TQ_apostila_2013_2

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BC0307 
 TRANSFORMAÇÕES 
QUÍMICAS 
 
APOSTILA DO CURSO 
LABORATÓRIO 
 
 
 
 
 
Santo André 
2013 
BC0307 – Transformações Químicas 
1 
 
 
ÍNDICE 
CRONOGRAMA - 2º. QUADRIMESTRE DE 2013 ................................................................... 2 
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO ....................................... 4 
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CARDERNO DE LABORATÓRIO ........................... 5 
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO ........................................................ 5 
BIBLIOGRAFIA .............................................................................................................................. 5 
PRÁTICA 1 – TÉCNICAS BÁSICAS DE UM LABORATÓRIO QUÍMICO .......................... 7 
PRÁTICA 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ............ 10 
PRÁTICA 3 – TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES .................................................................... 15 
PRÁTICA 4 – ASPECTOS QUALITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ......................... 27 
PRÁTICA 5 – ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ...................... 31 
PRÁTICA 6 – CINÉTICA QUÍMICA: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE REAÇÃO ..... 34 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
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CRONOGRAMA - 2º. QUADRIMESTRE DE 2013 
SEMANA ATIVIDADES AVALIAÇÃO PRÉ-ATIVIDADES 
1 (29/07 e 30/07) Não haverá aula 
2 (05 e 06/08) 
PRÁTICA 1: Apresentação das normas gerais 
para a realização das aulas práticas, noções de 
segurança e unidades de medida. Técnicas 
básicas de laboratório. 
Caderno - Pré-relatório 
3 (12 e 13/08) 
PRÁTICA 2: Ligações químicas e interações 
intermoleculares. 
Caderno - Pré-relatório 
4 (19 e 20/08) 
PRÁTICA 3: Termoquímica de reações 
Obs:Não haverá aula no Campus São Bernardo 
do Campo (feriado municipal) 
Caderno - Pré-relatório 
5 (26 e 27/08) Discussão dos experimentos 1, 2 e 3. 
6 (02 e 03/09) PROVA DE LABORATÓRIO 1 
7 (09 e 10/09) 
PRÁTICA 4: Aspectos qualitativos de reações 
químicas Caderno - Pré-relatório 
8 (16 e 17/09) 
PRÁTICA 5: Aspectos quantitativos das 
reações químicas. Caderno -Pré-relatório 
9 (23 e 24/09) 
PRÁTICA 6: Cinética química: determinação 
da ordem de reação Caderno - Pré-relatório 
10 (30/09 e 01/10) Discussão dos experimentos 4, 5 e 6. 
11 (07 e 08/10) PROVA DE LABORATÓRIO 2 
12 (14 e 15/10) 
PROVA SUBSTITUTIVA (mediante 
apresentação de atestado) 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
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AVALIAÇÃO 
 
 
- Pre-relatório: poderá valer um ponto e deverá conter periculosidade e propriedades físicas dos 
reagentes e materiais, fluxograma do experimento e contas (cálculos estequiométricos, etc) e 
bibliografia utilizada. 
 
- Prova: consistirá de questões que versam sobre os experimentos realizados e os conceitos neles 
envolvidos. Durante a prova poderá ser consultado o Caderno de Laboratório 
 
- Caderno de Laboratório: O caderno deve conter para cada aula prática o pré-relatório, as 
anotações feita nas aulas, equações químicas e gráficos quando pertinentes, bem como as 
discussões relativas a estes dados e as respostas para as questões de verificação. 
 
 
Coordenador da Disciplina 
 
NOME e-mail Sala 
Leonardo José Steil steil@ufabc.edu.br 612-3 Bloco A 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
4 
 
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO 
 Leia integralmente o Guia de Segurança, Experimentos e Atividades (3ª.Edição) da disciplina 
de Base Experimental das Ciências Naturais. 
Em resumo: 
Segurança 
 Conheça a localização dos chuveiros de emergência, extintores e lavadores de olhos. 
 Use sempre avental, mantenha os cabelos presos e use calçados fechados; 
 Os óculos são obrigatórios! 
 Usar a capela sempre que possível; 
 Nunca pipete com a boca, não cheire, nem experimente os produtos químicos; 
 Comes e bebes, só fora do laboratório; 
 Consulte o professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto; 
 Comunique qualquer acidente, por menor que seja ao professor; 
 Se utilizar chama, mantenha longe de qualquer reagente! 
 Nunca brinque no laboratório; 
 Evite o contato de qualquer substância com a pele; 
 Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou para si 
mesmo. 
 Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência do frio 
 
Procedimentos gerais 
 Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor 
 Pesquise sempre a toxicidade dos reagentes antes das práticas 
 Nunca abra um recipiente de reagente antes de ler o rótulo 
 Evite contaminar reagentes, nunca retorne o excedente aos frascos de origem 
 Adicione sempre ácidos à água, nunca água a ácidos 
 Não coloque nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 Não coloque resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados para isso. 
 Não atire vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos 
de vidro. 
 Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação/destilação 
 Ao terminar a prática, lave o material utilizado e deixe-o em ordem 
 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
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ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CARDERNO DE LABORATÓRIO 
 O Caderno de laboratório é individual e deve conter para cada aula prática o fluxograma, as 
anotações feita nas aulas, equações químicas e gráficos quando pertinentes, bem como as 
discussões relativas a estes dados e as respostas para as questões de verificação. É 
expressamente proibido tirar cópia de cadernos de outros alunos. 
 
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO 
 O pré-relatório tem como objetivo prepará-lo para o experimento, tanto em relação ao 
procedimento experimental quanto aos riscos envolvidos. Portanto, é imprescindível que seja 
feito com atenção e muito cuidado. Deve conter: 
1. TÍTULO E IDENTIFICAÇÃO 
2. BREVE DESCRIÇÃO DOS OBJETIVOS DOS EXPERIMENTOS E DOS FENÔMENOS 
A SEREM OBSERVADOS. 
3. FLUXOGRAMA INDICANDO TODOS OS PROCEDIMENTOS 
4. LEVANTAMENTO DAS PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS (COMO PONTOS DE 
EBULIÇÃO E DE FUSÃO, DENSIDADE, MASSA MOLAR, ETC.) DE TODOS OS 
REAGENTES, TOXICIDADE E PERICULOSIDADE E O QUE FAZER EM CASO DE 
ACIDENTE; 
5. CUIDADOS ESPECÍFICOS A SEREM TOMADOS COM OS MATERIAIS A SEREM 
UTILIZADOS. 
 
BIBLIOGRAFIA 
Fundamentos teóricos e detalhes experimentais 
1. Peter Atkins e Loretta Jones, Princípios de Química, Questionando a vida e o meio 
ambiente, Bookman, Porto Alegre, 2001. 
2. J. C. Kotz, P. Treichel Jr, Química Geral e Reações Químicas, Vol. 1 e 2, 1ª edição, Thomson 
Pioneira, São Paulo, 2005. 
3. James E. Brady, Joel W. Russell, John R. Holum, Química a Matéria e Suas Transformações, 
3ª edição, Volume 1 e 2, LTC Editora, Rio de Janeiro, 2002. 
4. S. Murov, B. Stedjee, Experiments and exercises in basic chemistry, fourth editon, John 
Wiley & Sons Inc., New York, 1992. 
5. E. Giesbrecht, Experiências de Química; técnica e conceitos básicos, PEQ, Projetos de 
Ensino de Química, Editora moderna, 1982. 
 
