Roteiros das Práticas

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BAC009 - Unifei – campus de Itabira 2S 2013 
 
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Ministério da Educação UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ 
Criada pela Lei n° 10.435, de 24 de Abril de 2002 Campus Universitário de Itabira 
 
RROOTTEEIIRROOSS DDEE AAUULLAASS PPRRÁÁTTIICCAASS DDEE 
QQUUÍÍMMIICCAA GGEERRAALL –– BBAACC000099 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ – CAMPUS DE 
ITABIRA 
 
 
2ºSEMESTRE 2013 
 
 
 
 
Andreza de Sousa Andrada, Daniel Andrada Maria, Edison Aparecido 
Laurindo, Mercês Coelho da Silva, Rose-Marie Belardi, Marli Tebaldi, 
Guilherme Oliveira Siqueira. 
 
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INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO 
 
Laboratório é um local destinado ao estudo experimental de qualquer ramo da 
Ciência. Nesta aula você conhecerá o Laboratório de Química Geral onde fará, 
talvez, o seu primeiro contato com materiais, reagentes, aparelhos, equipamentos e 
métodos de trabalho químico. 
 
Os conhecimentos, as habilidades e atitudes que você desenvolverá serão úteis, não 
apenas durante o seu curso de graduação, mas, também, no exercício de suas 
atividades profissionais. 
 
Os demais laboratórios do Departamento têm estrutura e funcionamento 
semelhantes, mesmo não sendo da área da Química. 
 
Nos laboratórios de ensino, além das aulas práticas, são realizadas outras atividades 
que contribuem para o aprimoramento dos estudantes: monitorias, estágios e 
pequenos projetos de pesquisa. Os laboratórios de pesquisa, ou de uma indústria, 
são semelhantes aos laboratórios de ensino, mas diferem nas finalidades e em 
outras particularidades. 
 
Para se trabalhar em qualquer laboratório é imprescindível seguir algumas normas 
de conduta, para não colocar em risco os usuários, as instalações e equipamentos, e 
o meio ambiente. Num laboratório de química são utilizados materiais perigosos, o 
que requer uma atenção especial em relação à segurança. 
 
A adoção de medidas de segurança no trabalho é uma exigência legal: todas as 
instituições, a partir de um número mínimo de trabalhadores, são obrigadas a 
constituir uma Comissão Interna de Prevenção de Acidentes (CIPA), encarregada 
de planejar, implantar e manter seu sistema específico de segurança. 
 
No nosso curso prático enfatizaremos a Segurança no Trabalho e a preservação do 
meio ambiente. Você conhecerá as normas gerais de segurança para os laboratórios 
de ensino de química e habituará a trabalhar de acordo com elas. Os procedimentos 
específicos serão abordados no transcorrer de cada aula e em cada experiência. 
 
O trabalho de rotina do laboratório é bastante diversificado: 
− administração das atividades do laboratório; 
− manutenção das instalações e dos aparelhos; 
− controle e reposição de materiais e de reagentes; 
− montagem de aulas práticas; 
− preparação de materiais, soluções e montagens; 
− lavagem do material utilizado; 
− tratamento e descarte de refugos (lixo químico); 
− limpeza do laboratório, etc. 
 
Portanto, conhecer as instalações, a organização, o funcionamento e os equipa- 
mentos do nosso laboratório é preparar-se para atuar em outros laboratórios e 
preparar-se para as atividades experimentais de sua profissão. 
 
Objetivos 
− Conhecer a organização e o funcionamento do laboratório. 
− Conhecer as instalações do laboratório. 
− Conhecer os equipamentos e materiais do laboratório. 
− Conhecer as Normas Gerais de Segurança. 
 
Procedimento Experimental 
 
1- Apresentação do laboratório 
O professor apresentará: 
a) as informações sobre o curso prático, a rotina das aulas, as normas do laboratório, etc. 
b) o laboratório (instalações, organização, sistemas: elétrico, hidráulico, de gás, de 
exaustão, de segurança). 
c) informações sobre Segurança no Trabalho (normas gerais de segurança e sistema 
de segurança do laboratório). 
d) os aparelhos, equipamentos e materiais do laboratório. 
 
2- Reconhecimento das instalações e equipamentos do laboratório pelos alunos 
Os alunos examinarão as instalações, os aparelhos e os materiais apresentados. 
 
a) Localize no laboratório: 
- o quadro de avisos (para divulgação de avisos). 
- o chuveiro e o lavador de olhos (equipamentos de segurança). 
- a capela (para trabalhar com materiais voláteis). 
- o destilador (para a obtenção de água destilada). 
- a saída de emergência. 
 
b) Examine os equipamentos e materiais colocados nas bancadas dos alunos. 
Procure reconhecer cada aparelho ou material e conhecer a sua utilidade. 
No APÊNDICE 1 são listados os equipamentos de uso mais frequente em 
laboratórios químicos: 
CONFORME ORIENTAÇÃO DO PROFESSOR, OS ALUNOS DEVERÃO 
APRESENTAR UM RELATÓRIO CONTENDO O DESENHO E A 
FUNÇÃO DE CADA UM DESSES EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO. 
EM SEGUIDA, CLASSIFIQUE-OS COMO MATERIAL DE VIDRO, 
MATERIAL DE PORCELANA, MATERIAL METÁLICO E OUTROS 
TIPOS DE MATERIAIS. 
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AULA PRÁTICA NÚMERO 1: 
 
PARTE (A) IDENTIFICAÇÃO DE AMOSTRAS SÓLIDAS 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE. 
 
A densidade é a relação massa/volume de um corpo. A densidade é uma proprie- 
dade física útil, inclusive na identificação de substâncias e materiais. Nesta aula você 
determinará a densidade de amostras sólidas e isso lhe proporcionará a oportunidade de 
utilizar a balança, os aparelhos volumétricos e, adicionalmente, exercitar-se no uso 
dos algarismos significativos. 
 
As massas serão determinadas em uma balança elétrica, que deve ser manipulada 
com todo cuidado: 
- Sempre zere uma balança antes de efetuar uma pesagem. 
- Nunca ultrapasse sua capacidade. 
- Não pese pós ou líquidos diretamente no prato; use um recipiente adequado. 
- Em caso de derramamento, limpe imediatamente a balança. 
- Terminada a operação, desligue a balança. 
- Para as balanças que fornecem o valor da medida em visor, atribua o desvio ± 
1 ao dígito de menor ordem de grandeza, caso não haja nenhuma informação no 
aparelho. 
 
Os aparelhos de medida de volume que você utilizar devem estar limpos e secos. 
Lave-os com 3 pequenas porções do líquido a ser medido (fazer ambiente) antes de 
usá-lo, para evitar contaminação ou diluição. As águas de lavagem não devem ser 
reaproveitadas. 
 
Expresse as medidas de massa e de volume com a unidade adequada e o número 
correto de algarismos significativos. 
 
 
- Atribua às medidas feitas na balança um erro de ± 1 para o algarismo 
de menor ordem de grandeza (último algarismo decimal). 
- Para os aparelhos de medida de volume, verifique a menor divisão da 
escala do aparelho, calcule o desvio avaliado o e use-o para encontrar o 
algarismo duvidoso da medida. 
- No caso dos aparelhos volumétricos, deve-se consultar o catálogo do 
fabricante para conhecer o erro do aparelho. 
 
 
O valor calculado para a densidade deve ter, também, a unidade e o número de 
algarismos escritos corretamente. 
 
 
OBJETIVOS 
 
Objetivo da experiência: o problema a ser resolvido nesta experiência é o da 
identificação de amostras sólidas maciças através do cálculo das suas densidades. 
 
Objetivos de ensino: determinar a massa de substâncias sólidas utilizando uma 
balança. Determinar o volume de uma amostra líquida usando uma proveta. 
Determinar o volume de uma amostra de substância sólida maciça através do 
volume deslocado de um líquido em uma proveta. Fazer um gráfico e determinar o 
coeficiente angular de uma reta. Fazer operações aritméticas usando corretamente 
algarismos significativos. Redigir um relatório. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
Balança analítica 
Proveta 
Pisseta com água destilada 
Amostra 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Para realizar a experiência, será necessário o uso de uma proveta de volume total 
adequado ao tamanho das amostras sólidas maciças cujas densidades deverão ser 
determinadas. Esta proveta deveráser obtida diretamente do seu local de 
armazenamento no laboratório. 
Inicialmente, as amostras sólidas maciças deverão ser pesadas. Para isso, ANTES 
DE UTILIZAR A BALANÇA INDICADA POR SEU PROFESSOR, LEIA AS 
INSTRUÇÕES PARA USO e, então, pese cada uma das amostras, anotando os 
valores obtidos. 
 
A seguir, determine o volume de cada amostra. Inicialmente, com o auxílio de um 
frasco lavador, coloque água na proveta até aproximadamente a metade da sua 
capacidade total; anote este volume de água (use quantos algarismos significativos 
forem necessários, considerando o limite de erro da proveta e a casa correspondente 
ao algarismo duvidoso). A seguir, introduza na proveta a amostra sólida maciça 
previamente pesada. Para isto, incline a proveta, evitando assim que a amostra 
desça bruscamente de encontro ao fundo, espirrando água para fora da proveta ou 
mesmo quebrando-a. Através de leves batidas na lateral da proveta, faça com que 
quaisquer bolhas de ar eventualmente retidas nas paredes da amostra se 
desprendam. Só então anote o volume total (água + amostra); lembre-se que, 
quanto mais volume se aproximar do volume máximo da proveta, menor será o erro 
cometido. 
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Realize esses processos de pesagem e de determinação de volume para todas as 
amostras recebidas. Ao terminar tudo, lave e seque os equipamentos de vidro 
utilizados e os retorne aos seus locais de armazenamento. Devolva as amostras 
utilizadas ao seu professor e limpe a bancada. 
 
