Apostila Prática LE200 2S2016

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LE 200 – Química Geral 
Prática de Laboratório 
Profa. Dra. Alessandra Cremasco 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LE200 - QUÍMICA GERAL 
APOSTILA DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
Profa. Dra. Alessandra Cremasco 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2°°°° semestre de 2016 
LE 200 – Química Geral 
Prática de Laboratório 
Profa. Dra. Alessandra Cremasco 
 
 
 
REGRAS DE SEGURANÇA ESPECÍFICA PARA LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
• Seguir rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor 
• Nunca trabalhar sozinho no laboratório 
• Não colocar sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos ou qualquer 
material estranho ao trabalho que estiver realizando. Materiais pessoais dos 
alunos devem ser guardados nos armários localizados nos corredores 
centrais dos blocos de laboratório. Só será permitida apostila, calculadora e 
lápis. 
• É obrigatória a manutenção de áreas de trabalho, passagens e dispositivos 
de segurança livres e desimpedidos. As baquetas presentes no laboratório 
devem estar junto às bancadas quando não estiverem em uso. 
• Considere qualquer substância corrosiva e perigosa, merecendo, portanto, 
manipulação cuidadosa e evitando-se contato com o corpo. 
• Se sua pele ou olhos forem atingidos lave com água abundante e avise ao 
professor. 
• Nunca prove nenhuma substância, nem aspire nenhum vapor diretamente. 
• Antes de manipular qualquer reagente deve-se ter conhecimento de suas 
características com relação à toxicidade, inflamabilidade e explosividade; 
• O uso de avental (confeccionado em algodão e mangas compridas), calça 
comprida, óculos de segurança e sapato fechado é obrigatório, já que seu 
corpo e roupas ficam mais protegidos. 
• Cabelos longos devem ser presos durante a realização dos experimentos. 
• Não usar lentes de contato. 
• É obrigatória a leitura do roteiro de aula prática antes de ir para o laboratório. 
• Antes de manipular um aparelho qualquer no laboratório observe as 
instruções fornecidas pelo professor. 
• Qualquer anormalidade, tais como mau funcionamento de equipamentos, 
vazamento de produtos e vidrarias trincadas ou rachadas você deve 
comunicar aos responsáveis. 
• Nunca pipetar com a boca. Utilizar peras para auxiliá-lo. 
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• Não deixar frascos de reagente destampados 
• Não deixar frascos contendo solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter) 
próximos à chama. 
• Não deixar frascos contendo solventes inflamáveis expostos ao sol. 
• Não colocar frascos abertos contendo reagentes químicos no refrigerador ou 
local não ventilado. Não guardar material tóxico volátil em refrigerador ou 
local não ventilado, mesmo que o frasco esteja tampado. 
• Antes de usar qualquer reagente, ler atentamente o rótulo do frasco para ter 
certeza de que aquele é o reagente desejado. 
• Marcar de modo correto os frascos que contém os reagentes. 
• As experiências que envolvem liberação de gases e vapores devem ser 
realizadas na capela. 
• Qualquer substância derramada deve ser imediatamente enxugada. Os 
ácidos devem ser neutralizados com bicarbonato de sódio, enquanto que 
bases com ácido acético diluído. 
• Nunca aquecer tubo de ensaio, apontando sua extremidade aberta para um 
colega ou para si mesmo. 
• Nunca aquecer reagentes de qualquer espécie em sistemas fechados. Deve-
se ter certeza de que o sistema está aberto para o meio externo antes de 
iniciar o aquecimento. 
• Não aquecer líquidos inflamáveis em chama direta. 
• Nunca adicionar sólidos em um líquido aquecido, isto pode resultar em 
ebulição violenta se o líquido estiver superaquecido. 
• Saber a localização e o modo de utilizar os chuveiros de emergência, extintor 
de incêndio e lavadores de olhos. 
• É obrigatória a sinalização de superfícies e objetos quentes nos laboratórios. 
• Qualquer vidro quebrado deve ser imediatamente recolhido e colocado em 
local adequado indicado pelo instrutor ou técnico do laboratório. 
• Na pia só devem ser desprezadas substâncias solúveis e inofensivas. Mesmo 
assim devem ser lavados abundantemente com água. Substâncias 
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insolúveis, solventes ou perigosas devem ser colocadas em recipientes 
apropriados indicados pelo instrutor. 
• Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja 
necessário, não colocar o frasco sob o nariz. Deslocar com a mão, para a sua 
direção, os vapores que desprendem do frasco. 
• Nunca tornar a colocar no frasco um reagente retirado em excesso e não 
utilizado. Ele pode ter sido contaminado. 
• Verificar se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma 
reação química. 
• Lubrificar tubos de vidro e termômetros antes de inseri-los em rolhas e 
proteger sempre as mãos com um pano. 
• Não jogar vidro quebrado no lixo comum, existe recipientes específicos para 
fragmentos de vidro. 
• Ao preparar soluções aquosas diluída de um ácido, colocar o ácido 
concentrado sobre a água, nunca o contrário. 
• É proibido comer, fumar ou beber no laboratório. Não leve a mão à boca ou 
aos olhos quando estiver manuseando produtos químicos; 
• Para manuseio de substâncias voláteis, tóxicos e corrosivos use sempre a 
capela com exaustão ligada e o uso de luvas e óculos de segurança quando 
necessário. 
• É proibido acumular materiais sobre bancadas e pias. Todo material que não 
estiver em uso deve ser guardado limpo, em local apropriado. 
• Não jogar nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
• Comunique qualquer ocorrência ao instrutor. Em caso de acidentes, 
mantenha a calma e chame o professor ou técnico responsável. 
• Brincadeiras são absolutamente proibidas nos laboratórios. 
• Siga corretamente o roteiro de aula e não improvise, as improvisações 
podem causar acidentes, use sempre materiais e equipamentos adequados. 
• Receber visitas apenas fora do laboratório, pois elas não conhecem as 
normas de segurança e não estão adequadamente vestidas. 
• O aluno só deverá se ausentar do laboratório após o professor ter se 
certificado de que a sua bancada esteja em ordem, inclusive áreas comuns 
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como balança, capela, etc. Desligar todos os aparelhos, limpar equipamento 
e vidrarias. Antes de sair do laboratório, é obrigatório lavar as mãos. Se 
necessário reserve 10 minutos finais para este fim. 
 
