidade comparativa 
Óleo NaCl Naftaleno Iodo 
Água 
Álcool etílico 
Querosene 
 
 
 
 
 
 
22 
 
22 
 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
1. Considerando o aquecimento das substâncias no item I, explique, levando em 
conta o tipo de ligação química e a força intermolecular envolvida, a diferença 
de comportamento observada. 
 
2. Pode-se observar que o iodo é uma substância que sublima. Todas as substâncias 
moleculares sublimam? Justifique a sua resposta 
 
3. Apesar de termos aquecido o cloreto de sódio, não foi possível observar sua 
fusão. Todas as substâncias iônicas têm ponto de fusão tão levado quanto o 
NaCl? Justifique. 
 
4. Explicar o comportamento observado no procedimento II da prática, levando em 
conta o tipo de ligação química, polaridade ou não das substâncias usadas e 
conseqüentemente, suas forças intermoleculares. 
 
5. Se utilizássemos como solventes: água, álcool metílico (CH3OH), hexano 
(C6H14) e sulfeto de carbono (CS2) e como solutos: gasolina, amônia (NH3), 
enxofre (S) e cloreto de amônio (NH4Cl), como ficaria a tabela abaixo? 
 
 
Solvente 
Solubilidade comparativa 
gasolina NH3 enxofre NH4Cl 
Água 
Álcool metílico 
Hexano 
Sulfeto de carbono 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
23 
 
PRÁTICA Nº 7 
 
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁLCOOL EM GASOLINA 
 
 
1. OBJETIVO 
 
Determinar o teor de álcool em gasolina 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo, na 
faixa de hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono. 
 Uma das propriedades mais importantes da gasolina é a octanagem. A 
octanagem mede a capacidade da gasolina de resistir à detonação, ou sua capacidade de 
resistir ás exigências do motor sem entrar em auto-ignição antes do momento 
programado. A detonação (conhecida como "batida de pino") leva à perda de potência e 
pode causar sérios danos ao motor. Existe um índice mínimo permitido de octanagem 
para a gasolina comercializada no Brasil, que varia conforme seu tipo. 
 O álcool etílico, umas das substâncias adicionadas à gasolina tem vital papel na 
sua combustão, pois sua função é aumentar a octanagem em virtude do seu baixo poder 
calorífico. Além disso, o fato propicia uma redução na taxa de produção de CO. A 
porcentagem de álcool é regulamentada por Lei, e recentemente foi estabelecido um 
novo padrão que é de até 25%. 
 
CUIDADOS 
 A gasolina é um líquido tóxico, bastante volátil; durante a realização desta 
experiência, mantenha o laboratório arejado e evite a inalação dos vapores de gasolina. 
Por outro lado, a gasolina é altamente inflamável; assim, durante a realização desta 
experiência, não deve haver qualquer chama acesa no laboratório. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Proveta de 100 mL com tampa 
 Amostra de Gasolina 
 Solução saturada de NaCl. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Colocar 50 mL de gasolina comum em uma proveta de 100 mL ± 0,5 mL com 
tampa; 
Completar o volume até 100 mL com a solução saturada de NaCl; 
Fechar a proveta, misturar os líquidos invertendo-por pelo menos 5 vezes; 
Manter em repouso até a separação das duas fases; 
Ler o volume de ambas as fases; 
Denominar o volume da fase aquosa de V'. 
Subtrair de V', 50 mL e denominar este novo volume de V'', conforme a seguinte 
equação: 
24 
 
24 
 
V'' = V' - 50 mL 
 
(V'' corresponderá à quantidade de etanol presente em 50 mL da amostra de 
gasolina) 
 
 Calcular a % de álcool na gasolina, através da seguinte relação: 
 
 
50 mL — 100% 
 V" — x % 
 
Determine a massa da gasolina e expresse a % em m/m. 
 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
 a) Por que o volume da gasolina diminui? 
 b) Por que o álcool se dissolve tanto na gasolina quanto na água? 
 c) Determine a porcentagem (volume) de álcool presente na gasolina. E discuta 
se o teor de álcool está de acordo com o determinado pela ANP. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
25 
 
