apostila de quimica geral experimental

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ESCOLA DE ENGENHARIA INDUSTRIAL 
 METALÚRGICA DE VOLTA REDONDA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Departamento de Ciências Exatas 
 
2017 
 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
Recomendações aos Alunos 
 
1. O uso da apostila é imprescindível a partir da primeira aula. 
2. O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das instalações 
do laboratório, bem como de suas normas de funcionamento. 
3. É obrigatório, por razões de segurança, o uso de jaleco durante as aulas. 
4. Não é permitido uso de saia ou bremudas 
5. O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e 
somente aqueles reagentes e soluções especificados. 
6. Não é permitido fumar, comer ou beber nos laboratórios. 
7. Todo o material usado deve ser lavado ao final de cada aula e organizado no 
local apropriado (mesas, bancadas ou armários). 
8. A bancada de trabalho deve ser limpa. 
9. Após o uso deixar os reagentes nos devidos lugares. 
10. Devem ser evitadas conversas em voz alta, e sobre assuntos alheios à aula. 
 
Modelo de Relatório 
O relatório deve conter : 
Capa. Modelo 
Objetivo. Descrição sucinta dos objetivos da experiência. 
Introdução. Apresentação do assunto, procurando demonstrar sua importância e 
interesse (fundamentação teórica) 
Parte Experimental. Nesta etapa, o importante é organizar os eventos ocorridos durante 
a aula, descrevendo-se de modo resumido os procedimentos executados e as observações 
feitas. Os reagentes devem ser relacionados, colocando-se a concentração. Os materiais 
devem também ser listados, indicando-se o tipo e a capacidade de cada um, além da 
quantidade necessária para o experimento. Este item pode portanto, ser dividido em duas 
partes : 
(a) Reagentes e Materiais 
Reagentes, Vidrarias e Equipamentos 
(b) Procedimentos 
Procedimento (mostrar os mecanismos de todas as reações químicas) 
Resultados e Discussão 
Bibliografia. Relação de todas as fontes (artigos, livros, apostilas) consultadas para 
escrever o relatório. 
Livros: 
KOTZ, J. C., TREICHEL Jr., P. Química e Reações Químicas, 4ª ed., Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos, 2002. p. 250-71. v. I.Páginas da internet: 1 - 
http://www.ufsj.edu.br. Acesso em: 21 jan. 2005. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica 
Universidade Federal Fluminense 
Engenharias de Produção/Mecânica/Metalúrgica/ Agronegócios 
Departamento de Ciências Exatas/VCE 
Química Experimental 
 
 
 
 
 
Nomes completos dos Alunos 
 
 
 
 
Título do Experimento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Volta Redonda/2016 
 
PRÁTICA 1: TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME 
 
Objetivo: Familiarizar-se com medidas de volume. 
 
Materiais 
Béqueres; Bastão de vidro; Proveta de 25 mL; Pipeta volumétrica de 25 mL: Pissete, Balança; 
Conta-gotas. 
 
Reagentes 
Água. 
 
Procedimento 
a) Medidas de Volume 
1. Medir 20 mL de água em uma bureta e transferir para um béquer de 50 mL. 
2. Medir 20 mL de água usando uma pipeta volumétrica e transferir para um béquer de 50 mL. 
3. Meça 10 mL em um béquer e transfira para uma proveta. 
4. Explique em cada caso a que se devem as diferenças observadas nos volumes 
medidos. 
 
b) Medidas de massa 
Ao se efetuar as pesagens, é importante especificar o erro correspondente. Assim, ao se 
realizar três pesagens de um mesmo corpo, cujos resultados sejam como exemplo: 1,234 g; 1,233 
g e 1,233 g, a maneira correta de se expressar a referida massa é a sua média, acrescida da 
variação 0,001: 
1,233  0,001 g. 
 
a) Pese, numa balança eletrônica, 1 erlenmeyer de 125 mL. Anote o resultado. Tare o erlenmeyer 
de 125 mL. Coloque cerca de 20 mL de água de torneira em proveta; Pese o erlenmeyer contendo 
água. Anote e repita a operação 3 vezes. 
 
b) Pese um béquer de 50 mL. Adicione 50 gotas de água destilada utilizando um conta-gotas, pese 
novamente e leia o volume. Qual a massa de 50 gotas de água? Determine a massa e o volume de 
uma gota e a massa equivalente a 1 mL de água. 
 
