APOSTILA QUIMICA GERAL ROTEIROS AULAS EXPERIMENTAIS 2016

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CCE0032 – Química Geral 
 
Profa: Tatiany Fortini 
 
 
 
 
 
 
 
Roteiro de Aulas Experimentais 
AULA PRÁTICA 02: TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E 
TEMPERATURA 
 
INTRODUÇÃO 
 
Com uma balança analítica, faça a medida da massa de alguns objetos disponíveis e observe a 
capacidade e precisão da balança. 
Coloque cerca de 50 mL de água em um becher e aqueça em banho-maria até aproximadamente 
60°C. Meça a temperatura exata com o termômetro. Retire o becher do banho-maria. 
Com uma pipeta de 5 mL e uma pera pipetadora, transfira 5 mL de solução de permanganato de 
potássio – KMnO4 – para o béquer do item anterior, misture e meça novamente a temperatura. 
 
MEDIDA DE DENSIDADE 
Por definição, densidade (d) é a razão entre a massa e o volume de um objeto, isto é, expressa o 
volume que uma determinada massa de matéria ocupa no espaço. Sua unidade de medida usual, 
em química, é g/cm3. 
 d = m / v (1) 
 
Densidade 1 
Determinar a densidade de um objeto sólido. Em nosso caso, vamos utilizar um parafuso de ferro. 
Assim, vamos determinar a densidade do ferro. 
1 – Pesar a amostra de ferro. Anotar massa: m1 = _______ g 
2 – Determinar o volume da amostra. Para isso, coloque 40 mL de água numa proveta e coloque, 
cuidadosamente, a amostra (parafuso) na proveta. Veja o volume de água deslocado, que 
representa o volume da amostra. Vamostra = Vfinal – 40 mL. V = ____ mL. 
Calcule a densidade do material da amostra pela fórmula (1). 
 
Densidade 2 
Determinar a densidade de um líquido. 
1 – Pesar uma proveta vazia. Anotar a sua massa: m2 = ________ g. 
2 – Colocar na proveta 25 mL de álcool etílico. 
3 – Pesar a proveta com a amostra. Anotar a massa: m3 = ________ g 
4 – Calcule a massa da amostra pela diferença de massas: m4 = m3 – m2. 
 m4 = __________ - ___________ = ____________ g 
5 – Calcule a densidade da amostra pela fórmula (1). 
 
Pesquise as densidades teóricas das substâncias ferro e álcool etílico hidratado e compare com os 
valores encontrados. Comente sobre a precisão dos métodos utilizados. 
AULA PRÁTICA 03: CÁLCULOS QUÍMICOS 
DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO DE COBRE 
 
 
OBJETIVO 
 
Determinar experimentalmente, através do aquecimento, o número de moléculas de água na 
molécula de CuSO4.nH2O. 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes compostos 
denominam-se hidratos e possuem composição definida. 
Cada um desses compostos contém um número constante de moles de água combinados com 1 mol 
de substância anidra. 
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas de água que hidratam o sulfato de 
cobre. Obtêm-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, 
retirando a água e pesando depois o sal anidro. 
 
X .(H2O)Y → X + YH2O 
sal hidratado sal anidro 
 
O aquecimento não deve ultrapassar os 230oC , pois à temperatura mais elevada pode ocorrer uma 
reação secundária indesejável, ou seja, o aparecimento de um sal cinzento: Cu2(OH)2SO4. 
Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação da água, e 
consequentemente, o fim do aquecimento. 
 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
 
 1 cadinho de porcelana, almofariz e pistilo, pinça de madeira, tripé e tela de amianto. 
 
 
REAGENTES: 
 
 CuSO4.nH2O (sulfato de cobre n hidratado). 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1. Tarar a balança e pesar um cadinho de porcelana limpo. Anotar a massa: 
 
 m1 = ____________________ g 
 
2. Colocar no cadinho 1,0 a 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau (ou 
almofariz). Pesar novamente e anotar a massa: 
 
 m2 = ____________________ g 
 
 
 
 
A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado (antes de retirada da 
água). 
 
 m3 = m2 - m1 = ____________ - ___________ = __________ g 
 
3. Colocar o cadinho com a substância sobre o tripé com a tela de amianto. 
 
4. Aquecer o cadinho cuidadosamente até que a substância se torne branca. 
 Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC. 
 