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Informações técnicas (propriedades físicas, toxicidade, preço, nomenclatura) 
1. CRC Handbook of Chemistry and Physics 
2. Merck Index 
3. Aldrich Handbook of Fine Chemicals and Laboratory Equipment 
4. IUPAC Gold Book - http://goldbook.iupac.org/ 
 
Bases de Dados/Referências 
1. The Web os Science (www.isiknowledge.com) 
2. SciFinder Scholar (disponível nos laboratórios de pesquisa) 
3. Sciencedirect (www.sciencedirect.com) 
4. American Chemical Society (www.pubs.acs.org) 
5. Royal Society of Chemistry (www.rsc.org) 
 
Outras referências 
- SYMYX-DRAW (software para edição de estruturas orgânicas) pode serobtido gratuitamente 
mediante registro no site www.symyx.com/micro/getdraw/ 
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PRÁTICA 1 – TÉCNICAS BÁSICAS DE UM LABORATÓRIO QUÍMICO 
Atividade pré-aula: Pré-relatório do Experimento (inclua resposta à questão 1). 
TRAZER PAPEL MILIMETRADO 
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório. 
 
Introdução 
 Apesar do grande desenvolvimento teórico da química, ela continua a ser uma ciência 
eminentemente experimental, daí a importância das aulas práticas para o ensino e aprendizado 
da química. A experiência treina o químico no uso dos métodos, técnicas e instrumentos de 
laboratório, e permite a aplicação dos conceitos teóricos aprendidos. 
 Alguns materiais, geralmente de vidro, são empregados em medidas volumétricas de 
precisão, como balões volumétricos, provetas, pipetas e buretas. Outros, como o erlenmeyer e o 
béquer são utilizados no preparo de soluções e para aquecer líquidos. Existem ainda materiais 
de porcelana, utilizados geralmente para aquecimento de sólidos em altas temperaturas e para 
triturar reagentes sólidos e utensílios de metal, empregados como suporte para montagem de 
sistemas. 
 
Objetivos 
 Identificar e manusear alguns materiais e técnicas empregadas corriqueiramente no 
trabalho em laboratório. Determinar a concentração de uma substância a partir da densidade 
da solução. 
 
Procedimento Experimental 
Identifique os materiais abaixo e explicite seus principais usos: 
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Almofariz e Pistilo Frasco de armazenamento Pipeta volumétrica 
Balão de fundo chato Funil Proveta 
Balão de fundo redondo Funil de decantação Suporte para tubos 
Béquer Funil de Buchner Tela de amianto 
Bico de Bunsen Kitassato Tripé 
Cadinho de porcelana Pinça de madeira Tubo de ensaio 
Erlenmeyer Pipeta graduada 
 
Figura 1: Materiais empregados no trabalho em laboratório. 
Densidade de soluções 
 Pese um béquer de 25 ou 50 mL, limpo e seco, em uma balança semi-analítica. Anote o 
valor com todas as casas decimais. Utilizando uma pipeta volumétrica (10 mL), com o auxílio da 
pêra (ou do pipetador), pipete exatamente 10 mL de água destilada e transfira para o béquer. 
Obtenha a massa do conjunto béquer + água e determine, pela diferença entre os valores, a 
massa correspondente ao volume de água medido na pipeta. Calcule então a densidade da água 
e anote o valor. 
Repita o procedimento acima com as seguintes soluções de sacarose: 30 g.L-1, 60 g.L-1, 90 
g.L-1, 120 g.L-1 e 150 g.L-1. 
Repita o procedimento acima para as “soluções desconhecidas” de refrigerante indicada 
pelo professor e, através de um gráfico elaborado em papel milimetrado com os dados das 
cinco soluções padrão {densidade (eixo y) versus concentração em g/L (eixo x)}, descubra a 
concentração de açúcar destas soluções de refrigerante. Determine o teor de açúcar e compare 
com o valor informado pelo fabricante no rótulo do produto. 
 
19
21
6
19
21
6
19
21
6
19
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6
19
21
6
19
21
6
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6
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6
 
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Questões 
1. Identifique os materiais da Figura 1 e explicite seus principais usos. 
2. Apresente o gráfico (densidade versus concentração) com os dados obtidos pelo seu grupo. 
3. Calcule (graficamente) a concentração da “solução desconhecida” indicada para o seu 
grupo e compare com o valor dado pelo fabricante. 
 
Referências 
1. Felicíssimo, A.M.P.; Toma, H.E.; Prado J.C.; Zinner, L.B.; Marcondes, M.E.R.; Constantino, 
M.G.; Kuya, M.K.; Isuyama, R.; Najjar, R.; Osório, V.K.L.; Oliveira, W. PEQ – projetos de 
ensino de Química: Experiências de Química, técnicas e conceitos básicos, São Paulo: Editora 
Moderna. 
2. Henderson, S.K.; Fenn, C.A.; Domijan, J.D. “Determination of sugar content in commercial 
beverages by density”, Journal of Chemical Education , 1998, 75, 1122-1123. 
 
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PRÁTICA 2 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática 
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório 
 
Introdução 
Assim como somos capazes de diferenciar nossos amigos através de características físicas 
como altura, peso, cor dos olhos e cabelos, podemos também diferenciar as substâncias 
químicas utilizando algumas de suas propriedades, tais como, o estado físico, ponto de fusão e 
ebulição, densidade, solubilidade, condutividade elétrica, cor, densidade, maleabilidade, 
ductibilidade e viscosidade. 
 Todas essas propriedades que podem ser medidas e observadas sem alterar a composição 
da substância são chamadas propriedades físicas. As propriedades físicas das substâncias 
dependem do tipo de ligação química e das forças intermoleculares que as compõem. 
Uma das características de um líquido é sua tendência em adquirir formas que tornam 
mínima a área superficial, de modo que o maior número de moléculas permaneça no interior 
da fase líquida. Gotículas de líquido tendem a ser esféricas devido a esta propriedade, já que a 
esfera representa a forma com menor área superficial para um determinado volume. É possível, 
porém, que outras forças atuem sobre o liquido, afastando-o de seu formato ideal. A força de 
gravidade da Terra, por exemplo, tende a achatar a esfera e a aglomerar o liquido em grandes 
massas, como é o caso dos oceanos. 
Assim, os efeitos de superfície em uma interface líquido-gás (como no caso da água em 
contato com vapor d'água) determinam uma força resultante, cuja direção se encontra no plano 
tangente à superfície de pontos particulares desta interface. 
 
Objetivos 
 Relacionar as propriedades macroscópicas das substâncias (ponto de fusão, solubilidade, 
miscibilidade, condução de corrente elétrica e tensão superficial) com o tipo de ligação 
molecular e de interação intermolecular. 
 
 
 
 
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Procedimento Experimental 
1. Aquecimento de sólidos 
1a. Cubra uma placa de aquecimento com folha de papel alumínio. Coloque uma quantidade 
pequena de açúcar a uma pequena distância do centro. Adicione a mesma quantidade de 
parafina e de cloreto de sódio em posições eqüidistantes uma das outras e do centro, formando 
um triângulo. Mantenha a chapa na temperatura máxima. Observe os materiais durante o 
aquecimento e anote a ordem cronológica em que entram em fusão. Anote e interprete as 
observações considerando a estrutura das substâncias e as forças intermoleculares. 
 
