Apostila De laboratório Química Geral

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Universidade Estácio de Sá 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental 
para os Cursos de Engenharia - CCE0032 
 
 
 
 
Organização: Profa Dra Cláudia Maria Campinha dos Santos 
 
 
 
1º Semestre de 2016 
2 
 
SUMÁRIO 
EXPERIMENTO 1 - Normas de Segurança e equipamentos básico de laboratório 3 
EXPERIMENTO 2 - Técnicas de pesagem/ Determinação de densidade 10 
EXPERIMENTO 3 - Técnicas de aquecimento 14 
EXPERIMENTO 4 - Periocidade das propriedades de óxidos 17 
EXPERIMENTO 5 - Ligações químicas 19 
EXPERIMENTO 6 - Lei de Lavoisier 22 
EXPERIMENTO 7 - Determinação da água de cristalização do sulfato cúprico 24 
EXPERIMENTO 8 - Transformações Químicas 27 
EXPERIMENTO 9 - Preparo de soluções 29 
EXPERIMENTO 10 - Cinética Química I 31 
EXPERIMENTO 11 - Termodinâmica I 34 
EXPERIMENTO 12 - Determinação do Calor de Dissolução do NaOH(s) 36 
EXPERIMENTO 13 - Transferência Eletrônica 38 
EXPERIMENTO 14 - Pilhas Eletroquímicas 41 
EXPERIMENTO 15 - Corrosão – Tipos de Pilhas 43 
 
3 
 
EXPERIMENTO Nº. 1: 
 
 NORMAS DE SEGURANÇA E EQUIPAMENTOS BÁSICO DE LABORATÓRIO 
 
Objetivos 
 No final desta experiência o aluno deverá: 
 Conhecer as normas de segurança 
 Conhecer os equipamentos básicos de laboratório e suas regras básicas de 
utilização, limpeza e conservação. 
 
1. Normas de Segurança 
 
 Os laboratórios de Química são locais onde materiais inflamáveis ou tóxicos são 
usualmente manuseados. Esta característica requer uma atenção especial e um 
comportamento adequado, para reduzir ao mínimo o risco de acidentes. O laboratório 
de química é um lugar para trabalho sério e ordenado. EVITE BRINCADEIRAS, MESMO 
QUE A AULA NÃO TENHA COMEÇADO. 
 O descuido e a ignorância de perigos possíveis são as causas principais de 
acidentes em laboratório. Por isso, você deve ler com atenção as instruções abaixo. 
 
1. Ao entrar no laboratório utilize sempre um guarda-pó, calças compridas e 
sapato ou tênis fechado. Cabelos compridos deverão ser presos. 
 
2. Não use lentes de contato, pois os vapores de algumas soluções podem reagir 
com elas e causar problemas sério a sua visão. 
 
3. Não fumar, não comer e não beber dentro do laboratório. 
 
4. Ouvir com muita atenção as instruções do professor ou do seu auxiliar. Faça 
apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse em outras experiências, 
consulte o seu professor. EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS SÃO PROIBIDA. 
 
5. Não provar reagentes, quaisquer que sejam. 
 
6. Não inalar gases ou vapores sem certificar-se de que não são tóxicos. Mesmo 
assim, ter o cuidado de trazer até o nariz, com a mão, pequenas porções do ar 
em volta do frasco. 
 
4 
 
7. Reações que liberam gases devem ser realizadas na câmara de exaustão 
(capela). 
 
8. Evitar o contato de qualquer substância com a pele. Evitar também o uso de 
material com defeito, principalmente vidraria. 
 
9. Ao aquecer substâncias ou soluções em tubos de ensaio, não virar a boca do 
tubo em sua direção ou na de outra pessoa. Não aquecer bruscamente 
nenhum sólido ou líquido. Jamais aquecer sistemas completamente fechados. 
 
10. Manter a cabeça e as roupas afastadas da chama. Diminuir a chama do bico de 
Bunsen quando interromper o seu uso. 
 
11. Não trabalhar com substâncias inflamáveis perto da chama. Exemplos de 
inflamáveis: álcoois, éteres, cetonas, hidrocarbonetos. 
 
12. Manusear com cuidado vidraria ou peças metálicas aquecidas. Lembrar-se de 
que materiais quentes e frios possuem geralmente a mesma aparência. 
 
13. Não pipetar com a boca. Utilizar aparelhos de sucção apropriados para esta 
finalidade. 
 
14. Não devolver sobras de reagentes aos frascos de origem sem consulta prévia 
ao professor. 
 
15. Nunca use as espátulas de um frasco em outro para evitar contaminações. 
 
16. Recolocar a tampa dos frascos ao interromper o seu uso, para evitar 
contaminação ou perdas por volatilização. Não utilizar a mesma pipeta para 
soluções diferentes. 
 
17. Nunca jogue produtos ou soluções na pia ou no lixo. Só descartar sobras de 
reagentes na pia quando tal procedimento for autorizado pelo professor. Caso 
contrário, utilizar os frascos de descarte identificados para cada tipo de 
resíduo. 
 
18. Antes de deixar o laboratório, lavar a vidraria utilizada, limpar a mesa de 
trabalho e lavar bem as mãos. 
 
19. Ao retirar-se do laboratório, verificar se todos os aparelhos estão desligados e 
se não há torneiras abertas (água e gás). 
 
 
SE OCORRER ALGUM ACIDENTE, CHAMAR O PROFESSOR IMEDIATAMENTE. 
 
 
 
5 
 
2. MATERIAS USADOS EM LABORÁTORIO 
 
A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a utilização de 
uma variedade de equipamentos de laboratório, a maioria muito simples, porém com 
finalidades específicas. 
 
 
1 Tubos de ensaio – utilizado principalmente para efetuar reações químicas em 
pequena escala. 
 
 
6 
 
2 Béquer ou Becher – recipiente com ou sem graduação, utilizado para o preparo de 
soluções (onde a concentração seja aproximada), aquecimento de líquidos, 
recristalizações, etc. 
 
3 Erlenmeyer – frasco utilizado para aquecer líquidos ou soluções e, principalmente, 
para efetuar um tipo de análise química denominada titulação. 
4 Balão de fundo chato ou de Florence – frasco destinado a armazenar líquidos e 
soluções. 
 
5 Balão de fundo redondo – usado para aquecimento de líquidos e reações com 
desprendimento de gases. 
 
6 Balão de destilação – usado em destilações. Possui sída lateral para a condensação 
de vapores. 
 
7 Proveta – frasco com graduações, destinado a medidas aproximadas de um líquido 
ou solução. 
 
8 Pipeta volumétrica – usada para escoar volumes fixos de líquidos ou soluções. 
 
9 Pipeta cilíndrica – usada para medir volumes variáveis de líquidos. 
 
10 Funil de vidro – utilizado na transferência de líquidos ou soluções de um frasco 
para outro e para efetuar filtrações simples. 
 
11 Frasco de reagente – usado para o armazenamento de soluções. 
 
12 Bico de Bunsen – bico de gás, usado como principal fonte de aquecimento de 
materiais não inflamáveis. 
 
13 Tripé – usado como suporte, principalmente de telas e triângulos. 
 
14 Tela de amianto – tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir 
uniformemente o calor, durante o aquecimento de recipientes de vidro à chama de um 
bico de gás. 
 