 
PRÁTICA Nº 8 
 
CONSTRUÇÃO DA CURVA DE SOLUBILIDADE DE UM SAL 
 
 
1. OBJETIVO 
 
 Verificar a solubilidade de um sal em diferentes temperaturas e, a partir dos 
dados obtidos, construir a curva de solubilidade do mesmo. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 A Solubilidade pode ser conceituada como a capacidade de uma substância de se 
dissolver em outra. Esta capacidade, no que diz respeito à dissolução de um sólido em 
um líquido é limitada, ou seja, existe um máximo de soluto que podemos dissolver em 
certa quantidade de um solvente. Isto é solubilidade. 
 A temperatura interfere na capacidade de dissolução de um solvente com relação 
a um certo soluto, desta forma a cada temperatura teremos um determinado valor para a 
solubilidade 
 
 Tipos de soluções em relação à capacidade de solubilidade 
 
 Insaturada: é a solução que contém quantidade de soluto inferior à capacidade 
máxima de dissolução do solvente, sendo, portanto, capaz de dissolver nova adição de 
solvente; 
 Saturada: é aquela que não é capaz de dissolver nova adição de soluto, na prática 
é reconhecida pela presença de corpo de fundo (resíduo sólido no fundo do recipiente); 
 Supersaturada: é uma solução instável, que contém dissolvida em quantidade de 
soluto superior à necessária para a saturação. 
 
 Curva de Solubilidade 
 
 São os gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das 
substancias em função da temperatura. 
 As curvas de solubilidade tem grande importância no estudo das soluções de 
sólidos e líquidos, pois nesse caso a temperatura é o único fator físico que influi 
perceptivelmente na solubilidade. Para maior parte das substancias, a solubilidade 
aumenta com o aumento da temperatura, isso ocorre quando o soluto se dissolve com 
absorção de calor (dissolução endotérmica). Pelo contrário, as substanciasque se 
dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis 
a quente. 
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Figura 1. Curva de solubilidade para alguns sais. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
KNO3 
Água destilada 
Becker de 50 mL 
Bastão de Vidro 
Tubos de Ensaio 
Pipeta graduada de 5mL 
Pipeta graduada de 10 mL 
Bico de Bunsen 
Tela de Amianto 
Tripé 
Termômetro 
Balança analítica 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
 Enumerar os tubos de ensaio (limpo e seco) de 1 a 5 e pesar em 1,0; 1,3; 1,6; 1,9 
e 2,2g de KNO3 respectivamente em cada tubo; 
 Pipetar 3,0 mL de água destilada e adicionar cuidadosamente a cada tubo de 
ensaio; 
 Aquecer os tubos de ensaio cuidadosamente em banho-maria até que todo o 
sólido se dissolva; 
 Retirar cada tubo (um por um) e deixe esfriar agitando com cuidado usando um 
bastão de vidro. Observe atentamente e anote a temperatura quando o sólido começar a 
cristalizar. 
 
Tubo 
Massa KNO3 
(g) 
Concentração 
(g/mL) 
Solubilidade 
(g/100g) 
Temperatura 
(ºC) 
1 
2 
3 
4 
5 
 
 Fazer um gráfico da solubilidade do KNO3 x Temperatura. 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
a) Quais os fatores que influenciam a solubilidade? 
 
27 
 
27 
 
b) Quando ocorre a saturação de uma solução? 
 
c) Observe a Figura 1 da Introdução. A 20ºC qual sal é mais solúvel, o Pb(NO3)2 
ou o KNO3? Por quê? 
 
d) Misturam-se, a 20°C, 0,50 g de uma substância A e 100 mL de água. Sabendo-se 
que a solubilidade de A em água, a 20°C, é igual a 3,0 g de A por litro de água, 
pergunta-se: a substância A vai se dissolver totalmente em água? Por quê? 
 