 
 Responda: 1-Qual é a diferença conceitual entre: massa e peso; massa e densidade. 
2- Um béquer contendo 4,00  102 cm3 de um líquido com uma densidade de 1,85 g.cm-3 
apresentou uma massa igual a 884 g. Qual é a massa do béquer vazio? 
3- Quais são as qualidades de uma balança? 
 
Relatório 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 2: DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE METAIS E LÍQUIDOS 
 
Objetivos: Determinar a massa específica (densidade) de metais e líquido. 
 
I – Determinação da Densidade de Metais 
I.1. Pesar cada amostra e anotar a massa na tabela fornecida a seguir. 
I.2 Em uma proveta de 10,0 mL, adicionar água até aproximadamente a metade, para fazer o item 
1.3. 
I.3 Colocar, cuidadosamente, cada amostra metálica dentro da proveta previamente preparada 
(como mostrado no item 1.2). Certificar-se de que não há bolhas aderidas ao metal. Ler e anotar o 
novo volume. Assumindo que o metal não se dissolve e nem reage com a água, a diferença entre 
os dois níveis de água na proveta, representa o volume da amostra. Anotar o resultado na tabela 
fornecida a seguir. 
I.4 Recuperar a amostra secá-la cuidadosamente e guardá-la no frasco apropriado. Repetir o 
procedimento com todas as amostras. 
I.5 De posse dos dados efetuem os cálculos das densidades de cada amostra. Compare os valores 
experimentais com os valores da literatura (Pesquisar). 
 
Amostras 
(METAIS) 
Massa obtida 
(g) 
Volume obtido 
(mL) 
Densidade 
experimental 
(g/mL) 
Alumínio 
Ferro 
Zinco 
Chumbo 
Cobre 
 
II- Determinação da Densidade de Líquidos 
II.1. Medida da temperatura do experimento: colocar água destilada em um erlenmeyer de 
125mL, até cerca da metade de seu volume; inserir um termômetro e, após cerca de 5 minutos, 
medir a temperatura da água . 
II.2. Pesar e tarar um béquer de 25mL, limpo e seco. 
II.3. Com uma pipeta volumétrica transferir 10,0 mL do liquido fornecido para o béquer 
previamente pesado ou tarado. Pesar imediatamente o conteúdo do béquer, e anotar a massa na 
tabela fornecida a seguir. 
II.4. Recolher o líquido utilizado, num frasco apropriado. Repetir o procedimento com todas as 
amostras, iniciando cada determinação com um novo béquer de 25mL, limpo e seco. De posse dos 
dados, efetue o cálculo da densidade de cada amostra. Compare os valores experimentais com os 
valores da literatura (Pesquisar). 
Amostras 
(Líquidos) 
Massa obtida 
(g) 
Volume usado 
(mL) 
Densidade 
calculada 
(g/mL) 
Densidade * 
(g/mL) 
água 10 
Álcool etílico 10 
*Use como fonte de referência o HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS para 
 as densidades 
III- Relatório 
 
 
PRÁTICA 3: ENSAIO DE COLORAÇÃO DE CHAMA-ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 Objetivo 
- Observar a emissão de luz de coloração característica de cada elemento químico no 
experimento (calor da chama); - cores dos diferentes cátions presentes na composição de 
sais por meio do ensaio da chama; 
 
I- Fundamentação teórica 
 Em um átomo, os elétrons podem ser excitados para um níveis de energia 
superiores, por exemplo, no teste de chama. Este teste consiste em levar uma amostra de 
um sal à chama do bico de Bunsen. Nessa situação, o elétron externo é excitado para um 
nível de energia mais alto pelo calor da chama. Quando esse elétron ao nível energético 
inicial, ele libera a energia absorvida, que pode ser emitida na forma de luz visível, 
provocando o aparecimento de cores características na chama 
Cores da radiação emitida por alguns elementos: 
 
Cátions Cores 
Sódio amarelo-alaranjado 
Potássio violeta 
Lítio rosa magenta 
Cálcio vermelho tijolo 
Estrôncio vermelho 
Cobre verde 
 
II- Materiais e reagentes 
Vidro de relógio, Fio de Platina,Bico de Bunsen. 
Reagentes: Solução de ácido clorídrico 6 mol L-1 de NaCl, KCl, LiCl, SrCl2, CaCl2, e CuCl2 
 