5. Transferir o cadinho, com a pinça de madeira para a bancada. 
 
6. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. Anotar a massa. 
 
 m4 = ____________________ g 
 
 
CÁLCULOS: 
 
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g) 
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1 
 
m5 = ______________ - ______________ = __________________ g 
 
Número de mols de CuSO4 = n1, 
 
n1 = m5/M1 
 
Onde: M1 = massa molar do CuSO4 
 
n1 = ______________ / ______________ = ____________________ mols. 
 
Massa de água = m6 = m3 - m5 
 
m6 = ______________ - ______________ = __________________ g 
 
Número de mols de H2O = n2, 
 
n2 = m6/M2 
 
Onde: M2 = massa molar da água 
 
n2 = ______________ / ______________ = ____________________ mols. 
 
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre = X 
 
n2 n1 
 
X 1 mol 
 
 
X mols = (n2x1)/n1 = ________ / ______ = ________ mols 
 
Dados: Cu = 63,5u H = 1u S = 32u O = 16u. 
QUESTÕES: 
 
1. Quantos mols de Sulfato de Cobre hidratado foram usados na prática (massa m3)? 
 
2. Por que o aquecimento com o sulfato de cobre não pode ser feito diretamente com a chama 
do bico de Bunsen? 
 
3. Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 
 
4. O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse superior a 230oC? 
 
5. O que acontecerá ao Sulfato de Cobre se o deixarmos por um certo período sobre a bancada? 
 
 Obs.: Estas perguntas devem ser respondidas e entregues junto com o relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 04: FUNÇÕES QUÍMICAS 
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
OBJETIVO(S): 
 
Realizar reações de neutralização de maneiras físicas diferentes, assim como utilizar indicadores 
ácido-base diferentes para análise de cada componente utilizado na prática. Analisar diferentes 
estados após a reação de neutralização, assim como realizar titulação ácido-base para mostra de 
ponto de viragem e cálculo de molaridade experimental do ácido. 
 
 
REAGENTES: 
 
Solução de hidróxido de sódio 6M e 1M, Água destilada, Solução de Ácido clorídrico, Papel tornassol, 
Solução de fenolftaleína 1%, Cloreto de Sódio, Cloreto de amônio, Carbonato de sódio e Solução de 
alaranjado de metila 1% 
 
 
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS: 
 
Tubo de ensaio de 15 ml, Estante para tubos de ensaio, Pipeta de 5 ml, Pêra de sucção, Becher de 50 
ml, Conta gotas, Espátula, Vidro de relógio, Bureta de 25 ml, Erlenmeyer de 250 ml, Suporte 
universal e garras. 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1 – Neutralização 
 
Colocar em 3 tubos de ensaio separados: 
 
1º tubo – 5 ml de solução NaOH 6M. 
2º tubo – 5 ml de H2O. 
3º tubo – 5 ml de solução de HCl 6M. 
 
 
Adicionar a cada tubo, pedaço pequeno de papel de Tornassol. Observar e anotar. 
Adicionar a cada tubo, 1 ml de solução indicadora (fenolftaleína). Observar as cores. Comentar. Qual 
a reação apresentada se misturarmos os 3 tubos? Gerar a reação característica com a simbologia 
adequada. 
 
2 – Hidrólise 
 
 a) Colocar 10 ml de água em 3 tubos de ensaio, e adicionar a cada um deles: 
 
 No tubo A: 1 g de NaCl. 
 No tubo B: 1 g de NH4Cl.No tubo C: 0,5 g de Na2CO3. 
 
Verificar por meio de um indicador se as soluções são ácidas, básicas ou neutras. Comentar as 
reações, levando em conta temperatura e aspecto físico. 
 
 
3 - Titulação Ácido/Base 
 
Calcule a concentração molar (M) do ácido, utilizando 25 ml de HCl como titulado (erlenmeyer) e 
NaOH 1M como titulante (bureta). Utilizar alaranjado de metila 1% como indicador. 
 
 
 
 
QUESTÕES: 
 
1. Como é o critério de utilização de indicador? 
 
2. Quais os tipos de titulação ácido/base? Explique cada uma delas através de reações. 
 
3. O que é ponto de equivalência? Dê exemplos com reação e gráficos. 
 
 
 Obs.: Estas perguntas devem ser respondidas e entregues junto com o relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 05: CINÉTICA QUÍMICA 
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVO 
Verificar a influência de catalisador, concentração, área de contato e temperatura na velocidade das 
reações. 
 