2. Solubilidade 
 Transfira para um tubo de ensaio aproximadamente 2 mL do solvente indicado. 
Adicione uma pequena (ponta de espátula; no caso do Iodo, apenas 1 bolinha) quantidade da 
amostra sólida indicada. Verifique se há solubilização ou não. Quando ambos forem líquidos, 
misture 1,0 mL de cada. Os sistemas a serem estudados são: 
a) H2O + KMnO4 b) Hexano + KMnO4 
c) H2O + H3CCOONa d) Hexano + H3CCOONa 
e) H2O + I2 f) Hexano + I2 
g) H2O + CaCO3 h) Hexano + CaCO3 
i) H2O + sacarose j) Hexano + sacarose 
k) H2O + parafina l) Hexano + parafina 
m) H2O + Hexano + I2 
 
3. Obtenção da Tensão Superficial de Líquidos 
Alguns métodos são comumente utilizados para a determinação da tensão superficial, 
destacando-se o método do “peso relativo da gota”, que será abordado nesta prática. Quando 
uma gota se forma na ponta de um tubo semelhante ao esquematizado na Figura 1, ocorre a 
atuação das forças Peso (P) e Capilar (FC). 
BC0307 – Transformações Químicas 
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Figura 1: Esquema da pipeta (diâmetro da boca igual a 2r) com a representação das forças Peso(P) e Capilar (FC) atuando na gota. 
A força peso (P) equivale ao produto de uma massa (em nosso caso, a massa da gota) com a 
aceleração da gravidade (9,81 m s-2). A massa da gota equivale ao seu volume (Vg), multiplicado 
pela sua respectiva densidade (d): 
m = Vg . d 
 
A força capilar é proporcional à tensão superficial () e à linha de contato entre a gota e 
o tubo (L), correspondente ao perímetro do bocal do tubo. Da definição de tensão superficial, 
tem-se que: 
L = 2πr 
Para que a gota se destaque do tubo, é necessário que as forças Peso (P) e Capilar (FC) 
sejam iguais. Assim:
2r = d . Vg . g 
Na presente prática, para contornar o problema da determinação do raio do tubo, será 
utilizado um método comparativo para a determinação da tensão superficial. Este método está 
baseado na prerrogativa de conhecermos o valor de tensão superficial da água. 
 Primeiramente, então, é feita a medida do número de gotas (n), formadas por um 
determinado volume fixo (V) de água. O volume de cada gota será: 
a
a
n
V
V  
Este procedimento experimental deve ser repetido utilizando-se um outro liquido (l), 
medindo-se o número de gotas (nl) que um volume (Vl) forma nas mesmas condições. Têm-se 
então que: 
l
l
n
V
V  
 Para os dois líquidos em questão, podemos escrever: 
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13 
r
gVd aa
a 

2
..
 e rgVd lll  2 .. 
 Substituindo-se os valores de Va e Vl, teremos que: 
rn
gVd
a
a
a 

2.
..
 e rn
gVd
l
l
l 

2.
..
 
 Finalmente, dividindo a por l: 
al
la
l
a
nd
nd
.
.


 
 Assim, conhecendo-se o valor de tensão superficial da água, determina-se a tensão 
superficial de qualquer liquido. 
Realize os seguintes experimentos na ordem proposta, lavando a pipeta com bastante 
água destilada entre uma medida e outra. Anote os valores da densidade do etanol e das 
soluções salina e de detergente para os cálculos. 
a. Encher uma pequena pipeta graduada de 5 mL com água destilada e determinar o número de 
gotas que são formadas em cada mililitro. Repetir esta medida pelo menos duas vezes. 
b. Repetir o mesmo procedimento utilizando álcool etílico absoluto. 
c. Repetir o mesmo procedimento utilizando solução aquosa com 20% de NaCl em massa. 
d. Repetir o mesmo procedimento utilizando solução aquosa com 20% de detergente em massa. 
 Não se esqueça de verificar a temperatura ambiente e a densidade das soluções nesta 
temperatura (se possível, utilize o densímetro). 
 
Questões 
1. Descreva detalhadamente todos os fenômenos observados nos itens de 1 e 2, indicando 
sempre as interações intermoleculares envolvidas nas solubilizações e interações. Interprete o 
porquê da solubilidade dos compostos nos determinados solventes (não justifique simplesmente 
como “polar dissolve polar; apolar dissolve apolar”. Apresente todas as reações químicas. 
2. Discuta a solubilidade em água de diferentes sais como nitratos, sulfatos, cloretos e outros. 
2. Sabendo-se o valor da tensão superficial da água, determinar o valor de  para o etanol 
absoluto e para a solução de NaCl e de detergente. Compare todos os valores de  obtidos, 
justificando as diferenças observadas 
 
Referências 
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14 
1. Kotz, J. C; Treichel Jr. P. M. Química geral e reações químicas. São Paulo: Thomson 
Learning, 2006, vol. 1 e 2. 
2. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 
3. Atkins, P. W; Físico Química Vol 1 e 2, ed LTC, 2004. 
4. Leal-Ferreira, G. F., Revista Brasileira de Física, Vol. i I, NP 2, 1981. 
BC0307 – Transformações Químicas 
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PRÁTICA 3 – TERMOQUÍMICA DE REAÇÕES 
 
Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática 
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas realizadas, fazer os cálculos e responder o 
questionário no caderno de laboratório 
 
Introdução 
 
Quando uma reação química ocorre, os reagentes inicialmente presentes no sistema vão se 
modificando com o avanço da reação, de modo a formar os produtos. Essa transformação vem 
acompanhada por uma mudança característica na energia. No entanto, processos que ocorrem a 
pressão constante são mais fáceis de medir a entalpia, H, como propriedade de um sistema, já 
que 
pqH 
, (Veja Aula 4). Ou seja, a variação de entalpia é dada pelo calor trocado com as 
vizinhanças. Então, numa reação química, a temperatura do sistema após a reação é, em geral, 
diferente da temperatura inicial. De maneira a restaurar o sistema a sua temperatura inicial, é 
preciso haver um escoamento de calor, seja para as vizinhanças ou a partir das vizinhanças. É a 
partir desse princípio de troca de calor entre o sistema e as vizinhanças que vamos estudar o 
calor de neutralização de um ácido com uma base, com a ajuda de um calorímetro. Este 
princípio nos será útil para estendermos o conceito a outras reações, seja ela de dissolução, 
mudança de fase, combustão ou formação. 
Calor das Reações Químicas 
Vimos na Aula 5 que a entalpia do Sistema é definida como sendo a energia interna do sistema 
mais o produto da pressão pelo volume: 
pVUH 
 (Eq.1) 
A pressão constante a Eq.1 se torna: 
VpUH 
 (Eq.2) 
Vimos que a variação da energia interna é dado por
qwU 
, com 
Vpw ex 
. Se 
substituirmos na Eq.2, temos: 
VpqVpH ex  )(
 (Eq.3) 
Considerando que não há diferença entre a pressão do sistema e as vizinhanças, pex = p, A Eq.3 
se torna: 
pqH 
 (Eq.4) 
BC0307 – Transformações Químicas 
16 
Assim a variação de entalpia em qualquer processo termodinâmico é dado pela diferença da 
entalpia final (Hf) pela inicial (Hi): 
ifp HHq 
 (Eq.5) 
No caso de reações químicas onde inicialmente temos os reagentes e no fim da reação os 
produtos, o calor absorvido ou liberado é igual a soma das entalpias dos produtos menos a 
soma das entalpias dos reagentes 
  reagentesprodutosreaçãop HHHq
 (Eq.6) 
Podemos ilustrar melhor essa equação usando um gráfico como mostrado na Figura 1. 
 
