Apostila de Química Geral

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande 
2016
APOSTILA DE LABORATÓRIO 
DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
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DICAS DE CONDUTA EM LABORATÓRIO 
 
O laboratório de química é um lugar no qual algumas regras de conduta deverão 
ser adotadas. Para sua segurança alguns itens elementares estão relacionados abaixo: 
 
1. O laboratório é um lugar de trabalho sério. EVITE QUALQUER TIPO DE 
BRINCADEIRAS!!!! 
2. Só é permitida a permanência no laboratório de alunos matriculados na 
disciplina. Fora do horário de aula o aluno não poderá realizar experimentos no 
laboratório. 
3. É indispensável o USO DO JALECO!!!. O JALECO não deve ser de tecido 
sintético facilmente inflamável. 
4. O aluno deve TRAJAR CALÇAS COMPRIDAS E SAPATOS FECHADOS. 
Não é permitido o uso de bermudas, shorts e chinelos. IMPORTANTE: O 
ALUNO QUE NÃO ESTIVER DE AVENTAL, TRAJANDO ROUPAS 
APROPRIADAS, E COM ÓCULOS DE SEGURANÇA SERÁ IMPEDIDO 
DE PERMANECER E REALIZAR EXPERIMENTO NO 
LABORATÓRIO. NÃO HAVERÁ REPOSIÇÃO DAS AULAS 
PERDIDAS. 
5. PRENDER OS CABELOS, evitando que estes caiam no rosto, sobre o frasco 
contendo reagentes químicos ou próximo ao fogo. 
6. NÃO USAR LENTES DE CONTATO, ainda que os olhos estejam protegidos 
por óculos de segurança. 
7. É INDISPENSÁVEL O USO DE ÓCULOS DE SEGURANÇA durante todo o 
tempo de permanência no laboratório quando está trabalhando com gases que 
provoque ardor nos olhos. 
8. Verifique sempre se não há VAZAMENTO DE GÁS COMBUSTÍVEL ao abrir 
ou fechar a torneira de gás. Certifique-se de que as mangueiras de borracha ou 
plástico estão em boas condições (sem furos) e adaptadas corretamente ao bico 
de Bunsen e à saída de gás. 
9. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de gases tóxicos (como por 
exemplo: evaporações de soluções ácidas, amoniacais, etc.) devem ser 
executadas na capela. 
10. Cuidado ao trabalhar com substâncias inflamáveis. Mantenha-as longe do fogo. 
 
 
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11. Quando forem usadas soluções de limpeza tais como: ácido muriático (HCl 
comercial), solução sulfocrômica, água régia (mistura de HNO3 e HCl 
concentrados) ou potassa alcoólica (NaOH ou KOH em etanol) deve-se proceder 
com cuidado para EVITAR O CONTATO COM A PELE OU ROUPA. 
JAMAIS PIPETAR essas soluções aspirando com a boca. Essas soluções devem 
ser reaproveitadas, retorne-as ao frasco de estoque após o uso. Mantê-las na 
capela. Enxaguar a vidraria com água de torneira, e por último com água 
destilada. (Veja item limpeza de material de vidro). 
12. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente 
sobre o frasco que a contem. Abanando com a mão por cima do frasco aberto, 
desloque na sua direção uma pequena quantidade do vapor para cheirar. 
13. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente antes 
de tirar dele qualquer porção de seu conteúdo. Leia o rótulo duas vezes para se 
certificar de que tem o frasco certo. 
14. Deve-se evitar o desperdício de soluções, reagentes sólidos, gás e água destilada. 
15. Deve-se tomar o máximo cuidado para não contaminar os reagentes sólidos e as 
soluções com outras substâncias ou íons, respectivamente. As substâncias que 
não chegaram a ser usadas NUNCA devem voltar ao frasco de origem. NUNCA 
se deve introduzir qualquer objeto em frascos de reagentes, exceção feita para o 
conta-gotas com o qual estes possam estar equipados ou espátulas limpas. 
16. Na preparação ou diluição de uma solução, use ÁGUA DESTILADA 
17. CUIDADO AO TRABALHAR COM ÁCIDO CONCENTRADO. Adicionar 
SEMPRE o ácido à água (acidule a água). No caso de queimadura com ácido 
concentrado, secar muito bem a parte afetada, depois lavar com água fria. 
18. Ao se aquecer um tubo de ensaio, deve-se fazê-lo de maneira adequada, caso 
contrário, o conteúdo do mesmo poderá ser projetado para fora, atingindo o 
operador ou outras pessoas que estiverem do seu lado. OBS:As substâncias 
inflamáveis não devem ser aquecidas em fogo direto, utilize chapa elétrica ou 
manta de aquecimento. 
19. Utilizar luvas e pinça para retirar qualquer material da estufa. 
20. Dar tempo suficiente para que um vidro quente resfrie. Lembre-se de que o vidro 
quente apresenta o mesmo aspecto de um vidro frio. Não o abandone sobre a 
mesa, mas sim, sobre uma tela com amianto. 
 
 
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21. Ao executar um trabalho que requer aquecimento, controle, atentamente, a sua 
temperatura e pressão. Os recipientes para aquecimento não devem ficar 
totalmente fechados. 
22. Ácidos e bases concentrados atacam a pele e os tecidos, deve-se, pois, usá-los 
com todo o cuidado, principalmente na neutralização de um com o outro, 
evitando reações violentas. Preste a máxima atenção a qualquer operação onde 
haja aquecimento ou que reaja violentamente. 
23. Não pipete quaisquer líquidos com a boca, use aparelhos apropriados, pois 
poderão ser cáusticos ou venenosos. 
24. O material de vidro deve ser lavado após sua utilização. Em geral, lava-se com 
água comum e depois com água destilada; quando necessário, usa-se sabão ou 
detergente e, em certos casos, solução alcoólica de KOH. 
25. INFORME O PROFESSOR DE QUALQUER ACIDENTE QUE 
OCORRA, MESMO QUE SEJA UM DANO DE PEQUENA 
IMPORTÂNCIA. 
26. Improvisações é o primeiro passo em direção a um acidente, use material 
adequado. 
27. Ao locomover-se no laboratório, faça-o com cuidado, a fim de não provocar 
qualquer acidente e/ou tumultuar o ambiente de trabalho. 
28. Rotule sempre qualquer solução que venha a preparar, identificando-a quanto a 
substância química utilizada e, no que couber, sua provável concentração. 
29. Ao manusear qualquer frasco de reagente químico, faça-o sempre pelo rótulo, a 
fim de minimizar regiões de contaminação. 
30. Certifique-se sempre da voltagem do equipamento eletroeletrônico que fará uso 
no laboratório, antes de ligá-lo à respectiva corrente elétrica. 
31. Tenha completa consciência da localização do chuveiro de emergência, dos 
extintores de incêndio e dos lavadores de olhos, tomando conhecimento de como 
usá-los corretamente. 
32. Nunca trabalhe no laboratório sem estar junto com outra pessoa. Trabalhos 
perigosos devem ser realizados em presença de, pelo menos, duas pessoas 
presentes no mesmo local. 
33. Qualquer dúvida que surgir durante a análise técnica o estudante deverá dirigir-
se ao professor e não ao colega para obter esclarecimentos. 
 