INTRODUÇÃO 
A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou um 
produto é formado. 
Muitos fatores influenciam na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a 
concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de contato entre 
os reagentes. 
 
EQUIPAMENTOS E VIDRARIAS: 
Estante para tubos de ensaio, Tubos de ensaio 10, Becheres, Pipeta volumétrica de 5 mL, Chapa de 
aquecimento, Termômetro, Conta-gotas, Pinça de madeira. 
 
REAGENTES 
Permanganato de potássio (KMnO4) 0,05 mol/L, e (KMnO4) 0,01 mol/L ; Ácido clorídrico (HCl) 0,6 
mol/L e 6,0 mol/L; Ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L; Tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5%; Dióxido 
de manganês (MnO2); Ferro em pó; pregos de ferro; Nitrato de sódio (NaNO3); Zinco em pó; Agua 
Oxigenada 10 volume. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Efeito da temperatura: 
 
Em três tubos de ensaio colocar cerca de 5 mL de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 
0,01 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um prego pequeno novo. 
a) 1o tubo: deixar á temperatura ambiente. 
b) 2o tubo: aquecer à 40-50oC, em banho-maria. 
c) 3o tubo: aquecer diretamente na chama CUIDADO!!! 
 
Anotar as observações. Explique o que ocorreu! 
 
 
Efeito da concentração: 
 
Em dois tubos de ensaio colocar 5,0 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). A um 
dos tubos adicionar 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 ml de HCl 0,6 mol/L. 
O que ocorre? Justifique! 
 
Equação química da reação: 
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
Efeito do catalisador: 
 
a) Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada 10 volume. Em seguida, 
adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Equacionar a reação química em questão. 
b) Em dois tubos de ensaio colocar um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 mL de 
H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a liberação de gás hidrogênio (H2), juntar 2 gotas de KMnO4 
0,05 mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicionar um pequeno cristal de nitrato de sódio 
(NaNO3). 
 
Observar o que sucede e explique como funciona o mecanismo dessa CATÁLISE. 
 
Equações químicas: 
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) 
 
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
 
 Superfície de contato: 
 
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos tubos 
adicionar 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitar os tubos de ensaio e 
comparar os tempos de reação. 
 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
 
QUESTÕES: 
 
1. Por que o aquecimento acelera as reações químicas? 
 
2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no procedimento 2? 
 
3. Sem adição de catalisadores as reações se processam? 
 
4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos materiais 
reagentes? 
 
Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso cotidiano, onde a 
velocidade das reações químicas pode se alterada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 06: PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
OBJETIVOS 
Demonstrar cálculos necessários para o preparo de soluções sólido-líquido e líquido-líquido - 
preparar soluções sólido-líquido (m/v) e líquido-líquido (v/v) - preparar uma solução diluída a 
partir de uma solução estoque. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Soluções ácidas: para preparar soluções de ácidos fortes (sulfúrico, clorídrico, nítrico, etc), verter 
sempre o ácido sobre a água, nunca a água sobre o ácido, porque provoca reação exotérmica 
violenta. 
Soluções alcalinas (NaOH, KOH, etc.): tome bastante precaução pois a reação é exotérmica e 
corrosiva. Mantenha o frasco em banho de gelo para evitar quebras. Não aspirar os vapores 
desprendidos, usar a capela). Acondicionar em frascos plásticos. 
Soluções alcoólicas: o álcool e a água devem ser medidos separadamente e depois reunidos, porque 
há diminuição do volume total. 
 
MEDIDA DO VOLUME DE LÍQUIDOS: 
 
 O líquido no interior da vidraria forma menisco. A leitura deve ser feita na parte inferior 
do menisco, e na altura da linha dos olhos. 
 
 O material volumétrico vem calibrado com água destilada a uma dada temperatura, 
conforme vem registrado (15, 20, 25 °C). 
 
 As pipetas volumétricas têm maior precisão que as graduadas, sendo utilizadas para 
preparo de soluções padrões e molares. 
 
 Para uso das pipetas graduadas, observar o quadro abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARA MEDIR VOLUMES 
ENTRE 
USAR PIPETA DE 
0 e 1 mL 
1 e 2 mL 
2 e 5 mL 
5 e 10 mL 
1 mL (graduada ao centésimo) 
2 mL (graduada ao centésimo) 
5 mL (graduada ao décimo) 
10 mL (graduada ao décimo) 
Acima de 10 mL recomenda-se o uso de proveta ou bureta. 
MEDIDA DO VOLUME DE SOLUÇÕES: 
Quando adicionamos soluções aquosas em provetas, buretas e pipetas, observamos que: a 
superfície de separação entre o líquido e o ar não é plana, mas geralmente tem formato côncavo. 
Essa superfície é denominada MENISCO. 
O mesmo pode também ser observado na porção alongada de um balão volumétrico, quando 
completamos o volume da solução. A leitura do volume em tais vidrarias deve ser realizada na parte 
inferior do menisco. 
 