15 Cadinho de porcelana – usado para a calcinação de substâncias. 
 
16 Triângulo de ferro com porcelana – usado principalmente como suporte em 
aquecimento de cadinhos. 
 
17 Suporte para tubos de ensaio. 
 
7 
 
18 - 19 Funis de decantação – equipamento usado para separar líquidos imiscíveis 
(mistura heterogênea de líquidos). 
 
20 Pinça de madeira – utilizada para segurar tubos de ensaio. 
 
21 Almofariz (ou gral) e pistilo – destinado à pulverização de sólidos. Além de 
porcelana, podem ser feitos de ágata, vidro ou metal. 
 
22 Cuba de vidro ou cristalizador – recipiente geralmente utilizado para conter 
misturas refrigerantes e finalidades diversas. 
 
23 Vidro de relógio – usado geralmente para cobrir bechers contendo soluções, em 
pesagens, etc. 
 
24 Cápsula de porcelana – usada para efetuar evaporação de líquidos. 
 
25 Placa de Petri – usada para diversos fins. 
 
26 Dessecador – utilizado no armazenamento de substâncias, quando se necessita de 
uma atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser usado para manter 
substâncias sob pressão reduzida. 
 
27 Pesa-filtro – recipiente destinado à pesagem de substâncias que sofrem alteração 
em contato com o meio ambiente (absorção de umidade, de gás carbônico;volatilização; etc.). 
 
28 Lima triangular – usada para cortes de vidro. 
 
29 Bureta – equipamento calibrado para medida exata de volume de líquidos e 
soluções. Permite o escoamento do líquido ou solução através de uma torneira 
esmerilhada e é utilizada em um tipo de análise química denominada titulação. 
 
30 Frasco lavador – usado para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. 
 
31 Pissete – frasco, geralmente plástico, contendo água destilada, álcool ou outros 
solventes, usado para efetuar a lavagem de recipientes ou materiais com jatos de 
líquido nele contido. 
 
32 Balão volumétrico – recipiente calibrado, de exatidão, fechado através de rolha 
esmerilhada, destinado a conter um determinado volume de solução, a uma dada 
temperatura É utilizado no preparo de soluções de concentrações bem definidas. 
 
33 Picnômetro – usado para determinar a densidade dos liquidos. 
 
34 Suporte universal. 
 
35 Anel para funil. 
8 
 
36 - 37 Mufa e garra – peças metálicas usadas para montar aparelhagens em geral. 
 
38 Kitassato – frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado em 
filtrações sob sucção. 
 
39 Funil de Büchner – utilizado em filtrações por sucção, devendo ser acoplado a um 
kitassato. 
40 Trompa de vácuo – usada em conjunto com o kitassato e o funil de Büchner. 
 
 
EQUIPAMENTOS 
 
Estufa – equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em 
geral até 200 ºC. 
 
Balança – instrumento para determinação de massa. 
 
 
3. MEDIDAS E VOLUMES - ERROS MAIS COMUNS 
Para realizar a leitura de volume de uma solução líquida deve-se obedecer à posição 
do menisco, ou seja: soluções incolores por convenção a leitura se dá pela tangente 
do menisco inferior e para soluções coloridas pelo menisco superior. Dessa forma 
determina-se com precisão a leitura de volume de qualquer que seja a solução líquida. 
Erros mais comuns: 
1. Leitura da graduação volumétrica obtida pela parte superior do menisco. 
2. Medição de volume de soluções quentes. 
3. Uso de instrumento inadequado para medir volumes. 
4. Uso de instrumento molhado ou sujo. 
5. Formação de bolhas nos recipientes. 
6. Controle indevido da velocidade de escoamento. 
7. Erro de paralaxe. 
 
 Erro de paralaxe 
 
 
 As análises volumétricas que utilizam os aparelhos proveta, pipeta, bureta, 
entre outros, necessitam de uma atenção especial na hora de definir o menisco. 
9 
 
 
Leia sempre pela parte inferior do 
menisco 
 
 
 
 
A curva que se forma na superfície do líquido 
assume é o que chamamos de menisco. A 
medida correta é efetuada pela parte de baixo 
do mesmo. 
 
 
Exemplos de tipo de meniscos: 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
TRINDADE, D.F; OLIVEIRA, F. P. DE; BANUTH, G. S. L; BISPO, J.G. Química Básica 
Experimental, 5ª edição - São Paulo: ícone, 2013. 
 
Técnicas de Trabalho com Material Volumétrico. Disponível em: 
https://anselmo.quimica.ufg.br/up/56/o/Transformacoes_volumetrico.pdf. Acesso em 
13/2/2016. 
10 
 
EXPERIMENTO Nº. 2: 
 
TÉCNICAS DE PESAGEM 
 
A pesagem é uma das mais importantes operações nos laboratórios de Química. Neste 
processo, a massa de um corpo é determinada por comparação com massas 
conhecidas, utilizando-se balanças. 
 
Erros nas pesagens 
 
As principais causas de erro são: 
a. Modificações nas condições em que se encontra o recipiente e/ou substância, 
entre pesadas sucessivas. 
b. Empuxo diferente do ar sobre o corpo e os pesos. 
c. Inexatidão nos pesos. 
d. Efeitos da temperatura. 
e. Absorção de umidade e/ou gás carbônico do ar – as substâncias absorvidas 
também serão pesadas, causando erro. Como solução deve-se secar a 
substância antes da pesagem, deixá-la esfriar num dessecador e pesá-la num 
pesa-filtro. 
f. Película de água aderida à superfície dos corpos – correspondente ao teor do 
vapor de água contido na atmosfera ambiente. Quanto mais baixa for a 
temperatura do corpo em relação à temperatura ambiente, tanto maior a 
espessura dessa película. Assim, um corpo frio aparentará maior peso do que 
um corpo quente. A solução nesse caso consiste em só pesar o objeto após o 
mesmo ter adquirido a temperatura ambiente. 
 
Cuidados gerais com as balanças 
 
 Balanças não são sensíveis apenas a vibrações, mas reagem também a 
oscilações rápidas de temperatura e a correntes de ar. Por estes motivos, na instalação 
das mesmas devem ser evitados locais com incidência de sol e correntes de ar, assim 
como mesas ou bancadas que sofram trepidações facilmente. No caso das balanças 
ditas “analíticas”, de grande sensibilidade e exatidão, é conveniente a construção de 
uma sala exclusiva para elas. 
 Em virtude do que foi dito, alguns cuidados devem ser tomados no manuseio 
de balanças, seja qual for o seu tipo: 
A balança deve ser mantida sempre limpa. 
 Os reagentes não devem ser colocados diretamente sobre o prato da balança. 
Devem ser utilizados recipientes apropriados (vidro de relógio, becher, etc.). 
Terminada a pesagem, todos os recipientes devem ser retirados dos pratos e os botões 
e massas aferidas recolocados à posição inicial (zero). 
 Quando o objeto a ser pesado é colocado ou retirado do prato, a balança deve 
estar travada, para evitar desgastes nas peças da balança. 
 Os objetos a serem pesados não devem ser seguros com a mão, mas com uma 
pinça ou tira de papel, evitando assim que haja aumento da massa do objeto pela 
gordura das mãos. Esta preocupação somente é necessária quando se utilizam 
11 
 
balanças denominadas analíticas, muito sensíveis, que são capazes de determinar 
massas até o décimo de miligrama. 
 Os recipientes e reagentes a serem utilizados devem encontrar-se à 
temperatura ambiente. 
 O operador (ou outra pessoa) não deve apoiar-se na bancada da balança 
durante a pesagem, para evitar oscilações na balança. 
 