 
Figura 1: Representação gráfica da Eq.6 para um processo químico (a) Exotérmico 
(b)Endotérmico. 
 
Vê-se em cada gráfico, uma linha que representa a entalpia total dos produtos e a outra é a dos 
reagentes. A diferença entre as linhas representa a variação de entalpia total para a reação (
reaçãoH
). No caso da Figura 1a, a quantidade de entalpia final é inferior a inicial, ou seja, a 
entalpia da reação é negativa (
0 reaçãoH
), o que significa que o sistema está liberando energia 
para as vizinhanças na forma de calor. Este processo leva o nome de exotérmico. Da mesma 
maneira podemos racionalizar para a Figura 1b, ou seja, a entalpia dos produtos é superior a 
dos reagentes, e a variação de entalpia da reação é positiva (
0 reaçãoH
) o que significa que o 
sistema esta absorvendo energia das vizinhanças na forma de calor. 
Podemos pensar da seguinte maneira quanto as reações endotérmicas e exotérmicas. Sabemos 
que uma reação química se da um sistema e que a temperatura após a reação é geralmente 
diferente da temperatura inicial. Para restaurar o sistema a temperatura inicial é preciso haver 
um escoamento de calor seja ele das vizinhas ou para as vizinhanças. Se o sistema estiver mais 
BC0307 – Transformações Químicas 
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quente após a reação ocorrer, é necessário escoar calor para as vizinhanças de modo a restaurar 
o sistema ao seu estado inicial, é o que chamamos de reação exotérmica, que por convençãoo 
calor da reação é negativo. Se o sistema estiver mais frio depois da reação, é necessário então 
escoar calor a partir das vizinhanças com o objetivo de restaurar a temperatura inicial, neste 
caso, a reação é endotérmica e o calor da reação é negativo. 
Tendo em vista que agora temos um conhecimento maior do uso da entalpia em reações 
químicas, vamos falar um pouco sobre reações de neutralização e como podemos determinar o 
calor envolvido nesse tipo de reação. 
Reação de neutralização 
Muitos compostos se dissolvem em água, formando soluções aquosas. Em alguns casos, as 
moléculas de água solvatam as moléculas ou íons presentes na solução. Em outros casos, a 
molécula de água e as moléculas do soluto ou íons podem reagir. Em água pura, uma pequena 
porcentagem de moléculas tomam parte do equilíbrio químico como mostrado na Eq. 7: 
  )()(3)(22 aqaql OHOHOH
 (Eq.7) 
Como resultado, pequena quantidade de íon hidrônio (

)(3 aqOH
) e íon hidroxila (

)(aqOH
) estão 
presente na água. 
No caso de ácidos quando em contato com água, formando uma solução aquosa, o ácido libera 
um ou mais íons hidrogênio (H+) por molécula para moléculas de água formando o íon 
hidrônio. Neste contexto, nos referimos a liberação do íon hidrogênio como dissociação. A 
facilidade com que o ácido se dissocia é a medida da força de um ácido. Quando toda molécula 
de ácido em solução está dissociada dizemos que este ácido é forte. Por exemplo, se 
borbulharmos uma certa quantidade de ácido clorídrico gasoso em uma amostra de água para 
preparar uma solução de ácido clorídrico, a reação pode ser escrita da seguinte forma: 
  )()(3)(2)( aqaqlg ClOHOHHCl
 (Eq.8) 
O ácido clorídrico é um ácido forte, o que significa que, essencialmente, todas as moléculas de 
HCl estão dissociadas. Outros ácidos fortes são o ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4) 
e ácido fluorídrico (HF). 
Já as bases fortes são compostos que em água se dissociam essencialmente em íons hidroxila e 
seu respectivo cátion. O hidróxido de sódio é um exemplo de uma base forte, que em água 
reage seguindo a seguinte reação: 
  )()()( aqaq
água
s NaOHNaOH
 (Eq.9) 
Na reação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio, forma cloreto de sódio totalmente 
dissociado mais água. 
BC0307 – Transformações Químicas 
18 
)(2)()()()( laqaq
água
aqaq OHNaClNaOHHCl 

 (Eq.10) 
Essa reação chamamos de neutralização, de um ácido com uma base. 
No entanto podemos expandir um pouco mais a Eq.10 e generalizarmos para uma reação de 
qualquer ácido HA (sendo A um anion monovalente qualquer) e uma base MOH (sendo M um 
metal monovalente): 
)(2)()()()( laqaq
água
aqaq OHMAMOHHA 

 (Eq.11) 
Nota-se que, como na Eq.10, o principal produto é a água. Então se o ácido e a bases estão 
fortemente ionizados no principio da reação, a única reação química em realidade é: 
)(2)()(3 2 laqaq OHOHOH 

 (Eq.12) 
Ou seja, é a mesma reação abordada no inicio do item, no entanto, de maneira inversa. Assim 
como qualquer outra reação, haverá um calor envolvido durante a formação dos produtos. E no 
caso da reação de um ácido com uma base, chamamos de calor de neutralização. 
Analisando bem a Eq.11, o calor de neutralização de qualquer ácido com uma base será 
o calor de formação da água a partir dos íons hidrônio e hidroxila. E para um ácido forte com 
uma base forte o calor de neutralização é de -13,71 kcal mol-1 ou -57,3 kJ mol-1 . Note que o 
valor do calor de neutralização é negativo o que significa que a reação de um ácido forte com 
uma base forte libera calor. 
No entanto, existem muitos fatores que tendem a fazer com que o calor liberado em 
uma neutralização real se diferencie de -13,71 kcal mol-1 . No caso de um ácido ou uma base 
fraca, se produz ionização, um processo que absorve calor; a composição das moléculas 
associadas tambem absorve calor. No entanto, as interações específicas entre o solvente e o 
soluto produzem, freqüentemente, um aumento de calor, fator que se manifesta por um calor 
de dissolução negativo. O efeito calorífico líquido em uma neutralização pode ser maior ou 
menor que -13,71 kcal mol-1. As neutralizações de ácido e bases fracas levam a calores menores, 
exceto em certos casos em que o calor de dissolução é grande. 
Diante desses fatores, vamos determinar o calor de neutralização de ácido clorídrico e 
hidróxido de sódio, ambos ácido e base fortes, e para avaliar o efeito de um ácido fraco reagir 
ácido acético com hidróxido de sódio. 
 
Procedimento Experimental 
Materiais necessários 
 Calorímetro composto 
 Cronômetro 
BC0307 – Transformações Químicas 
19 
 100 mL de solução de NaOH 1 mol L-1 . 
 50 mL de solução HCl 1 mol L-1 . 
 50 mL de solução de ácido acético 1 mol L-1 . 
 
Parte 1 – Determinação da Constante do Calorímetro. 
Para determinar o fluxo de calor de um processo, o calorímetro é preenchido com conhecida 
quantidade de água. O processo que libera ou absorve calor é então realizado dentro do 
calorímetro e a temperatura da água é monitorada com um termômetro. Pela quantidade de 
água presente dentro do calorímetro e pela mudança de temperatura da água a quantidade de 
calor transferido pelo processo pode ser determinada. No caso de determinar a Constante do 
calorímetro, partiremos de duas amostras de água a diferentes temperaturas. Uma vez que se 
conhece o calor específico e a quantidade de cada amostra de água podemos determinar a 
constante o calorímetro utilizando a seguinte equação: 
ocalorímetrfriaáguaáguaquente qqq 0
 (Eq.7) 
Utilizando a Eq. 1, a Eq 7 se torna: 
TCTcmTcm quenteáguaáguaquentefriaáguaáguaquente 0
 (Eq.8) 
Aqui temos que tomar cuidado ao diferenciar as variações de temperatura, já que 
friaT
é 
diferente de 
quenteT
. Rearranjando a Eq.8: 
T
TcmTcm
C
quenteáguaáguaquentefriaáguaáguaquente



 (Eq.9) 
Vale ressaltar que a Eq.7 nada mais é que o enunciado da primeira lei da Termodinâmica. 
Como não há trabalho realizado pelo sistema (w=0) toda variação de energia só pode ser dado 
por troca de calor. No caso do calorímetro como não há troca, pelo menos a princípio, com as 
vizinhanças, a energia do sistema não se altera e toda a energia do sistema se mantém constante. 
Dessa maneira, todos os componentes do sistema, no caso: água quente, água fria e calorímetro, 
trocam calor entre si, mas no final a energia do sistema tem que se conservar. Ou seja, a 
somatória de todos os calores num sistema isolado é igual a zero: 
0...;0 4321  qqqqq
 (Eq.10) 
O importante aqui é saber determinar a variação de temperatura do processo. Em muitos casos 
é difícil determinar diretamente a variação de temperatura, T, com precisão. Em 
consequência, é necessário acompanhar a variação da temperatura com o tempo, através de 
leituras periódicas da mesma. Para isso anota-se a temperatura do sistema a cada 30 segundos 
BC0307 – Transformações Químicas 
20 
por 5 minutos. Dessa maneira podemos organizar os dados em um gráfico como mostrado na 
Figura 2: 
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Após a mistura
T
f
Te
m
pe
ra
tu
ra
 
C
)
Tempo (minutos)
T
Linha da
mistura
T
i
Antes da mistura
Momento do 
início da mistura
 
Figura 2 - Variação da temperatura em função do tempo. 
A partir da Figura 2 pode ser obtido graficamente o valor correto para T. No caso desta 
experiência, como as temperaturas rapidamente ficam constantes em função do tempo, os 
valores de T podem ser obtidos facilmente através dos valoresestacionários das temperaturas 
da água fria, água morna e de equilíbrio. 
Assim, para determinar a constante de um calorímetro, calorífica de um metal, faz-se necessário 
o uso de um calorímetro. Siga o seguinte roteiro: 
1. Colocar no calorímetro 50 mL de água destilada a temperatura ambiente. 
2. Agitar moderadamente e iniciar rapidamente o registro da temperatura do sistema a 
cada 30 segundos até que a mesma se mantenha constante, por pelo menos dois minutos. 
3. Com uma proveta tomar uma amostra de 50 mL de água destilada de temperatura 
rigorosamente conhecida, cerca de 20 ºC acima da temperatura ambiente. Esta amostra de água 
morna deve ser em seguida rapidamente adicionada no calorímetro. 
4. Agitar levemente a mistura e anotar a temperatura a cada 10 segundos, até que a mesma 
permaneça constante. 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
21 
Parte 2 – Calor de Neutralização de Ácido Forte/Base Forte 
Para determinar o calor ou entalpia de neutralização de um ácido forte com uma base forte 
adicione ao calorímetro 50 mL de solução 1 mol L-1 de NaOH padronizada. Tampe o 
calorímetro e registre a temperatura a cada 30 s por 5 minutos, ou até que atinja o equilíbrio 
entre a temperatura do calorímetro e a base adicionada. Adicione 50 mL de solução de HCl 1 
mol L-1, necessariamente a mesma temperatura que a solução de NaOH contida dentro do 
calorímetro. Tampe o calorímetro imediatamente e agite gentilmente o sistema. Anote a 
temperatura da mistura em intervalos de 30 segundos por 5 minutos. 
Temos que sempre ter em mente que necessariamente ambos os reagentes devem estar a 
mesma temperatura. Isso se deve ao fato deste experimento medir a variação de temperatura 
antes e depois da mistura. Caso um dos reagentes estejam em temperatura diferente a variação 
final terá contribuição dessa variação e determinação do calor de neutralização fica prejudicada. 
Ademais, ambos os reagentes devem estar na mesma concentração e mesma quantidade, caso 
um esteja a mais que outro o calor da reação será limitada por aquele em menor quantidade. 
 
Parte 3 – Calor de Neutralização de Ácido Fraco/Base Forte 
 
Utilizando o mesmo procedimento adotado anteriormente, apenas substituindo o ácido 
clorídrico por ácido acético, determine o calor de neutralização. A concentração da solução 
também é de 1 mol L-1. Anote a variação da temperatura em intervalos de 30 segundos. 
 
Cálculos 
1- Para todos os experimentos é possível determinar o fluxo de calor q pela medida de variação 
de temperatura ∆T que ocorre durante o processo. Use os espaços reservados ao final dessa aula 
(Apêndice A) para representar graficamente os dados de Temperatura vs. Tempo a fim de 
determinar a variação de temperatura ∆T que ocorreu durante o processo. 
2- Em posse dos valores de variação de temperatura obtidos em cada experimento e a massa de 
cada amostra metálica determine a constante do calorímetro e o calor de neutralização de cada 
reação. 
Inicialmente, construa uma tabela para organizar os valores calculados da constante do 
calorímetro (
ocalorímetrC
): 
 
Tabela 1: Valores de Variação de Temperatura e constante do obtidos a partir dos gráficos 
mostrados no Apêndice B. 
BC0307 – Transformações Químicas 
22 
 
Variação de Temperatura, 
ΔT (K) 
 
ocalorímetrC
 (cal g
-1
 ºC
-1
 ) 
Amostra 1 
Amostra 2 
Amostra 3 
 Média= 
 
Para determinar o calor de reação partimos do principio que não há perdas de calor do interior 
do calorímetro para as vizinhas. Dessa maneira todo o calor pode ser escrito da seguinte forma: 
0 ocalorímetrsoluçãoreação qqq
 (Eq.13) 
Rearranjando a Eq.13: 
)( ocalorímetrsoluçãoreação qqq 
 (Eq.14) 
Sabendo que 
Tmcq 
, substituindo na Eq.14 temos: 
)( TCTcmq ocalorímetrsoluçãosoluçãoreação 
 (Eq.15) 
Colocando em evidencia a variação de temperatura do sistema: 
TCcmq ocalorímetrsoluçãosoluçãoreação  )(
 (Eq.16) 
Para resolver a Eq.16 é necessário conhecer a massa da solução (
soluçãom
) o calor específico da 
solução (
soluçãoc
) e a constante do calorímetro (
ocalorímetrC
), além claro, da variação de 
temperatura. 
A solução final é formada por água e NaCl, consideraremos em nossos cálculos a densidade da 
solução como sendo 1,076 g m L-1 e o calor especifico como 0,980 cal ºC ou 4,103 J ºC. 
Uma vez que a reação é a realizada a pressão constante, o calor trocado/transferido durante o 
processo é igual a entalpia, então: 
Hqreação 
 (Eq.17) 
Para melhor organizar a grande quantidade de dados obtidos construa uma Tabela, como 
indicado na Tabela 1: 
 
Tabela 3: Valores da Constante do Calorímetro, e entalpias de neutralização de ácido/base 
realizados nos itens 5.2 e 5.3. 
 