 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS: 
 
 Preparo de 100 mL de solução de HCl 0,1 M (Dados: M.M.HCl = 36,5 g/mol; ρHCl = 1,19 
g/mL) 
 Preparo de 100 mL de solução de sacarose 0,1 M (Dados: M.MC12H22O11 = 342,31g/mol) 
 Diluição da solução de Permanganato de potássio 0,1 M a 0,01 M (preparar 100 mL) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 07: RELÓGIO QUÍMICO 
 
OBJETIVO: 
Estudar, experimentalmente, a variação da velocidade de uma reação química em função da 
variação da concentração de um dos reagentes. 
 
INTRODUÇÃO: 
Dada uma reação química genérica: 
A + B → C + D 
Podemos determinar a velocidade de uma reação em função da quantidade de cada um dos 
reagentes que foi consumida ou da quantidade de um dos produtos formados num certo intervalo 
de tempo. 
Supondo-se que num intervalo de tempo (Δt) segundos, são consumidos (Δn) mols do reagente A, a 
velocidade média dessa reação será dada pela expressão: 
Vm = Δn/ Δt mols de A/s 
Vários fatores podem influenciar a velocidade de uma reação tais como: concentração dos 
reagentes, temperatura, ação de catalisadores, etc. 
Para estudar a velocidade de uma reação, é necessário determinar a rapidez com que se forma um 
dos produtos ou a rapidez com que se consomeum dos reagentes. 
Nessa experiência, será estudado o efeito da concentração de um dos reagentes na reação entre 
uma solução A, contendo íons iodato (IO3-) e uma solução B, contendo íons bissulfito (HSO3-) e 
amido como indicador. 
O início da reação pode ser representado da seguinte forma: 
IO3- + 3HSO3- → I- + 6SO4-2 + 3H+ 
Esta é a etapa lenta. 
Quando os íons HSO3- tiverem sido consumidos, os íons I- reagirão com os restantes dos íons IO3- 
para produzir I2. 
5 I- + 6H+ + IO3- → 3I2 + 3H2O Reação rápida 
O iodo molecular (I2) forma com o amido presente na solução, uma substância azul que indica que a 
reação se processou até esse ponto. 
Para estudar o efeito da variação da concentração de um dos reagentes sobre o tempo da reação, é 
preciso que se façam diluições da solução A para variar a concentração do íon iodato. Em cada 
caso, a concentração do íon bissulfito é mantida constante, assim como a temperatura. 
 
MATERIAIS E REAGENTES: 
Tubos de ensaio; Estante para tubos de ensaio; Béqueres de 50 ou 100mL; Bastão de vidro; 
Cronômetro; Solução A (4g/L de KIO3) Iodato de potássio; Solução B (0,85g/L de NaHSO3 e 
aproximadamente 2g de amido). 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1. Colocar num tubo de ensaio, 1 mL de solução A . 
2. Adicionar 9 mL de água destilada. 
3. Determinar a concentração (g/L) da solução do tubo. C = _________ g/L 
4. Em outro tubo de ensaio, colocar 10mL de solução B. 
5. Verter o conteúdo dos dois tubos em um béquer e rapidamente, disparar o cronômetro. 
6. Agitar constantemente o sistema até que haja o primeiro sinal de alteração de cor. Anotar o 
tempo. 
 Tempo gasto = ________ segundos. 
7. Proceder analogamente com oito tubos de ensaio, aumentando a quantidade de solução A e 
diminuindo a quantidade de água destilada. Conforme a tabela: 
 
Solução A 
(mL) 
H2O destilada 
(mL) 
C (g/L) 
Solução B 
(mL) 
Tempo (s) 
1 9 10 
2 8 10 
3 7 10 
4 6 10 
5 5 10 
6 4 10 
7 3 10 
8 2 10 
9 1 10 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 08: REAÇÕES EXOTÉRMICAS E ENDOTÉRMICAS 
CAPACIDADE CALORIFICA e CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
OBJETIVO 
 