A seguir, inicie o tratamento dos dados obtidos. Caso as amostras, cujos volumes e 
massas foram medidos, forem de uma mesma substância ou material, determine a 
densidade das amostras a partir do coeficiente angular de um gráfico de massa em 
função do volume. Caso as amostras sejam cada uma de uma substância ou 
material diferente, determine suas densidades simplesmente calculando-as através 
da equação específica para isso. Independentemente do modo como a determinação 
de densidade é feita, lembre-se de usar as regras de operações com algarismos 
significativos. 
Antes de sair do laboratório, compare os valores de densidade obtidos com aqueles 
contidos numa tabela fornecida por seu professor e, assim, identifique a(s) 
substância(s) ou material(is) das amostras estudadas. 
Se ainda restar tempo, aproveite-o para escrever o relatório desta experiência que 
acabou de realizar. Se não der para terminar o relatório durante o período de aula, 
antes de sair entregue ao professor uma cópia dos dados obtidos. 
 
 
IMPORTANTES OBSERVAÇÕES REFERENTES A ESTA AULA 
PRÁTICA: 
 
 Medir é comparar a magnitude de uma grandeza com a magnitude de um padrão 
arbitrário (unidade de medida). O valor determinado para a grandeza é sempre 
afetado por erros. As fontes de incerteza são o aparelho utilizado, o sistema e o 
operador. 
 
A incerteza pode ser expressa pelo erro absoluto, erro relativo ou erro percentual. 
 
 Erro absoluto = diferença entre o valor da grandeza e o da medida. 
 Erro relativo = erro absoluto dividido pelo valor da medida. 
 Erro percentual = erro relativo multiplicado por cem. 
 
Quanto menor for o erro que afeta uma medida, maior será a sua exatidão. A 
exatidão refere-se à concordância do valor da grandeza com o valor da medida. 
Exatidão = diferença entre o valor da grandeza e o valor da medida. 
 
Nos casos em que o conhecimento da incerteza for importante, ela deve ser 
expressa junto com a medida. Por exemplo: (15,30 ± 0,02) mL. 
 
Usualmente, não há necessidade de explicitar o erro, mas uma medida deve, 
sempre, ser expressa com o número correto de algarismos e a unidade. 
Nas medidas comuns pode-se ter uma ideia da exatidão da medida, sem explicitar o 
erro, utilizando os algarismos significativos. 
 
Os algarismos significativos são aqueles lidos no aparelho. 
 
A medida (15,30 ± 0,02) mL deve ser expressa como 15,30 mL e não como 15,3 
mL ou 15,300 mL. A ordem de grandeza do erro define o número de algarismos 
que expressa a medida: se o erro é 0,02 mL, o aparelho mede centésimos de mL e o 
valor da medida deve conter 2 casas após a vírgula. 
 
A capacidade de um aparelho de medida de volume é o volume máximo de líquido 
que pode ser medido de uma só vez. Geralmente a capacidade está gravada no aparelho. 
 
Não use um aparelho de capacidade inferior ao valor da medida: medindo 2 vezes 
erra-se mais. 
Não use aparelho com capacidade muito superior ao valor da medida: prefira um 
aparelho com capacidade igual ou ligeiramente superior. 
 
Os aparelhos denominados volumétricos (balão volumétrico e pipeta volumétrica) 
medem apenas o volume igual à capacidade do aparelho, porém com grande 
exatidão. São empregados principalmente em química analítica. O erro que afeta 
estes aparelhos deve ser determinado experimentalmente ou, o que é mais cômodo, 
consultando o catálogo do fabricante. 
 
Os aparelhos graduados (proveta, bureta e pipeta graduada) medem volumes iguais 
à capacidade do aparelho e frações da capacidade, de acordo com a escala. 
Os erros que afetam as medidas executadas nos aparelhos graduados podem ser 
calculados a partir da escala. Considera-se a metade da menor divisão da escala 
(desvio avaliado) como sendo o erro (máximo) que afeta as medidas executadas no 
aparelho. 
Para calcular o desvio avaliado (erro) de um aparelho graduado utilize a seqüência 
abaixo: 
 1- Determine o valor da menor divisão do aparelho: 
 - escolha um intervalo de volume do aparelho; 
 - conte o número de divisões existentes no intervalo; 
 - divida o volume escolhido pelo número de divisões. 
 Obs. Muitos aparelhos já contém gravado o valor da menor divisão. 
 2- Calcule o desvio avaliado, que será considerado como o erro: 
 - divida a menor divisão por 2. 
 
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Uma proveta cuja menor divisão é 1 mL terá um desvio avaliado de 0,5 mL e este 
será o erro atribuído a todas as medidas efetuadas nela. Portanto, os valores das 
medidas nela efetuadas, deverão ter, obrigatoriamente, 1 algarismo após a vírgula. 
 
O valor de uma medida pode ser afetado por erros do operador ou do aparelho de 
medida. Os erros do operador são minimizados se forem observados os cuidados 
abaixo: 
 
 
- os aparelhos de medida requerem limpeza esmerada para evitar 
que parte do líquido a ser vertido fique aderido às paredes; 
- devem ser lavados 3 vezes com pequenos volumes do líquido a 
ser medido, para evitar contaminação ou diluição; 
- os aparelhos de medida não devem ser secados em estufa, para 
que não fiquem descalibrados; 
- nas medidas de volume, considere o menisco inferior como 
referência. Se o líquido for fortemente colorido e isso não for 
possível, use o menisco superior; 
- faça as medidas colocando a marca da graduação, o menisco e 
seus olhos na mesma linha, para evitar erro de paralaxe. 
 
 
 
 
Erro de paralaxe – Leitura de uma bureta (a) A estudante olha a bureta de uma 
posição acima da linha perpendicular a ela e faz uma leitura (b) de 12,58 mL (c) A 
estudante olha a bureta de uma posição perpendicular a ela e faz uma leitura (d) 
12,62 mL (e) A estudante olha a bureta de uma posição abaixo da linha 
perpendicular a ela e faz uma leitura (f) 12,67 mL. Para se evitar o problema de 
paralaxe, as leituras da bureta devem ser feitas consistentemente sobre a linha 
perpendicular a ela, como mostrado em (c) e (d). 
 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N. & ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA NÚMERO 1: 
 
PARTE (B) IDENTIFICAÇÃODE SÓLIDOS METÁLICOS POR ANÁLISE 
QUALITATIVA. 
 
OBJETIVOS 
 
 Objetivo da experiência: o problema a ser resolvido nesta experiência é o 
da identificação de sólidos metálicos através de reações químicas específicas que 
indicam os tipos de cátions resultantes da reação dos sólidos com ácidos. 
 Objetivos de ensino: medir massa e volume de substâncias e/ou suas 
misturas através do uso de balança e proveta, respectivamente. Observar reações 
químicas em tubos de ensaio e relatar o observado. Realizar algumas reações 
químicas que podem ser utilizadas para indicar a presença de certos íons em uma 
solução aquosa. Expressar reações químicas na forma de equações químicas 
corretamente balanceadas. Redigir um relatório. 
 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
 Como já foi visto anteriormente, a identidade de um sólido metálico pode 
ser investigada através da determinação de sua densidade. Entretanto, nem sempre 
se consegue ter plena certeza da identidade de um sólido usando somente o valor de 
densidade determinado. Assim, como opção adicional à determinação da densidade 
do sólido, é possível se utilizar a análise química qualitativa. Isto é o que se fará 
nesta experiência. 
 Para total sucesso na realização do experimento, conceitos sobre as 
reações de metais com ácidos, reações de oxirredução, potenciais padrões de 
eletrodo, ácidos oxidantes e não oxidantes, definições de equações químicas, 
análise química qualitativa. 
 
REAÇÕES QUÍMICAS IMPORTANTES NA REALIZAÇÃO DO 
EXPERIMENTO 
 
• Metais com Eo(Mz+) < Eo(H+/H2) reagem com HCl liberando gás hidrogênio: 
M(s) + zHCl(aq) → Mz+(aq) + zCl(aq) + z/2H2(g) 
• Metais com Eo(Mz+) > Eo(H+/H2) somente reagem com ácidos oxidantes segundo 
as reações químicas não balanceadas: 
M(s) + HNO3(aq) → M(NO3)z(aq) + NO2(g) + H2O(l) ou NO. 
• Caso ele seja oxidado pelos íons H+ e NO3
- 
Al + 6 HNO3 → Al(NO3)3 + 3 NO2 + 3 H2O 
M(s) + H2SO4(aq) → M2/z(SO4)z(aq) + SO2(g) + H2O(l) 
 No caso íons metálicos, é possível identificar muitos deles através do 
tratamento da solução iônica com uma solução básica (geralmente solução aquosa 
de hidróxido de sódio – NaOH), visto que muitos dos hidróxidos metálicos são 
muito pouco solúveis, aparecendo, portanto, na forma de precipitados com 
colorações e propriedades características. A reação desses íons metálicos com íons 
hidroxila pode ser representada pela seguinte equação química: 
Mz+(aq) zOH-(aq) → M(OH)z(s) 
 