RECONHECIMENTO DE VIDRARIAS 
 
Para se desenvolver um experimento é necessário, dentre outros cuidados, o 
conhecimento do material a ser utilizado. 
O equipamento do laboratório de química constitui-se basicamente de vidro, 
porcelanas, polietileno e madeira. O emprego e o manuseio adequado são 
indispensáveis não só para evitar acidentes, mas também perdas e danos no 
instrumental. 
Nos quadros a seguir, estão apresentados o desenho esquemático, nomes e 
principais usos dos instrumentos. 
Em caso de dúvidas, consulte este material. 
 
 
 
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1. Tubo de ensaio: usado em reações 
químicas, principalmente testes. 
2. Béquer: aquecimento de líquidos, 
reações de precipitação 
3. Erlenmeyer: usado em titulação e 
aquecimento de líquidos 
4. Balão de fundo chato: usado para 
aquecimento e armazenamento de 
líquidos 
5. Balão de fundo redondo: usado 
para aquecimento de líquidos e 
reações com desprendimento de 
gases 
6. Balão de destilação: usado em 
destilação, possui saída lateral para 
condensação dos vapores 
7. Proveta ou cilindro graduado: 
usado para medidasaproximadas 
de volume de líquidos 
8. Pipeta volumétrica: usada para 
medir volumes fixos de líquidos 
9. Pipeta cilíndrica: usada para medir 
volumes variáveis de líquidos 
10. Funil de vidro: usado em 
transferência de líquidos e em 
filtrações de laboratório. O funil 
com colo longo e estrias é funil 
analítico. 
11. Frasco de reagentes: usado para 
armazenamento de soluções 
12. Bico de Bunsen: usado para 
aquecimento de laboratório 
13. Tripé de ferro: usado para sustentar 
a tela de amianto 
14. Tela de amianto: usada para 
distribuir uniformemente o calor 
em aquecimento de laboratório 
15. Cadinho de porcelana: usada no 
aquecimento a seco (calcinações) 
no bico de Bunsen e mufla 
16. Triangulo de porcelana: usada para 
sustentar cadinhos de porcelana 
em aquecimento diretos no bico de 
Bunsen 
17. Estante para tubos de ensaio: 
suporte para tubos de ensaio 
18. Funil de decantação: usado para 
separação de líquidos imiscíveis 
19. Funil de decantação: usado para 
separação de líquidos imiscíveis 
20. Pinça de madeira: usada para 
segurar tubos de ensaio durante o 
aquecimento direto no bico de 
Bunsen. 
 
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21. Almofariz e pistilo: usados para 
triturar e pulverizar sólidos. 
22. Cuba de vidro: usado para 
banhos de gelo e fins diversos 
23. Vidro de relógio: usado para 
cobrir béquer em evaporações, 
pesagens e fins diversos 
24. Capsula de porcelana: usada 
para evaporar líquidos em 
soluções 
25. Placa de petri: usada para fins 
diversos 
26. Dessecador: usada para resfriar 
substancias em ausência de 
umidade 
27. Pesa-filtro: usado para 
pesagem de sólidos 
28. Lima triangular: usada para 
cortes de vidros 
29. Bureta: usada para medidas 
precisas de liquido e em 
análises volumétricas 
30. Frasco lavador: usado em 
lavagens, remoção de 
precipitados e outros fins 
31. Pisseta: usada para os mesmos 
fins do frasco lavador 
32. Balão volumétrico: usado para 
preparar e diluir soluções 
33. Picnômetro: usado para 
determinar a densidade de 
líquidos 
34. Suporte universal 
35. Anel para funil 
36. Mufa 
37. Garra metálica: usada em 
filtrações, sustentação de 
peças, tais como condensador, 
funil de decantação e outros 
fins 
38. Kitassato e funil Buchner: 
usado em conjunto para 
filtrações a vácuo 
39. Funil Buchner 
40. Trompa de vácuo: usada em 
conjunto com o kitassato e 
funil Buchner 
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41. Termometro: usado para 
medidas de temperatura 
42. Vara de vidro: usada para 
montagens de aparelhos, 
interligações e outros fins 
43. Bagueta ou Bastão de vidro: 
usada para agitar soluções, 
transporte de líquidos na 
filtração e outros fins 
44. Furador de rolhas: usado para 
furagem de rolhas 
45. Kipp: usado para produção de 
gases, tais como H2S, CO2, etc 
46. Tubo em U: usado em eletrolise 
47. Pinça metálica Casteloy: usada 
para transporte de cadinhos e 
outros fins 
48. Escovas de limpeza: usada para 
limpeza de tubos de ensaio e 
outros materiais 
49. Pinça Mohr: usada para impedir 
ou diminuir fluxos gasosos 
50. Pinça de Hoffman: usada para 
impedir ou diminuir fluxos 
gasosos 
51. Garra para condensador: usado 
para sustentar condensadores 
na destilação 
52. Condensador: usados para 
condensar os gases ou vapores 
na destilação 
53. Condensador: usados para 
condensar os gases ou vapores 
na destilação 
54. Condensador: usados para 
condensar os gases ou vapores 
na destilação 
55. Espátula: usada para 
transferência de substancias 
solidas 
56. Espátula: usada para 
transferência de substancias 
solidas 
57. Estufa: usada para secagem de 
materiais (até 200 °C) 
58. Mufla: usada para calcinações 
(até 1.500 °C) 
 
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EXPERIMENTO 1. PRECISÃO E EXATIDÃO: MEDIDAS DE VOLUME, MASSA E 
DENSIDADE DE LÍQUIDOS 
 
OBJETIVOS 
Conhecer equipamentos e técnicas de medidas de volume, massa e densidade de 
líquidos em laboratório. 
 
INTRODUÇÃO 
Densidade: 
Materiais homogêneos apresentam uma razão constante entre sua massa e seu 
volume Vm ρ= , que consiste na densidade absoluta ou massa especifica do 
material, normalmente expressa em g/mL ou g/cm3. 
Nos líquidos sua medição é bastante simples, devido a facilidade de medida da 
massa e volume do líquido, muito embora pode-se fazer ainda uso de densímetros, 
que são aparelhos de vidros que flutuam nos líquidos e propiciam uma leitura direta 
da sua densidade em uma escala. 
Entretanto, ao variar a temperatura, o volume aumenta embora sua massa 
permaneça constante, o que resulta obrigatoriamente em variação de densidade. 
Por isso, quando mede ou fornece valores de densidade, deve-se informar a que 
temperatura os valores foram determinados 
 
Medidas de massa: 
As medidas de massa são feitas com balanças, que são classificadas de acordo 
com sua precisão, sendo os tipos mais comuns a semi-analitica e analitica. Quanto 
ao modo de operação, as balanças podem ser mecânicas (comparam a massa com 
padrões) ou eletrônicas (dispoem de sensor de pressão que converte o sinal 
eletronico na leitura direta da massa no visor). 
 
Medidas de volume: 
Dentre os equipamentos utilizados para uma medida aproximada de volume de um 
líquido são utilizadas proveta graduada, erlenmeyer e béquer com escala, enquanto 
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que se for necessário precisão na medida utiliza-se aparelhos volumétricos, os 
quais são calibrados para dar escoamento a determinados volumes (pipetas 
graduada e buretas) ou calibrados para conter um volume líquido (balão volumétrico 
e pipeta volumétrica). 
A medida de volumes líquidos com qualquer dos referidos aparelhos esta sujeita a 
uma série de erros devido às seguintes causas: 
• Ação da tensão superficial sobre superfícies líquidas. 
• Dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura. 
• Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos. 
• Erros de paralaxe. 
• Erro do operador. 
A leitura de volumes de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior e a de 
líquidos escuros pela parte superior. 
Como utilizar a pipeta: Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta do líquido e 
faz-se sucção com pera de borracha, devendo-se ter cuidado para manter a ponta 
sempre abaixo do nível da solução ou liquido. A sucção deve ser feita ate o liquido 
ultrapassar o traço de referencia, feito isso deve-se liberar o liquido, colocando a 
pipeta na posição vertical com a ponta encostada na parede do recipiente que ira 
receber o liquido ate atingir o traço de referencia (zero). 
Como utilizar a bureta: A bureta limpa e vazia é fixada a um suporte na posição 
vertical, devendo ser lavada 2x com porções de 5 mL do reagente a ser utilizado 
(previamente agitado para eliminar água condensada que pode estar presente na 
parte superior do frasco), adicionado com uso de funil e deixando-se escoar 
completamente. Na sequência, enche-se a bureta até um pouco acima do zero da 
escala e abre-se a torneira para encher a ponta. Deixar escoar o líquido até 
expulsar todo o ar e acertar o “zero” na parte inferior do menisco. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A: Medidas de Volume 
1. Medir 50 mL de água em um béquer (250 mL) e transferir para o erlenmeyer (100 
mL). Transferirpara a proveta graduada (100 mL) e fazer a leitura do volume. 
Verificar a precisão e anotar suas observações. 
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2. Medir 50 mL de água na proveta graduada (100 mL) e transferir para o béquer. 
Verificar o erro de escala. Transferir para o erlenmeyer e verificar a precisão. Anotar 
suas observações. 
Observação: Ordene estes três aparelhos de medida de volume em ordem 
crescente de precisão. 
3. Medir 100 mL de água em um balão volumétrico (100 mL). Transferir para a 
proveta (100 mL). Comparar a precisão das escalas e anotar suas observações. 
4. A bureta deve ser utilizada com o apoio de um suporte universal e garra. Realize 
os passos seguintes: 
4.1. Encher a bureta com água (acertando o menisco e verificando se não há ar em 
parte alguma perto da torneira) e transferir todo o volume para o béquer de 25 mL. 
Reportar suas observações. 
4.2. Encher novamente a bureta, acertar o menisco e escoar 5mL para o béquer de 
25 mL, gota à gota (medir pela bureta). Continuar o escoamento de água para o 
béquer, gota à gota, até completar outros 5mL (medir pelo béquer) e ler novamente 
na bureta o volume escoado. Reporte os valores encontrados. 
 
Parte B: Medidas de Densidade 
1. Pesar um balão volumétrico de 25 mL, cuidadosamente limpo e seco. 
2. Retira-lo da balança e preenche-lo com água até a marca do menisco (auxilio da 
pisseta ou pipeta de Pasteur). Cuidado para não ultrapassar a marca ou deixar 
ficarem gotículas no gargalo do frasco. 
3. Pesa-lo novamente (com o líquido) e determinar a densidade do líquido. 
4. Medir a temperatura do líquido com o termômetro, a cada 10 min. 
5. Repetir o procedimento acima para balão volumetrico de 100 mL e 1000 mL. 
 
Pense a respeito: 
1. Como variou a precisão dos aparelhos de medição de volume? 
2. Considerando que a balança utilizada para medir a massa tem precisão de 0,01 
g, como deve ser indicado, em termos de algarismos significativos, a massa e 
densidade da água? 
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3. Como deve ser feito a lavagem e secagem de um material volumetrico? Existem 
cuidados a serem tomados na limpeza deste tipo de vidraria? 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
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BIBLIOGRAFIA CONSULTADA: 
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EXPERIMENTO 2: SEMELHANÇAS E DIFERENÇAS NAS PROPRIEDADES 
QUÍMICAS 
 
OBJETIVOS 
Verificar quais elementos de uma mesma família possuem eletropositividade 
semelhante e identificar elementos através do fenômeno de emissão luminosa por 
excitação. 
INTRODUÇÃO 
Elementos de uma mesma família da tabela periódica apresentam propriedades 
químicas semelhantes. Isto ocorre porque as estruturas eletrônicas periféricas 
(camada de valência) são iguais. 
Família dos metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): caracterizam por apresentar um 
elétron na camada de valência, que são facilmente doáveis transformando-se os 
átomos em íons positivos de carga 1+ (eletropositivo). 
Família dos metais alcalino-terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): caracterizam por 
apresentar dois elétrons na camada de valência, facilmente doaveis transformando-
se em íons positivos de carga 2+ (eletropositivo). 
Além disso, a partir do Modelo Atômico de Rutherford-Bohr sabe-se que as energias 
dos elétrons são "quantizadas", isto é, um elétron ocupa sempre um nível energético 
bem definido, quando submetido a uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), 
pode sofrer uma mudança metaestável de um nível mais baixo para outro de 
energia mais alto (excitação). A energiaganha durante essa excitação é emitida 
durante o retorno ao estado fundamental na forma de radiação visível do espectro 
eletromagnético e por ser uma característica de cada elemento, pode ser usada 
como método analítico, em um ensaio denominado teste da chama. 
 
Região do Espectro 
(λλλλ) nm 
Cor absorvida 
400-435 Violeta 
435-480 Azul 
480-490 Azul-esverdeado 
490-500 Verde-azulado 
500-560 Verde 
560-580 Verde-amarelado 
580-595 Amarelo 
595-650 Alaranjado 
650-750 Vermelho 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A: Propriedades químicas semelhante 
1. Observe as características físicas do sódio (Na) (cor, brilho, consistência). 
2. Em um béquer de 100 mL adicione 20 mL de H2O e 2 gotas de solução alcoólica 
de fenolftaleína. 
3. Adicione um pedaço pequeno de Na. 
4. Adicione a solução alguns mL de HCl 1 mol/L, sob agitação, até o 
desaparecimento da cor resultante da operação anterior. 
5. Adicione 20 mL de água destilada em um béquer de 100 mL e 2 gotas de solução 
alcoolica de fenoftaleina. Adicione pedaços de magnésio (Mg) e aguarde por 
alguns momentos. 
 
Pense a respeito: 
1. O que você observou em cada etapa? Por quê? Baseie sua resposta nas 
propriedades periódicas dos elementos. 
2. Como você deduziria a eletropositividade dos elementos K e Ca dentro da família 
dos metais alcalinos e alcalinos-terrosos? 
3. Escreva as equações de reação. 
4. Qual o propósito do uso da fenoftaleina? 
 
Parte B: Teste da Chama 
1. Acenda cuidadosamente a lamparina; 
2. Limpe o fio de platina que será utilizados no experimento, mergulhando-o em 
solução de HCl concentrado (6 M) e aquecendo-o em rubro na chama. Este 
processo deve ser repetido até que a chama não altere sua coloração; 
3. Mergulhe o fio limpo na água e passe pelos sais em estudo (LiCl, KCl, CuCl2, 
BaCl2, SrCl2, CaCl2, NaCl) realizando a limpeza pela imersão do fio em HCl e 
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aquecimento em chama ao trocar de sal. Observe a coloração da chama e associe-
a ao elemento metalico. 
 
Pense a respeito: 
1. O que você observou? Por quê? 
2. Indique qual a faixa de frequência emitida pelas chamas observadas? 
3. Por que cada cation metálico emite uma coloração diferente? E como isto esta 
relacionado a sua distribuição eletrônica? O que se pode dizer a respeito de chamas 
com coloração similares proveniente de diferentes cátions (exemplo cálcio e 
estrôncio). 
4. Como é possivel identificar cátions metálicos a partir desta técnica? Revisão da 
literatura da técnica analitica em questão. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
Parte B: Teste da chama 
 
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Amostra (Sais) Coloração da Amostra 
Coloração da 
chama 
Elemento 
químico 
LiCl 
KCl 
CuCl2 
BaCl2 
CaCl2 
SrCl2 
NaCl 
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BIBLIOGRAFIA CONSULTADA: 
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EXPERIMENTO 3. DETERMINAÇÃO DA TENSÃO SUPERFICIAL DE LÍQUIDOS 
 
OBJETIVOS 
Determinar experimentalmente a tensão superficial de líquidos 
 
INTRODUÇÃO 
 
Tensão superficial 
As moléculas situadas no interior de um líquido são igualmente atraídas em todas 
as direções (por forcas como as de Van der Walls) pelas moléculas vizinhas. Porém, 
as moléculas situadas na superfície do líquido estão sujeitas a forças de atração, 
cuja resultante é dirigida para o seu interior. Isto se deve ao fato de que o número 
de moléculas na fase líquida junto a superfície do líquido é maior que o número de 
moléculas na fase gasosa em contato com a superfície. Por esta razão, os líquidos 
tendem a apresentar menor superfície possível para um dado volume. Esta é a 
razão porque gotas de líquido tendem a torna-se esféricas. 
Assim, para aumentar a superfície de um líquido é necessário realizar um trabalho 
para vencer a atração das outras moléculas e trazer moléculas adicionais do interior 
do líquido para a nova superfície. A forca que se opõe a expansão de uma 
superfície é chamada de tensão superficial (γ), sua unidade no sistema C.G.S. é 
dinas/cm. Como regra geral, os valores de tensão superficial de líquidos são sempre 
referidos a superfície de separação entre o líquido e o ar saturado com valor do 
mesmo. 
 
Método da ascensão capilar 
O princípio do método de ascensão capilar é o seguinte: o nível da maioria dos 
líquidos, quando postos em contato com um tubo capilar, é elevado. Esta ascensão 
sempre ocorre se o líquido molha o capilar. Se o líquido não molha o capilar, a sua 
superfície no interior do mesmo fica em um nível mais baixo do que a superfície do 
líquido. 
A possibilidade de um líquido molhar ou não uma superfície depende das grandezas 
relativas das forças de atração entre o sólido e do líquido sobre as moléculas 
situadas na superfície do líquido. A superfície do líquido tende a colocar-se 
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perpendicularmente a resultante destas forças. Se a força resultante para as 
moléculas próximas a parede do tubo é dirigida para o interior do sólido, o líquido 
tende a subir pelo capilar. Por outro lado, se a resultante é dirigida para o interior do 
líquido, a superfície deste se apresenta curvada, convexa e abaixo do nível original 
do líquido. 
Uma das consequências da tensão superficial é de que a pressão no lado côncavo 
de uma superfície é maior do que a pressão no lado convexo. Essa relação pode 
ser expressa como: 
 