O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas (reações que 
liberam calor) e reações endotérmicas (reações que absorvem calor). 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção de calor, 
durante uma transformação química. 
Capacidade calorífica (ou capacidade térmica) (C) é a grandeza física que determina o calor que é 
necessário fornecer a um corpo para produzir neste uma determinada variação de temperatura. Ela 
é medida pela variação da energia interna necessária para aumentar em um grau a temperatura de 
um material. A unidade usada é a cal/°C (caloria por grau Celsius). 
 Calor de neutralização é a quantidade de calor liberada na formação de um mol de água ao se 
fazer a reação de um ácido forte com uma base forte, em quantidades estequiométricas, em solução 
aquosa, nas condições padrão. 
 A reação de neutralização é sempre exotérmica, e o calor liberado é sempre constante para 
ácidos e bases fortes, pois a reação iônica não se altera em função das substâncias, podendo ser 
representadas pela equação: 
 H+ + OH– H2O ∆H = – 13,7 Kcal 
 Quando o ácido ou a base não estão totalmente dissociados, o calor de neutralização 
corresponde à combinação dos íons H+ e OH– menos a energia necessária para dissociar as 
moléculas do ácido e/ou da base. Exemplo: o ácido acético em solução está parcialmente dissociado. 
Pela neutralização com uma base forte, teremos: 
 HC2H3O2 + OH– C2H3O2– + H2O 
 
 
MATERIAL: 
 
4 Tubos de ensaio, Estante para tubos, Conta-gotas, Proveta, Papel alumínio, Espátulas, Balança, 
Bechers, Pinça de madeira, Pissete com água destilada, Calorímetro (garrafa térmica) e 
Termometro. 
 
 
REAGENTES: 
 
H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado, I2 (s) (iodo), Zn (s) (zinco), NaHCO3 (s) (bicarbonato de 
sódio), solução de HCl 1:1 (v/v) (ácido clorídrico), NH4Cl 1:1 (s) (cloreto de amônio), 
Ba(OH)2 (hidróxido de bário), Solução 1M de NaOH e solução 1M de HCl. 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1ª Experiência: 
 
Colocar em um tubo de ensaio 5,0mL de água (medir com a proveta). Adicionar com o conta-
gotas, cuidadosamente, 10 gotas de solução de H2SO4 concentrado. Sinta com as pontas dos 
dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
 
H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H3O+ + SO4
–2 + Q (calor) 
 
A reação é: ______________________________ 
 
 
 
 
2ª Experiência: 
 
Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena quantidade de 
zinco em pó. Adicionar, cuidadosamente com um conta-gotas, 5 gotas de H2O. Sinta, 
cuidadosamente, com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de 
ensaio. 
 
I2 (s) + Zn (s) → ZnI2 (s) + Q (calor) 
 
A reação é: ________________________________ 
 
 
3ª Experiência: 
 
Colocar num tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,5 g de NaHCO3 (bicarbonato de sódio) e 
adicionar gotas de solução de HCl 1:1 (ácido clorídrico). Sinta com as pontas dos dedos o que 
acontece com a temperatura do tubo. 
 
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
 
A reação é: __________________________________ 
 
4ª Experiência: 
 
Colocar num becher de 50mL seco, aproximadamente 0,5 g de Ba(OH)2 (hidróxido de bário) e 
adicionar gotas de solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. Sinta com as pontas dos dedos o 
que ocorreu com a temperatura do becher. 
 
 Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 
 
 
A reação é: _________________________________ 
 
 
 
5ª Experiência: 
Determinação do equivalente em água (ou capacidade calorífica C) do calorímetro: 
a) Colocar, utilizando uma proveta, 100,0 mL de água destilada no calorímetro de isopor. Com um 
termômetro, medir e anotar a temperatura exata, t1. (t1= _______ °C). 
b) Colocar, utilizando uma proveta, 100 mL de água destilada em um becher e aquecer até cerca de 
60°C. Medir e anotar a temperatura exata, t2. (t2= ________ °C). 
c) Verter a água aquecida, rapidamente, no calorímetro de isopor, agitar cuidadosamente com o 
termômetro, medir e anotar a temperatura mais alta observada, t3. (t3= ________ °C). 
d) O calor cedido pela água mais quente deve ser igual ao recebido pela água mais fria e pelo 
calorímetro de isopor, sendo calculado pela fórmula: 
Q cedido = Q recebido 
Onde Q = m.c.∆t 
Considerando c H2O = 1 cal /g°C e a massa do copo de isopor desprezível, tem-se: 
 