 Os metais cujos íons podem ser identificados pela reação acima são: 
• FERRO – Fe3+: a presença deste íon é indicada pela formação de um 
precipitado marrom avermelhado gelatinoso de hidróxido de ferro (III) – Fe(OH)3 – 
que é insolúvel em excesso de solução básica, mas reage com soluções ácidas 
formando um sal solúvel. 
• ZINCO – Zn2+: a presença deste íon é indicada pela formação de um 
precipitado branco de hidróxido de zinco – Zn(OH)2 – que reage com facilidade 
com excesso da solução, formando o íon zincato – Zn(OH)4
2- - que é solúvel. 
• COBRE – Cu2+: a presença deste íon é indicada pela formação de um 
precipitado azul de hidróxido de cobre (II) – Cu(OH)2 – que continua insolúvel em 
excesso moderado da solução básica. 
• CROMO – Cr3+: a presença deste íon é indicada pela formação de um 
precipitado cinza de hidróxido de cromo(III) – Cr(OH)3 – que, em excesso da 
solução básica a frio, forma uma solução verde de cromito de sódio – NaCrO2(aq) – 
que é solúvel. 
• ALUMÍNIO – Al3+: a presença deste íon é indicada pela formação de um 
precipitado branco de hidróxido de alumínio – Al(OH)3 – se solubiliza em excesso 
da solução básica, pela formação do aluminato de sódio – NaAlO2(aq) – que é 
solúvel. 
• COBALTO – Co2+: a presença deste íon é indicada, inicialmente pela 
própria cor de sua solução aquosa, cor-de-rosa, coloração esta apresentada por 
todos os sais de cobalto em solução aquosa (o cobalto só reage com ácido quando 
se tem uma mistura aquosa de HCl e HNO3, conhecida como água régia). A adição 
de solução básica a frio leva à formação de um precipitado azul, o sal básico – 
CoCl(OH). Adicionando-se excesso de solução básica e fervendo-se a mistura, há a 
formação de hidróxido de cobalto(II) – Co(OH)2 – um precipitado rosado. 
 Note que, apesar dos íons zinco e alumínio levarem à formação de 
precipitados brancos, na presenção de solução básica, os mesmos podem ser 
diferenciados facilmente através de um teste adicional. Isto porque Zn(OH)2 reage 
com uma solução aquosa de cloreto de amônio – NH4Cl(aq) – e Al(OH)3 não reage; 
o produto da reação do hidróxido de zinco com o cloreto de amônio é o íon 
complexo tetraminzinco – Zn(NH3)4
2+(aq). 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS E REAGENTE 
 
Amostras metálicas 
Tubos de ensaio 
HNO3 6,0 mol.L
-1 
NaOH 6,0 mol.L-1 
Pipeta descartável ou conta-gotas 
Suporte para tubos 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
 Para a resolução do problema experimental, o professor fornecerá algumas 
amostras metálicas (2 ou 3), as quais deverão ser identificadas a partir da 
observação da reação de seus cátions com íons hidroxila. Naturalmente os metais 
possíveis restringem-se àqueles tratados no item anterior. 
 A identificação dos sólidos metálicos deverá ser feita da seguinte forma: 
coloque num tubo de ensaio pequeno (Figura 1) cerca de 10 mg da amostra 
metálica e depois adicione lentamente cerca de 1,5 mL de HNO3 6 mol L
-1 
(cuidado: a adição deste ácido deve ser lenta. 
 
 
Figura 1: Modelo de tubos de ensaio. 
 
 Espere que todo material se oxide e, então, goteje, usando um conta-gotas, 
solução aquosa de hidróxido de sódio – NaOH 6 mol L-1 – até o aparecimento de 
alguma transformação. ESTEJA ATENTO PARA OBSERVAR TUDO QUE 
OCORRE NO SISTEMA REACIONAL. 
 A partir das transformações observadas, procure identificar as amostras 
metálicas e relate ao professor o resultado obtido. 
 Ao terminar a experiência, lave, segundo orientação do professor, todo 
material utilizado, limpe a bancada. Converse com o professor onde deverão ser 
descartados os resíduos gerados. Ao encerrar todo trabalho experimental, sempre 
lave as mãos para evitar qualquer contaminação. Se ainda houver tempo, comece a 
elaboração do relatório. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N. & ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
GREENWOOD, N. N. & EARNSHAW, A. Chemistry of the elements. Oxford: 
Pergamon Press, 1984. 
PEQ – PROJETOS DE ENSINO DE QUÍMICA. Experiências de química. São 
Paulo: Moderna, 1971, pp. 212-220. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. V. 1. Trad. de Márcia Guekezian, Maria Cristina 
Ricci, Maria Elisabeth Brotto, Maria Olívia A. Mengod, Paulo César Pinheiro, 
Sonia Braunstein Faldini e Wagner José Saldanha. 2a ed., São Paulo: Pearson 
Makron Books, 1994, pp. 594-604. 
VOGEL, I. Química Analítica Qualitativa. Trad. de Antonio Gimeno. 5a ed., São 
Paulo: Mestre Jou, 1981. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA NÚMERO 2: 
 
PREPARO DE SOLUÇÕES: 
 
Muitas substâncias são mais facilmente manipuláveis quando estão dissolvidas. Por 
isso, as soluções líquidas são comuns nos laboratórios e merecem, neste curso, 
atenção especial. 
 
As soluções são misturas homogêneas formadas por dois ou mais constituintes. 
Geralmente, o constituinte que confere forma física à solução ou que está em maior 
proporção é denominado solvente e os demais solutos. Quimicamente uma solução 
é representada pela formula do soluto seguida pelo índice, entre parênteses, que 
indica o solvente e, finalmente, acrescenta-se o valor da sua concentração. 
 
NaOH (aq) 10% = solução aquosa de hidróxido de sódio 
I2 (alcóolico) 2,0 g/L= solução alcóolica de iodo 
NaHCO3 (aq) 0,100 mol/L = solução aquosa de bicarbonato de 
sódio 
 
A quantidade relativa do soluto em uma solução é expressa pela concentração. 
Nessa prática, usaremos a concentração em grama por litro, a concentração em 
quantidade de matéria (mol por litro) e as concentrações percentuais: 
 
g.L-1 A concentração em gramas por litro refere-se à massa do soluto (em gramas) 
existente em 1 L de solução. 
 
mol.L-1 A concentração em quantidade de matéria refere-se à quantidade de 
matéria do soluto (em mols) existente em 1 L de solução. 
 
% m/v A concentração percentual em massa por volume refere-se à massa do 
soluto (em gramas) existente em 100 mL da solução. 
 
% v/v A concentração percentual em volume por volume refere-se ao volume do 
soluto existente em 100 mL da solução. 
 
A dissolução é o processo de incorporar o soluto no solvente, formando um sistema 
homogêneo. A técnica de dissolução mais simples é a agitação do soluto no 
solvente. 
 
A preparação das soluções envolve, geralmente, as seguintes etapas: 
a) medir a massa ou o volume calculado do soluto; 
 
b) dissolver o soluto, através da agitação, em uma pequena quantidade do solvente, 
contida num béquer; 
c) transferir, quantitativamente, a solução para o aparelho de medida de volume; 
d) completar o volume com o solvente; 
e) homogeneizar a solução, por agitação; 
f) guardar a solução em frascos adequados e rotulados. 
 
Observações 
- As soluções de concentrações rigorosas devem ser preparadas usando balão 
volumétrico; 
 as soluções de concentrações aproximadas podem ser preparadas usando proveta. 
- Se a solução apresentar impureza sólida, esta deve ser eliminada através de 
filtração. 
 
 
As soluções são classificadas como moleculares ou iônicas, de acordo com a 
dissociação do soluto. 
Nas soluções moleculares o soluto não sofre dissociação e a solução é constituída 
de moléculas do soluto e do solvente. 
Ex. I2 (aq) (moléculas de água e iodo), C6H12O6 (aq) (moléculas de água e glicose). 
Nas soluções iônicas, o soluto está dissociado em íons: 
 
1- Os sais, no estado sólido, são constituídos por íons e em solução encontram-se 
dissociados. 
Exemplo: NaCl (aq): íons sódio (Na
+) e íons cloreto (Cl –(aq) ) 
2- Os ácidos são constituídos por moléculas que sofrem ionização e dissociação 
quando estão em solução. Exemplo: HNO3 (aq): íons hidrônio (H
 +
(aq) e íons nitrato 
(NO3
−
 (aq)). 
3- Os hidróxidos são iônicos e em solução estão dissociados. 
Exemplo: NaOH (aq) : íons hidroxila (OH
 −
(aq) e íons sódio (Na
+
 (aq)). 
 
Conhecer a composição de soluções iônicas e soluções moleculares tem 
importância do ponto de vista teórico e prático. 
 
Objetivos 
 
Conhecer a constituição de soluções iônicas e soluções moleculares. 
Efetuar cálculos de concentração. 
Preparar soluções. 
 
Procedimento Experimental 
 
1- Preparação de 50 mL de etanol 70 % v/v: 
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9 
 
O álcool comum (álcool etílico, etanol, CH3CH2OH) é um líquido incolor, 
inflamável, de ponto de fusão – 114ºC, ponto de ebulição 78,5 ºC, higroscópico, 
solúvel em água e em vários solventes orgânicos.. Forma uma mistura azeotrópica 
com a água que destila a 78,15ºC e apresenta 95,6 % de álcool, em peso, e 94,9 % 
em volume. O álcool absoluto apresenta 99,2% em peso. A concentração das 
soluções alcoólicas é expressa, também, em graus GL (Gay Lussac), que 
corresponde à concentração % v/v. A mistura a 70 % v/v é usada em assepsia. 
 
Materiais e reagentes: 
Proveta (50 mL) 
Pisseta com água destilada 
Bastão de vidro 
Álcool 96,5% ou 92,8% 
a) Verifique no rótulo a concentração do álcool que será utilizado para fazer a 
mistura 70 % v/v. 
 
b) Calcule, de acordo com as etapas abaixo, o volume de álcool necessário para 
fazer a mistura 70% v/v, a partir do álcool 96,5% v/v ou do álcool 92,8 % v/v. 
 
 1º) Calcule o volume de álcool puro que deve existir em 50 mL de álcool 70% 
v/v. 
 
 2º) Calcule o volume do álcool fornecido, que contém o volume de álcool puro, 
calculado anteriormente. 
 
c) Meça em uma proveta de 50 mL o volume de álcool e adicione água até 
completar o volume pretendido. 
 
d) Misture com um bastão de vidro e transfira a mistura para um frasco rotulado. 
Agite o frasco. 
Escreva a equação de dissolução do etanol líquido em água. 
 
Considerando que o etanol não sofre dissociação em água, classifique esta 
“solução” como iônica ou molecular. 
 