III. Procedimento Experimental 
1. Colocar o fio em uma solução de ácido clorídrico 6 mol/L contida em um vidro de 
relógio, em seguida, levá-lo à região de fusão da chama do bico de Bunsen. Repetir o 
procedimento até que o fio esteja completamente limpo. O fio estará limpo quando não 
mais transmitir coloração à chama. 
2. Mergulhar o fio na solução de ácido clorídrico contida em um vidro de relógio e, então 
numa porção da substância em análise, de modo que esta fique aderida ao fio. Levar o fio 
contendo a amostra à zona oxidante inferior da chama e, então, observar a cor 
transmitida à chama. Repetir o procedimento de limpeza do fio e testar outro sal. 
4. A chama de sódio mascara a de outros cátions caso o sal testado esteja contaminado 
com sódio. Para contornarmos este problema, repetiremos o mesmo procedimento do 
item 3. 
 
IV- Responda 
1. Explique se suas observações podem ser sustentadas pelo que foi descrito na literatura. 
2. Quais foram os cuidados necessários durante a realização da prática? 
V- Relatório 
 
PRÁTICA 4: ESTEQUIOMETRIA DE UMA REAÇÃO 
 
Objetivo 
Analisar aspectos qualitativos e quantitativos das reações químicas 
 
I. Introdução 
 Uma equação química convenientemente ajustada fornece informações a respeito das 
quantidades dos reagentes consumidos e produtos formados. A relação estequiométrica entre 
produtos e reagentes permite calcular a massa de produto a ser obtida a partir de massas 
conhecidas dos reagentes. Essa massa, contudo, é um valor teórico, já que a manipulação dos 
reagentes sempre induz à perdas, por mais cuidados que possamos ter. 
 
II. Procedimentos experimentais 
 
Parte 1 
Numera-se três béquers limpos e secos de 1 a 3 e anote o peso de cada um. Com auxílio da pipeta, 
transfere-se 10 ml da solução de cloreto de bário 1,0 mol/l para o béquer 1. Pesar novamente este 
béquer com o sal. Novamente com a pipeta, transfere-se10 ml de solução de ácido sulfúrico 1,2 
mol/l para o béquer 2, pesando o conjunto em seguida. Transfere-se todo o conteúdo do béquer 1 
(solução de cloreto de bário) para o béquer 3, e logo após transfere-se lentamente o conteúdo do 
béquer 2 (solução de ácido sulfúrico) para o béquer 3. Guarde para a parte 2. Anote as 
observações. Pese o béquer 3 e calcule a massa de produtos contida nele. Como é possível 
comprovar a Lei de Lavoisier neste experimento? 
Parte 2 
Pesar inicialmente o papel de filtro. Agita-se a mistura produzida no experimento anterior (parte 
1). Escoa-se esta mistura, através do papel de filtro e funil, lentamente com auxílio do bastão de 
vidro. Lavar o interior do béquer com a pisseta, de modo a recuperar o máximo possível de 
mistura para o papel de filtro. Após o escoamento da mistura através do papel de filtro, retira-se 
este do funil. Leve o precipitado para secar em estufa à 150oC, por dez minutos. Retire o 
precipitado seco da estufa e coloque-o para resfriar em um dessecador Depois de frio, pese o 
papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido 
 
III- Responda 
 
1. Escreva a equação química correspondente à reação observada. Indique o precipitado formado. 
2. Por que a filtração deve ser realizada com o máximo de cuidado? 
3. Qual a finalidade de se lavar o precipitado obtido com água destilada? 
4.Quais as massas de ácido sulfúrico e cloreto de bário utilizados no experimento para a síntese do 
sulfato de bário? 
5. Qual a massa de sulfato de bário obtida? 
6. Qual reagente está em excesso na reação? Justifique através de cálculos. 
7.Qual a finalidade de se efetuar uma filtração e como ela pode ser efetuada? 
8.Relacione as vantagens e as desvantagens de cada tipo de filtração. 
9.Quais são os tipos de papel de filtro? 
 
IV- Relatório 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 5 : REATIVIDADES DOS METAIS 
 
Objetivo 
verificar as diferentes reatividades dos metais frente à diferentes soluções. 
 