 
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34. Terminados os trabalhos práticos e antes de retirar-se do laboratório, limpe sua 
bancada e todo o material utilizado. 
35. As lavagens dos materiais de vidro são realizadas inicialmente com água 
corrente e posteriormente com pequenos volumes de água destilada. Em alguns 
casos, é necessário o emprego de sabão ou detergente. 
36. O trabalho de laboratório será em grupo. 
37. ESTUDE com atenção os experimentos antes de executá-los, registrando, no 
caderno de laboratório as observações e conclusões que fez, após a execução dos 
mesmos. 
38. Entregue as suas tarefas sempre nas datas marcadas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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TÉCNICAS SIMPLES DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS E COMPOSTOS 
 
1. DECANTAÇÃO 
 
Faz-se tendo como princípio o uso do diferencial de DENSIDADE de seus 
elementos formadores. 
 
 Proceder: Cone Imhoff, funil de decantação ou Becker comum – Por gravidade 
separar as seguintes misturas:i. Liquido – Liquido: óleo e água (Agitar e deixar em repouso); 
ii. Sólido – Líquido: Areia e Água. 
 
2. FILTRAÇÃO SIMPLES – FILTRAÇÃO A VÁCUO – CENTRIFUGAÇÃO: 
Princípio tem como regra de uso o diferencial deSOLUBILIDADE, entre os 
componentes solúveis e insolúveis. 
 Proceder: Funil, Papel de Filtro, Suporte para filtro, Sistema de Bomba a vácuo 
e Centrífuga. 
 
i. Sólido – Sólido: Açúcar e grãos de areia. 
ii. Líquido – Líquido: Reação Estequiométrica. 
 
Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2 + 2KNO3 
3. DESTILAÇÃO SIMPLES 
Faz uso do diferencial EBULIOMÉTRICO, substâncias em uma mesma mistura, 
com pontos de ebulição diferentes. 
A destilação simples é usada para separar Substâncias presentes em misturas 
homogêneas envolvendo sólidos dissolvidos em líquidos. 
Misturas são formadas por duas ou mais substâncias, e se classificam em 
homogêneas ou heterogêneas. 
a. Liquido – Líquido. Água e Etanol. 
b. Sólido – Líquido: Sal e Água. 
c. Caldo de Cana. 
3.1 Objetivo Geral 
 
O propósito desta experiência é separar uma solução de água e cloreto de sódio e 
 
 
7 
 
uma solução de água e álcool etílico. 
 
3.2.Material 
 
 Uma colher (de sopa) de sal; 
 Água; 
 Álcool etílico; 
 Béquer; 
 Aparelho próprio para destilação. 
3.3 Metodologia 
 Montar sistema de destilação simples, Figura 1, e conectar todos os equipamentos 
e sistema de aquecimento e refluxo (esfriamento). 
 
Figura 01 - Aparelhagem utilizada na destilação 
 
 
 Misture bem o sal e a água em um recipiente; 
 Coloque a mistura no balão de destilação; 
 Realize o procedimento de destilação; 
 Repita os mesmos procedimentos acima para a mistura água/álcool. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 01: DENSIDADES DE SÓLIDOS E LÍQUIDOS 
 
1. OBJETIVO GERAL 
Determinar a densidade de algumas amostras (sólidos e líquidos), o teor de álcool 
etílico existente em uma mistura hidro alcóolica e a densidade de alguns combustíveis 
comerciais, utilizando o método do densímetro e do picnômetro. 
 
2. MATERIAL NECESSÁRIO 
 Densímetro INPM; 
 Densímetro digital; 
 Provetas; 
 Termômetro; 
 Picnômetro; 
 Becker; 
 Balança analítica. 
 
Figura 1 – Densímetro e Picnômetro 
 
 
3. METODOLOGIA 
3.1. Densidade de Sólidos 
 Tomar uma das amostras e pesar na balança analítica; 
 
 
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 Colocar numa proveta uma quantidade de água suficiente para cobrir totalmente 
a amostra recebida; 
 Ler o volume inicial; 
 Deixar a amostra escorregar lentamente na proveta e depois agitar 
cuidadosamente a proveta; 
 Ler o volume final (água + amostra); 
 Repetir o procedimento com as outras amostras. 
 
3.2. Densidades de Líquidos 
 Utilizando densímetro analítico: 
 
 Transferir a amostra que será analisada da solução de NaCl para uma proveta 
com volume ideal para que se tenha uma leitura precisa; 
 Imergir cuidadosamente o densímetro até o ponto de afloramento; 
 Ter cuidado na hora de fazer a leitura da densidade no densímetro, pois o 
densímetro não deverá estar inclinado; 
 Repetir o procedimento anterior para as diferentes concentrações da solução de 
NaCl. 
 
 Utilizando o picnômetro: 
 
 Inicialmente, pesar o picnômetro vazio (P1); 
 Colocar a amostra no picnômetro e pesar novamente (P2); 
 A razão entre a diferença das massas e o volume do picnômetro éa densidade da 
amostra; 
 
 
3.3.Densidade de combustíveis 
 
 Utilizando o densímetro analítico e digital: 
 
 Transferir a amostra que será analisada do combustível para uma proveta com 
volume ideal para que se tenha uma leitura precisa; 
 Imergir cuidadosamente o densímetro analítico até o ponto de afloramento; 
 Ter cuidado na hora de fazer a leitura da densidade no densímetro, pois o 
densímetro não deverá estar inclinado; 
 Repetir o procedimento anterior para os demais combustíveis. 
 Para o densímetro digital, colocar uma pequena quantidade do combustível em 
um béquer. Em seguida, se o combustível for muito viscoso, ele deve ser 
 
 
10 
 
colocado com o auxílio de uma seringa no compartimento de análise do 
densímetro digital. Caso contrário, sugar através do pistão do densímetro uma 
quantidade de líquido. Verificar o valor registrado pelo densímetro; 
 Após cada registro deve-se lavar o densímetro com água destilada de duas a três 
vezes para evitar erros de medição; 
 Repetir o mesmo procedimento com os demais combustíveis. 
 
 
 Utilizando o picnômetro: 
 
 Inicialmente, pesar o picnômetro vazio (P1); 
 Colocar a amostra no picnômetro e pesar novamente (P2); 
 A razão entre a diferença das massas e o volume do picnômetro éa densidade da 
amostra; 
 
4. TRATAMENTO DE RESULTADOS 
 
Tabela 1 – Dados obtidos no Experimento 01 – Densidade de Sólidos 
AMOSTRA PESO (g) VOLUME INICIAL(mL) VOLUME TOTAL (mL) 
1 
2 
3 
4 
5 
TEMPERATURA (°C) 
PRESSÃO (mmHg) 
 
 
Tabelas 2 – Dados obtidos no Experimento 01 - Densidade de Líquidos 
 
Densímetro – Solução de NaCl a diferentes concentrações 
Concentração da solução Densidade da solução 
 
 
 
 
 
 
TEMPERATURA (°C) 
 
Picnômetro – Amostras 
 
 
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Amostra Peso Inicial (P1) Peso Final (P2) 
 
 
 
 
 
 
VOLUME DO 
PICNÔMETRO (mL) 
 
 
 
Tabelas 3 – Dados obtidos no Experimento 01 - Densidade de combustíveis 
 
Densímetro analítico – Combustíveis 
Combustível Densidade da solução 
 
 
 
 
TEMPERATURA (°C) 
 
Densímetro digital – Combustíveis 
Combustível Densidade da solução 
 
 
 
 
TEMPERATURA (°C) 
 
Picnômetro – Combustíveis 
Amostra Peso Inicial (P1) Peso Final (P2) 
 
 
 
 
VOLUME DO 
PICNÔMETRO (mL) 
 
 
 
 
 
Tabela 4 – DensidadeTeórica de Sólidos 
 
 
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Substância Densidade (g.cm-3) Substância Densidade (g.cm-3) 
Mercúrio 13,6 Níquel 8,9 
Alumínio 2,7 Platina 21,4 
Latão 8,4 Porcelana 2,4 
Cobre 8,9 Prata 10,5 
Vidro 2,6 Aço inoxidável 7,9 
Ouro 19,3 Estanho 7,26 
Ferro 7,9 
 
4.1 Cálculo do Erro Experimental 
Com base nos dados observados nas amostras sólidas, calcular as densidades das 
amostras em g/cm³ e o erro percentual: 
 
   
 
x100%
TeóricoValor 
TeóricoValor -alExperimentValor 
 (%) E 
 
 
 
5. QUESTÕES 
 
5.1 Em relação à densidade, responda: 
 
a) É uma propriedade física ou química? 
b) Depende da quantidade de matéria? 
c) Pode ser sinônimo de quão pesado é uma matéria? 
 
5.2 Explicar como a determinação da densidade seria afetada se: 
 
a) A amostra não ficasse completamente submersa na água da proveta; 
b) Ocorresse a formação de bolhas na superfície da amostra. 
 
5.3 Três frascos de vidro transparentes, de formas e dimensões iguais, contêm cada um 
a mesma massa de líquidos diferentes e incolores (água, clorofórmio e etanol). Caso 
nenhum dos frascos apresente identificação da substância presente como deveria 
proceder-se para através do conceito de densidade, identificar as substâncias contidas 
nos frascos? Dados: A densidade de cada um dos líquidos a temperatura ambiente: 
d(água) = 1,0 g/cm³; d(etanol) = 0,8 g/cm³ e d(clorofórmio) = 1,4 g/cm³. 
 
5.4 Com o objetivo de determinar a densidade de um líquido A foi efetuada uma análise 
em picnômetro de 100 mL. Sabendo-se que a massa do picnômetro corresponde a 50 g, 
a massa do picnômetro cheio de água corresponde a 152,72 g e que a massa do 
picnômetro cheio com o líquido A corresponde a 179,67 g, determinea densidade 
relativa do líquido A (Dado: d(Água) = 1 g/cm3). 
 
 
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5.5 A questão deve ser respondida analisando-se o gráfico abaixo, que mostra a variação 
da massa das substâncias A, B e água, em função da variação do volume à temperatura 
constante. 
 
5.6O volume de uma amostra de calcita, pesando 35,6 g, é 12,9 cm3. Em qual dos 
seguintes líquidos haverá flutuação da calcita: 
- tetracloreto de carbono (d = 1,60 g/ cm3); 
- brometo de metileno (d = 2,50 g/ cm3); 
- tetrabromo-etano (d = 2,96 g/ cm3); 
- iodeto de metileno (d = 3,33 g/ cm3). 
Justifique sua resposta através de cálculos 
 
5.7 Para determinação da densidade de uma substância são necessários a medida da 
quantidade de massa e o volume ocupado por esta quantidade de massa. Qual a 
densidade do ferro, sabendo-se que uma lâmina de ferro de 5 cm de comprimento, 2 cm 
de largura e 1 cm de espessura, tem uma massa de 78,6 g? 
 