 
Variação de 
Temperatura, ΔT 
 
reaçãoH
 (kJ/mol) 
BC0307 – Transformações Químicas 
23 
(K) 
Á
ci
d
o
 F
o
rt
e/
 
B
a
se
 F
o
rt
e 
Amostra 1 
Amostra 2 
Amostra 3 
 Média= 
Á
ci
d
o
 F
ra
co
/ 
B
a
se
 F
o
rt
e 
Amostra 1 
Amostra 2 
Amostra 3 
 Média= 
 
Lembre se de dividir o valor determinado do calor de reação pelo número de mol de H+ . 
Mostre também todo o seu trabalho em detalhes para os cálculos de calor e capacidade 
calorífica. Preste atenção para os sinais matemáticos, que é uma fonte de erros muito comum 
em calorimetria. 
 
Questões 
 
1 - Este experimento possui algumas fontes de erros. Discuta duas das mais possíveis fontes 
sistemáticas de erros. Como esses erros podem influenciar na determinação da entalpia de 
neutralização? 
2 - Os valores de calor de neutralização para ácido forte/base determinados nesse experimento 
se assemelham aos já apresentados na literatura? 
3 - A partir dos valores do calor de neutralização para ácido forte/base forte, para esse 
experimento, como você avaliaria a validade dos seus resultados? São confiáveis ou não? 
Discuta. 
4 - O valor do calor de neutralização para ácido fraco/base forte foi superior ou inferior o 
obtido para ácido forte/base forte? Discuta 
5 - Se você dobrasse a concentração de cada solução de ácido forte e da base forte, mantendo 
todo o sistema o mesmo, o calor de neutralização seria diferente? Discuta 
BC0307 – Transformações Químicas 
24 
6 - Se você dobrasse a massa de água mantendo todo o sistema o mesmo, o que aconteceria com 
a variação de temperatura do sistema (água+calorímetro)? 
 
Referências 
 
PILLA, L. Físico-Química I, 1 ed. ,Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 
1979. 
BALL, D.W., Físico Química, Vol 1., São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. 
ATKINS, P.W., Physical Chemistry, 6 Ed., Oxford: Oxford University Press, 1998. 
ATKINS, P.W., Físico-Química e Fundamentos, 3 Ed., Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos Editora S.A., 2003.. 
BC0307 – Transformações Químicas 
25 
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
Ácido Forte.Base Forte, Amostra 2
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
Constante do Calorímetro, Teste 3
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
Ácido Forte.Base Forte, Amostra 3
Ácido Forte.Base Forte, Amostra 1
Constante do Calorímetro, Teste 2
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
Constante do Calorímetro, Teste 1
APÊNDICE B
 
BC0307 – Transformações Químicas 
26 
T
e
m
p
e
r
a
tur
a
 (
C
)
Tempo (min)
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 2
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 2
Ácido Fraco/Base Forte, Amostra 1
APÊNDICE A
T
e
m
p
e
r
a
tu
r
a
 (
C
)
Tempo (min)
 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
27 
PRÁTICA 4 – ASPECTOS QUALITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Atividade pré-aula: Pré-relatório da prática 
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o questionário no 
caderno de laboratório 
 
Introdução 
 A compreensão das reações químicas é fundamental para a compreensão das 
transformações do mundo natural. Em uma transformação química ocorrem quebras das 
ligações químicas das espécies reagentes formando-se novas ligações, nas quais os produtos 
resultantes apresentam propriedades químicas diferentes das espécies originais. 
 Para representar uma reação química utiliza-se a equação química. Qualitativamente uma 
equação química descreve os reagentes e os produtos de uma reação, que podem ser átomos, 
íons ou moléculas. Quantitativamente, uma equação química balanceada indica as relações 
estequiométricas (em mol) entre as unidades reagentes. 
 As reações podem envolver substâncias dissolvidas em solventes diversos, como por 
exemplo, em água ou tolueno; ou envolver substâncias não dissolvidas em solventes (via seca). 
Quando todos os reagentes e produtos são descritos na forma de moléculas, tem-se uma 
equação molecular e quando são descritos na forma de íons, uma equação iônica. 
 
Objetivos 
 Efetuar observações sobre compostos e reações químicas. Reconhecer e escrever 
equações químicas para os diferentes tipos de reações em solução aquosa. Aplicar os conceitos 
das leis ponderais e volumétricas da química. 
 
Procedimento Experimental 
1. Identificação de cátions 
1a. Inicialmente, teste a chama da seguinte maneira: introduza a extremidade da alça metálica 
nas várias regiões da chama de um bico de Bunsen. Verifique a temperatura aproximada de 
cada região da chama, sabendo que o fio fica vermelho escuro a aproximadamente 500°C, 
vermelho a 700°C e alaranjado a 1100°C. 
1b. Introduza na região mais quente da chama a extremidade do clipe previamente passado em 
solução de NaCl e observe a cor gerada na chama. Repita este procedimento para soluções de: 
BC0307 – Transformações Químicas 
28 
LiCl, KCl, CaCl2, SrCl2 e BaCl2. ATENÇÃO: utilize uma alça metálica para CADA solução de 
sal (não os misture!). 
 
2. Reações por via úmida 
Efetue as seguintes reações, adicionando em placa de toque, vidro de relógio ou tubo de 
ensaio as quantidades indicadas. Anote todas as observações, inclusive as cores e os estados dos 
reagentes. 
2.1. Reação ácido-base 
2.1.a. Numa placa de toque, adicione 2 gotas de solução de NH4OH 1,0 mol.L
-1 e 1 gota 
de solução de verde de bromocresol. Observe. Adicione, gota a gota, solução de HCl 1,0 mol.L-1 
até observar alteração. 
2.2. Reação de precipitação 
2.2.a. Coloque em uma placa de toque 2 gotas de solução de KI - 0,5 mol L-1 e 1 gota de 
solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L
-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em repouso. 
Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim em local 
apropriado. 
2.2.b. Coloque em um vidro de relógio 2 gotas de solução de KCl - 0,5 mol L-1 e 1 gota 
de solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L
-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em repouso. 
Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim em local 
apropriado. 
2.2.a. Coloque em um vidro de relógio 2 gotas de solução de K(H3CCOO) - 0,5 mol L
-1 
e 1 gota de solução de Pb(NO3)2 - 0,25 mol L
-1. Observe. Adicione 2,0 mL de água e deixe em 
repouso. Após 5 minutos observe novamente. ATENÇÃO: ao final, não descarte na pia e sim 
em local apropriado. 
2.3. Reação de complexação 
2.3.a. Coloque em uma placa de toque 2 gotas de FeCl3 0,1 mol L
-1 e 5 gotas de água. 
Logo após, adicione 1 gota de solução de NH4SCN 0,1 mol L
-1. Observe. 
2.3.a. Coloque em uma placa de toque 3 gotas de CuSO4 - 0,1 mol L
-1 e 5 gotas de água. 
Logo após, adicione 1 gota de solução de NH4SCN 0,1 mol L
-1. Observe. 
2.4. Reação de precipitação e complexação 
2.4.a. Adicione 1,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L
-1 e 2 gotas de solução de 
NH4OH 4,0 mol L
-1. Observe. Adicione 1,0 mL de água, agite e deixe em repouso por 1 
minuto. Observe e anote. Adicione gota a gota a solução de NH4OH 4,0 mol L
-1, sempre 
agitando, até observar alteração na coloração (anote o número de gotas). 
BC0307 – Transformações Químicas 
29 
2.4.b. Adicione 1,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L
-1 e 2 gotas de solução de NaOH 
4,0 mol L-1. Observe. Adicione 1,0 mL de água, agite e deixe em repouso por 1 minuto. Observe 
e anote. Adicione gota a gota a solução de NaOH 4,0 mol L-1, sempre agitando, até atingir a 
mesma quantidade de gotas adicionada no item 2.4a. Observe e anote. 
2.4.c. Coloque em tubos de ensaio (separados) 5 gotas de solução 0,2 mol.L-1 dos 
seguintes sais: Ni(NO3)2, Co(NO3)2, Fe(NO3)2, Mn(NO3)2, Zn(NO3)2, Fe(NO3)3, Cr(NO3)3, 
Al(NO3)3. Adicione lentamente (gota a gota), cada tubo, a solução de NaOH – 1 mol.L
-1, até 
formação do precipitado. Observe e anote a cor e o aspecto do precipitado formado. Continue 
adicionando NaOH – 1 mol.L-1 aos precipitados formados e observe os casos em que há 
dissolução dos mesmos. 
Sal Hidróxido formado gotas de NaOH até 
formação de 
precipitado 
(Cor e Aspecto) 
Excesso de NaOH 
(Cor e Aspecto) 
Mn(NO3)2 
Ni(NO3)2 
Co(NO3)2 
Zn(NO3)2 
Fe(NO3)2 
Fe(NO3)3 
Cr(NO3)3 
Al(NO3)3 
 