e) Um determinado sal tem coeficiente de solubilidade igual a 34g/100g de água, a 
20ºC. Tendo-se 0,34 Kg de água a 20 ºC, qual a quantidade desse sal para 
prepararmos uma solução saturada? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
28 
 
PRÁTICA Nº 9 
 
CONDUTIVIDADE ELÉTRICA 
 
1. OBJETIVO 
 
 Verificar e analisar o comportamento das substâncias puras em solução e atestar 
a condutividade elétrica. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 Condutividade elétrica é uma medida da habilidade de uma solução aquosa de 
conduzir uma corrente elétrica devido à presença de íons. Essa propriedade varia com a 
concentração total de substâncias ionizadas dissolvidas na água, com a temperatura, 
mobilidade dos íons, valência dos íons e com as concentrações real e relativa de cada 
íon. A condutividade elétrica pode ser expressa por diferentes unidades, no Sistema 
Internacional de Unidades (S.I.), é reportada como Siemens por metro (S/m). 
A manifestação da eletricidade ligada á matéria, tem a ver com a propriedade de 
conduzir corrente elétrica de determinado material: a condutividade elétrica que, por sua 
vez, difere de um material para outro. Alguns materiais são bons condutores elétricos, 
outros não. A condutividade elétrica será observada pelo acendimento ou não da 
lâmpada. Mas para isso, é importante que se saiba o que é corrente elétrica. A corrente 
elétrica pode ser entendida como o movimento ordenado de partículas eletricamente 
carregadas que circulam por um condutor, quando entre as extremidades desse condutor 
há uma diferença de potencial, ou seja, tensão. Em outras palavras, a tensão elétrica 
pode ser entendida como uma "força" responsável pela movimentação de elétrons. Os 
elétrons e a corrente elétrica não são visíveis a olho nu, mas podemos comprovar sua 
existência conectando, por exemplo, uma lâmpada a um terminal de geração de corrente 
elétrica, entre os terminais do filamento da lâmpada caso exista uma diferença de 
potencial, com circulação de uma corrente elétrica, a lâmpada irá brilhar. 
A tabela abaixo há a descrição da condutividade elétrica para alguns metais e 
soluções: 
Tabela de Condutividades Elétricas 
Material Condutividade (S/m) 
Prata 62,5x 10
6
 
Cobre Puro 60x10
6
 
Ouro 45,2x10
6
 
Alumínio 37,8x10
6
 
Zinco 17,8x10
6
 
Níquel 10,4x10
6
 
Ferro Puro 10,2x10
6
 
Água do Mar 4,8 
Água Potável 5x10
-2
 a 10
-4
 
Água destilada 5,5x10
6
 
 
Condutividade elétrica dos compostos iônicos 
 
Soluções que contém compostos iônicos conduzem eletricidade, ou seja, os 
compostos iônicos são condutores elétricos, tanto os dissolvidos em água, como 
29 
 
29 
 
também os puros no estado liquido. A existência de íons em meio ao processo 
possibilita que os mesmos tenham liberdade para se movimentar e serem atraídos pelo 
eletrodo, fechando assim o circuito elétrico. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
Dispositivo de teste (ver Figura 2) 
Bequer de 50 mL 
Espátula 
Água Destilada 
Ca(OH)2 
NaClO 
Açúcar 
NaCl 
 
 
 
Figura 2: Dispositivo de teste 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
 
1. Separe 4 Bequeres de 50 mL; 
2. Adicione em cada um 30 mL de água destilada; 
3. Nos béqueres de 1 a 4 adicione, separadamente pequenas quantidades de 
Ca(OH)2; NaClO; açúcar e NaCl; 
4. A seguir, teste a condutividade de cada sistema, separadamente, analisando o 
brilho da lâmpada. Lave com água os eletrodos antes de cada teste. 
5. Em qual das amostras houve condução de corrente elétrica? 
 
 
5. QUESTIONÁRIO 
 
 a) Baseando-se no conhecimento do que é corrente elétrica, explique por que uns 
materiais conduzem corrente elétrica e outros não. 
b) Como as diferenças de intensidade de brilho da lâmpada podem ser explicadas?