5.8 Explicar outras prováveis fontes de erro desta experiência, justificando-as. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 2: COLETA DE GASES 
 
1. OBJETIVO GERAL 
Determinar o volume do gás dióxido de carbono (CO2) produzido quando uma 
amostra de Sonrisal (comprimido efervescente) reage com uma solução de ácido 
clorídrico (HCl). Esse volume será medido à temperatura ambiente e à pressão 
ambiente. 
2. MATERIAL NECESSÁRIO 
 Balança Analítica; 
 Barômetro; 
 Termômetro; 
 Proveta de 250 mL(D); 
 Sonrisal (comprimido 
efervescente); 
 Becker de 50 mL; 
 Tubo em “U” (B); 
 Mangueira (B); 
 Régua de 30 cm; 
 Pipeta; 
 Tubo com saída lateral/ tubo de 
ensaio ou balão de fundo 
redondo (A); 
 Cuba (C); 
 Suporte; 
 Solução de HCl 1,0M; 
 Papel laminado ou papel filtro; 
 Rolha; 
 
 
 
 
Figura 1 – Configuração do sistema para a realização do experimento 
 
 
 
 
 
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3. METODOLOGIA 
 Pesar, em uma balança analítica, um comprimido de Sonrisal. Anotar o peso da 
amostra; 
 Encher uma cuba até ¾ com água; 
 Encher a proveta completamente. Colocar um papel laminado sobre a boca da proveta 
bem cheia de água e então emborcar a proveta para dentro da cuba. Fazendo isso 
rapidamente, o papel não cairá. Retirar o papel desde que a boca da proveta esteja 
completamente dentro da água da cuba; 
 Pipetar 10 mL da solução de ácido clorídrico 1,0 M e colocar no tubo com a saída 
lateral; 
 Montar o tubo em “U” conectado com a mangueira sobre a boca da proveta; 
 Fechar o tubo com a saída lateral com a rolha que se encontra no final da mangueira; 
 Colocar o comprimido efervescente triturado na saída do tubo com saída lateral de 
forma que esse comprimido não entre imediatamente em contato com a solução de 
ácido clorídrico; 
 Após fechado a saída do tubo, fazer o comprimido entrar em contato com a solução do 
ácido; 
 Esperar a reação ocorrer completamente, até a última bolha chegar ao fundo da proveta; 
 Medir a altura da coluna d’água. 
 
Figura 2 – Sistema de coleta de gases após a reação 
 
Obs.: A figura esquematiza o gás coletado dentro da proveta. O valor de p’+ h’ representa o 
deslocamento de água pelo gás dióxido de carbono formado na reação. 
 
 
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4. DADOS EXPERIMENTAIS 
TABELA 1 – Dados obtidos na experiência nº 4 
Massa do 
comprimido 
efervescente (g) 
Temperatura 
ambiente (°C) 
Pressão 
ambiente 
(mmHg) 
Volume de gás 
dióxido de 
carbono (mL) 
Altura da 
coluna d’água 
(cm) 
 
 
 
5. TRATAMENTO DOS RESULTADOS 
 
5.1 Dedução da pressão parcial do gás 
Um gás coletado sobre a superfície da água encontrar-se-á numa mistura de gás em vapor 
d’água. As moléculas de água que evaporam também exercem uma pressão chamada de 
pressão de vapor. O grau de saturação do gás em vapor dependerá tão somente da temperatura. 
 Pt = Pgás + Pv(H2O) (01) 
Assim, se o nível de água é o mesmo dentro e fora do cilindro de recolhimento a pressão 
dentro e fora deve ser a mesma e é igual a pressão atmosférica P(atm). Assim, a pressão parcial 
de gás é, portanto: 
P(gás) = P(atm) - Pv(H2O) (02) 
Por outro lado, se o nível da água no cilindro e no banho não é o mesmo a pressão 
atmosférica é “compensada” pala soma da pressão do gás, do vapor d’água e a pressão exercida 
pela coluna d’água (Ph), ou seja: 
P(atm) = Pgás + Pv(H2O) + Ph (03) 
Dessa forma, a pressão parcial do gás será: 
Pgás = P(atm) - Pv(H2O) - Ph (04) 
 
TABELA 2 – Pressão de vapor de água (PvH2O) em mmHg à temperatura T (°C) 
 T(°C) PvH2O T(°C) PvH2O 
20 17,5 25 23,8 
21 18,6 26 25,2 
22 19,8 27 26,6 
23 21,1 28 28,3 
24 22,4 29 30,0 
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 30 31,8 
5.2 Questões do Tratamento de Resultados 
5.2.1 Deduza a reação entre o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e o ácido clorídrico (HCl); 
5.2.2 Determine o número de moles de bicarbonato de sódio (NaHCO3) usado, tendo em vista 
que é o componente que se encontra em maior quantidade no sonrisal; 
5.2.3 Determine a pressão parcial de gás dióxido de carbono (CO2); 
5.2.4 Determine o volume de gás dióxido de carbono (CO2) à pressão ambiente; 
5.2.5 Reduza o volume do gás dióxido de carbono (CO2) às condições normais de pressão e 
temperatura (CNTP). 
 
6. QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
6.1 Observando a tabela abaixo diga de quanto difere x de y, considerando que a pressão é 
constante. 
Volume (L) Temperatura (K) 
10 300 
15 x 
20 y 
 
6.2 Um gás diatômico X2 está confinado em um recipiente de 200 L, a uma temperatura de 127 
ºC e pressão de 3,28 atm. Qual o número de átomos existente dentro do recipiente? 
6.3 Em um balão de vidro de 500 mL, que resiste a pressões de 5 atm, estão para ser colocados 
em reação de 10 g de CaCO3 e ácido em excesso, à temperatura ambiente de 300 K. Se o balão 
for fechado hermeticamente e a reação for completa, o recipiente resistirá à pressão interna? 
Dados: Ca – 40; C – 12; O – 16. 
6.4 Um recipiente indeformável, hermeticamente fechado, contém 10 litros de um gás perfeito 
a 30 ºC, suportando a pressão de 2 atm. A temperatura do gás é aumentada até atingir 60º C. 
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a) Calcule a pressão final do gás. 
b) Esboce o gráfico pressão versus temperatura da transformação descrita. 
6.5 Indicar os cálculos necessários para a determinação da massa molecular de um gás 
sabendo-se que 0,800g desse gás ocupa um volume de 1,12 litros a 273ºC e 2,00 atm. Que 
valor se encontra para a massa molecular do gás? (Volume molar nas CNTP = 22,4 L). 
6.6 Um gás perfeito à temperatura de 0°C e sob pressão de 1 atm ocupa um volume igual a 22,4 
L. Qual seria o volume ocupado por 5 mols deste gás a 100°C, sob a pressão de 1 atm? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 03: SOLUÇÕES 
1. OBJETIVO GERAL 
 Preparação e diluição de algumas soluções sólidas e líquidas. 
 2. MATERIAL NECESSÁRIO 
 Balança Analítica; 
 Pissetas; 
 Provetas; 
 Pipetas; 
 Funil; 
 Bécker; 
 Balão volumétrico; Bastão de vidro; 
 Vidro de relógio.
 
3. METODOLOGIA 
 
3.1. Equações Necessárias 
3.1.1. Normalidade 
A normalidade é uma forma de expressar a concentração de uma solução. A 
normalidade indica o número de equivalentes-grama do soluto em 1 (um) litro de 
solução. Esta é calculada através do quociente entre o número de equivalente-grama 
(Eg) de soluto dissolvidos e o volume de solução em litros. 
𝑁𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 =
𝐸𝑔
𝑉
 
3.1.2. Concentração molar ou molaridade 
É a quantidade de soluto, em mol, dissolvidos num volume de solução em litros. 
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 = 
𝑚
𝑀𝑀 𝑉(𝐿)
= 
𝑛
𝑉(𝐿)
 
PARTE I. Preparação e diluição de soluções líquidas 
 Utilizando os dados do rótulo do líquido, calcular o volume necessário para 
preparar 500 mL de solução a 1 mol/L. 
 Calcular o volume da solução anterior necessário para preparar 250 mL de 
solução 0,1 mol/L. Medir esse volume com uma proveta e adicionar em um 
balão de 250 mL contendo cerca de 100 mL, de água destilada. Lavar algumas 
vezes a proveta com um pouco de água destilada transferindo sempre para o 
balão. Agitar cuidadosamente o balão. Adicionar água destilada até completar os 
250 mL. Agitar novamente até homogeneizar a solução. 
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 Repetir esse procedimento para diferentes Amostras líquidas, tais como: HCl, 
H2SO4, Álcool etílico, HNO3, ácido acético, entre outras. 
PARTE II. Preparação e diluição de soluções sólidas 
 Pesar na balança analítica a quantidade de amostra sólida necessária para 
preparar 500 mL de solução a 0,5 mol/L. Transferir a massa pesada para um 
Becker e adicionar água misturando-a com o bastão de vidro até total 
solubilização. Transferir para um balão volumétrico e adicionar água até 
completar 500 mL. Agitar cuidadosamente o balão para homogeneizar a solução. 
 Calcular o volume da solução anterior necessário para preparar 250 mL de 
solução a 0,1 mol/L. Medir esse volume com uma proveta e adicionar em um 
balão de 250 mL contendo cerca de 100 mL, de água destilada. Lavar algumas 
vezes a proveta com um pouco de água destilada transferindo sempre para o 
balão. Agitar cuidadosamente o balão. Adicionar água destilada até completar os 
250 mL. Agitar novamente até homogeneizar a solução. 
 Repetir esse procedimento para diferentes Amostras líquidas, tais como: CaCl2, 
Na2CO3, KOH, NaCl, NaOH, NH4Cl, NaHCO3, entre outras. 
 
4. QUESTÕES 
6.1 Explique como você prepararia uma solução 0,01M de KMnO4 a partir de: 
a) KMnO4sólido; 
b) 0,05M KmNO4. 
 
6.2Para preparação de uma solução de sulfato de alumínio 0,4 mol/l, calcule a massa de 
soluto necessária para 250 ml de solução. Admitindo o sal 100% ionizado, encontre as 
concentrações dos íons presentes. 
 
6.3 Numa titulação de solução de KOH foram utilizados 45,0 ml de solução 0,3 mol/l 
desta base e um consumo de 55,0 ml de ácido clorídrico. Calcule as concentrações 
comum, molar e normal do ácido utilizado. 
 
6.4 Uma solução de ácido sulfúrico contendo 571,6 g de H2SO4 por litro de solução tem 
densidade de 1,329 g/ml. Calcule (a) a porcentagem em massa; (b) a fração molar do 
soluto; (c) a molalidade; (d) concentração em mol/l e a normalidade. 
 
6.5 Uma solução é preparada pela dissolução de 4,35g de glicose (C6H12O6) em 25,0 
mL de água. Calcule a molalidade e a molaridade de glicose nesta solução. 
 
6.6 Uma solução contém 5,0 g de tolueno (C7H8) e 225 g de benzeno, bem como 
densidade de 0,876 g/mL. Calcule a concentração em quantidade de matéria da solução. 
 
6.7 Quais as possíveis fontes de erros encontradas neste experimento? 
 
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EXPERIMENTO 04: CONSERVAÇÃO DA MASSA 
 
1. OBJETIVO GERAL 
Determinar a massa total antes e depois das seguintes reações: 
3232 CaCO 2NaCl CaCl CONa 
 
324423 COH CaSO 2NaCl SOH CaCO 2NaCl 
 
2. MATERIAL NECESSÁRIO 
 Balança analítica; 
 1 Erlenmeyer de 125 mL; 
 Tubos de ensaios com rolha; 
 Bécker de 600 mL; 
 Pipeta de 10 mL; 
 Pipeta de 5 mL. 
 
3. METODOLOGIA 
 Pipetar 5 mL de solução de Na2CO3, 0,1 mol/L e colocar no erlenmeyer. Fechar 
o erlenmeyer com uma rolha; 
 Pipetar 5 mL de solução de CaCl2, 0,1 mol/L e colocar no tubo de ensaio. Fechá-
lo com a rolha; 
 Pipetar 10 mL de solução de H2SO4, 0,1 mol/L e colocar em um tubo de ensaio. 
Fechá-lo com a rolha; 
 O exterior do erlenmeyer e dos tubos de ensaio devem estar completamente 
secos; 
 Colocar simultaneamente todo conjunto (erlenmeyer e tubos) dentro do bécker 
de 600 mL e pesar na balança; 
 Adicionar cuidadosamente fora da balança a solução de CaCl2, 0,1 mol/L, na 
solução de Na2CO3 no erlenmeyer. Agitar lentamente para que as soluções se 
misturem e tomar nota do que acontecer; 
 Devolva o conjunto incluindo o frasco vazio à balança e pese novamente todo o 
conjunto. 
 Remover novamente, o conjunto da balança e adicionar agora todo o conteúdo 
do frasco de H2SO4, 0,1M. Agite lentamente e anote o que acontecer; 
 Devolver o frasco e o erlenmeyer à balança e pesar novamente todo o conjunto. 
 