Escreva a fórmula química das espécies químicas existentes na mistura. 
 
2- Preparação de 100 mL de solução 50 g/L de sulfato de cobre II, a partir do 
sulfato de cobre anidro (80,0%) ou sulfato de cobre pentahidratado (90,0%). 
 
O sulfato de cobre II é comercializado como sal pentahidratado (CuS04.5H20), de 
cor azul. O anidro (CuSO4) é um sólido branco. É usado como germicida e 
fungicida porque o íon Cu2+ é tóxico para organismos inferiores - daí seu uso para 
controlar algas em piscinas, e pulverizar árvores e frutas. 
 
Materiais e reagentes: 
CuSO4 (pode ser anidro ou hidratado, puro ou impuro) 
Béquer (50 mL) 
Balão volumétrico (50 mL) 
Pisseta com água destilada 
Bastão de vidro 
Funil analítico 
Papel de filtro 
 
a) Anote o nome, a fórmula e a pureza do reagente indicado pelo professor e que 
será utilizado para preparar a solução. 
 
Atenção: é através desse dado que você vai escolher a maneira de fazer os cálculos 
da massa do soluto (b1, b2, b3 ou b4). 
 
b) Cálculo da massa do soluto puro necessária à preparação da solução: 
 
b1 ) Calcule a massa de soluto necessária à preparação de 50 mL de solução 50 
g/L. 
 
Esta será a massa do CuSO4 puro, que deverá ser usada para preparar a solução. 
 
Se o soluto disponível for o CuSO4 anidro e puro, utilize a massa calculada anterior 
mente para fazer a solução, despreze os cálculos seguintes e passe para a 
preparação da solução (item c). 
 
b2 ) Se o sulfato de cobre a ser usado é o anidro e impuro, utilize o valor da pureza 
para calcular a massa do sal impuro que corresponde à massa calculada 
anteriormente 
 
Se não for, passe para o item seguinte. 
 
Calcule a massa de sulfato de cobre anidro e impuro (CuSO4). 
 
Esta será a massa do CuSO4 impuro que deve ser usada para preparar a solução. 
Utilize esta massa para fazer a solução (item C). 
 
b3) No caso de a solução ser preparada a partir do sal pentahidratado, calcule a 
massa de CuSO4.5H2O, que corresponde à massa de CuSO4, calculada 
anteriormente (item b1). 
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1
 
Para esse cálculo, use a proporção entre as massas moleculares: 
CuSO4 . 5H2O � CuSO4 + 5 H2O 
 250 g/mol 160 g/mol 
 
massa do sal pentahidratado = massa do sal anidro x 250 / 160 
 
Calcule a massa de sulfato de cobre II Pentahidratado (CuSO4 .5 H2O) puro 
que corresponde à massa do sal anidro CuSO4 puro. 
 
Se o sal pentahidratado for puro, utilize esta massa para fazer a solução (item c) e 
despreze o cálculo seguinte. 
b4 ) Se o CuSO4 .5H2O for impuro, utilize o valor da pureza para calcular a massa 
do sal impuro e utilize esta massa para fazer a solução (item c). 
 
Calcule a massa de sulfato de cobre II pentahidratado(CuSO4 .5 H2O) impuro, 
necessária à preparação da solução. 
 
c) Num béquer de 50 mL, limpo e seco, meça a massa calculada. 
Na pesagem, tare o béquer: ligue a balança, coloque o béquer na balança e aperte 
tara. 
Use uma espátula de porcelana para a transferência. 
 
d) Adicione cerca de 25 mL de água destilada e agite com o bastão de vidro, até a 
dissolução completa do sal. 
Não é necessário medir a água. Se adicionar mais água para facilitar a dissolução, 
não ultrapasse 50 mL. 
 
Escreva a equaçãoda dissolução do soluto: sulfato de cobre anidro (ou o 
pentahidratado) sólido e água, produzindo solução de sulfato de cobre (CuSO4 (aq) 
) . 
Escreva a equação de dissociação do soluto: solução de sulfato de cobre, 
produzindo os íons cobre (Cu2+(aq)) e sulfato (SO42-(aq) ). 
 
e) Transfira a solução para um balão de 50 mL. 
A transferência deve ser quantitativa: para tanto, lave o béquer e o bastão de vidro 
com pequenas porções de água destilada, usando o frasco lavador e recolha as 
águas de lavagem no balão. 
 
f) Usando um frasco lavador, complete o volume até o traço de referência e 
homogeneize a solução. Para homogeneizar, tampe o balão, inverta-o e agite-o. 
Repita a operação várias vezes. 
g) Se a solução não estiver transparente, filtre-a em papel de filtro para um béquer 
limpo e seco. 
h) Transfira a solução para um frasco rotulado, limpo e previamente lavado com 
pequenas porções da solução. 
Descreva o aspecto da solução e das impurezas retidas no papel. 
 
Considerando que o CuSO4 dissocia-se completamente em solução aquosa, 
classifique a solução como iônica ou molecular. 
 
Escreva as fórmulas químicas das moléculas e dos íons existentes na solução de 
CuSO4. 
 
Lave o material e organize a bancada antes de iniciar a próxima experiência. 
 
3- Preparação de 100 mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. 
 
O NaOH é encontrado, no comércio, como pastilhas ou escamas. Dissolve-se e 
dissocia-se em água, produzindo soluções básicas: 
NaOH(s) + H2O(l) + Na
+(aq) + OH-(aq). 
 
Por absorver umidade e CO2 do ar, durante a pesagem, não se consegue preparar 
soluções de NaOH com concentrações exatas. 
Por reagirem com os silicatos, estas soluções não devem ser guardadas em frascos 
de vidro. 
 
Materiais e reagentes: 
 
Balança analitica 
Pisseta com água destilada 
Vidro de relógio 
Béquer (100 mL) 
Bastão de vidro 
Proveta pequena 
Balão de 100 mL 
Hidróxido de sódio 
 
a) Calcule a massa de NaOH puro, necessária para a preparação de 100 mL da 
solução 0,1 mol/L. (NaOH = 40,0 g/mol) 
 
b) Verifique, no rótulo, a pureza do reagente. 
 
Utilizando a pureza, calcule a massa de NaOH impuro, que corresponde 
à massa calculada anteriormente. 
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1
 
b) Meça, em um vidro de relógio, a massa de NaOH. 
Seja rápido! Não toque o NaOH com as mãos! 
 
c) Transfira o hidróxido de sódio para um béquer de 100 mL. 
Lave o vidro de relógio com água, recolhendo as águas de lavagem no béquer. 
 
d) Adicione cerca de 30 mL de água e agite com o bastão de vidro, até dissolução 
completa. 
Se julgar necessário, adicione mais um pouco de água para facilitar a dissolução. Se 
o béquer estiver quente, resfrie-o sob água corrente. 
 
e) Escreva a equação da dissolução do hidróxido de sódio em água. 
 
f) Transfira, quantitativamente, a solução para um balão de 100 mL. 
Transferir quantitativamente significa transferir toda a solução. Para isso, lave com 
pequenas porções de água destilada o béquer, colocando as águas de lavagem no 
balão. 
 
g) Usando um frasco lavador, complete o volume até o traço de referência e 
homogeneize a solução. Para homogeneizar, tampe o balão, inverta-o e agite-o. 
Repita a operação várias vezes. 
 
h) Separe em um tubo de ensaio o volume da solução necessário para a próxima 
experiência e coloque o restante em um frasco de plástico limpo, seco e 
devidamente rotulado. Esta solução será utilizada posteriormente. 
Lave todo o material e organize sua bancada. 
 
4- Preparação de 100 mL de solução de e 0,3 mol/L e 2 mol/L de ácido 
clorídrico 
 
O cloreto de hidrogênio é um gás incolor, de cheiro acre e desagradável. Os 
vapores de HCl são muito irritantes para as mucosas. As soluções aquosas de HCl 
são denominadas de ácido clorídrico e, comercialmente, a solução concentrada é 
conhecida como ácido muriático. 
 
O HCl dissocia-se completamente em água produzindo solução ácida: 
HCl(g) + H2O(l) � H
+ (aq) + Cl ─(aq). 
 
A solução concentrada libera vapores de HCl com facilidade e, por isso, não se 
consegue preparar, a partir dela, soluções de concentração exata. 
 
Materiais e reagentes: 
 
Pisseta com água destilada 
Bureta 
Béquer (100 mL) 
Bastão de vidro 
Balão de 100 mL 
Ácido Clorídrico concentrado 
 
a) Calcule o volume da solução concentrada, necessário à preparação de 100 mL da 
solução 0,30 mol/L e 2 mol/L: 
 
- Calcule a massa de HCl puro, necessária à preparação da solução. 
Use o volume e a concentração em mol/L da solução. (HCl = 36,5 g/mol) 
 
- Verifique no rótulo do frasco do HCl concentrado a concentração % m/m e a 
densidade: 
 
 % m/m = d = 
 
- Utilizando a concentração % m/m da solução concentrada, calcule a massa 
da solução concentrada que contém a massa de HCl, calculada anteriormente. 
 
- Usando a densidade, calcule o volume da solução concentrada 
correspondente à massa da solução calculada anteriormente (3). 
 
Anote o volume da solução concentrada que deve ser utilizado. 
 
b) Usando uma bureta, meça o volume da solução concentrada, transferindo-o 
diretamente para um balão volumétrico de 100 mL, que já contenha um pequeno 
volume de água. 
c) Complete o volume e homogeneíze a solução. 
d) Separe, nos tubos de ensaio, o volume necessário ao procedimento 4 e transfira o 
resto da solução para um frasco rotulado. 
 
 
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
Pádua, Adolfo Pimenta. Roteiro de aulas práticas de química geral : biologia, 
ecologia, engenharia de alimentos, engenharia elétrica, farmácia e nutrição. -- 8. ed. 
rev. Atual. / Adolfo Pimenta Pádua. Belo Horizonte: Sistema de Bibliotecas do 
Uni-BH, 2007. 
 