I. Introdução 
 Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no 
início da fila de reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, 
aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos 
espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou 
seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, constitui-se uma reação 
não espontânea. 
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au 
maior reatividade 
 
II. Procedimento experimental 
II.1. Reações de metais com ácidos. 
Separe 5 tubos de ensaio. Em cada um dos cinco tubos adicionar 1, as seguintes aparas de metais: 
Magnésio, alumínio, zinco, ferro, cobre. Esperar alguns minutos e observar se ocorreram reações. 
Explique o ocorrido 
II.2. Reações de metais com bases. Adicionar NaOH 6,0 mol/L (aproximadamente 2,0 mL) sobre 
aparas de alumínio metálico. Adicionar NaOH 6,0 mol/L (aproximadamente 2,0 mL) sobre aparas 
de zinco metálico. Anote as suas observações e explique o ocorrido em cada ensaio 
II.3. Reações entre metais. 
Colocar em quatro tubos de ensaio 2 mL da solução de FeSO4 , AgNO3, ZnSO4, CuSO4 
Em cada tubo adicionar uma ponta de espátula de um metal. Observar e descrever o que acontece 
na tabela (se reagiu ou não, as alterações de cor, bolhas,...). 
 
III- Responda 
1- Dê a ordem de reatividade encontrada no item II.3. 
2- Equacione as reações (com suas semi reações), que ocorreram no experimento II.3 
3- Qual dos metais reagiu mais rapidamente com HCl no item II.1? Explique sua resposta 
baseando-se na Escala de Reatividade dos Metais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 6 : ESTUDO DE ÁCIDOS E BASES EM MEIO AQUOSO/HIDROLISE DE SAIS 
 
Objetivo 
Detectar o caráter ácido e básico de diferentes soluções. Compreender a escala de pH e testar 
o uso de indicadores no procedimento 
 
I. Introdução 
 Arrhenius definiu ácido como um eletrólito que fornece íons H+ e base como um eletrólito 
que fornece íons OH-. Segundo a teoria de Brönsted-Lowry, reações químicas que envolvem a 
transferência de prótons podem ser chamadas reações ácido-base. Essas reações são reversíveis e, 
geralmente, atingem rapidamente o estado de equilíbrio. 
II.Materiais e reagentes 
a) Materiais. Estantes para tubos de ensaio contendo 12 tubos; 09 Vidro conta-gotas (para cada 
um dos reagentes e indicadores testados); Indicadores: fenolftaleína e azul de timol; béqueres de 
10 mL ou tubos de ensaio. Pipetas. 
 
b)Reagentes: 
Solução de ácido clorídrico 0,1 mol L-1. Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1. Vinagre branco 
puro. Detergente. Suco de limão ou refrigerante. Solução de leite de magnésia em água. Nitrato de 
sódio, Cloreto de amônio, Acetato de sódio, Bicarbonato de sódio, Repolho roxo , Água destilada. 
 
III. 1 -Procedimento Experimental 
Numere os tubos de ensaio de 1 a 6. Faça isso para os tubos das estantes A e B; Transfira, com o 
auxílio do conta-gotas, as substâncias a serem testadas para os respectivos tubos de ensaio, de 
forma que o líquido preencha aproximadamente 3 cm do tubo; 
Estante A: adicione 3 gotas de azul de timol em cada um dos tubos. Anote a cor e relacione com o 
caráter ácido-básico. Atenção: vermelho = ácido forte, amarelo = ácido fraco, azul = base. Repita 
com solução de repolho roxo 
Estante B: adicione 3 gotas de fenolftaleína em cada um dos tubos. Anote a cor e relacione com o 
caráter ácido-básico. Atenção: vermelho = base, incolor = outras funções. Repita com solução de 
repolho roxo. 
 
III.2- Hidrolise de sais 
Dissolva em 4 tubos de ensaio os sais de Nitrato de sódio, Cloreto de amônio, Acetato de sódio, 
Bicarbonato de sódio. Em seguida, adicione 20 gotas (≈ 1 mL) da solução de extrato de repolho 
roxo. Após agitação, observe as cores obtidas em cadatubo e racionalize em termos de acidez e 
basicidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 7: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Objetivos 
Estudo dos fatores que influenciam o equilíbrio químico. Aplicação do Princípio de Le Chatelier 
 
I- Introdução 
As reações estudadas em química não resultam de uma conversão completa de reagentes 
em produtos, pois todas elas tendem a alcançar um equilíbrio, mesmo que isto nem sempre seja 
evidente. No estado de equilíbrio a razão entre a concentração de reagentes e produtos é 
constante. O Princípio de Le Châtelier estabelece que a posição do equilíbrio sempre mudará na 
direção que minimize a ação de uma força externa aplicada ao sistema. Isto significa que se houver 
aumento da temperatura de um sistema reacional, provoca-se a reação química que contribui 
para resfriar o sistema (consumindo energia térmica). Ou ainda, se houver o aumento proposital 
de um dado reagente ou produto, o equilíbrio favorecerá a reação de consumo desta substância 
em excesso até que seja retomado um novo estado de equilíbrio. 
II.Materiais e reagentes 
a) Materiais. Estantes para tubos de ensaio; tubos de ensaio, vidro de relógio, conta-gotas ; 
béqueres, pipetas. 
b)Reagentes: 
K2Cr2O4 0,1 mol/ℓ, K2Cr2O7 0,1 mol/L, 0,1 mol/L HCl, H2O, NaOH, CoCl2, FeCl3 0,1 mol/L, KSCN, 0,3 
mol/L, KCl 
 
II- Procedimento 
II.1- Equilíbrio de Sistemas Químicos 
Cr2O7
2-
(aq) + H2O(l) 2 CrO4
2-
(aq) + 2 H
+
(aq) 
 Cor laranja Cor amarela 
a) Coloque em um tubo de ensaio cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7 0,1 mol.L
-1 e em outro 
tubo igual volume de solução de K2CrO4 0,1 mol.L
-1. 
Discutir a coloração de cada solução e quais os íons responsáveis pelas mesmas. 
b) Adicione à solução de K2Cr2O7, usando uma pipeta , a solução de NaOH 1 mol.L
-1, até mudança 
de cor. Discutir a mudança de coloração. 
c) Adicione à solução de K2CrO4, a solução de HCl 1 mol.L
-1 até mudança de cor. Discutir a mudança 
de coloração. 
 
II.2- Neste experimento será estudada a influência da temperatura no deslocamento do seguinte 
equilíbrio químico: 
[Co(H2O)6]
2+
 (aq) + 4 Cl
- (aq) [CoCl4]
2- (aq) + 6 H2O (l) 
 rosa incolor azul 
Coloque em 2 tubos de ensaio 2,0 mL da solução de cloreto de cobalto, observe a cor. Aqueça um 
tubo em um becker contendo água da torneira e o outro resfrie em um banho de água com gelo. 
Anote e observe. 
 
II.3- Em um tubo de ensaio misturar 1 gota de solução de FeCl3 0,1 mol L-1 e 1 gota de solução de 
tiocianato de potássio, KSCN, 0,3 mol L-1. Diluir a solução resultante, com água destilada, até que 
a coloração se torne ligeiramente avermelhada (solução A). Pegue quatro tubos de ensaio e 
coloque 1,0 mL da solução (A) em cada um deles. Em um tubo de ensaio com a solução A, adicione 
1 gota de solução de FeCl3. Em um outro, acrescente 1 gota de solução 0,3 mol L-1 de KSCN e no 
terceiro 1 gota de solução saturada de KCl. O quarto tubo de ensaio fica para comparação. 
III- Relatório 
 
PRÁTICA 8: ESTUDO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
I- Introdução 
Uma reação química ocorre quando as ligações químicas dos reagentes são rompidas e novas 
ligações são formadas nos produtos. A velocidade (V) de uma reação deve ser entendida como a 
mudança da concentração [A] de um reagente ou produto, dividido pelo intervalo de tempo (t) no 
qual a mudança ocorre. Ou seja, V=d[A]/dt 
 
II- Materiais e ReagentesBuretas.- Beckers.- Tubos de ensaio, Cronômetro.- Água destilada 
Solução H2SO4 0,3 mol/L (H
+).Solução Na2S2O3 0,3 mol/L (S2O3
-2) 
 