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4. DADOS EXPERIMENTAIS 
Tabela 1 - Dados obtidos no Experimento 04 
Pressão atmosférica 
(mmHg) 
Temperatura 
ambiente (°C) 
Massa da 1º 
pesagem (g) 
Massa da 2º 
pesagem (g) 
Massa da 3º 
pesagem (g) 
 
 
 5. TRATAMENTOS DOS RESULTADOS 
 Com base nos dados obtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação 
da Massa? 
 Calcular o número de mols de cada solução utilizada nesta reação. 
 Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizados. 
 Qual a origem da turvação observada na primeira reação? 
 
 
6. QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
 
6.1 Explicar as leis de Proust e Dalton. 
6.2É correto afirmar que em uma reação química os átomos são conservados assim 
como a massa? E as moléculas? 
6.3 Em qual das duas reações houve maior perda de massa? Por quê? Isso invalida a lei 
de conservação de massa? 
6.4Defina os sistemas: aberto, fechado e isolado. Em qual desses vocês enquadrariam 
nosso experimento? 
6.5 Quais as possíveis fontes de erros encontradas neste experimento? 
6.6 Em um experimento, soluções aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto de 
sódio, NaCl, reagem entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel e 
nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água. 
As massas desses reagentes e de seus produtos estão apresentadas neste quadro: 
 
AgNO3 NaCl AgCl NaNO3 
1,669 g 0,585 g X 0,850 g 
 
Considere que a reação foi completa e que não há reagentes em excesso. 
a) Assim sendo, qual a massa de cloreto de prata produzido? 
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23 
 
b) Quais são os reagentes e quem são os produtos? 
 
6.7 O responsável técnico de um forno de calcinação elaborou um relatório sobre as três 
últimas tiragens da produção de cal. O relatório apresenta a seguinte tabela: 
 
Amostra Massa de calcário (t) 
CaCO3 
Massa de cal (t) 
CaO 
Massa de dióxido de carbono 
(t) CO2 
1 10,0 5,6 4,4 
2 11,2 
3 12 6,7 
 
a) Identifique quais são os reagentes e quais são os produtos. 
b) Determine os valores que faltam na tabela e complete-a. Mostre os cálculos 
realizados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 05: CINÉTICA QUÍMICA - ESTUDO DA VELOCIDADE DE 
UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
1. OBJETIVO GERAL 
Mostrar, quantitativamente, a influência da concentraçãoe temperatura sobre o 
tempo necessário para que uma reação química se processe. 
2. MATERIAL NECESSÁRIO 
 Tubos de ensaios; 
 Termômetro: 
 Cronômetro; 
 Buretas; 
 Béckers; 
 Pipetas; 
 Bico de Bunsen ou chapa aquecedora. 
 
 3. METODOLOGIA 
 PARTE I. Influência da concentração de reagentes 
 Encher as três buretas com águas, solução de tiossulfato sódio e solução de 
ácido sulfúrico, respectivamente; 
 Colocar em quatro tubos de ensaios numerados as quantidades de tiossulfato de 
sódio e água indicados na Tabela 1- A; 
 Colocar em outros quatro tubos, 4mL de ácido sulfúrico; 
 Misture ao tubo 1.a o volume de um dos tubos contendo ácido sulfúrico, agitar 
rapidamente e iniciar a contagem do tempo desde o momento em que os líquidos 
entram em contato até o aparecimento do primeiro indício de turvação; 
 Realizar experiências análogas com os restantes dos tubos a notando os 
resultados dos tempos. 
 PARTE II. Influência da temperatura 
 Colocar, em quatro tubos de ensaios numerados, 2 mL da solução de tiossulfato 
de sódio e 4 mL de água; 
 Em outros quatro tubos de ensaios colocar 4 mL de solução de ácido sulfúrico; 
 Colocar um dos tubos de ensaio contendo a solução de tiossulfato de sódio e um 
outro contendo a solução de ácido sulfúrico em um Becker de 250 mL contendo 
água; 
 Aquecer o banho até uma temperatura cerca de 10°C maior do que a temperatura 
inicial. Misturar o conteúdo dos tubos, agitar rapidamente a iniciar a contagem 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
25 
 
do tempo desde o momento em que os líquidos foram misturados até o início da 
turvação; 
 Realizar o procedimento anterior em temperatura mais elevada. 
 4. DADOS EXPERIMENTAIS 
Tabela 1-A – Dados obtidos no Experimento 06 - PARTE I 
Nº do tubo 
de ensaio 
Volume (mL) 
Na2S2O30,1M 
(a) 
Volume 
(mL)deH2O 
(b) 
Volume (mL) 
de H2SO4 
0,2M 
Tempo (s) 
1.a 6 0 4 
1.b 4 2 4 
1.c 3 3 4 
1.d 2 4 4 
1.e 1 5 4 
Temperatura Ambiente (°C) 
 
 Tabela 1-B – Dados obtidos no Experimento 06 - Parte II 
Nº do tubo de 
ensaio 
Temperatura 
(°C) 
Tempo 
(s) 
2.a 
2.b 
2.c 
2.d 
2.e 
Temperatura Ambiente (°C) 
 
5. TRATAMENTO DOS RESULTADOS 
PARTE I. Influência da concentração de reagentes 
 A concentração de tiossulfato de sódio na solução inicial é 0,1 mol/L. Calcular 
a suas concentrações em cada uma das soluções diluídas preparadas levando em 
consideração o volume total da solução em cada tubo de ensaio (a + b); 
 Por que é importante que o volume total para todas as diluições seja de 10 mL? 
 Construir um gráfico com o tempo no eixo vertical (ordenada) e a concentração 
de Na2S2O3 no eixo horizontal (abscissa). Use também os dados obtidos por seus 
colegas; 
 Que generalização pode você estabelecer a respeito da influência que tem a 
variação da concentração sobre o tempo de reação? 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
26 
 
PARTE II. Influência da temperatura 
 
 Construir um gráfico, colocando a temperatura no eixo horizontal (abscissa) e o 
tempo no eixo vertical (ordenada); 
 Que relações gerais se pode deduzir do gráfico obtido? 
 Fazer uma previsão de tempo de reação a 15°C e a 50°C. 
 