 
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1
AULA PRÁTICA NÚMERO 3: 
 
DETERMINAÇÃO DA ACIDEZ NO VINAGRE POR TITULAÇÃO: 
 
OBJETIVOS 
Objetivo da experiência: o problema a ser resolvido nesta experiência é o da 
determinação da concentração de uma solução ácida utilizando uma solução padrão 
básica. 
 
Objetivos de ensino: Tomar volumes pré-determinados de líquidos usando uma 
pipeta volumétrica. Medir volumes de porções de líquidos usando uma bureta. 
Aferir o volume nominal de pipetas volumétricas. Utilizar reações químicas para a 
determinação da concentração de uma solução ácida a partir de uma solução 
alcalina aplicando conceitos de estequiometria. Expressar reações químicas na 
forma de equações químicas corretamente balanceadas. Utilizar indicadores ácido-
base para identificar o ponto de equivalência numa titulação. 
 
 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
Para total sucesso na realização do experimento, conceitos sobre balanceamento de 
equações químicas, estequiometria, reações de neutralização, titulação, padrões 
primários e secundários utilizados em química e indicadores ácido-base devem ser 
revistos. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Erlenmeyer (125 ou 250 mL) 
Bureta (25 mL) 
Pêra 
Béquer (50 mL) 
Pipeta (2 mL) 
Fenolftaleína 
NaOH 0,1 mol.L-1 
Vinagre 
Suporte universal 
Garra para bureta 
 
Inicialmente, prenda a bureta no suporte universal e complete com uma solução de 
NaOH 0,1 mol L-1 previamente preparada e padronizada pelos técnicos. Em 
seguida, calibre e acerte o nível da solução na marca zero da bureta. Pipete 2 mL de 
vinagre em 2 erlenmeyers. Adicione em cada erlmenmeyer cerca de 25 mL de água 
destilada e, a seguir, 5 gotas de fenolftaleína. Posteriormente, titule cada uma das 
soluções de vinagre com uma solução padronizada de NaOH, sob agitação 
constante, até que uma mudança na coloração da solução contida no erlenmeyer 
seja observada. Por fim, anote o volume de NaOH consumido na titulação levando-
se em consideraçãoo número exato de algarismos significativos expressos pela 
bureta. A partir do volume de NaOH consumido, concentração da solução de 
NaOH, reação química balanceada e volume de vinagre, determine a concentração 
em quantidade de matéria de ácido acético presente no vinagre utilizando as regras 
de arredondamento. Por fim, lave toda vidraria e material de laboratório conforme 
orientação do professor. 
 
REDIGIR UM RELATÓRIO 
 
Para confecção do relatório leia o APÊNDICE 3. 
 
DISCUSSÃO DO RELATÓRIO 
Além de descrever e comentar todas as observações feitas durante realização do 
experimento, não se esqueça de comentar na parte de resultados e discussão do seu 
relatório os seguintes pontos: 
• se a concentração de ácido acético determinada experimentalmente é diferente ou 
igual àquela presente no rótulo fornecido pelo fabricante? Caso tenha sido 
diferente, discutir as possíveis causas dessa diferença; 
• além da determinação da concentração de ácido acético em quantidade de matéria 
(mol L-1), determinar também essa concentração em massa (g .L-1); 
• diferença entre padrão primário e secundário em uma titulação; 
• utilização da fenolftaleína como indicador nessa titulação; 
• necessidade de calibração das pipetas volumétricas antes de sua utilização. 
• necessidade de medidas exatas de volumes durante a realização do experimento. 
• o porquê da não necessidade de se adicionar exatamente 25 mL de água no 
erlenmeyer contendo o vinagre e, sim, aproximadamente, 25 mL. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N. & ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
BORTOLI, M. M. Apostila de práticas de laboratório de química. Medianeira: 
UTFPR, 2004. 
BASSET, J.; DENNEY, R.C.; JEFFERY, G. H.; MENDHAM, J. Análise 
inorgânica Quantitativa - VOGEL. 4a ed. Rio de Janeiro: Editora Guanabara, 1981. 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA NÚMERO 4: 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO: 
 
OBJETIVOS 
Objetivo da experiência: associar o conceito de reversibilidade de uma reação a 
algo perceptível visualmente. Isto será realizado deslocando-se sistemas em 
equilíbrio, nos quais participam substâncias de coloração característica. Após 
realizada a experiência, o próximo objetivo será o de redigir um relatório. 
 
INTRODUÇÃO 
Henri Louis Le Chatelier, cientista francês, enunciou o princípio geral do 
deslocamento de equilíbrios químicos: “Quando uma força atua sobre um sistema 
em equilíbrio químico, este se desloca no sentido de anular a força aplicada.” Esse 
é o “princípio da fuga entre a força”, de Le Chatelier. A concentração, a pressão e a 
temperatura são as “forças” que atuam sobre os equilíbrios químicos. Neste 
experimento, serão estudados os deslocamentos de equilíbrios químicos em função 
da concentração das espécies químicas em solução, fato que indiretamente 
comprova a existência do equilíbrio: 
a) Quando se aumenta a concentração de um dos componentes do equilíbrio ele se 
desloca no sentido de consumir o reagente adicionado. 
b) Quando se diminui a concentração de um dos componentes do equilíbrio ele se 
desloca de forma a repor o componente retirado. 
 
Um dos equilíbrios que mais é utilizado para a demonstração experimental do 
equilibrio-quimico é representado pela equação química abaixo: 
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq) ↔ Fe(SCN)3 (aq) + 3NH4Cl(aq) 
(vermelho) 
Como o Fe(SCN)3 é um sal solúvel de cor vermelha característica, é fácil concluir 
que, deslocando-se o equilíbrio para a direita, ocorrerá uma intensificação na cor 
vermelha. Outro equilíbrio bastante interessante para observações experimentais é 
aquele entre cromatos (soluções amarelas) e dicromatos (soluções alaranjadas), em 
solução aquosa. Dissolvendo uma certa quantidade de dicromato de potássio em 
água, ocorrerá a dissolução do sal: O ânion Cr2O7 – e a água entram em equilíbrio: 
Cr2O7 
–(aq) + H2O(l) ↔ 2 Cr4O
–(aq) + 2H+(aq) 
(alaranjado) (amarelo) 
Deslocando-se o equilíbrio para a direita, o meio se tornará amarelo; deslocando-o 
para a esquerda, alaranjado. Obs.: Se os reagentes NH4SCN e o FeCl3 estiverem em 
concentração maior que a necessária, as colorações ficarão muito intensas e 
nenhum efeito visual será observado pois a mudança de um vermelho forte para um 
vermelho mais forte ainda, é difícil de ser diferenciado. 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Materiais e reagentes: 
 
Proveta (50 mL) 
Tubos de ensaio 
Solução de HCl 0,1 mol.L-1 
solução de NaOH 0,1 mol.L-1 
K2Cr2O7 
K2CrO4 
FeCl3 0,05 mol.L-1 
NH4Cl sólido 
NH4SCN sólido 
Pipetas descartáveis ou conta-gotas 
 
Em uma proveta, colocar 1 mL de solução de FeCl3 0,05 mol L
-1 , 1 mL de solução 
de NH4SCN e 38 mL de água destilada. Em seguida, agitar e observar o ocorrido. 
Esta solução será denominada solução 1. Posteriormente, numerar 4 tubos de 
ensaio e colocar 10 mL da solução 1 em cada tubo de ensaio. Ao tubo 1, adicionar 
2 mL de solução de FeCl3 0,05 mol L
-1 , agitar e observar a coloração obtida com a 
cor da solução do tubo 4. Ao tubo 2, acrescentar uma pequena quantidade de 
NH4SCN sólido e agitar. Em seguida comparar sua cor com a solução do tubo 4. 
Ao tubo 3, adicionar uma pequena quantidade de NH4Cl sólido, em seguida agitar e 
comparar a cor obtida com o tubo 4. Para realizar a segunda parte do experimento, 
lavar os tubos de ensaio e manter a numeração de 1 a 4. Nos tubos 1 e 2 colocar a 
solução de K2CrO4 até 1/3 do volume; aos tubos de 3 e 4 adicionar a mesma 
quantidade de K2Cr2O7. 
Ao tubo 1, colocar cerca de 3 mL de HCl a 5%, agitar e comparar com a solução do 
tubo 2. Ao tubo 3, colocar cerca de 3 mL de NaOH a 5%, agitar e comparar com a 
solução do tubo 4. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4a ed. São Paulo: Mac Graw 
Hill, 2006. 
2. http://quimicanapratica.wordpress.com/2009/12/09/equilibrio-quimico/. Sítio 
acessado em 29/09/2010. 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA NÚMERO 5: 
 
CINÉTICA QUÍMICA: 
 
MATERIAIS REAGENTES 
 
Béqueres, 
Papel escuro ou preto 
Na2S2O3, 0,3 mol L
-1 
HCl, 2,0 mol L-1, 
Termômetro 
Na2S2O3 1,0 mol L
-1, 
Gelo 
HCl 0,3 mol L-1. 
 