 
III- Procedimento 
1 - Identificar 3 buretas e 3 bequers (H2O, H
+ e S2O3
2-) . 
2 - Encher corretamente as respectivas buretas com os respectivos líquidos do item anterior, 
zerando-as. 
3 - Pegar 6 tubos de ensaio limpos e, utilizando a bureta colocar em cada um 4,00 mL de uma 
solução 0,30 mol/L de H2SO4. 
4 - Numerar outros 6 tubos de ensaio. 
5 - Utilizando as buretas colocar nestes tubos numerados uma solução 0,30 mol/L de Na2S2O3 e 
água conforme descrito na tabela que segue: 
 
 
TUBOS 
VOLUMES EM mL 
T (s) 
 S2O3
-2 H2O TOTAL 
1 6,00 0,00 6,00 
 
2 5,00 1,00 6,00 
 
3 4,00 2,00 6,00 
 
4 3,00 3,00 6,00 
 
5 2,00 4,00 6,00 
 
6 1,00 5,00 6,00 
 
 
6- Pegar o tubo 1 do item 3 (que contém 4,00 mL de ácido sulfúrico 0,30 mol/L) e adicionar ao 
tubo 1 da Tabela 1. Agitar e acionar o cronômetro, ambos imediatamente. 
7-Colocar atrás do tubo uma tira preta e parar o cronômetro assim que a turvação (produto da 
reação) não permita a visualização desta. Anotar o tempo na Tabela 1. 
8-Descartar o conteúdo deste tubo em recipiente fechado e lavá-lo imediatamente 
9-Repetir os passos 6,7 e 8 para os tubos de 2 a 6 da Tabela 1, um de cada vez, anotando os 
respectivos tempos de reação. 
10-Fazer um gráfico de velocidade (mols/s) versus concentração (mols/L) 
 
IV- RELATÓRIO 
 
 
 
PRÁTICA 9: PILHA E ELETRÓLISE 
 
OBJETIVO: 
Identificar os processos eletroquímicos. 
 
I- INTRODUÇÃO 
 
A eletroquímica permite-nos compreender como as reações químicas podem ser usadas 
para gerar eletricidade e como a eletricidade pode ser obtida através de reações químicas. 
Também pode ser usada para estabelecer uma escala de capacidade oxidante e redutora. A 
obtenção de energia no futuro passa por encontrar maneiras efetivas de gerar eletricidade por 
meio de reações químicas. Fontes de eletricidade portáteis, eficientes, para computadores de 
bolso, automóveis elétricos ou habitações espaciais são imprescindíveis para o futuro. Hoje uma 
das contribuições mais familiares da eletroquímica para o nosso dia a dia é a “bateria” usada no 
toca-fitas portátil, no CD player ou no computador portátil 
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção ou 
o uso da eletricidade. Reações de oxi-redução tanto podem gerar corrente elétrica, como serem 
iniciadas por uma corrente elétrica. As reações que produzem eletricidade são aquelas que 
ocorrem nas pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através 
de um líquido são as chamadas reações de eletrólise. 
Um conhecimento profundo dos princípios do comportamento de todas as reações Redox 
permitirá entender não só as baterias como todos os dispositivos em que os processos químicos e 
elétricos funcionam em cadeia. 
 
II- PROCEDIMENTO 
 
II. 1- CÉLULAS GALVÂNICAS 
 
A pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma placa 
de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou 
por uma parede porosa. 
Monte o esquema abaixo representado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 representa uma célula 
galvânica que produz energia 
elétrica proveniente de uma 
reação química: 
 
(1) Anodo (-): oxidação 
 m1
o  m1
+r + r e- 
Zn(s)  Zn2+ (aq) + 2 e- 
 
(2) Catodo (+): redução 
 m2
p+ + p e-  mo 
Cu2+ (aq) + 2 e-  Cu(s) 
 
 
 
Zn (s)  Zn2+ (0,1M)  Cu2+ (0,1M)  Cu (s) – Representação da Pilha 
a) Colocar 30 mL de uma solução 0,1M de ZnSO4e 30 mL de uma solução 0,1M de CuSO4 em 2 
bechers separados, de capacidade de 50 mL; 
b) Obter um pedaço de zinco e um pedaço de cobre para serem utilizados como eletrodos. Passar 
uma lixa fina (ou bombril) na superfície metálica para retirar as impurezas. Lavar bem com água 
destilada; 
c) Construir uma ponte salina enchendo um tubo em U, com uma solução saturada de KCl ou 
KNO3, fechando as extremidades com um pedaço de algodão. Não deixar bolhas de ar no 
interior do tubo em U; 
d) Colocar a ponte salina unindo os dois bechers e introduziro eletrodo metálico na solução do 
cátion correspondente, como mostra o esquema acima. 
e) Obter um voltímetro e identificar seus terminais, positivo e negativo. Ligar os terminais nos 
eletrodos e anotar a voltagem 
 
II. 2 - ELETRÓLISE 
As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido são as 
chamadas reações de eletrólise. Há dois tipos de eletrólise: eletrólise ígnea e eletrólise em 
soluções aquosas. 
 