 P = 2γ (dinas/cm2) 
 r 
 
que indica que a pressão excedente, no lado côncavo de uma superfície é 
inversamente proporcional ao seu raio de curvatura. 
Quando o líquido é colocado em um tubo capilar, o raio de curvatura do menisco é 
pequeno, o que implica numa considerável diferença de pressão entre os dois lados 
do menisco. Portanto, se o líquido molha o capilar, e este está na vertical, a coluna 
de líquido que se eleva no tubo é suportada por uma força igual a (22piγr) devida a 
tensão superficial. Esta força é contrabalançada pelo peso da coluna de líquido 
(pir2hρg). Quando o sistema está em equilíbrio podemos escrever: 
γ = h.p.g.r 
 2 
 
Onde: γ é a tensão superficial, h é a altura do líquido no capilar (em cm), ρ é a 
densidade do líquido na temperatura medida, g é a aceleração da gravidade e r é o 
raio do capilar. 
 
Método da gota 
Quando uma gota de líquido é formada na extremidade de um tubo, a linha de 
contorno da gota corresponde ao perímetro externo do tubo (2pir). Se a gota se 
destaca do tubo, a força que causa a sua queda é dada pelo peso da gota (m.g), 
que, neste momento, torna-se igual à (2pirγ). 
Na realidade, apenas uma porção da gota cai, e a equação proposta é: 
mi.g=2.pi.r.γ 
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Onde mi é a massa de uma gota ideal. Como a determinação da massa ideal da 
gota apresenta problemas de execução, uma equação empírica, equivalente a 
anterior, e mais conveniente de ser usada é: 
γ= (m.g/2pir).Fd 
Onde Fd é uma função de (V/r3) ou r/V3, determinada empiricamente, em que V é o 
volume real da gota. Em geral, Fd é aproximadamente 0,6, porém a literatura é 
bastante controversa. 
Tabela 1. Valores das correções experimentais do peso da gota 
V/r3 Fd 
2,009 0,261 
2,637 0,262 
2,341 0,264 
2,093 0,265 
1,706 0,266 
1,424 0,265 
1,211 0,264 
1,124 0,263 
1,048 0,262 
 
Tabela 2. Valores nominais das propriedades físicas dos líquidos. 
Líquido Temperaturas (°°°°C) Densidade (g/mL) 
Tensão 
superficial 
(dinas/cm) 
Água 20 0,99823 72,75 
 25 0,99707 71,97 
 30 0,99567 71,18 
Acetona 0 - 26,21 
 20 0,7899 23,70 
 40 - 21,26 
Tolueno 10 - 27,7 
 20 0,8669 28,5 
 30 - 27,4 
 
 
 
 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A - Determinação da tensão superficial pelo método da ascensão capilar 
1. Colocar água em um tubo de ensaio, de modo que cerca de 60% de seu volume 
seja preenchido. 
2. Se for utilizar banho termostático, colocar o tubo de ensaio em um suporte e leva-
lo ao banho por 10 minutos, para obter o equilíbrio térmico. Após este tempo, medir 
a temperatura do banho termostático e efetuar as etapas de 3 a 6 com o tubo de 
ensaio imerso no banho termostático. 
3. Segurar o capilar na interface com o líquido do interior do tubo de ensaio, para 
que se verifique a ascensão, movimentando-o para que o nível do líquido seja 
deslocado para cima no capilar e as paredes do mesmo sejam perfeitamente 
molhadas. 
4. Medir, com uma régua, a altura do nível de líquido no interior do capilar. 
5. Movimentar novamente o capilar, fazendo com que o nível de líquido em seu 
interior suba. Repetir a leitura da altura. 
6. Fazer uma terceira leitura, repetindo o item 5. Os três valores obtidos não devem 
diferir mais do que 0,2 mm. Quando as diferenças de leituras estão acima de 0,2 
cm, isto é uma indicação de que o capilar está engordurado e, portanto, de que o 
ângulo de contato é diferente de zero. 
7. Repetir as etapas de 1 a 6 para o outro líquido: acetona. 
 
Parte B - Determinação da tensão superficial pelo método do peso da gota 
1. Se for utilizar banho termostático, colocar o frasco com água em um banho 
termostático, durante cerca de 15 minutos, para que o equilíbrio térmico seja 
alcançado e registrar sua temperatura que será considerada como a temperatura do 
líquido no interior da bureta. 
2. Medir o diâmetro externo da ponta da bureta e fixa-la no suporte de modo que a 
mesma fique exatamente na posição vertical. 
3. Pesar um pesa-filtro vazio e com a tampa, usando a balança analítica. 
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4. Colocar o pesa-filtro sob a bureta e abrir lentamente a torneira da bureta, de 
modo que o líquido caia lentamente e gota a gota. Recolher 10 gotas de líquido. 
Fechar o pesa-filtro e pesa-lo novamente. 
5. Fazer uma segunda e uma terceira determinação da massa de 10 gotas de água 
leitura, repetindo o item 4. Os três valores obtidos não devem diferir mais do que 
0,005 g. 
6. Repetir os itens 1 a 5 para a acetona. 
 
Pense a respeito: 
1. Calcular a tensão superficial dos dois líquidos, na temperatura do experimento, 
utilizando os resultados obtidos pelo método da ascensão capilar e, também pelo 
método da gota. 
2. Calcular os erros das determinações experimentais a partir de cada um dos 
métodos, com os valores tabelados de tensão superficial. Se necessário, fazer uma 
extrapolaçãodos valores da tabela, obtendo os valores padrão na temperatura em 
que as medidas foram feitas. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
A) Método da ascensão capilar 
Resultados Água Acetona 
Altura 
Altura 
Altura 
Media das alturas (cm) 
 
B) Método do peso da gota 
Resultados Água Acetona 
Massa de 10 gotas 
Massa de 10 gotas 
Massa de 10 gotas 
Media das massas de 10 gotas (g) 
Massa de 1 gota (g) 
 
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EXPERIMENTO 4. PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
OBJETIVOS 
Compreender conceitos de soluções e solubilidade. Preparar solução de ácido 
clorídrico 1mol/L, a partir do ácido concentrado; solução de ácido clorídrico 0,1mol/L 
a partir da diluição do ácido 1mol/L e solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. 
 
INTRODUÇÃO 
Solução consiste de misturas homogêneas de dois ou mais componentes,que pode ser sólido, líquido ou gasoso, formando uma só fase, onde o componente 
em menor quantidade corresponde ao soluto e o componente em maior quantidade 
o solvente. 
Algumas substâncias dissolvem-se muito bem em dado solvente e, portanto, 
são solúveis neste solvente. Por exemplo, cloreto de sódio (NaCl), sacarose 
(C12H22O11), ácido clorídrico (HCl) e álcool etílico (C2H5OH) são todas solúveis em 
água. Por outro lado, outras substâncias dissolvem-se muito pouco em um dado 
solvente, como por exemplo as substâncias sulfato de bário (BaSO4) e hidróxido de 
cálcio (Ca(OH)2), as quais são pouco solúveis em água. Neste caso, a solubilidade 
(gramas de soluto por 100 gramas de solvente) pode ser aumentada mediante 
aquecimento. 
Muitas vezes é importante conhecer as quantidades dos solutos dissolvidos 
em dada quantidade de solvente ou de solução total. Existem várias maneiras para 
se expressar a relação entre grandezas para um material, tais como: 
 
a) fração em massa ou porcentagem (w) - Relação entre a massa de soluto e a 
massa total da solução. 
w = msoluto/msolução 
Normalmente expressa em fração percentual em massa (título). 
Exemplo: w HCI = 0,36 ou 36% 
b) Molalidade (m) - Relação entre a quantidade de soluto (mol) em função da massa 
de solvente (kg) 
m = nsoluto/msolvente 
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c) Relação entre a quantidade de uma substância (massa ou número de mols) e o 
volume da solução (vsolução), que pode ser: 
- Concentração em massa ou concentração comum (C) - Relação entre a massa de 
soluto (g) e o volume da solução (litros): 
 C = msoluto/Vsolução 
- Concentração em quantidade de matéria, concentração molar ou molaridade (M) -
Relação entre a quantidade de matéria do soluto (número de mols) e o volume da 
solução (litros): 
M =nsoluto/Vsolução 
- Fração molar (x) - Relação entre a quantidade de matéria do soluto (número de 
mols) e a quantidade de matéria da solução: 
x =nsoluto/ntotal 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A - Teste de solubilidade 
1. Pese a massa de 5g de sulfato de ferro II (FeSO4) em um béquer de 100 mL. 
Acrescente água lentamente (de 1 em 1 mL) sob agitação até a dissolução completa 
do soluto (menor volume possível). 
2.1. Tente dissolver alguns cristais de iodo (I2) em aproximadamente 2 mL de água, 
utilizando tubos de ensaio rosqueados, para facilitar a agitação. O que você 
observa? 
2.2. Em seguida, transfira a solução aquosa de I2 para outro tubo de ensaio (não 
deixando passar cristais não dissolvidos) e adicione igual volume de tetracloreto de 
carbono (CCI4) ou clorofórmio. Observe a cor do CCl4 antes da adição. Agite e 
descreva o fenômeno. 
 
Pense a respeito 
1. Determine a solubilidade de FeSO4 à temperatura ambiente. Compare o valor 
calculado com valores teóricos da literatura. Qual foi erro da medida? 
2. Que conclusão pode ser tirada a respeito da solubilidade do iodo em CCl4 e H2O? 
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Para facilitar sua conclusão, as constantes de equilíbrio do iodo são: 
Kc = 1,35 x 10-3 mol/L em água e Kc = 1,12x l0-1 mol/L em CCl4 
 
Parte B: Preparo de soluções 
B.1. PREPARO DE SOLUÇÃO DE HCl 1M 
1) Utilizando as informações do ácido clorídrico P.A. (% em massa, massa molar e 
densidade) contidos no rótulo, calcule o volume de ácido necessário para preparar 
100 mL de uma solução de ácido clorídrico 1 mol/L. 
2) Pipete o volume de ácido clorídrico PA calculado, com a ajuda de uma pêra de 
borracha e transfira para um balão volumétrico de 100 mL. 
3) Complete o volume com água destilada até a marca de aferição. 
4) Inverta o balão, segurando a rolha esmerilhada, várias vezes a fim de 
homogeneizar a solução. Reserve-a. 
 
B.2. PREPARO DE SOLUÇÃO DE HCl ?M 
1) Calcule o volume de ácido clorídrico 1M preparado no item anterior, necessário 
para preparar 500 mL de uma solução de HCl ? M. 
2) Pipete o volume de ácido clorídrico 1M calculado, com a ajuda de uma pêra de 
borracha e transfira para um balão volumétrico de 500 mL. 
3) Complete o volume com água destilada até a marca de aferição. 
4) Inverta o balão, segurando a rolha esmerilhada, várias vezes a fim de 
homogeneizar a solução. 
5) Transfira a solução preparada para um frasco de armazenagem. 
6) Rotule devidamente este frasco. Nome da solução, concentração teórica, data, 
número do grupo e disciplina. 
7) Armazene adequadamente esta solução que será utilizada na próxima aula. 
 
 
 
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B.3. PREPARO DE SOLUÇÃO DE NaOH 0,1M 
1) Utilizando as informações do rótulo do frasco de hidróxido de sódio, calcule a 
massa necessária para preparar 500 mL de uma solução de hidróxido de sódio 
0,1M 
2) Pese a massa calculada em um béquer, utilizando uma balança. 
3) Dissolva a massa pesada com água destilada e transfira para o balão 
volumétrico. 
4) Complete o volume com água destilada até a marca de aferição. 
5) Inverta o balão, segurando a rolha esmerilhada, várias vezes a fim de 
homogeneizar a solução. 
6) Transfira a solução preparada para um frasco de armazenagem. 
7) Rotule devidamente este frasco. Nome da solução, concentração teórica, data, 
número do grupo e disciplina. 
8) Armazene adequadamente esta solução que será utilizada na próxima aula. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
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EXPERIMENTO 5.1. REAÇÕES QUÍMICAS 
TITULAÇÃO DE UM ÁCIDO FORTE COM BASE FORTE 
 
OBJETIVOS 
Determinar por meio de titulação a concentração de uma solução ácida 
desconhecida. 
INTRODUÇÃO 
Frequentemente é necessário determinar a concentração de íons em 
soluções e um método bastante eficaz utilizado é a titulação. Na titulação ácido-
base utiliza o fato de ácidos serem neutralizados por bases para formar sal + água, 
onde um íon hidrogenado neutraliza um íon hidroxila. 
 