 
Tipos de pesagem 
 
Direta: consiste na determinação da massa de um objeto compacto ( vidro de relógio, 
becher, etc.). 
 
Por adição: consiste na determinação da massa de substâncias, adicionando-as a um 
recipiente (vazio) cuja massa foi previamente determinada. 
 
Por diferença: consiste na determinação da massa de substâncias que se alteram em 
contato com o ar (absorção de umidade, de gás carbônico, substâncias voláteis, etc.). A 
substância é colocada num recipiente adequado (pesa-filtro), provido de tampa, e o 
conjunto é pesado. A quantidade necessária da substância é retirada do recipiente e 
sua massa determinada pesando-se novamente o conjunto. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1. Determinar a massa de um vidro de relógio, anotando seu valor. Pesar, por 
adição, em torno de 1,2 g de carbonato de cálcio. Anotar o resultado 
encontrado, levando em conta a exatidão da balança. 
 
2. Determinar a massa de um becher de 50 mL contendo sal de cozinha(NaCl) até 
aproximadamente a metade. Pesar, por diferença, em torno de 5,5 g de sal, 
anotando o valor encontrado, levando em conta a exatidão da balança. Não 
esqueça de levar um becher para junto da balança para recolher o sal pesado. 
 
3. Coloque na balança um becher de 50 mL, tarando-o. Pesar cerca de 8,6 g de 
areia, anotando o valor encontrado, levando em conta a exatidão da balança. 
 
 
DETERMINAÇÃO DE DENSIDADE 
 
1. OBJETIVO: 
 
 Calcular a densidade de algumas amostras de sólidos e líquidos. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
 
 A densidade é uma característica específica das substâncias. Ela é determinada 
medindo-se a massa da amostra (através de uma balança), o volume (pode ser 
determinado através dos conhecimentos de geometria, no caso desólidos regulares, 
12 
 
ou através de instrumentos e técnicas de laboratório que possibilitem tal aferição), e 
fazendo-se o quociente entre os dois (d = m/v). A massa deve ser expressa em gramas 
(g) e o volume em centímetros cúbicos (cm3). 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
Materiais Reagentes 
Proveta (plástica) de 50,0 mL Ferro (Fe) 
Pipeta graduada de 5,0 e 10,0 mL Chumbo (Pb) 
Pipeta volumétrica de 10,00 mL Água destilada (H2O) 
Becher de 50 mL Álcool etílico P.A (C2H5OH) 
Bastão de vidro 
Balança 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
I) Determinação de densidade de sólidos 
1. Pesar um pedaço de ferro, anotando a massa encontrada. 
Massa de ferro encontrada: m=_______g 
2. Em uma proveta de 50,0 mL colocar água suficiente para que o pedaço de ferro 
pesado possa ficar imerso. 
V1= __________ mL 
3. Colocar o pedaço de ferro pesado na água e ler o volume. 
Volume de água deslocado: V2= __________ mL 
Volume do material (V) : V= V1 - V2 = ________ - ________ = ________ mL 
4. Calcular a densidade 
Densidade = 
 
5. Repetir os procedimentos acima, substituindo o ferro por chumbo. 
Massa de chumbo encontrada: m=_______g 
Volume de água deslocado: V= ________ mL 
Densidade = 
 
 
Material Massa(g) Volume(mL) Densidade (g/mL) Erro(%) 
Teórica Experimental 
Fe 7,86 
Pb 11,34 
 
 
13 
 
II) Determinação da densidade de líquidos 
1. Determinar a massa de um becher de 50 mL limpo e seco. 
Massa do becher: m1=_______g 
2. Pipetar 10,00 mL (com pipeta volumétrica) de água deionizada e transferir para o 
becher cuja massa já foi determinada, determinando a massa do conjunto becher + 
água. 
V=_______ mL 
Massa do becher + água: m2=_______g 
Massa da água: m3 = m1 - m2 =________ - ________ = _______g 
3. Com os valores da massa e do volume da água, determine sua densidade. 
Densidade = 
 
4. Repetir os procedimentos acima, substituindo a água por álcool etílico. 
Massa do becher: m1=_______g 
Massa do becher + álcool: m2=_______g 
Massa do álcool: m3 = m1 - m2 =________ - ________ = _______g 
Densidade= 
 
 
Material Massa(g) Volume(mL) Densidade (g/mL) Erro(%) 
Teórica Experimental 
Água 1,00 
Álcool 0,79 
 
 
O erro percentual (E) pode ser dado por: 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
FONTAN, A. P. Apostila Química Geral I Experimental – CEFET Química/RJ Disponível 
em: www.ifrj.edu.br/webfm_send/558. Acesso em: 13/02/2016. 
 
E = diferença entre os valores teórico e experimental . 100 
valor teórico 
14 
 
EXPERIMENTO Nº. 3: 
TÉCNICAS DE AQUECIMENTO 
 Algumas operações em laboratório envolvem processos de aquecimento. A 
escolha da fonte de calor depende do material a ser aquecido e o porquê de ser 
aquecido. As fontes de aquecimento mais utilizadas são: gás e energia elétrica. 
 
Bicos de gás: 
 
Os bicos de gás são utilizados em aquecimento de substâncias não inflamáveis. 
 
O aquecimento pode ser: 
 
Direto: a chama fica em contato direto com o recipiente; é o caso do aquecimento de 
cadinhos, que ficam apoiados sobre o tripé em triângulos de porcelana e de tubos de 
ensaio, que são seguros através de uma pinça de madeira. 
 
Indireto: os recipientes ficam apoiados sobre uma tela, denominada tela de amianto, 
que distribui uniformemente o calor da chama; é o caso do aquecimento de bechers, 
balões de fundo chato, caçarolas, balões de fundo redondo e de destilação, etc. 
 
Energia elétrica: 
 
Para aquecimento de substâncias inflamáveis são utilizados os seguintes aparelhos: 
Manta elétrica – serve para aquecimento de balão de fundo redondo. 
Chapa elétrica – serve para aquecimento de balão de fundo chato, becher, erlenmeyer, 
etc. 
 
Para calcinação e secagem de material: 
Forno ou mufla – atinge temperaturas de 1000 a 1500 ºC, sendo utilizado para fazer 
calcinações. O material mais utilizado neste tipo de aquecimento é o cadinho. 
 
Estufa – utilizada na secagem de materiais, atingindo no máximo 200 ºC. 
15 
 
Trabalhos com bico de gás 
 Em nosso laboratório utilizamos um bico de gás denominado bico de Bunsen. 
As partes fundamentais do bico de Bunsen são: a base (onde se encontra a entrada de 
gás), o tubo ou haste (onde se encontram as janelas de ar que fornecem o oxigênio 
necessário para alimentar a combustão, e por onde passa o fluxo de gás) e o anel 
(parte que envolve a haste e contém as janelas de entrada de ar). 
Para utilizar adequadamente o bico de Bunsen, uma vez que ele esteja conectado à 
rede de distribuição de gás através de um tubo de látex, deve ser observada a seguinte 
sequência: 
 
a. Verificar se a entrada de gás geral da bancada está 
aberta. 
b. Verificar se as entradas de gás e ar do bico de 
Bunsen estão fechadas. 
c. Acender o fósforo. 
d. Abrir a torneira de gás do bico. 
e. Aproximar o palito aceso da extremidade do bico (a 
chama obtida é amarela e luminosa). 
f. Regular a entrada de ar, até que se obtenha uma 
chama azul. 
g. Para apagar o bico, fechar sempre a entrada de ar 
(janela) antes da torneira. 
 
 Na chama obtida distinguem-se três zonas distintas: zona oxidante (região 
externa mais quente, onde se obtêm as maiores temperaturas e localizada acima do 
cone interno), zona redutora (região interna mais fria, onde se conseguem as 
temperaturas mais baixas e onde ocorre o início da combustão) e zona neutra (de 
baixas temperaturas, pois ainda não se dá a combustão do gás). 
 
Aquecimento de cadinho (aquecimento direto): 
 
 Usado quando há necessidade de aquecimento intenso, o cadinho é colocado 
sobre um triângulo de porcelana, devidamente apoiado em um tripé, e a chama do 
16 
 
bico de gás incide diretamente sobre o mesmo. O aquecimento é feito em chama 
forte. 
MATERIAIS E REAGENTES: 
Materiais Reagentes 
Bico de Bunsen, tripé, Sulfato de cobre II pentahidratado (CuSO4·5H2O) 
triângulo de porcelana, 
pinça, dessecador e pipeta. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
I) Aquecimento direto em cadinho: 
Montar um sistema para aquecimento direto de cadinhos (triângulo de porcelana 
apoiado em tripé). 
Pesar um cadinho cadinho limpo e seco e anotar o valor de sua massa. 
Massa do cadinho: ______________________ 
Pesar, por adição, cerca de 2 gramas de sulfato de cobre II pentahidratado 
(CuSO4·5H2O), anotando a massa correta. 
Aspecto do sulfato de cobre II pentahidratado (CuSO4·5H2O): __________________ 
Massa do cadinho + CuSO4·5H2O: _______________________ 
Massa do CuSO4·5H2O: ________________________________ 
Transferir o cadinho para o triângulo de porcelana, segurando-o com a pinça e aquecê-
lo fortemente até que toda a coloração azul do sal tenha desaparecido. 
Transferir o cadinho para um dessecador e deixá-lo esfriar até atingir a temperatura 
ambiente. 
Pesar novamente o cadinho (na mesma balança) e anotar o valor da massa. 
Aspecto do sulfato de cobre II após o aquecimento: ___________________________ 
Massa do cadinho + CuSO4: _______________________ 
Massa do CuSO4: _______________________________ 
 Com o auxílio de uma pipeta, gotejar água sobre o sólido contido no cadinho, tocando 
a base do mesmo com a ponta dos dedos e anotando suas observações. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
TRINDADE, D.F; OLIVEIRA, F. P. DE; BANUTH, G. S. L; BISPO, J.G. Química Básica 
Experimental, 5ª edição - São Paulo: ícone, 2013. 
 
FONTAN, A. P. Apostila Química Geral I Experimental – CEFET Química/RJDisponível 
em: www.ifrj.edu.br/webfm_send/558. Acesso em: 13/02/2016. 
17 
 
EXPERIMENTO Nº. 4: 
PERIOCIDADE DAS PROPRIEDADES DE ÓXIDOS 
 
1. OBJETIVOS: 
 Fazer experiências com óxidos para determinar se eles são ácidos, básicos ou 
anfóteros. 
 Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na 
tabela periódica. 
 Adquirir alguma experiência com a tabela periódica e descobrir como pode ser 
usada para prognosticar as propriedades de óxidos. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
 
 Alguns óxidos quando dissolvidos em água produzem soluções ácidas. Esses 
óxidos são chamados de óxidos ácidos e são alguns dos responsáveis pela chuva ácida. 
Outros óxidos em água produzem soluções básicas. Em geral óxidos de metais alcalinos 
quando dissolvidos em água produzem soluções básicas e óxidos de não-metais 
produzem soluções ácidas. Óxidos que produzem soluções ácidas ou básicas são 
anfóteros. Nesta prática, investigaremos as características ácidas ou básicas de alguns 
óxidos. De suas observações e da posição que ocupam na tabela periódica você 
observará as tendências quanto organização em grupos ou períodos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
Materiais Reagentes 
Vidro de relógio Óxido de Magnésio (MgO) 
Tubos de ensaio e estante Óxido de cálcio (CaO 
3 bechers de 50 mL Indicador fenolftaleína 
Pipeta graduada de 5,0 mL Papel indicador universal 
Suporte universal 
Bastão de vidro 
pHmetro 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
a)Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e 0,1 g 
de MgO. 
b) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e 0,1 g 
de CaO. 
c) Em um béquer de 50 mL, dispor aproximadamente 20 ml de água destilada. 
d) Com o pHmetro, medir o pH das soluções e da água destilada. 
18 
 
e) Em um suporte para tubos de ensaio, dispor 3 tubos de ensaio e identificá-los 
numerando-os de 1 a 3. 
f) No tubo de ensaio 1, colocar 10 mL de água destilada. 
g) Transferir para o tubo de ensaio 2 a solução de MgO. 
h) Transferir para o tubo de ensaio 3 a solução de CaO. 
i) Adicionar 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada um dos tubos de ensaio, 
tampar, agitar e observar. 
j) Registrar suas observações na tabela abaixo: 
 
TABELA DE RESULTADOS 
Óxido usado Cor 
(indicador) 
pH Natureza do óxido (ácido, básico ou anfótero) 
Água 
destilada 
 
MgO 
CaO 
 
Questionário: 
1) Escreva todas as equações químicas das reações envolvidas. 
2) Pesquise de que forma são produzidos os óxidos básicos e óxidos ácidos e de 
exemplos. 
3) Pesquise sobre as técnicas utilizadas para classificar óxidos (em ácido ou básico) que 
não são solúveis em água, de exemplos. 
4) Como poderia ser protegido um jardim numa região industrial onde existe uma 
elevada emissão de SO2? (sugestão: pesquise sobre reações de neutralização). 
5) Como seriam classificados os óxidos seguintes: Na2O2, SrO, P4O10, Al2O3, Bi2O3 e BaO. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
FONTAN, A. P. Apostila Química Geral II Experimental – CEFET Química/RJ Disponível 
em: http://www.ifrj.edu.br/webfm_send/559. Acesso em: 13/02/2016. 
 
MORA, N. D. CADERNO DE PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – UNIOESTE. 
Disponível em: http://www.foz.unioeste.br/~lamat/downarquivos/praticas.pdf. Acesso 
em: 13/02/2016. 
 
 
 
19 
 
EXPERIMENTO Nº. 5: 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1. OBJETIVOS: 
 Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias iônicas 
e moleculares. Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica 
de uma substância influi na solubilidade em determinados solventes. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
 Substâncias iônicas são aquelas formadas por íons (cátions e ânions) ligados 
entre si por forças de natureza elétrica. 
 Substâncias moleculares ou covalentes são formadas a partir do 
compartilhamento de elétrons entre os átomos dos elementos que estão se ligando. 
 Apesar de não possuírem íons em sua constituição, as moléculas podem 
apresentar pólos elétricos, devido à diferença de eletronegatividade dos elementos; 
neste caso, são denominadas moléculas polares. Quando não há diferença de 
epletronegatividade ou quando a resultante dessas diferenças é nula, a molécula é 
denominada apolar. 
 As substâncias moleculares têm suas moléculas atraídas entre si por forças 
denominadas de intermoleculares. 
 No caso de substâncias cujas moléculas sejam apolares a força de atração que 
justifica sua existência nos estados sólido e líquido é denominada de dipolo induzido – 
dipolo induzido; no caso de substâncias cujas moléculas sejam polares a força 
intermolecular é denominada dipolo permanente – dipolo permanente ou 
simplesmente dipolo – dipolo. 
 Há um tipo de dipolo – dipolo, muito forte, que ocorre entre moléculas onde o 
hidrogênio esteja ligado a oxigênio, nitrogênio ou flúor. Esta força recebe o nome 
particular de ponte de hidrogênio (ou ligação de hidrogênio). 
 Nas substâncias moleculares, de um modo geral, dois fatores influem nos PF e 
PE: 
a) Tipo de força Intermolecular 
 Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores os seus PF e PE. 
20 
 
b) Tamanho das moléculas 
 Quanto maior for o tamanho de uma molécula, maior será a sua superfície, o 
que propicia um maior número de interações com as moléculas vizinhas, acarretando 
PF e PE maiores. 
 Para comparar os pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) de diferentes 
substâncias, devemos considerar esses dois fatores: 
 Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais: 
 Quanto maior a intensidade da interação, maiores os PF e PE. 
 
 Em moléculas com mesmo tipo de interação: 
 Quanto maior otamanho da molécula, maiores os PF e PE. 
 
 A solubilidade de uma substância (denominada soluto) em outra (denominada 
solvente), está relacionada à semelhança das forças atuantes nas mesmas (iônicas ou 
intermoleculares). Em conseqüência disso, substâncias iônicas e substâncias 
moleculares polares tendem a se solubilizar em solventes também polares, enquanto 
que substâncias apolares tendem a se solubilizar em solventes apolares. O 
envolvimento das partículas do soluto pelas moléculas do solvente é denominado de 
solvatação e, no caso do solvente usado ser a água é comum substituir-se o termo por 
hidratação. 
 O fenômeno da dissolução é fundamentalmente um processo físico-químico, 
dependendo, em grande extensão, das forças de coesão que ligam: 
 As moléculas do solvente 
 As partículas do soluto 
 As moléculas do solvente e as partículas do soluto. 
 Embora não seja possível prever com precisão absoluta quando uma substância 
é solúvel em outra, podemos estabelecer genericamente que: 
 Uma substância é solúvel em outra que lhe é semelhante, interpretando esta 
semelhança do ponto de vista estrutural, de polaridade e caráter das forças 
intermoleculares. 
 
21 
 
Assim, um composto polar é solúvel em solvente polar. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
Materiais Reagentes 
 3 Buretas de 25,00 ou 50,0 mL Sólidos: Cloreto de sódio (NaCl) ; cloreto de 
Suportes e garras para buretas zinco(ZnCl2) 
Bico de Bunsen Naftaleno sólido (C10H8) ; Iodo sólido (I2) ; 
Tubos de ensaio e estante Sacarose (C12H22O11) 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
I . Substâncias iônicas e moleculares frente ao aquecimento: Em um tubo de ensaio, adicione uma pequena quantidade de iodo. Retorne à 
sua bancada e aqueça o tubo, com o auxílio de uma pinça de madeira, até 
observar alguma mudança no estado físico do iodo. 
 
 Em três tubos de ensaio, adicionar respectivamente sacarose, cloreto de zinco 
(ZnCl2) e cloreto de sódio (NaCl) ( todos no estado sólido ). 
 
 Aquecer, com o auxílio de uma pinça de madeira, cada um dos tubos até 
observar mudança no seu estado físico. 
 
Questionário: 
1) Considerando o aquecimento das substâncias no item I, explique, levando em conta 
o tipo de ligação química, o tipo de força intermolecular, etc., a diferença de 
comportamento observada. 
2) Pode-se observar que o iodo é uma substância que sublima. Todas as substâncias 
moleculares sublimam? Justifique a sua resposta. 
3) Apesar de termos aquecido o cloreto de sódio, não foi possível observar sua fusão. 
Todas as substâncias iônicas têm ponto de fusão tão elevado quanto o NaCl? 
Justifique. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
FONTAN, A. P. Apostila Química Geral II Experimental – CEFET Química/RJ Disponível 
em: http://www.ifrj.edu.br/webfm_send/559. Acesso em: 13/02/2016. 
 
 
 
 
22 
 
 
EXPERIMENTO Nº. 6: 
LEI DE LAVOISIER 
 
1. OBJETIVOS: 
 Verificar experimentalmente a lei de Lavoisier, comprovando que nas reações 
químicas, em um sistema fechado, há conservação das massas. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
Lei de Lavoisier: 
 A "Lei da Conservação das Massas" proposta por Lavoisier em 1774, foi 
enunciada com base em inúmeras experiências, utilizando-se sistemas fechados, e que 
diz o seguinte: 
 "Numa reação química, não ocorre alteração na massa do sistema." 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Tubo de Lavoisier (com rolha) Solução de cloreto férrico (FeCl3) 0,1 mol/L 
Balança Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L 
Erlenmeyer Carbonato de cálcio (CaCO3) 
Bastão de vidro Solução de ácido clorídrico (HCl) ( 30% ) 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
Reação em sistema aberto: 
 Montar um sistema constituído por um erlenmeyer e um tubo de Lavoisier (um 
dos ramos do tubo deve estar dentro do erlenmeyer). 
 Colocar em um dos ramos do tubo de Lavoisier (QUE DEVERÁ ESTAR SECO) uma 
pequena quantidade de carbonato de cálcio (CaCO3) e no outro ramo, com cuidado 
para que não escorra para o ramo anterior, 5,0 mL de solução de ácido clorídrico (HCl). 
Não tampar o tubo. Observar atentamente o aspecto das substâncias reagentes. 
Aspecto dos reagentes: 
Carbonato de cálcio (CaCO3): _________________________________ 
23 
 
Solução de ácido clorídrico (HCl): ______________________________________ 
Determinar a massa total do sistema, anotando seu valor. 
Massa do sistema antes da reação: ______________________ 
Inclinar o tubo cuidadosamente, de modo que as substâncias entrem em contato, 
observando o aspecto dos produtos formados. 
Aspecto dos produtos: _______________________________________ 
Pesar o sistema com os produtos e anotar o valor. 
Massa do sistema após a reação: ______________________ 
 
REAÇÃO EM SISTEMA FECHADO: 
 Montar um sistema constituído por um erlenmeyer e um tubo de Lavoisier (um 
dos ramos do tubo deve estar dentro do erlenmeyer). 
 Colocar em um dos ramos do tubo de Lavoisier 2,0 mL de solução de cloreto 
férrico (FeCl3) e no outro ramo, com cuidado para que não escorra para o ramo 
anterior, 2,0 mL de solução de hidróxido de sódio (NaOH). Tampar bem o tubo com a 
rolha e observar atentamente o aspecto das substâncias reagentes. 
Aspecto dos reagentes: 
Solução de cloreto férrico (FeCl3): _______________________________________ 
Solução de hidróxido de sódio (NaOH): ____________________________________ 
Determinar a massa total do sistema, anotando seu valor. 
Massa do sistema antes da reação: ______________________ 
Inclinar o tubo cuidadosamente, de modo que as soluções entrem em contato, 
observando o aspecto dos produtos formados. (procure equilibrar os volumes nos dois 
ramos) 
Aspecto dos produtos: _____________________________________ 
Pesar o sistema com os produtos (na mesma balança utilizada anteriormente) e anotar 
o valor. 
Massa do sistema após a reação: ______________________ 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
FONTAN, A. P. Apostila Química Geral I Experimental – CEFET Química/RJ Disponível 
em: www.ifrj.edu.br/webfm_send/558. Acesso em: 13/02/2016. 
 
24 
 
EXPERIMENTO Nº. 7: 
DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO CÚPRICO 
 
1. OBJETIVOS: 
Determinar experimentalmente o número de moléculas de água na molécula 
de CuSO4.nH2O. 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos 
secos. Estes compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida. 
Cada um destes compostos contém um número constante de moles de água 
combinados com 1 mol de substância anidra. 
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas que hidratam o 
sulfato de cobre II. Obtém-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 é efetuado em banho de areia, cuja temperatura 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. 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Pesar um cadinho de porcelana limpo. 
m1 = ____________________ g 
 
2. Colocar no cadinho 1,0 - 1,2g de 
CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau. Pesar novamente. 
m2 = ____________________ g 
 
A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado. 
25 
 
m3 = m2 - m1 = ____________ - _____________ = ___________________ g 
 
3. Colocar o cadinho com a substância no banho de areia de modo que a areia cubra o 
cadinho até 3/4 de sua altura. 
 
4. Mergulhar o termômetrono banho de areia, de modo que o bulbo do termômetro 
esteja na altura do fundo do cadinho (ver figura). 
 
5. Aquecer o banho de areia até 230oC e manter o aquecimento até que a substância 
se torne branca. 
 
Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 
230oC. 
6. Transferir o cadinho, com a pinça metálica cuja a ponta tenha sido previamente 
aquecida na chama do bico de Bunsen, para o dessecador. 
 
7. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. 
 
m4 = ____________________ g 
 
Cálculos: 
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g) 
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1 
m5 = ______________ - ______________ = ____________________ g
 
 
Massa de água = m6 = m3 - m5 
m6 = ______________ - ______________ = ____________________ g
 
 
 Número de mols de CuSO4 = n1 
n1 = m5/M1 
M1 = massa molecular do CuSO4 
n1 = ______________ - ______________ = ____________________ g
 
26 
 
n2 = m6/M2 
 
M2 = massa molecular da água 
n2 = ______________ - ______________ = ____________________ g
 
 
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre II = x 
n2n1 
X 1 mol 
 
 
X = n2/n1 = ________ = ________ mol 
 
 
Questionário: 
1. Por que o aquecimento do cadinho com o sulfato de cobre II não pode ser feito 
diretamente com a chama do bico de Bunsen? 
2. Por que o bulbo do termômetro deve ficar na mesma altura do fundo do cadinho, 
no banho de areia? 
3. O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse 
superior a 230oC? 
4. Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 
5. Por que devemos aquecer a ponta da pinça metálica, ao usá-la para transferir o 
cadinho para o dessecador? 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /RJ 
 
 
 
 
27 
 
EXPERIMENTO Nº. 8: 
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS 
 
1. OBJETIVOS: 
 Estudar os fenômenos nos quais uma ou mais substâncias se transformam 
originando novas substâncias. 
 
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
 As transformações químicas, também denominadas reações químicas, são 
responsáveis tanto pela vida animal como pela vida vegetal. Nas equações químicas 
que representam as reações, os reagentes são anotados do lado esquerdo e os 
produtos do lado direito. Essas equações apresentam as fórmulas das substâncias 
participantes, suas proporções estequiométricas e seus estados físicos. São estudadas 
reações de síntese ou adição, reações de simples troca e reações de dupla troca. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Balança analítica Ácido clorídrico (HCl) 
Vidro de relógio Hidróxido de amônio (NH4OH) 
Bastão de vidro Hidróxido de sódio (NaOH) 
Proveta de 50 ml Sulfato de cobre (CuSO4) 
2 pipetas de 10 ml Barras de zinco 
Pera de sucção Água destilada 
Béquers de 100 ml 
Espátula de porcelana 
 
Parte I - Reações de síntese ou adição 
 
B + A → C 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Atenção: cuidado ao manusear produtos que produzem vapores. As misturas devem 
ser feitas na capela de exaustão de gases e/ou com o exaustor do laboratório ligado. 
 a) Em um béquer de 100 mL, preparar solução aquosa de HCl, na proporção de 1:4 
com água destilada, ou seja, 10 mL de HCl misturado com 40 mL de água. Identificar o 
béquer. 
28 
 
b) Em um béquer de 100 mL, preparar solução aquosa de NH4OH, na proporção de 1:4 
com água destilada, ou seja, 10 mL de NH4OH misturado com 40 mL de água. 
Identificar o béquer. 
c) Com as duas soluções prontas, aproximar uma da outra e verificar a formação de 
uma névoa, que é o produto da reação dos dois gases exalados pelas soluções. 
 
Parte II - Reações de simples troca ou deslocamento 
A + XY → XA + Y ou A + XY →AY+ X 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
a) Imergir uma barra de zinco em uma solução aquosa de HCl (volume? 
Concentração?). Observar o fenômeno. 
b) Imergir uma barra de zinco em uma solução aquosa de CuSO4 (volume? 
Concentração?). Observar o fenômeno. 
 
Parte III - Reações de dupla troca 
AB + XY → AY + XB 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
a) Preparar 20 mL de soluções aquosas a 10% de hidróxido de sódio e sulfato de cobre. 
b) Misturar uma com a outra e observar o que acontece. 
 
Questionário: 
1) Escreva todas as equações químicas das reações envolvidas nas partes I, II, e III. 
2) Pesquise e dê o conceito de cada reação tipo de envolvida. (por exemplo: reação de 
síntese ou adição: é a reação que ocorre...) 
3) Procure dar o nome de cada composto envolvido nas reações. 
4) Descreva todos os fenômenos observados. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
MORA, N. D. CADERNO DE PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL – UNIOESTE. 
Disponível em: http://www.foz.unioeste.br/~lamat/downarquivos/praticas.pdf. Acesso 
em: 13/02/2016. 
29 
 
EXPERIMENTO Nº. 9: 
PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
1.OBJETIVOS: 
 Verificar a concentração de uma solução de NaOH e verificar se apresenta a 
concentração desejada. 
 
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS: 
 Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais 
substâncias moleculares ou iônicas. No âmbito mais restrito, as dispersões que 
apresentam as partículas do disperso (soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å são 
denominadas soluções. Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 Å, temos 
dispersões coloidais. Exemplos de dispersões coloidais são gelatina, goma arábica, 
dispersões de proteínas (como de albumina bovina), fumaça, entre outros. Quando as 
partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 Å, temos dispersões 
grosseiras. Por exemplo, o "leite de magnésia" constitui uma dispersão grosseira de 
partículas de hidróxido de magnésio (aglomerados de íons Mg2+ e OH-) em água. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Balança NaOH(s) 
Espátula Fenolftaleína 
Conta-gotas Água destilada 
Erlenmeyer 150 mL 
Bastão de vidro 
Suporte 
Garra para bureta 
Bureta de 25 mL 
Béquer de 100 mL 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1- Calcular teoricamente a massa de NaOH(s) necessária para preparar 100 mL de 
solução aquosa 0,1mol/L a partir do sólido; 
2- Pesar e adicionar água destilada para dissolver o hidróxido de sódio, se necessário 
utilize o bastão de vidro; 
30 
 
3- Coletar uma alíquota de 20 mL da solução de NAOH, transferir para um erlenmeyer 
e adicionar 2 gotas de Fenolftaleína; 
4- Colocar a solução de HCl na bureta e titular até a cor rosa a cor rosa da solução de 
NaOH virar incolor e anotar o volume. Repetir a titulação por 3 vezes. 
5- Calcular a concentração da solução de NaOH segundo a fórmula C1 x V1= C2 x V2 
 
Montagem para a titulação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Análise dos dados 
1. Qual a massa de NaOH necessária para preparar a solução de concentração 
0,1mol/L? 
2. Qual o volume de solução de HCl necessária para neutralizar a solução de NaOH 
preparada? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
Química Experimental – Experimento 8: Preparo e padronização da solução de NaOH. 
Disponível em: http://www.unifal-mg.edu.br/gpqc/files/file/experimento8.pdf. 
Acesso em 14/02/2016. 
 
 
31 
 
EXPERIMENTO Nº. 10: 
CINÉTICA QUÍMICA I 
FATORES QUE INFLUEM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
1. OBJETIVOS: 
 
 Verificar experimentalmente os fatores que influenciam a velocidade das 
reações químicas. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
 
 A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um 
reagente é consumido ou um produto é formado. 
 Muitos fatores influem 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. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
12 tubos de ensaio e estante KMnO4 0,05 mol/L 
8 pregos H2SO4 1,0 mol/L 
Banho-maria Solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 
Pinça de madeira HCl 6,0 mol/L 
 HCl 0,6 mol/L 
 Cristais de Nitrato de sódio (NaNO3) 
 Água oxigenada comercial 
 Ferro em pó 
 Cristais de MnO2 
 Zinco em grânulos 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1. Efeito da temperatura: 
 Em três tubos de ensaiocolocar cerca de 5 mL de solução de permanganato 
de potássio (KMnO4) 0,05 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. 
32 
 
c) 3o tubo: aquecer diretamente na chama (CUIDADO!!! Peça orientação ao seu 
professor!!!). 
Anotar as observações. Explique o que ocorreu. 
 
2. 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? 
Equação química da reação: 
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
3. Efeito do catalisador: 
 
a) Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em 
seguida, adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Tente 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. Junto ao seu professor, questione como funciona o 
mecanismo dessa CATÁLISE. 
Equações químicas: 
 
Zn(s) + H2SO4(aq) → Zn SO4(aq) + H2(g) 
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
 
33 
 
3. 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) + HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
Questionário: 
 
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? 
5. Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso 
cotidiano, onde a velocidade das reações químicas pode se alterada. 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /RJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
EXPERIMENTO Nº. 11: 
 
TERMODINÂMICA I 
Determinação da Capacidade Calorífica de uma Garrafa térmica e determinação 
do Calor de Neutralização do NaOH (aq) 
 
1. OBJETIVOS: 
 Analisar quantitativamente o alor liberado em uma transformação química. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
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
–
 C2H3O
–
2 + H2O 
 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Garrafa térmica Solução 1N de NaOH 
Bastão de vidro Solução 1N de HCl 
Proveta 
Bécher 
Termômetros com divisões de 0,1ºC 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1ª Parte: Determinação do equivalente em água (ou capacidade calorífica C) da 
garrafa térmica: 
a) Colocar, por meio de pipeta, 100,0 mL de água destilada na garrafa térmica e 
anotar a temperatura exata, t1. 
b) Colocar, por meio de pipeta, 100mL de água destilada em um Bécher e aquecer 
a cerca de 60°C. Anotar a temperatura exata, t2. 
35 
 
c) Verter a água aquecida, rapidamente, na garrafa térmica, agitar com haste 
apropriada e anotar a temperatura mais alta observada, t3. 
d) O calor cedido pela água mais quente deve ser igual ao recebido pela água 
mais fria e pelo frasco de Dewar, sendo calculado pela fórmula: 
 
 Q cedido = Q recebido 
 Como Q = m.c.t 
 Considerando c H2O = 1 cal /gC e a massa da garrafa desprezível: 
 
100 (t2 – t3) = C (t3 – t1) + 100 (t3 – t1) 
 
 
2ª Parte: Determinação do calor de neutralização: 
 
a) Colocar na garrafa térmica, por meio de pipeta, 100,0 mL de solução 1N de 
NaOH. Anotar essa temperatura (t4). 
b) Colocar em um Bécher, por meio de pipeta, 100,0 mL de solução 1N 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). 
e) Considerando a massa das soluções igual a 200g, a capacidade calorífica 
calculada no item anterior e o calor específico da água igual a 1 cal/gC, teremos 
que a reação forneceu a seguinte quantidade de calor: 
 
 Q(cal) = 200 (t5 – t4) + C (t5 – t4) 
 
Questionário: 
1. Quais os erros possíveis neste experimento? 
2. Este experimento poderia ser usado em uma reação endotérmica? Comente. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /RJ 
 
 
 
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EXPERIMENTO Nº. 12: 
Determinação do Calor de Dissolução do NaOH (s) 
Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (s) 
 
1.OJETIVOS: 
 Comprovação experimental da Lei de Hess 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
 Segundo a Lei de Hess, o calor liberado ou absorvido numa reação química 
independe dos estados intermediários pelos quais a reação passa. Ou seja, a variação 
de entalpia de uma reação não depende de estados intermediários: depende apenas 
dos estados inicial e final da reação. De acordo com essa lei é possível calcular a 
variação de entalpia de uma reação através da soma algébrica de equações químicas. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Becher Ácido clorídrico 0,50M 
Erlenmeyer Hidróxido de sódio sólido 
Tela de amianto Hidróxido de sódio 0,5M 
Termômetro Água destilada 
Cilindro graduado de 200ml 
Balança de precisão. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
A – Determinação do calor de dissolução. 
 NaOH(s) + água  NaOH(aq) + Q1 
1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco. 
2. massa do Erlenmeyer = ............... 
3. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto para isola-lo termicamente da 
mesa de trabalho. Colocar no Erlenmeyer 200mL de água destilada. Medir a 
temperatura da água(T1) e pesar o Erlenmeyer. 
T1 = 
massa da água = 
4. Pesar em um vidro de relógio 2,00g de hidróxido de sódio, com aproximação 
de 0,01g. 
massa do hidróxido de sódio = ................. 
37 
 
5. Colocar o hidróxido de sódio pesado na água contida no Erlenmeyer. Agitar 
lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. 
Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida 
(T2). 
6. Calculara quantidade de calor, em calorias, libertada na reação. 
 
Q1 = (m H2O + m NaOH) . C H2O . (T2-T1) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T2-T1) 
 
Considere: C H2O = 1 cal/g C e C vidro = 0,2 cal/g C 
 
B – Determinação do calor de neutralização 
 
 NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O + Q2 
 
1. Pesar o Erlenmeyer limpo e seco. 
Massa do Erlenmeyer = ............... 
2. Colocar o Erlenmeyer sobre a tela de amianto. Colocar no Erlenmeyer 200,0mL 
de ácido clorídrico (HCl) 0,25M. Medir com o termômetro a temperatura do 
ácido clorídrico(T3). Pesar o Erlenmeyer. 
T3 = 
Massa do HCl = 
3. Pesar em um vidro de relógio 2g de hidróxido de sódio sólido, com 
aroximação de 0,01g. 
4. Massa do hidróxido de sódio = ............... 
5. Colocar o hidróxido de sódio pesado no ácido clorídrico contido no 
Erlenmeyer. Agitar, lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução 
do hidróxido de sódio. Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a 
temperatura máxima atingida. 
T4 = .................................. 
6. Calcular a quantidade de calor, em calorias, libertada na reação. 
 