 
6. QUESTÕES 
 
6.1 Além da concentração e temperatura, que outros fatores influenciam a velocidade de 
uma reação? Justifique. 
 
6.2 Em determinadas reações biológicas, no qual se faz presente às enzimas, a 
temperatura favorece a reação até um determinado ponto, onde depois se observa uma 
redução e até mesmo a sensação dessas reações. Explique por que isso ocorre. 
 
6.3 Definam os seguintes termos: velocidade instantânea de reação, reação elementar, 
constante de velocidade, ordem e molecularidade. É possível predizer a lei de 
velocidade para as reações que ocorrem nesse experimento? 
 
6.4 Diante dos dados experimentais coletados, como devia se proceder para elevar a 
velocidade da reação estudada? Caso existir um catalisador para essa reação, como ele 
atuará? 
 
6.5 Considere a seguinte reação hipotética em solução aquosa: A(aq) B(aq). Um frasco é 
carregado com 0,065 mol de A em um volume total de 100,0 mL. Os seguintes dados 
são coletados: 
 
Tempo (min) 0 10 20 30 40 
Quantidade de matéria de A 0,065 0,051 0,042 0,036 0,031 
 
a) Calcule a quantidade de matéria de B em cada tempo na tabela, supondo que não 
existem moléculas de B quando o tempo for zero. 
b) Calcule a velocidade média de desaparecimento de A para cada intervalo de 10 
min, em unidade de mol-1s-1. 
c) Entre t = 10 min e t = 30 min, qual a velocidade média de aparecimento de B em 
unidade de mol-1s-1? Suponha que o volume da solução seja constante. 
 
6.6 A velocidade inicial de uma reação A + B  C foi medida para várias 
concentrações iniciais diferentes de A e B, e os resultados são como seguem: 
 
Número do experimento [A] (mol/L) [B] (mol/L) Velocidade inicial (mol-1s-1) 
1 0,100 0,100 4,0x10-5 
2 0,100 0,200 4,0x10-5 
3 0,200 0,100 16,0x10-5 
 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
27 
 
Usando esses dados, determine: 
a) A lei da velocidade para a reação. 
b) A magnitude da constante de reação. 
c) A velocidade da reação quando [A] = 0,050 mol/L e [B] = 0,100 mol/L. 
 
6.7 Construa um gráfico apresentando o inverso do tempo (1/t), em função da 
temperatura. Que tipo de função você obtém? 
 
6.8 Quais as possíveis fontes de erros encontradas nesse experimento? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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28 
 
EXPERIMENTO 06: ENTALPIA DE REAÇÃO E LEI DE HESS 
 
1. OBJETIVOS 
 Determinar a capacidade calorífica de um calorímetro. 
 Verificar como se determinam a entalpia de reações. 
 Constatar a Lei de Hess. 
 
 
2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
2.1 Materiais e reagentes 
 Recipiente de isopor (usado para 
manter a temperatura de mamadeiras, 
latas de bebidas etc.); 
 Termômetro; 
 Balão Volumétrico; 
 Pipetas; 
 Provetas; 
 Becker; 
 Bico de Bunsen; 
 Água destilada; 
 Hidróxido de sódio em lentilhas; 
 Solução de hidróxido de sódio 0,50 
mol/L; 
 Solução de ácido clorídrico 0,50 
mol/L; 
 Solução de ácido clorídrico 0,25 
mol/L. 
 
2.2 Metodologia 
 
 Parte I: Determinação da capacidade calorífica do calorímetro 
 
 Esta determinação é necessária porque o calorímetro troca calor com o sistema 
que está sendo investigado no seu interior. Este processo é denominado de calibração. A 
calibração é feita pela mistura, no interior do calorímetro, de quantidades conhecidas de 
água fria e quente. 
 
a) Colocar no calorímetro, 100 mL de água fria (temperatura ambiente), 
anotando sua temperatura (Tf). 
b) Aquecer 100 mL de água até a temperatura aproximada de 70°C (Tq). 
c) Adicionar a água aquecida à água fria, no interior do calorímetro. Tampar o 
aparelho e anotar a temperatura da mistura (Tm). 
d) Repetir este procedimento por mais duas vezes e anotar todos os valores. 
 
Cálculos: 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
29 
 
1) Cálculo das médias de Tf, Tq e Tm ; 
2) Cálculo de ∆Tf = Tm-Tf e ∆Tq = Tq -Tm; 
3) Cálculo do calor cedido pela água quente: 
 
Qcedido = mágua.cágua. ∆Tq 
 
4) Cálculo do calor absorvido pela água fria: 
 
Qabsorvido = mágua.cágua. ∆Tf 
 
5) Cálculo da capacidade calorífica do calorímetro: 
 
O calor cedido pela água quente vai ser igual à soma dos calores absorvidos pela 
água fria e pelo calorímetro: 
Qcedido = Qabs.água + Qabs.calorímetro 
 Logo:Qabs.calorímetro = Qcedido - Qabs.água 
 
 E como: 
Qabs.calorímetro = C. ∆Tf 
 
Temos: 
 
C = Qcedido - Qabs.água 
 ∆Tf 
 
 
 
 Parte II: Determinação da entalpia de reações 
 
 
Nesta parte do experimento, serão medidas e comparadas, as quantidades de 
calor envolvidas nas três reações abaixo, com o intuito de comprovar a lei de Hess, na 
determinação da entalpia de dissolução do hidróxido de sódio sólido em uma solução de 
ácido clorídrico: 
 
Reação 1: O hidróxido de sódio sólido dissolve-se em água para formar uma solução 
aquosa de íons Na+ e íons OH-. 
 