H+ + OH- → H2O 
 
Sendo que o número total de íons hidrogênio é igual ao volume da solução 
multiplicado pela concentração de íons hidrogênio em mol/L. 
 
n = M x V 
 
No ponto em que uma solução ácida foi completamente neutralizada por uma 
solução básica, o nº de íons hidrogênio é igual ao nº de íons hidroxilas. 
 
nOH = nH 
 
e substituindo n por M x V: 
 
MOH x VOH = MH x VH 
 
Assim, partindo de um volume conhecido de uma solução com concentração 
desconhecida e o volume e a concentração de uma solução padrão é possível 
calcular a concentração desconhecida. 
O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice versa) 
pode ser detectado com um indicador que muda de cor com um excesso de íons H+ 
ou OH- ou através de um medidor de pH. A fenolftaleína é um indicador desse tipo, 
onde em solução ácida a fenolftaleína é incolor, mas com o menor excesso de íons 
OH- em uma solução neutra ela torna-se rosa. 
 
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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A: Padronização da solução de NaOH 
 
1. Monte a bureta no suporte universal utilizando uma garra para fixá-la. 
2. Com a bureta limpa e desengordurada (não é necessário secá-la), realize a 
lavagem (em duplicata) com um pouco de solução de NaOH (< 5 mL) que você 
preparou na aula anterior. Faça isso duas vezes 
3. Preencha a bureta com a solução de NaOH e zere a bureta recolhendo o excesso 
de solução em um béquer, de forma que o menisco inferior fique na marca do zero. 
A bureta está pronta para iniciar uma titulação. 
4. Separe dois erlenmeyer e coloque em cada um deles 10,0 ml da solução padrão 
de ácido oxálico (H2C2O4) medidos com uma pipeta volumétrica. Acrescente um 
pouco de água destilada (~30 ml) e 3 gotas de fenolftaleína. 
5. Titule cada solução dos 2 erlenmeyer gotejando a solução de NaOH da bureta no 
erlenmeyer até aparecimento da cor rosa. Anote o volume gasto, lendo direto na 
bureta. Encha novamente a bureta com NaOH, zerando-a e repita a titulação 
utilizando os outros dois erlenmeyer. Anote os volumes gastos em cada titulação. 
6. Calcular a concentração correta da solução de NaOH. Lembrando que o ácido 
oxálico tem 2 hidrogênios ionizáveis. 
 
Obs: Você deve parar de gotejar NaOH assim que a cor rosa aparecer. 
 
Parte B: Determinação da concentração molar de uma solução ácida 
desconhecida. 
1. Calibre o pHmetro utilizando soluções tampão, pH =7 e pH = 4 (este 
procedimento já foi realizado previamente à aula. Atenção, ao terminar o 
experimento, não desligue o equipamento para que não perca a calibração e o 
próximo grupo possa utilizar). 
2. Lave uma vez a bureta com a solução titulante de NaOH 0,1 mol/L (preparada na 
aula anterior padronizada com solução de padrão de ácido oxalico 0,1M). A seguir, 
complete-a acertando o menisco em 0 mL. Esteja atento para que não haja bolha na 
extremidade após a torneira. 
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3. Com uso da proveta, adicione 25 mL de uma amostra de HCl de concentração 
desconhecida em um béquer. 
4. Coloque o eletrodo do pHmetro na amostra e espere estabilização. Anote o pH 
inicial. 
5. Titule com a solução titulante, agitando-se constantemente o béquer com 
emprego de agitador magnético. Faça adições de 1,00 em 1,00, registrando o valor 
de pH a cada adição, e o respectivo volume total gasto. O pH deve variar 
lentamente, apenas poucas casas decimais a cada adição. 
6. Quando a variação de pH, após cada adição, passar a ser acima de 0,05; passe a 
adicionar a solução titulante de 0,5 em 0,5 mL, também registrando o valor do pH e 
o respectivo volume total gasto. 
7. Novamente, se cada adição do agente titulante elevar demasiadamente o pH, 
comesse a fazer adições de 0,1 em 0,1 mL, procedendo como anteriormente. 
 
Pense a respeito: 
1. Construa uma tabela de contendo pH, V(mL), Vmédio, ∆pH/∆V e construa gráfico 
de pH vs. V, ∆pH/∆V vs Vmédio e ∆(∆pH/∆V) vs Vmédio. 
2. Determine o volume exato no ponto de equivalência, a concentração molar 
(mol/L) e a concentração em massa de HCl (g/L). 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
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EXPERIMENTO 5.2. REAÇÕES QUÍMICAS 
 PRECIPITAÇÃO E ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
OBJETIVOS 
Verificar experimentalmente a tendência que apresentam as substâncias químicas 
às reações de precipitação e de óxido-redução. Utilizar uma reação química de 
decomposição para deduzir a estequiometria da reação e a massa molar. 
 