2.5. Reação de oxi-redução 
2.5.a. Em uma placa de toque, coloque uma fita de magnésio e adicione, gota a gota, 
uma solução de HCl – 1 mol.L
-1. Observe e anote. 
2.5.b. Em uma placa de toque, adicione 2-3 gotas de NaNO2 - 1 mol.L
-1, adicione 1 gota 
de 1 gota de HCl – 1 mol.L-1 e, lentamente, adicione 2 gotas de KMnO4 – 0,02 mol.L
-1. Observe 
e anote. 
 
 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
30 
Questões (utilize equações químicas para justificar as respostas quando for adequado) 
1. Identifique e explique o porquê das diferentes cores emitidas pelos íons metálicos quando 
expostos a chama. 
2. Discuta a solubilidade em água de diferentes sais como nitratos, sulfatos, cloretos e outros. 
3. No experimento 2.4.b, discuta a relação entre os íons metálicos dos nitratos e a formação de 
precipitados na presença de base forte. 
4. Apresente uma breve discussão sobre a composição dos complexos no experimento 2.3 e 2.4 
e o porquê de suas cores intensas. 
5. Descreva o que ocorreu na parte 2.5 e apresente as equações químicas envolvidas. 
 
Referências 
1. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1. 
3. Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 
 
BC0307 – Transformações Químicas 
31 
PRÁTICA 5 – ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Atividade pré-aula: Pré-relatório da Prática (estime os volumes a serem utilizados nas titulações) 
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o questionário no 
caderno de laboratório 
 
INTRODUÇÃO 
Uma reação química é uma transformação da matéria na qualocorrem mudanças 
qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um 
ou mais produtos. Uma reação química envolve mudanças relacionadas às ligações entre os 
átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão 
entre dois tipos de isômeros. 
Um aspecto bastante importante sobre uma reação química é a conservação da massa e 
o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da 
ocorrência da reação. Assim, através da equação química, que representa o balanço de massa 
em uma determinada reação, pode-se determinar a quantidade dos reagentes envolvidos e dos 
produtos formados. Estes cálculos são essenciais para procedimentos industriais, medicinais e 
de análise de produtos. 
 
OBJETIVOS 
Aplicar os conceitos das leis ponderais e volumétricas relacionados às reações químicas. 
 
PROCEDIMENTO 
1. Padronização da solução de NaOH aproximadamente 0,5 mol L-1 
(a) Pese aproximadamente 0,5 g de hidrogeno ftalato de potássio (Anote a massa exata de 
hidrogeno ftalato de potássio pesada) em um erlenmeyer, adicione aproximadamente 30 mL de 
água. 
(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína; 
(c) Transfira a solução de NaOH aproximadamente 0,5 mol L-1 para a bureta; 
BC0307 – Transformações Químicas 
32 
(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o 
volume de solução de NaOH utilizado. 
(e) Repetir o procedimento. 
 
2. Determinação da concentração exata da solução de HCl aproximadamente 1 mol.L-1. 
(a) Transfira exatamente 10,0 mL da solução de HCl aproximadamente 1,0 mol.L-1 para um 
erlenmeyer. 
(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína. 
(c) Transfira a solução de NaOH (cuja concentração foi determinada no item anterior) para a 
bureta (note que a bureta já contém uma quantidade da solução de NaOH a ser utilizada. Basta 
completar seu volume). 
(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o 
volume de solução de NaOH utilizado. 
(e) Repetir o procedimento. 
 
3. Determinação do teor de ácido acético numa amostra de vinagre 
(a) Transfira exatamente 10,0 mL de vinagre para um erlenmeyer pequeno. 
(b) Adicione 2 gotas de fenolftaleína. 
(c) Complete para a bureta com a solução de NaOH (note que a bureta já contém uma 
quantidade da solução de NaOH a ser utilizada. Basta completar seu volume). 
(d) Titule até observar uma coloração levemente rósea na solução do erlenmeyer. Anote o 
volume de solução de NaOH utilizado. 
(e) Repetir o procedimento. 
 
QUESTÕES 
1. Quais os tipos de medida de concentração que podem ser utilizados para definir a 
quantidade de um determinado composto (ou elemento) em solução? 
2. Apresente todos os cálculos para a determinação da concentração das soluções. 
3. Porque foi utilizado o hidrogeno ftalato de potássio para a determinação da concentração da 
solução de NaOH? O que é um padrão primário? Cite exemplos. 
BC0307 – Transformações Químicas 
33 
4. Quais são os possíveis empregos de uma análise quantitativa de íons metálicos, como ferro, 
por exemplo? Quais são as possíveis aplicações para uma titulação ácido base? 
5. A quantidade determinada de ácido acético na amostra de vinagre é compatível com o teor 
exigido pela legislação? Explique. 
REFERÊNCIAS 
1. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo:Makron Books, 1994, v. 1. 
3. Vogel, A.I. Química analítica qualitativa. São Paulo:Mestre Jou, 1981. 
 
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PRÁTICA 6 – CINÉTICA QUÍMICA: DETERMINAÇÃO DA ORDEM DE 
REAÇÃO 
 
Atividade pré-aula: Pré-relatório do experimento (toxicidade e periculosidade dos reagentes, 
propriedades físicas. Trazer 1 Sonrisal® por grupo) 
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório 
 
Introdução 
As reações químicas têm permitido à humanidade resolver muitas questões que a 
desafiam. No entanto, para que isso fosse possível, foi necessário aprender como alterar a 
velocidade das reações, seja acelerando as excessivamente lentas ou retardando as muito rápidas. 
O conhecimento e o estudo da velocidade das reações químicas, além ser muito importante 
para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano, como, por exemplo, quando 
guardamos alimentos na geladeira para retardar as reações que levam às suas decomposições ou 
usamos uma panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos. 
 Para que ocorra uma reação química são necessárias duas condições: i) haver afinidade 
química entre as substâncias; ii) haver colisões entre as moléculas dos reagentes que levem a 
quebra de suas ligações para formação de novas ligações (rearranjo dos átomos dos reagentes 
para formação dos produtos). 
 Alguns fatores externos alteram a freqüência de colisões entre os reagentes de uma 
reação química, aumentando ou diminuindo assim a velocidade com que ela ocorre. Tais 
fatores podem ser, por exemplo, a temperatura, a pressão, a concentração de reagentes, a 
superfície de contato e a presença de catalisadores ou inibidores. 
 