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) ∆H1=? 
 
a) Coloque no calorímetro 200 mL de água destilada medidos com uma proveta, 
agite com cuidado até a temperatura permanecer constante e anote-a (Ti); 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
30 
 
b) Pese rapidamente uma massa de aproximadamente 2,00 gramas de hidróxido de 
sódio sólido; 
c) Adicione o hidróxido de sódio à água no calorímetro, agite com cuidado e anote 
a temperatura mais alta (Tf); 
 
Reação 2: O hidróxido de sódio sólido reage com uma solução aquosa de ácido 
clorídrico para formar água e uma solução aquosa de íons Na+ e íons Cl-: 
 
NaOH(s) + H
+
(aq) + Cl
-
(aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H2=? 
 
Repita a operação do item anterior utilizando 100,0 mL de solução de ácido 
clorídrico 0,25 mol/L no lugar de 200,0 mL de água destilada. Anote a temperatura 
máxima alcançada. 
 
Reação 3: Uma solução aquosa de hidróxido de sódio reage com uma solução aquosa de 
ácido clorídrico para formar água e uma solução aquosa de íons Na+ e íons Cl-. 
 
Na+(aq) + OH
-
(aq) + H
+
(aq) + Cl
-
(aq) → H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) ∆H3=? 
 
a) Coloque no calorímetro 100 mL de ácido clorídrico 0,5M, medidos com uma 
proveta, agite com cuidado até a temperatura permanecer constante e anote-a 
(Ti); 
b) Em seguida, meça 100,0 mL de hidróxido de sódio 0,50 mol/L, anote a 
temperatura da solução, que deve ser aproximadamente a mesma da temperatura 
do ácido; 
c) Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido clorídrico contida 
no calorímetro, agite rapidamente e anote a temperatura máxima alcançada (Tf); 
 
Cálculos: 
 
Reação 1: 
 
1) Cálculo de ∆T da reação 1: 
2) Cálculo do calor da reação 1(considere o calor específico igual ao da água): 
 
Qreação = Qabs.solução + Qabs.calorímetro 
 
3) Cálculo da entalpia da reação 1: 
ΔH1 = Qreação/nNaOH 
Reação 2: 
 
1) Cálculo de ∆T da reação 2: 
2) Cálculo do calor da reação 2(considere o calor específico igual ao da água): 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
31 
 
Qreação = Qabs.solução + Qabs.calorímetro 
 
3) Cálculo da entalpia da reação 2: 
 
ΔH2 = Qreação/nNaOH 
 
 
Reação 3: 
 
1) Cálculo de ∆T da reação 3: 
2) Cálculo do calor da reação 3(considere o calor específico igual ao da água): 
 
Qreação = Qabs.solução + Qabs.calorímetro 
 
3) Cálculo da entalpia da reação 3: 
 
ΔH3 = Qreação/nNaOH 
 
 
 Parte III: Constatação da lei de Hess 
 
1) Para comprovar a lei de Hess realize o cálculo da entalpia da reação 2, da 
seguinte maneira: 
 
ΔH2 = ΔH1 + ΔH3 
 
2) Compare o valor encontrado com o valor obtido anteriormente e calcule o erro 
percentual. 
 
 
OBS: Para atribuir o sinal aos valores de ΔH, observe a seguinte convenção: 
 
 Reação exotérmica (libera calor) ΔH < 0 
 Reação endotérmica (absorve calor) ΔH > 0 
 
 
QUESTÕES 
 
01. Exponha a lei de Hess. Por que ela é importante para a termoquímica? 
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32 
 
02. Qual a ligação entre a lei de Hess e o fato de que H é uma função de estado? Função 
de estado: é uma propriedade do sistema que depende apenas de qual estado ele se 
encontra. 
 
03. Considere as seguintes reações hipotéticas: 
 
A  B H = +30 kJ 
 
B  C H = -60 kJ 
 
a) Use a lei de Hess para calcular a variação de entalpia para a reação A C. 
 
b) Construa uma diagrama de entalpia para as substâncias A, B e C e mostre como a lei 
de Hess se aplica. 
 
04. A queima de matéria rica em carbono, em geral, seja a combustão de derivados de 
petróleo, de madeira (carvão) etc., é representada pela seguinte equação termoquímica: 
 
C(s) + O2(g) CO2(g) + 94,05 kcal 
 
Essa reação ocorre, normalmente, em duas etapas, a saber: 
 
1ª etapa: C(s) + ½ O2(g)CO(g) + 26,41 kcal 
 
2ª etapa: CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) + 67,64 kcal 
 
a) Através da soma das duas etapas da reação, mostre que a lei de Hess foi seguida. 
b) As reações citadas estão representadas por equações termoquímicas. O que diferencia 
uma equação química simples de uma equação termoquímica? 
c) Qual será o calor liberado na formação de 5 mol de monóxido de carbono? 
 
05. Considerando os dados abaixo: 
 
N2(g) + O2(g)  2NO(g) H = +180,7 KJ 
 
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) H = -113,1 KJ 
 
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2N2O(g)  2N2(g)+O2(g) H = -163,2 KJ 
 
Use a lei de Hess para calcular o H para a reação: 
 
N2O(g) + NO2(g)  3NO(g) 
 
06. A seguir são apresentadas as entalpias-padrão de reação, em kJ/mol, para três 
reações a 25°C: 
 
I) CaO(s) + CO2(g)  CaCO3(s) ∆H1/( kJ/mol ) = - 183,3 
 
II) CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(aq) ∆H2/( kJ/mol ) = - 82,4 
 
III) CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq) ∆H3/( kJ/mol ) = - 20,5 
 
a) Encontre a equação balanceada da reação global entre soluções aquosas de hidróxido 
de cálcio, Ca(OH)2(aq), e de ácido carbônico, H2CO3(aq), em que se forma carbonato de 
cálcio, CaCO3(s), como um dos produtos dela resultantes. 
b) Considerando os dados apresentados, calcule a variação de entalpia para a reação 
indicada no item a, desta questão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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34 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E., Química A Ciência Central, São 
Paulo, Pearson Prentice Hall, 9º edição, 2005. 
2. BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. I e II, Rio de Janeiro, Livros 
Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 
3. SLABOUGH, P., Química Geral, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos 
Editora S.A., 111 edição, 1981, 277p. 
4. RUSSEL, J.B., Química Geral, São Paulo, Ed. McGraw-Hill do Brasil Ltda., 2a 
edição, 1982,897p. 
5. MAHAN, B., Química um Curso Universitário, São Paulo, Ed. Edgard Blücher 
Ltda., 4a edição, 1995, 582p.