 
 
 
Figura 1 
Pegue uma fonte de 
corrente contínua e 
identifique os polos 
(+) e (-). Prenda a 
extremidade positiva 
e negativa da fonte de 
tensão em eletrodos 
 
 
do mesmo material. Encher os tubos em U 
até 1 cm das bordas com cada solução 
disponível. Você agora pode submergir os 
eletrodos em toda e qualquer solução 
disponível conforme indicado na Figura 1 
deixando a eletrólise se processar durante 
alguns minutos. 
 
 
II.1a- Eletrólise de solução aquosa de KI 
Montar o dispositivo para eletrólise como indica a Figura 1 acima, utilizando um tubo em U, 
eletrodos de carbono e uma fonte de corrente contínua que deve ter um potencial de 
aproximadamente 12 V; Encher o tubo até 1 cm das bordas com solução 0,5Mol/L de iodeto de 
potássio. Fechar o circuito e deixar a eletrólise se processar durante uns 05 minutos; 
Observar e anotar qualquer mudança de cor que se dê, onde está ocorrendo a oxidação (lado do 
anodo); Observar e anotar qualquer modificação onde está ocorrendo a redução (lado do catodo); 
Observar até que ponto a cor marrom se difunde do anodo para o catodo; Testar o pH da solução 
usando papel indicador. 
 
III- RELATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 10: HALOGÊNIOS 
 
OBJETIVO: 
Verificar, experimentalmente algumas propriedades dos halogênios. 
I- INTRODUÇÃO 
Os halogênios são elementos pertencentes à família 17 (7A). Os seus átomos apresentam 7 
elétrons periféricos. Nas reações químicas, os halogênios apresentam propriedades oxidantes. A 
atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico, sendo o flúor o 
oxidante mais forte. Suas propriedades redutoras apresentam-se muito fracas, sendo o iodo, em 
comparação com os outros halogênios, um redutor mais forte. água de cloro é uma solução do 
cloro em água. O cloro reage lentamente com a água de acordo com a seguinte equação: 
Cl2 + H2O  HClO + HCl 
II- Materiais e reagentes Tubos de Ensaio Papel de Tornassol, Estante para tubos de ensaio, Ácido 
clorídrico HCl(concentrado), Bico de bunsen, Becker de 100 ml e 250 ml, Tubo de ensaio grande, 
bureta de vidro, Pipetas de 5ml, Óxido de Manganês MnO2, Suporte universal c/ garra, Solução 
0,5M de NaOH. 
 
III. Procedimento Experimental 
III.1- Obtenção da água de cloro. 
 Em laboratório, gás cloro pode ser preparado pela reação de dióxido de manganês equação para a 
reação é 
MnO2(s) + 4H
+(aq) + 2Cl-(aq) ----> Mn2+(aq) + Cl2(g)+ 2H
+ 
Montar o aparelho conforme a figura acima numa capela. Colocar uma ponta de espátula de MnO2 
no tubo de ensaio grande. Adicionar 2 ml de HCl concentrado. Tapar o tubo. Aquecer. Recolher o 
gás cloro no Becker contendo 100ml de água destilada aproximadamente 1 minuto. Retirar o tubo 
de vidro do Becker, antes de retirar o bico de Bunsen. Reservar a água de cloro para posteriores 
experiências. 
II.2: Testes para o cloro, bromo e iodo 
Colocar 2 ml de água de cloro em um tubo de ensaio e mergulhar uma tira de papel indicador 
universal. Observar. Colocar 1,5ml de água de cloro em um tubo de ensaio e adicionar 1,5ml de 
solução de KI, 0,1M. Agitar. Observar. Colocar 1,5 ml de água de cloro em um tubo de ensaio. 
Adicione 1,5 ml de solução de KBr 0,1M. Agitar. Observar. 
III- Relatório