Q2 = (m HCl + m NaOH) . C HCl . (T4 -T3) + ( m Erlenmeyer) . C vidro . (T4 -T3) 
 
Considere C HCl = C H2O 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /RJ 
 
38 
 
EXPERIMENTO Nº. 13: 
 
TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA 
 
1. OBJETIVOS: 
 Verificar experimentalmente a oxidação e redução dos materiais. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRTICA: 
 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 e ganho 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° 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Bécher 150mL(3) FeSO4 1N, CuSO4 1N, Pb(NO3)2 1N 
Bombril Al2(SO4)3 1N, AgNO3 0,1N 
 ZnSO4 1N 
 Placas metálicas: Zn, Cu, Fe, Pb. 
 
4. 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. 
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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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO 3) em Becher 
e mergulhe cada lâmina durante um minuto. Observe. 
 
 
Questionário: 
1. Defina oxidação e redução? 
2. Ao se mergulhar a lâmina de cobre em solução de AgNO3, qual a reação 
ocorrida? Comente em função dos potenciais de redução do cobre e da prata. 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /RJ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO Nº. 14: 
 
PILHAS ELETROQUÍMICAS 
 
1. OBJETIVOS: 
 Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas 
eletroquímicas montadas em laboratório. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA: 
 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. 
 Na pilha, o eletrodo (metal) de maior E° cede elétrons para o de menor 
E°. Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma 
Ponte Salina, que tem as funções de fechar o circuito e manter o equilíbrio iônico 
do sistema. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material Reagentes 
Tubo em “U” KCl 3N, ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1 M, 
Becher de 150mL (3) Pb(NO3)2 0,1 M, placas metálicas: Zn, Pb, Cu. 
Multímetro (ou um voltímetro) 
Algodão 
Bombril 
 
4.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.) 
42 
 
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: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
a) Sempre ao passar de uma pilha para outra, lave a Ponte Salina. 
b) Procure experimentar o que ocorre usando duas Pontes Salinas. 
 
Questionário: 
1. Dados os potencias do Mg e do Cu, calcule o potencial da pilha padrão formada por 
esses dois elementos. 
Dados: Mg+2 +2e → Eº= − 2,37V 
 Cu+2 +2e → Eº= + 0,34 V 
2. Como funciona a ponte salina na pilha zinco/cobre? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /RJ 
 
 
 
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EXPERIMENTO Nº. 15: 
 
CORROSÃO – TIPOS DE PILHAS 
 
1. OBJETIVOS: 
 Observar alguns exemplos de pilhas de eletrodos metálicos diferentes e 
pilhas de concentração. 
 
2. INTRODUÇÃO: 
 Nos processos de corrosão, são destacados os principais tipos de pilhas 
eletroquímicas a seguir, nas quais se verifica que as reações em ação criam 
espontaneamente uma força eletromotriz: 
 
 – Pilha de eletrodos metálicos diferentes. 
 – Pilha de concentração. 
 – Pilha de temperaturas diferentes. 
 
 No caso de processo não espontâneo devem ser destacadas as pilhas 
eletrolíticas. Nesta atividade observaremos alguns exemplos de Pilhas de 
Eletrodos Metálicos Diferentes e Pilhas de Concentração. 
 
Pilha de Eletrodos Metálicos Diferentes: 
 
 É o tipo de Pilha de Corrosão que ocorre quando dois metais diferentes 
estão em contato e imersos num mesmo eletrólito; também chamada de Pilha 
Galvânica. São exemplos de Pilha de Eletrodos MetálicosDiferentes: Pilha Ativa -
Passiva, Pilha de Ação Local. 
 
Pilha de Concentração: 
 
 Existem casos em que se tem material da mesma natureza, mas que 
podem originar uma diferença de potencial, ocasionando processos de corrosão. 
Isto ocorre quando se tem um mesmo material metálico em contato com 
diferentes concentrações de um mesmo eletrólito, ou em contato com o mesmo 
44 
 
eletrólito, porém em locais em que os teores de gases dissolvidos são diferentes. 
Tem-se no primeiro caso a Pilha de Concentração Iônica e no segundo caso a Pilha 
de Aeração Diferencial. 
 
3. MATERIAL E REAGENTES: 
Material: 
Tubo em “U”, 1 par de “fios jacaré-jacaré”, bombril, Bécher 250mL, mufa, garra, 
suporte Universal. 
 
Reagentes: 
Placas de zinco comercial, zinco P.A., ferro, cobre e alumínio, sol. de NaCl 3%, sol. 
de ferricianeto de potássio (K3(FE(CN)6) 1N,HgCl2comercial (CUIDADO! É MUITO 
TÓXICO!), H2SO4, indicador fenolftaleína, ferroxil (sol. de ferricianeto de potássio 
e fenolftaleína). 
 
4.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1ª EXPERIÊNCIA: Eletrodos Metálicos Diferentes 
 
1. Monte a aparelhagem ao lado. 
2. Limpe muito bem os eletrodos com 
bombril antes de usá-los. 
3. Encha o tubo em “U” com solução de 
NaCl 3%. 
4. Mergulhe dois eletrodos metálicos, 
sendo um de cobre e outro de ferro, 
ligando-os por meio de um fio de 
cobre ou outro condutor. 
5. Goteje fenolftaleína no lado do 
eletrodo de ferro. Observe e anote. 
6. Retire os eletrodos. Mude a solução de NaCl 3% por outra nova. Limpe 
novamente os eletrodos. 
7. Desta vez mergulhe um eletrodo de ferro e outro de cobre nas extremidades do 
tubo em “U”. 
8. Goteje ferricianeto de potássio 0,1 M no lado do ferro e fenolftaleína no lado 
do cobre. 
9. Observe e anote. 
10. Foi percebida alguma mudança de coloração nos experimentos acima 
realizados? Qual? Descreva a(s) reação(ões) química(s) envolvida (s) se 
houverem. 
 
 
45 
 
2ª EXPERIÊNCIA: Pilha Ativa-Passiva 
 
1. Limpe muito bem uma placa de alumínio. 
2. Coloque uma PEQUENA quantidade de HgCl2 sobre a placa (mostre esta 
quantidade ao seu professor). Adicione, aproximadamente, 3 gotas de água 
sobre o HgCl2. 
3. Deixe a placa com os reagentes sobre a bancada por alguns minutos. Observe 
e anote. 
 
 
3ª EXPERIÊNCIA: Pilha de Ação Local 
 
1. Monte o esquema ao lado. 
2. Em um Bécher de 250mL adicione cerca de 
150mL de H2SO4 1M. 
3. Mergulhe, parcialmente, nesta solução uma 
placa de zinco. Observe. 
4. Retire o zinco e mergulhe uma placa de cobre 
tendo o cuidado de apenas encostá-lo ao zinco (vide esquema). Observe. 
 
 
 
Questionário: 
1. Na pilha de corrosão Zn/Fe, como se pode provar experimentalmente que o 
Ferro funciona como catodo? 
2. Dê exemplos de aplicação de proteção catódica onde se aplica uma pilha de 
corrosão? 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
AGUILAR, Marilza Sampaio. Apostila Química Geral Experimental – UNESA /