INTRODUÇÃO 
Uma reação química ocorre quando há a transformação de uma ou mais 
substâncias químicas em outra substância com propriedades químicas diferente e 
que pode ser facilmente reconhecida pelas suas propriedades físicas, tais como: 
cor, cheiro, ponto de fusão, ebulição, solubilidade, etc. 
A evidência de uma reação química é dada pela mudança de cor, formação 
de gases ou a formação de produtos com diferente solubilidade, liberação/aborção 
de energia e alteração da fómula química. 
Em soluções aquosas de eletrólitos, o produto das concentrações molares de 
seus íons é constante para uma certa temperatura (produto de solubilidade) e a 
análise desta constante pode ser útil para mostrar se e quando pode ocorrer a 
precipitação de um produto pouco solúvel. Se a combinação dos íons de uma certa 
solução pode originar um produto pouco solúvel, ocorrerá precipitação se as 
concentrações dos íons correspondentes for tal que o produto delas ultrapassa o 
produto de solubilidade. 
Muitas vezes, existe a necessidade de verificar os aspectos quantitativos das 
reações, que pode ser constatado pela perda de massa, quando o produto formado 
corresponde a um gás ou líquido volatil. Neste caso, pesa-se os reagentes e 
calcula-se a quantidade em mols que irá reagir. Posteriormente, pesa-se o produto e 
calcula-se a quantidade em massa que seria perdida por 1 mol de reagente, sendo 
possivel deduzir a real equação quimica envolvida e a corresponente massa molar 
do produto formado. 
Reações químicas que envolvem a liberação de gás pode ser igualmente 
utilizada para determinar os aspectos quantitativos da reação, como por exemplo, 
determinar massa molar do gás formado. Para tanto, é necessário coletar o gás 
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despreendido e após ter seu volume e pressão aferidos, é possivel calcular a 
quantidade de materia formada pela Lei dos Gases (PV=nRT). 
Reações que ocorrem com transferência de elétrons e são chamadas de 
reações de óxido-redução. Enquanto as substâncias que perdem elétrons são 
chamadas de agentes redutores por provocarem a redução de outra substância, as 
substâncias que recebem elétrons causando a oxidação em outra espécie 
denominam-se agentes oxidantes. 
O termo oxidação refere-se a qualquer transformação química onde haja um 
aumento do número de oxidação (NOX), e o termo redução para quando há 
diminuição do numero de oxidação (NOX). Nos processos de óxido-redução, o 
aumento ou diminuição do NOX é proveniente de uma transferência de elétrons de 
um átomo a outro. A oxidação e a redução sempre ocorrem simultaneamente e um 
processo compensa o outro. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte A - Reação de precipitação 
1. Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução 0,1 M de NaCl e em outro tubo 
de ensaio 1 mL de solução 0,1 M Na2CrO4. Acrescente em ambos os tubos algumas 
gotas de solução 0,2M AgNO3. Anote os resultados. 
 
2. Misture em um tubo de ensaio 1 mL de solução 0,1 M de NaCl e 1 mL de solução 
0,1M de Na2CrO4. Acrescente, uma de cada vez, algumas gotas de solução 0,2M de 
AgNO3 , agitando o tubo após a adição de cada gota. Continue a adicionar a 
solução de AgNO3 até que não se observe mais nenhuma modificação. 
 
Pense a respeito 
 
1. Escreva as reações químicas e explique o que se espera observar com base nas 
constantes de solubilidade. 
 
 
Parte B – Reação de óxido-redução 
1. Colocar 2 mL de solução de FeSO4 0,5M em um tubo de ensaio. Adicionar 1 mL 
de solução de H2SO4 3M e 2 mL de H2O2 PA. Agitar e observar 
 
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2. Adicionar neste tubo algumas gotas de solução de NH4SCN 0,05M e observar a 
mudança de coloração 
 
Pense a respeito 
 
1. Escreva as semi-reações e a reações global balanceada e explique a finalidade 
do uso do tiocianato de amonio neste experimento. Quem sofrerá oxidação? E 
redução? Por quê? 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
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EXPERIMENTO 6. VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
OBJETIVOS 
Verificar os principais fatores que alteram a velocidade de uma reação química 
 
INTRODUÇÃO 
A velocidade de uma reação química é a medida de quão rápido um reagente 
é consumido ou um produto é formado. A velocidade das reações são proporcionais 
às concentrações dos reagentes ou a alguma potência dessas concentrações, o que 
nos leva ao conceito de ordem da reação. 
A + B → produtos 
A variação da concentração de um dos reagentes ou de um dos produtos por 
unidade de tempo (velocidade da reação) pode ser escrita como: 
nmx BAk
t
c
v ][][=
∆
∆
=
 
Onde a soma dos expoentes (m+n) corresponde a ordem da reação. 
Alguns fatores que alteram a frequência destas colisões entre os reagentes 
de uma reação química, aumentando ou diminuindo a sua velocidade, são a 
temperatura, a pressão, a concentração de reagentes, a superfície de contato e a 
presença de catalisadores ou inibidores. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte A – Efeito da temperatura 
• Prepare 6 tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução 0,1M de 
oxalato de sódio (Na2C2O4). Acidifique-os acrescentando a cada um deles 1 
mL de solução 2M de H2SO4. 
• Coloque 2 tubos de ensaio (simultaneamente) em um banho quente (≈ 50 
°C). A um deles acrescente 5 gotas de solução 0,1M de sulfato manganoso 
(MnSO4) e acrescente em ambos os tubos 2 gotas de solução 0,1M de 
KMnO4. 
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• Agite-os para misturar e anote o tempo de reação m um cronometro (para 
cada tubo). Agite bem para que ambos atinjam o mesmo estado final 
(mesma aparência) 
• Repita o procedimento descrito acima, porém conduze o experimento à 
temperatura ambiente e em banho de gelo e compare os tempos de reação. 
 
Parte B – Efeito da concentração 
• Numere 5 tubos de ensaio de 1 a 5 e coloque em cada um deles: 
 
Tubo Reagente 
n°1 5 mL de HCl 6M 
n°2 5 mL de ácido acético 6M (CH3COOH) 
n°3 5 mL de HCl 1M 
n°4 5 mL de HCl 0,1M 
n°5 5 mL de ácido acético 1M (CH3COOH) 
 
• Em cada tubo, coloque um pequeno fragmento de carbonato de cálcio 
(CaCO3(s)) e anote as velocidades de reação observadas. 
 
Pense a respeito: 
1. O que significa uma reação ser de primeira ordem ou segunda ordem? Como isso 
pode ser identificado em uma reação química? 
2. Escreva as equações químicas balanceadas. 
3. Qual o efeito da adição de MnSO4? Este atua como inibidor ou catalisador? 
2. Qual o efeito da temperatura na cinética de uma reação química? Por quê? 
3. Qual o efeito da concentração na velocidade de uma reação química? Por quê? 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
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