OBJETIVOS 
 
Objetivo da experiência: através das leis de velocidade, o experimento tem por 
objetivo determinar a ordem de reação do tiossulfato de sódio e do ácido clorídrico. 
Além disso, também tem-se por objetivo verificar a influência da temperatura na 
velocidade de uma reação utilizando-se a equação de Arrhenius. Após realizada a 
experiência, o próximo objetivo será o de redigir um relatório. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Existe um ramo na ciência que estuda a velocidade das reações químicas e os 
fatores que a influenciam, é a chamada Cinética Química. Pode se definir reações 
químicas como sendo um conjunto de fenômenos nos quais duas ou mais 
substâncias reagem entre si, dando origem a diferentes compostos. Equação 
química é a representação gráfica de uma reação química, onde os reagentes 
aparecem no primeiro membro, e os produtos no segundo. O conhecimento e o 
estudo das reações, além de ser muito importante estão relacionadas e aplicadas ao 
nosso dia a dia. A velocidade de uma reação é a rapidez com que os reagentes são 
consumidos ou rapidez com que os produtos são formados. A combustão de uma 
vela e a formação de ferrugem são exemplos de reações lentas. Na dinamite, a 
decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida. As velocidades das reações 
químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis da velocidade, 
deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade 
da reação. As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem 
ser alteradas, porque além da concentraçãode reagentes e produtos, as velocidades 
das reações dependem também de outros fatores como: 
 
Concentração de reagentes: quanto maior a concentração dos reagentes maior será a 
velocidade da reação. Para que aconteça uma reação entre duas ou mais substâncias 
é necessário que as moléculas se choquem, de modo que haja quebra das ligações 
com conseqüente formação de outras novas. O número de colisões irá depender das 
concentrações dos reagentes presentes no sistema reacional. É fácil perceber que 
devido a uma maior concentração haverá aumento das colisões entre as moléculas. 
 
Pressão: quando se aumenta a pressão de um sistema gasoso, aumenta-se a 
velocidade da reação. Aumentando-se a pressão há diminuição do volume no 
recipiente, intensificando as colisões das moléculas e em consequência ocorrerá um 
aumento na velocidade da reação. 
 
Temperatura: quando se aumenta a temperatura de um sistema, ocorre também um 
aumento na velocidade da reação. Aumentar a temperatura significa aumentar a 
energia cinética das moléculas. No nosso dia-a-dia podemos observar esse fator 
quando estamos cozinhando e aumentamos a chama do fogão para que o alimento 
atinja o grau de cozimento mais rápido. 
 
Catalisadores: os catalisadores são substâncias que aceleram o mecanismo sem 
sofrerem alteração permanente, isto é, durante a reação eles não são consumidos. 
Os catalisadores permitem que a reação tome um caminho alternativo, que exige 
menor energia de ativação, fazendo com que a reação se processe mais 
rapidamente. É importante lembrar que um catalisador acelera a reação mais não 
aumenta o rendimento, ou seja, ele produz a mesma quantidade de produto, mas 
num período de menor tempo. 
 
Determinação da ordem de reação para o tiossulfato: Para cada uma das 
combinações, adicione em um béquer de 100 mL os volumes indicados na tabela e 
agite. 
 
Combinação Volume Na2S2O3 0,3 mol L
-1
 (mL) Volume H20 (mL) 
1 25 0 
2 20 5 
3 15 10 
4 7 18 
5 5 20 
 
Coloque uma tira de papel preto sobre o fundo branco e coloque o béquer em cima. 
A visibilidade da tira de papel servirá como indicador do tempo necessário para que 
se forme uma determinada quantidade de enxofre. Adicione em um dos béqueres 5 
mL de solução de HCl 2 mol L-1. Imediatamente comece a contagem do tempo. 
Agitando a mistura continuamente, marque o tempo necessário para que a tira de 
papel se torne invisível olhando de cima para baixo. Repita o procedimento anterior 
para as demais combinações, anotando os tempos correspondentes. 
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Determinação da ordem de reação para o ácido: Para cada uma das combinações, 
adicione num béquer de 100 mL os volumes indicados na tabela e agite. 
 
 
Combinação Volume HCl 0,3 mol L
-1
 (mL) Volume H20 (mL) 
1 10 0 
2 7 3 
3 5 5 
4 2 8 
 
Adicione em um dos béqueres 20 mL de solução de tiossulfato de sódio 1 mol L-1 e 
imediatamente, inicie a contagem do tempo. Marque o tempo necessário para que a 
tira de papel se torne invisível. Repita o procedimento anterior para as demais 
combinações, anotando os respectivos tempos. 
 
Efeito da temperatura: Prepare um banho de água fria entre 10 °C e 15 °C 
adicionando gelo aos poucos numa cuba com água até alcançar a temperatura 
desejada. Esta temperatura deverá ser mantida constante durante todas as medidas, 
o que pode ser feito adicionando-se pequenas porções de gelo aos poucos toda vez 
que a temperatura começar a subir. Repita o procedimento descrito no item da 
Determinação da ordem de reação para o tiossulfato para as combinações 1, 3 e 5, 
observando o seguinte: coloque o béquer no banho de água, espere alguns minutos 
para que a temperatura atinja um valor constante. A solução do ácido deve ser 
resfriada antes da adição. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1. CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4a ed. São Paulo: Mac Graw 
Hill, 2006. 
2. BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. & BURDGE, J. L. “Química: 
a ciência central. 9a ed. Trad. de Robson Mendes Matos. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
3. http://www.brasilescola.com/quimica/cinetica-quimica.htm. Sítio acessado em 
22 de outubro de 2010. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BAC009 - Unifei – campus de Itabira 2S 2013 
 
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AULA PRÁTICA NÚMERO 6: 
 
ELETROQUÍMICA (PILHA DE CONCENTRAÇÃO): 
 
Objetivos da experiência: o experimento tem por objetivo principal montar uma 
pilha de concentração. Além disso, vocês terão como objetivos secundários 
identificar anodo, catodo, anolito, catolito. Também deverão identificar qual a 
função da ponte de cloreto de potássio e da adição da solução de NaOH ao segundo 
experimento. Por fim, deverão explicar porque a diferença de potencial e a corrente 
diminuem à medida que a reação se processa. Após realizada a experiência, o 
próximo objetivo será o de redigir um relatório. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A pilha eletroquímica é um sistema constituído por anodo (eletrodo onde ocorre a 
oxidação), catodo (eletrodo onde ocorre a redução), eletrólito (condutor iônico) e 
condutor metálico (condutor de corrente elétrica). É caracterizada por uma 
diferença de potencial entre seus eletrodos que resulta na transformação de energia 
química em energia elétrica. O material do anodo é oxidado, produzindo cátions e 
elétrons. Os cátions dissolvem-se na solução, enquanto os elétrons fluem pelo 
condutor elétrico. Quando os elétrons chegam ao catodo, atraem cátions da solução 
eletrolítica que se reduzem e se depositam sobre a superfície desse eletrodo. Para 
permitir o funcionamento da pilha, é necessário introduzir uma ponte salina a fim 
de repor os íons nos eletrólitos. A movimentação de íons em solução viabiliza a 
condução de corrente elétrica no circuito. O processo é contínuo, até que certas 
condições não sejam mais favoráveis para sua manutenção. 
Existe um tipo de pilha na qual os eletrodos são feitos do mesmo metal. A 
diferença de potencial, neste caso, ocorre quando o catodo e o anodo estão em 
contato com soluções de seus íons que possuem diferentes concentrações. Esta é 
chamada pilha de concentração iônica. De acordo com o equilíbrio: 
Mn+(aq) + ne- ↔ M(s) 
pode-se verificar que, em cada eletrodo, diminuindo a concentração de íons, há 
deslocamento do equilíbrio no sentido inverso, aumentando a tendência de perda de 
elétrons por parte do metal. Assim, o eletrodo imerso na solução mais diluída será o 
anodo e o eletrodo imerso na solução mais concentrada será o catodo. Os elétrons 
escoarão, pelo condutor, do anodo para o catodo. 
 
MATERIAIS NECESSÁRIOS 
Dois recipientes rasos de plástico Solução de CuSO4 1,0 mol L
-1, filtro de papel e 
conta gotas, solução de CuSO4 0,1 mol L
-1, duas moedas em cobre (R$ 0,05), 
solução de KCl saturado, multímetro, solução de NaOH 0,1 mol L-1. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Adicione três gotas da solução de sulfato de cobre 1,0 mol L-1 no centro de um 
recipiente, e, no centro do outro, três gotas da solução de sulfato de cobre 0,1 mol 
L-1. Em seguida, coloque um recipiente raso junto ao outro e coloque uma tira de 
papel-filtro de modo que cada ponta do papel fique em contato com uma solução, 
como uma ponte. A figura 1 mostra uma representação esquemática para a 
montagem do sistema experimental. 
 
 
Figura 1 – Representação esquemática para a montagem do sistema experimental. 
 
Coloque uma moeda em cada centro dos recipientes e adicione gotas da solução de 
cloreto de potássio no papel-filtro até que fique totalmente umedecido. 
Posteriormente, meça a diferença de potencial utilizando o multímetro, colocando 
cada pólo do aparelho em contato com uma moeda (Figura 2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 2 – Representação esquemática para a realização de medida de potencial do 
sistema experimental. 
 
Por fim, adicione três gotas da solução de hidróxido de sódio 0,1 mol -1 no centro 
onde foi adicionada a solução menos concentrada de sulfato de cobre. Adicionada a 
solução de hidróxido de sódio 0,1 mol -1, meça a diferença de potencial entre as 
moedas e compare com o valor encontrado anteriormente (Figura 3). 
 
 
Figura 3 – Representação esquemática para a verificação da influência da adição de 
uma solução de NaOH 0,1 mol -1 na medida de potencial. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4a ed. São Paulo: Mac Graw 
Hill, 2006. 
2. BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. & BURDGE, J. L. “Química: 
a ciência central. 9a ed. Trad. de Robson Mendes Matos. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
3. GENTIL, V. “Corrosão”. 5a ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2007. 
4. http://www.pontociencia.org.br. Sítio acessado em 12/11/2010. 
5. http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/pilha_concentracao.htm. Sítio acessado em 
12/11/2010. 
 
INFORMAÇÕES ÚTEIS: 
Os potenciais padrão em solução aquosa de várias semi-reações importantes 
para o curso estão tabelados e apresentados no APÊNDICE 2. As semi-reações 
de redução são úteis para o cálculo da voltagem de uma célula e para prever a 
espontaneidade de reações de oxi-redução, o que é importante, principalmente 
do ponto de vista prático. 
 
Para calcular a diferença de potencial elétrico, que é a voltagem da célula ou a sua 
força eletromotriz (f.e.m.), combinam-se semi-células contendo, cada uma, as 
espécies de um par oxi-redução. Na semi-célula que contiver as espécies do par de 
maior potencial de redução ocorrerá a redução e o eletrodo nela contido será o 
cátodo da célula. O ânodo será o eletrodo da semi-célula onde ocorrerá a oxidação 
e ela conterá as espécies do par de menor potencial de redução. 
 
A diferença de potencial elétrico entre os eletrodos é calculada subtraindo do 
potencial de redução do cátodo o potencial de redução do ânodo: 
 
∆ε∆ε∆ε∆ε
o 
célula = εεεε
o
cátodo - εεεε
o
ânodo 
 
Com as reações de oxi-redução, que não ocorrem em células, procede-se analo-
gamente; o potencial de redução do par que contém a espécie que se oxida (o 
redutor) é subtraído do potencial de redução do par que contém a espécie que se 
reduz (o oxidante). 
 
Por exemplo: para a reação 
 
2Fe3+(aq) + Sn
2+
(aq) → 2Fe
2+
(aq) + Sn
4+
(aq) 
 
 
 ∆εo = εo Fe
3+
 / Fe
2+
 - ε
o
Sn
4+
 / Sn
2+ ∆εo = 0,77 - 0,14 = 0,63 volt 
 
Uma maneira simples de se calcular a diferença de potencial da célula é somar o 
potencial de redução de uma semi-reação com o potencial de oxidação da outra 
semi-reação: 
 
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reação global Zn (S) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu(s) ∆ε
o = ? 
 
A partir da equação global, escrevem-se as semi-reações de redução e de oxidação. 
Usando a tabela de potenciais de redução, escrevem-se os potenciais de redução e 
de oxidação (muda-se o sinal). 
semi-reação de redução Cu2+(aq) + 2e
- → Cu (s) ε
o = 0,34 volt 
 
semi-reação de oxidação Zn (S) → Zn
2+
(aq) + 2e
- εo = 0,76 volt 
 
Somam-se o potencial de redução e o de oxidação: ∆εo = 0,34 + 0,76 = 1,10 volt 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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APÊNDICE 1 
 
PROCEDIMENTOS, NORMAS DE SEGURANÇA E EQUIPAMENTOS 
BÁSICOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA: 
 
REGRAS GERAIS 
• Atraso em aulas práticas – máximo de 10 minutos. 
• Obrigatoriedade do uso do jaleco nas aulas práticas (calça e sapatos fechados). 
• Aulas práticas não poderão ser repostas. 
• Em caso de falta por motivo de saúde apresentar atestado médico. 
• Os alunos que faltarem à aula prática ficarão com nota zero no respectivo 
relatório, pois o mesmo experimento não será reposto para o aluno faltoso, nem 
deverá ser realizado em outro dia ou horário. 
• Antes dos experimentos, exigir-se-á a elaboração de um pré-relatório por parte 
dos alunos, o qual será avaliado juntamente com o relatório final. 
• Não será atribuída nota no ato da apresentação do pré-relatório, mas apenas 
passado um visto pelo professor, o qual avaliará e atribuirá nota somente após a 
entrega do relatório final, anexado do pré-relatório. 
• O Relatório será elaborado em grupos com número de componentes a ser definido 
pelo professor da disciplina. 
• Entrega de relatórios e/ou trabalhos: O prazo de entrega estipulado deve ser 
cumprido. Em caso de atraso, serão descontados pontos por dia de atraso. 
 
PROCEDIMENTOS E NORMAS DE SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
DE QUÍMICA 
 
Abaixo estão relacionadas algumas normas que objetivam um trabalho laboratorial 
seguro para você e seus colegas. Somada a essas normas, você deve utilizar sua 
intuição e o bom senso para reconhecer perigos em potencial. Familiarize-se com 
os equipamentos de segurança do laboratório, tais como: extintor de incêndio, 
cobertores para abafar fogo, chuveiro de emergência, lava olhos e caixa de 
primeiros socorros, perguntando sobre sua localização e seu funcionamento ao 
responsável pelo laboratório. 
 
Existe uma regra geral: TODA SUBSTÂNCIA DESCONHECIDA É 
POTENCIALMENTE PERIGOSA, ATÉ QUE SE PROVE O CONTRÁRIO. 
 
Assim, o máximo cuidado deve ser empregado ao manusear qualquer substância 
química. A toxicidez das substâncias químicas varia enormemente, e nem todas as 
substâncias, mesmo as mais usualmente empregadas, tiveram seus aspectos 
toxicológicos suficientemente estudados. Portanto, todo cuidado é pouco. Além 
disso: 
1. Ter sempre em mente que o laboratório é um lugar de trabalho sério. 
2. No laboratório deve-se trabalhar uniformizado, jaleco branco, de preferência 
longo e com mangas compridas para proteção das pernas e braços. Calçados muito 
abertos não são aconselháveis para o uso em laboratórios, pois vidros quebrados e 
produtos químicos (p. ex. ácidos concentrados) podem cair ou formar uma poça no 
chão. 
3. Estudar as experiências antes de executá-las. Realizar as experiências 
cuidadosamente, registrando as técnicas desenvolvidas e os resultados obtidos em 
um caderno apropriado. 
4. Não utilizar lentes de contato durante o trabalho no laboratório. No caso de 
qualquer reagente químico entrar em contato com os olhos, lavá-los com água em 
abundância. 
5. Não fumar no laboratório. Não deixar frascos de substâncias inflamáveis 
próximos ao fogo. 
6. Em várias práticas, é necessário aquecer soluções em tubos de ensaio. Nunca 
aplicar calor no fundo do tubo e deixá-lo estático. Deve-se aplicar calor na região 
do tubo correspondente ao nível superior da solução e com movimentos suaves. 
Deve-se tomar cuidado quanto à direção para onde o tubo está voltado, evitando 
colocá-lo na direção de sua face ou de um colega. 
7. Realizar somente as experiências prescritas ou aprovadas pelo professor. As 
experiências não autorizadas são proibidas. Não trabalhar jamais sozinho no 
laboratório. 
8. Deve-se trabalhar com quantidades indicadas e, se possível, reduzidas de 
substâncias, evitando desperdícios de reagentes, material, gás, luz, etc. 
9. Não tocar os produtos químicos com as mãos, a não ser que isso lhe seja 
expressamente indicado. Não ingerir líquidos ou alimentos dentro do laboratório. 
Lavar bem as mãos antes de sair. 
10. Quando se prepara uma solução ou quando se faz uma diluição,deve ser usada 
a água destilada. 
11. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente 
antes de tirar dele qualquer porção do seu conteúdo. Ler o rótulo duas vezes para se 
certificar de que tem o frasco certo. 
12. Deve-se tomar o máximo de cuidado para não contaminar os reagentes. As 
substâncias que não chegarem a ser usadas nunca devem ser colocadas de volta no 
frasco de onde foram retiradas. Por isso, procure retirar apenas alíquotas suficientes 
para o uso. 
13. A abertura, bem como a manipulação de frasco contendo substâncias que 
produzem vapores deve ser realizada na câmara de exaustão (capela). Todas as 
reações onde houver desprendimento de gases tóxicos deverão ser executadas 
também na capela, assim como a evaporação de soluções ácidas, básicas e 
amoniacais. 
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14. Quando não se sabe a voltagem de um aparelho, deve-se a placa indicativa ou 
procurar saber com o professor ou técnico responsável. Na dúvida, sempre ligue o 
aparelho na tomada de 110 V. 
15. Manter sempre limpa a aparelhagem e a mesa de trabalho. Evitar 
derramamentos, mas, caso ocorra, efetuar a limpeza imediatamente. Havendo 
quebra de material por motivos alheios ao desenvolvimento da prática, o 
responsável deverá repor o equipamento. 
16. Ao deixar o laboratório, verificar se as torneiras de gás estão fechadas e se 
todos os equipamentos utilizados estão devidamente desligados. 
17. Se ocorrer algum acidente, chamar o professor imediatamente. 
18. É expressamente proibida a retirada de vidrarias, materiais ou reagentes dos 
laboratórios pelos alunos, salvo em casos em que haja requerimento pelo professor, 
formal e por escrito, encaminhado ao setor responsável. 
 
EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO 
 
A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização 
de uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém 
com finalidades específicas. 
 
A seguir, são listados os equipamentos de uso mais frequente em laboratórios 
químicos: 
1) Almofariz e pistilo 
2) Bastão de vidro 
3) Copo de béquer 
4) Bico de gás (Bunsen, Tirril) 
5) Cápsula de porcelana 
6) Erlenmeyer 
7) Frasco de Kitasato 
8) Termômetro 
9) Frasco lavador (pisseta) 
10) Funil de vidro 
11) Condensador 
12) Proveta 
13) Bureta 
14) Funil de Büchner 
15) Funil de separação 
16) Pipeta (graduada e volumétrica) 
17) Pipetador de borracha 
18) Balão de fundo redondo 
19) Cabeça de destilação 
20) Tubo de ensaio 
21) Vidro de relógio 
22) Garra para bureta 
23) Garra metálica 
24) Mufa 
25) Tripé 
26) Tubo de Thiele 
27) Pinça metálica 
28) Balão volumétrico 
29) Alonga 
30) Anel de ferro 
31) Tela de Amianto 
32) Suporte para tubo de ensaio 
33) Pinça para tubo de ensaio 
34) Suporte universal 
35) Coluna de fracionamento 
36) Dessecador 
37) Espátulas 
 
O emprego de um dado equipamento ou material depende dos objetivos e das 
condições em que a experiência será executada. 
 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA 
 
GIESBRECHT, E. (coord.). Experiências de química: técnicas e conceitos básicos. 
PEQ – Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Editora Moderna, 1982, pp. 3-
14. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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APÊNDICE 2: 
 
Tabela Valores de Densidade de Metais: 
 
Metal Densidade (g.cm-3) 
Alumínio 2,70 
Bário 3,59 
Berílio 1,85 
Bismuto 8,90 
Cádmio 8,65 
Cálcio 1,53 
Césio 1,87 
Cromo 7,19 
Cobalto 8,80 
Cobre 8,93 
Gálio 5,91 
Ouro 19,28 
Ferro 7,87 
Chumbo 11,34 
Lítio 0,53 
Magnésio 1,74 
Manganês 7,47 
Níquel 8,91 
Estanho 7,29 
Platina 21,45 
Paládio 12,00 
Mercúrio 13,55 
Prata 10,50 
Titânio 4,55 
Tungstênio 19,30 
Urânio 18.95 
Zinco 7,14 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela de potenciais padrão em solução aquosa a 25 oC 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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APÊNDICE 3: 
 
NORMAS PARA CONFECÇÃO DE RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
 
Os relatórios das experiências deverão ser entregues na aula seguinte à realização 
do experimento. A elaboração de relatórios é um procedimento bastante corriqueiro 
durante o exercício de qualquer profissão técnico-científica e, em certos casos, essa 
habilidade chega a ser usada como uma medida de capacidade profissional. Ser um 
bom profissional envolve também saber transmitir bem, escrita ou oralmente, os 
resultados de um trabalho. 
 
É praxe redigir relatórios de uma forma impessoal, utilizando-se a voz passiva ou 
ativa no tempo passado, pois se relata algo que já foi feito. Ex: foi pesado ou 
pesou-se 50 g de sulfato de cobre (ao invés de eu pesei) 
 
Outro aspecto muito importante é ter sempre em mente que as pessoas que, 
eventualmente, lerão o relatório poderão não ter tido nenhuma informação prévia 
sobre aquilo que está sendo relatado. Isso significa que o relato do que foi feito 
deve ser detalhado, cuidadoso e meticuloso, de modo que qualquer pessoa que leia 
o relatório consiga, efetivamente, entender o que foi feito e como. 
 
Questões propostas pelo professor: Este item pode estar indiretamente incluído na 
discussão dos resultados ou vir na forma de anexo ao final do relatório, sem 
acréscimo ou perda de nota pela escolha deste ou daquele critério. 
 
O relatório de cada experimento deverá obedecer, obrigatoriamente, a seguinte 
ordem de elaboração, sendo que cada elemento constituinte do relatório será 
descrito a seguir: 
(1) Folha de rosto ou capa 
(2) Introdução 
(3) Objetivos 
(4) Materiais e Métodos 
(5) Resultados e Discussão 
(6) Conclusões 
(7) Referências Bibliográficas 
 
1. FOLHA DE ROSTO 
A folha de rosto apresenta os dados que identificam o relatório: nome da 
Instituição, nome do curso, nome da disciplina, título do experimento, nome dos 
alunos componentes do grupo, nome do(s) professor(es) responsável(is) da 
disciplina, local (cidade) e data de realização do experimento. 
 
2. INTRODUÇÃO 
A Introdução de um relatório de aula prática deve conter os fundamentos teóricos 
FOCADOS no objetivo do experimento realizado. Neste item, o trabalho 
experimental realizado é colocado no contexto apropriado e relacionado com o 
conhecimento científico em geral (o que já existe publicado), conduzindo o leitor 
gradativamente aos objetivos do experimento. Deve-se descrever qual o método (ou 
métodos) utilizado(s) e quais os princípios fundamentais em que esse(s) método(s) 
se baseia(m). Para tanto, faça consultas à bibliografia adequada. Neste caso, as 
referências bibliográficas devem ser citadas no texto, e listadas no final do 
relatório. (Lembre-se: Não deve ser uma mera cópia da introdução contida na 
apostila). Não deve passar de duas páginas. 
 
3. OBJETIVOS 
Este item apresenta sucintamente o que se pretende observar ou verificar através 
da realização do experimento, o qual deve estar FUNDAMENTADO na 
Introdução. 
 
4. MATERIAIS E MÉTODOS 
O item Materiais e Métodos é uma descrição completa da metodologia utilizada, 
que permite a compreensão e interpretação dos resultados, bem como a 
reprodução do experimento por outros alunos. Neste item também deverá constar 
uma lista dos materiais e reagentes utilizados na realização do experimento, assim 
como suas características físicas, químicas e toxicidades. Portanto, este item deve 
ser dividido em quatro partes: 
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4.1.) Materiais Utilizados: apresentação de todos os materiais, vidrarias e 
equipamentos utilizados na realização do experimento, exceto reagentes, na forma 
de itens. 
Exemplo: 
1) Tubo de ensaio 
2) Béquer de 200 mL 
3) Béquer de 50 mL 
4)Bomba de vácuo 
5) Bico de Bunsen 
6) Centrífuga 
 
4.2.) Reagentes Utilizados: todos os reagentes utilizados na realização do 
experimento, informando sua fórmula química, pureza e a concentração, quando 
se tratar de soluções. 
Exemplo: 
1) Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L 
2) Sulfato de cobre pentahidratado p.a. (CuSO4.5H2O) 
3) Água destilada (H2O) 
4) Álcool etílico anidro (CH3CH2OH). 
 
4.3.) Procedimento Experimental: consiste em descrever, detalhadamente, o 
procedimento executado para a realização do experimento. Neste item, não devem 
constar quaisquer observações experimentais, pois, as mesmas fazem parte dos 
Resultados e Discussão. 
 
Atenção: “Não inclua os resultados obtidos experimentalmente e/ou os cálculos 
realizados”. Não esquecer que este item deve ser escrito utilizando-se a voz passiva 
ou ativa, impessoal e no tempo passado. 
 
5. RESULTADOS e DISCUSSÃO 
Esta é a parte mais importante do relatório e descreve os principais resultados 
obtidos em aula, na sequência em que o procedimento foi realizado. Neste item 
são apresentados os resultados de forma objetiva e lógica, acompanhados de uma 
análise crítica dos mesmos, com base nos conceitos químicos envolvidos. Os 
resultados finais obtidos podem ou não ser comparados a resultados obtidos na 
literatura, comentando-se sobre sua adaptação ou não, apontando-se possíveis 
explicações e fontes de erro experimental. Deve-se incluir também todos os 
cálculos efetuados. Sempre que possível seus dados devem ser organizados na 
forma de tabelas e gráficos (lembre-se: o gráfico sempre ilustra muito melhor o 
resultado do que a tabelas: dê preferência a eles). Estas tabelas e gráficos devem 
ser descritos e enumerados adequadamente no texto e não apenas lançados. Cada 
tabela e gráfico deve ter um título que os descreva brevemente. 
 
6. CONCLUSÕES 
Consiste numa avaliação crítica sobre o experimento realizado e dos resultados 
obtidos, atentando se estão coerentes com a proposta do experimento. Deve ser 
breve e fazer referência aos objetivos da experiência e ao significado dos resultados 
dentro do contexto científico. 
 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Todas as obras utilizadas para a elaboração do trabalho devem ser citadas ao longo 
do texto, no local ao qual fazem referência, sendo numeradas em ordem crescente 
e listadas no item Referências Bibliográficas. 
 
Exemplo: 
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 “ ...As resinas termofixas são compostos cujas cadeias poliméricas são 
unidas quimicamente via reações denominadas de reticulação ou de cura (1). 
Dentre as várias resinas termofixas, as resinas de poliéster insaturado e as éster 
vinílicas são as mais utilizadas (2). A resina éster vinílica é considerada superior, 
em relação as suas propriedades de tenacidade, em comparação a resina de 
poliéster insaturado (3)....” 
 Estas referências podem ser livros-texto, periódicos (revistas e jornais 
científicos) e documentos obtidos na Internet (a pesquisa bibliográfica para a 
confecção dos relatórios não deverá estar limitada exclusivamente a internet). 
Existem algumas normas para as citações bibliográficas, sendo sugerida a norma 
adotada pelo periódico nacional QUÍMICA NOVA e publicado pela Sociedade 
Brasileira de Química. A seguir, exemplo de como citar as referências 
bibliográficas. 
 
7.1) Livros –texto: Nome dos Autores, Título do Livro (em itálico), Edição, 
Editora, Cidade, Ano. 
Exemplo: 
1. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química – questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
2. SILVA, R. R.; BOCCHI, N. & ROCHA-FILHO, R. C. Introdução à química 
experimental. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. 
3. GIESBRECHT, E. (coord.). Experiências de química: técnicas e conceitos 
básicos, PEQ - Projetos de Ensino de Química. São Paulo, Ed. Moderna, 1982, p.3-
14. 
4. ROCHA-FILHO, R. C. & SILVA, R. R. Cálculos básicos da química. São 
Carlos: EdUFSCar, 2006. 
5. BRADY, J.E.; RUSSEL, J. W. & HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas 
transformações. 3a ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002, Vol. 1 e Vol. 2. 
6. BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. & BURDGE, J. L. Química: 
a ciência central. 9a ed. Trad. de Robson Mendes Matos. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2005. 
7. MAIA, D. A. J. & BIANCHI, J. C. Química geral: fundamentos. São Paulo: 
Pearson Prentice Hall, 2007. 
 
7.2) Artigo Científico (Revistas): Nome dos Autores, Título do Artigo (este 
item não é solicitado pela Química Nova, porém, em relatórios é importante), 
Nome da Revista (em itálico e abreviado como definido no Chemical Abstracts 
Service Source Index), ano de publicação, volume, página inicial. 
Exemplo: (2) Silva, F.M.; Lacerda, P.S.B.; Jones Júnior, J.; Desenvolvimento 
sustentável e química verde. Quim. Nova 2005, 28, 103. 
 
7.3) Páginas da Internet: endereço e data de acesso. 
Exemplo: (3) http://www.sbq.org.br/jbcs, acessada em Janeiro 2005. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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APÊNDICE 4: 
 
TABELA PERIÓDICA