Objetivo 
Verificar alguns fatores que influenciam na velocidade das reações químicas. 
 
Procedimento Experimental 
1. Efeito da superfície de contato na velocidade da reação 
 Utilizando papel toalha, limpar dois béqueres de 100 mL e colocar água até a marca de 
25 mL. Dividir um comprimido de Sonrisal® em quatro partes iguais, em seguida triturar um 
dos pedaços com o auxílio do bastão de vidro. Adicione, simultaneamente, em um dos 
béqueres com água um quarto de comprimido de Sonrisal® sem triturar e, em outro, um quarto 
de comprimido de Sonrisal® triturado. Observe, anote e interprete. 
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2. Estudo da velocidade da reação entre tiossulfato de sódio e ácido clorídrico. 
2a - Determinação da ordem de reação para o S2O3
-2
(aq). 
S2O3
-2
(aq) + 2H
+
(aq)  S(s) +SO2 (g) + H2O 
 Será determinado o tempo necessário para que se forme uma mesma quantidade de enxofre 
em soluções com concentração constante de ácido clorídrico e concentrações variáveis de 
tiossulfato de sódio. 
a) Prepare cinco soluções aquosas de tiossulfato de sódio em tubos de ensaio, conforme a 
tabela: 
 
 
Béquer 
Volume (mL) 
NaS2O3 (0,06 mol L
-1) H2O (mL) 
1 12,0 --------- 
2 10,0 2,0 
3 7,5 4,5 
4 3,5 8,5 
5 2,0 10,0 
 
b) Coloque sob cada tubo de ensaio uma tira de papel preto, apoiado em folha branca. 
c) Adicione ao primeiro tubo de ensaio 2,5 mL de ácido clorídrico 2,0 mol L-1 e dispare o 
cronômetro e agite. Quando a tira de papel preto não estiver mais visível através do topo do 
tubo de ensaio, pare o cronômetro. Registre o tempo decorrido. 
d) Repita o mesmo procedimento para os demais tubos anotando os tempos correspondentes. 
Anote seus resultados no Caderno de Laboratório: 
 
2b - Determinação da ordem de reação para H+(aq) 
 Será determinado o tempo necessário para que se forme uma mesma quantidade de 
enxofre em soluções com concentração constante de tiossulfato de sódio e concentrações 
variáveis de ácido clorídrico. 
 
 
 
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a) Prepare quatro soluções de ácido clorídrico em tubos de ensaio, conforme a tabela: 
 
Béquer 
Volume (mL) 
HCl (0,3 Mol L-1) H2O 
1 5,0 ----- 
2 3,5 1,5 
3 2,5 2,5 
4 1,0 4,0 
 
b) Adicione ao primeiro tubo de ensaio 20,0 mL de solução de tiossulfato de sódio de 
concentração 0,2 mol.L-1 e determine o tempo para que atira de papel preta não seja mais 
visível pelo topo do tubo de ensaio. 
c) Repita o mesmo procedimento para os tubos 2, 3 e 4 
d) Anote os resultados em seu Caderno de Laboratório. 
 
3. Efeito da temperatura na velocidade da reação 
 Adicione, com o auxílio de uma pipeta, 2,0 mL da solução de tiossulfato de sódio (0,2 
mol L-1) em 3 tubos de ensaio e em outros 3 tubos, adicione 2,0 mL da solução de ácido 
clorídrico (0,3 mol L-1). Coloque um par de tubos contendo - separadamente - as soluções de 
ácido e de tiossulfato de sódio em banho de água com gelo (a 0 oC) e aguarde por 5 minutos. 
Coloque outro par de tubos, um com ácido e outro com tiossulfato de sódio em outro banho 
de água a 40 oC, e aguarde por 5 minutos. 
 Após decorrer o tempo, com as soluções dos tubos estiverem na temperatura do banho, 
entorne a solução de tiossulfato de sódio no tubo que contém o ácido clorídrico e coloque o 
sistema em cima de uma fita preta, semelhante ao procedimento 2a e 2b, e dispare o 
cronômetro. Determine o tempo para que a tira de papel preta não seja mais visível. Repita o 
mesmo procedimento para a temperatura ambiente. Não se esqueça de verificar qual a 
temperatura ambiente. Anote os resultados em seu Caderno de Laboratório. 
 
Guia para elaboração para discussão dos resultados no caderno 
Apresente no caderno uma descrição da influência dos fatores como superfície de 
contato, concentração e temperatura na velocidade de uma reação química, sempre com base 
nos resultados dos experimentos realizados. 
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Com relação à reação entre o tiossulfato e o ácido, os dados obtidos nos itens 2a e 2b 
deverão passar por um tratamento matemático para que possam ser relacionados através de um 
gráfico linear, levando em consideração a fórmula para o cálculo da velocidade de reação: 
V = k.[S2O3
2-]a.[H+]b (1) 
Na primeira parte do experimento, a concentração do íon H+ manteve-se constante, desta 
forma, a fórmula pode ser simplificada para: 
V = k.[S2O3
2-]a (2) 
A velocidade da reação é inversamente proporcional ao tempo (t) necessário para que a 
reação ocorra completamente. Portanto, temos: 
1/t ≈ k’.[S2O3
2-]a (3) 
A linearização da equação (3) pode ser realizada aplicando o logaritmo natural em 
ambos os lados da equação: 
ln(1/t) = c + a.ln[S2O3
2-] (5) 
Portanto, os valores de t obtidos no experimento deverão ser convertidos em ln(1/t) e os 
valores de [S2O3
2-] deverão ser convertidos em ln[S2O3
2-]. Os dados devidamente tratados 
servirão para a construção do gráfico. A correlação entre os valores de ln(1/t) (no eixo y) e 
ln[S2O3
2-] (no eixo x) levará à obtenção de uma equação que exprime a melhor reta. O valor do 
coeficiente angular desta equação irá exprimir a ordem de reação para o íon em questão, neste 
caso S2O3
2-. 
Na segunda parte deste experimento, o cálculo da ordem de reação em relação ao íon H+ 
deverá ser executado da mesma forma, para tanto realize as devidas transformações matemáticas 
a partir da equação (1), observando que a concentração de S2O3
2- mantém-se constante. 
 
Referências 
1. Mahan, B.H.; Myers, R.J. Química – Um curso universitário, 4a ed, Edgar Blucher:SP, 1993. 
2. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 
 
Questões de Verificação 
1. No experimento do Sonrisal®, explique o que foi observado. 
2. Em relação ao estudo da velocidade da reação entre o tiossulfato de sódio e ácido clorídrico, 
responda: 
2.1. Que tipo de reação está ocorrendo? Justifique. 
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2.2. Interprete os tempos de reação obtidos nos dois experimentos. 
2.3. Calcule as ordens de reação em relação ao tiossulfato (coeficiente a) e em relação ao 
íon H+ (coeficiente b). 
2.4. Qual é o significado destes coeficientes? 
2.5. Por que a velocidade é inversamente proporcional ao tempo de reação? 
3. Identifique os fatores observados nesta prática que alteram a velocidade de uma reação 
química. 
4. Qual(is) fator(es) que altera(m) a velocidade de uma reação química que não foi(ram) 
explorado(s) nesta prática. Identifique e comente.