 
6ª Experiência: 
 Determinação do calor de neutralização: 
a) Colocar no calorímetro de isopor, utilizando uma proveta, 100,0 mL de solução 1M de NaOH. 
Medir com um termômetro e anotar essa temperatura (t4). (t4= ________ °C) 
b) Colocar em um becher, utilizando uma proveta, 100,0 mL de solução 1M de HCl. 
c) Verter, de uma só vez, a solução de HCl sobre a do NaOH, agitar e anotar a temperatura mais alta 
observada (t5). (t5= ________ °C) 
d) Considerando a massa das soluções igual a 200g, a capacidade calorífica (C) calculada no item 
anterior e o calor específico da água (c) igual a 1 cal/g°C, teremos que a reação forneceu a 
seguinte quantidade de calor: 
 
Q(cal) = 200 (t5 – t4) + C (t5 – T4) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 09: TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
A transferência eletrônica baseia-se no princípio de OXI-REDUÇÃO, onde OXIDAÇÃO é a perda 
de elétrons por um átomo e REDUÇÃO é o ganho de elétrons por um átomo. 
 
Para átomos metálicos a perda eganho de elétrons é medida pelo potencial elétrico “E°” que é 
medido em Volts. Todo o átomo que perde e ganha elétrons tem seu “E°”. Chama-se 
Transferência Eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em contato, pelo menos 
dois metais diferentes, em que se observa que o metal de maior E° transfere elétrons para o 
metal (íon metálico) de menor E°. Em resumo: 
 
Só pode ocorrer Transferência Eletrônica do metal de maior E° para o metal de menor E° 
 
 
 
MATERIAL: 
 
Becher 150mL (3), bombril. 
 
 
REAGENTES: 
 
ZnSO4 0,5M, CuSO4 0,5M, Pb(NO3)2 0,5M, AgNO3 0,1M, placas metálicas: Zn, Cu, Fe, Pb. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Separe lâminas de cobre (Cu), zinco (Zn), chumbo (Pb) e ferro (Fe). 
 
2. Limpe as lâminas com um bombril para retirar a camada já oxidada existente. 
 
3. Em três Bécheres coloque (metade do Becher) solução de sulfato de zinco (ZnSO4), sulfato 
de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), respectivamente. 
 
4. Mergulhe as lâminas nos Bécheres conforme indicado nas figuras da próxima página. 
Aguarde 2 a 3 minutos a reação ocorrer. 
 
ATENÇÃO: Ao passar a lâmina de um becher para o outro, lave muito bem a mesma. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OBSERVE CADA SISTEMA E VERIFIQUE 
SE HOUVE DEPOSIÇÃO DE ÍON METÁLICO NA LÂMINA. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO3) em becher e mergulhe cada 
lâmina durante um minuto. Observe. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 10: PILHAS ELETROQUÍMICAS 
 
 
OBJETIVO: 
 
Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas montadas em 
laboratório. 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
Pilhas são dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados em um meio 
adequado à passagem de cargas elétricas. 
 
Na pilha o eletrodo (metal) de maior Eo cede elétrons para o de menor Eo. 
Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a variação da 
corrente (d.d.p.) em volts. 
 
Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma PONTE SALINA, que 
tem a(s) função(ões) de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico). 
 
As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, mergulhados 
em um meio adequado à passagem de cargas elétricas. 
 
 
 
MATERIAL: 
 
Tubo em “U”, Becher de 150mL (3), Multímetro (ou um voltímetro), Algodão, Bombril. 
 
 
 
REAGENTES: 
 
KCl ou NaCl 3M, ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1 M, Pb(NO3)2 0,1 M, placas metálicas: Zn, Pb, Cu. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1. Faça uma Ponte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão. 
(Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.) 
 
2. Limpe as lâminas a serem usadas com bombril. 
 
3. Monte a pilha abaixo, colocando o voltímetro na escala de 3V (leitura direta). 
 
 
 
Procure colocar os metais certos no 
Ânodo e Cátodo do voltímetro, caso 
contrário o ponteiro irá deslocar-se para a ESQUERDA. 
 
 
 
 
 
Valor Teórico: ∆E° = + 0,76 V – (–0,34 V) = + 1,10V E° Zn = + 0,76 
Valor Prático: _______________________________ E° Cu = – 0,34 
 
 
4. Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a 
anterior: