APOSTILA DE QUIMICA

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17a. edição: 2010
Experimentos de Química
Curso de Engenharia
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ORIENTAÇÃO PARA O LABORATÓRIO
1. Leia minuciosamente o texto, antes de iniciar o experimento (10 minutos), para evitar
acidentes e ter melhor rendimento em aula.
2. O professor pode fazer chamada oral sobre o experimento lido, caso haja necessidade
e tempo de aula.
3. Atenção durante as explicações do Professor.
4. Anote todos os dados obtidos ou fornecidos pelo Professor.
5. Não se assuste quando seus resultados forem eliminados pelo Professor. Discuta com
ele as possíveis causas que afetaram seu mau resultado.
6. Terminado o experimento, limpe e ordene o material que seu grupo recebeu, sem o
professor precisar pedir.
7. Não contamine os materiais.
8. Não estrague os frascos de soluções, trocando as pipetas ou devolvendo soluções
erroneamente por falta de atenção, já que o professor dá todas as orientações antes da aula.
9. Não coma e não beba nada dentro do laboratório.
10. Sujou a bancada ou o chão, favor limpar. Caso não saiba pergunte ao professor.
11. No laboratório NÃO é permitido chinelo, bermuda, cabelos longos soltos, bonês,
gorros, fumar e outras coisas que vão surgindo e que possa ocorrer acidentes.
12. É obrigatório para os alunos o uso do avental branco e óculos de segurança.
13. Os relatórios são manuscritos à tinta e entregues nas datas previstas em calendário.
14. Leia atentamente as Normas de Segurança.
15. Não trabalhe sentado, deixando o banquinho sempre debaixo da bancada, para evitar
acidentes.
16. Não brinque com os equipamentos, soluções e experimentos do laboratório, pois você
desconhece o comportamento dos mesmos.
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NORMAS DE SEGURANÇA
1. Acidentes de qualquer natureza devem ser comunicados ao Professor.
2. Siga rigorosamente as instruções do texto e do Professor.
3. Durante a permanência no laboratório, evitar passar os dedos na boca, nariz, olhos e ouvidos.
Lavar as mãos ao sair do laboratório.
4. Nunca provar as substâncias e nem tampouco aspirar gases ou vapores sem certificar-se
de que não são tóxicos.
5. Não aquecer reagentes em sistemas fechados.
6. Cuidado no uso do bico-de-gás. Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando
vazamentos.
7. Os tubos de ensaio contendo líquidos devem ser aquecidos pela parte do meio e não só
pelo fundo. Eles também não devem ser virados em direção às pessoas.
8. Evite contato de qualquer substância com a pele. Cuidado com os ácidos e bases
concentrados; se algum ácido ou algum outro produto químico for derramado, limpe o local
imediatamente.
9. Sempre adicione o ácido lentamente sob agitação sobre a água e não o contrário.
10. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama.
11. Não deixe vidro quente em lugar onde possam pegá-lo.
12. Não jogue nenhum material sólido dentro das pias ou nos ralos. Jogue o lixo na lixeira
ou cesto.
13. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Segure-o
sempre com rótulo voltado para a palma da mão.
14. Use os materiais corretamente e cuidado com a sua manipulação.
15. Os frascos com produtos devem ficar sempre fechados após a utilização.
16. Verifique se as ligações e conexões estão seguras.
17. Durante o experimento, trabalhe de pé, com os bancos debaixo da bancada e com o
corpo afastado do equipamento, para evitar acidentes.
18. Não brinque com produtos químicos; o que você não conhece pode feri-lo.
19. Ao sair do laboratório, verifique se está tudo limpo, fechado (água, gás, luz, etc) e os bancos
nos lugares.
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20. Trabalhe sempre com método, atenção e calma.
21. Não seja irresponsável; atenda às normas e avisos de segurança.
22. Use pera de sucção para pipetar substâncias perigosas, quando o professor autorizar.
Preste atenção na explicação do professor quanto ao manuseio para evitar que entre solução
na pera e a estrague.
Lembre-se:
Laboratório é lugar de pesquisa, limpeza, higiene e organização, os quais aumentam
a confiabilidade.
ACIDENTES MAIS COMUNS
Queimaduras: Leve: picrato de butesina
Grave: bicarbonato de sódio, NaHCO3
 
à 5 %
Ácido: Água corrente mais bicarbonato de sódio
Álcalis: Água corrente mais ácido acético, CH3COOH, à 1%
Olhos: Ácidos: água mais bicarbonato de sódio, 1 %
Álcalis: água mais ácido bórico, H3BO3 , à 1 %.
ANTÍDOTO UNIVERSAL
Contra ingestão de substâncias tóxicas: 1 colher de sopa do seguinte preparado:
2 partes de carvão ativo + 1 parte de óxido de magnésio + 1 parte de ácido tânico.
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APRESENTAÇÃO DOS PRINCIPAIS INSTRUMENTOS DE LABORATÓRIO
 Os experimentos exigem do aluno não só o conhecimento dos materiais mas sim a sua utilização
correta, de cada um deles. Portanto, favor ler com muita atenção as informações sobre o uso
dos materiais mais usados no laboratório.
ANEL OU ARGOLA:
Empregado como suporte do funil na filtração.
Este é preso a um suporte universal.
BALÃO DE FUNDO CHATO:
Empregado para aquecer líquidos ou soluções ou ainda fazer
reações com desprendimentos gasosos. Pode receber
aquecimento.
BALÃO VOLUMÉTRICO:
Empregado para o preparo de soluções. Existem materiais
de várias capacidades. Recipiente calibrado, de precisão,
destinado a conter um determinado volume de líquido, a uma
dada temperatura.
BASTÃO DE VIDRO:
Bastão maciço de vidro. Serve para agitar e facilitar as
dissoluções e evitar que o líquido escorra pelo exterior do
béquer.
BECKER ou béquer:
Empregado para: transportar líquidos e sólidos; reações entre
soluções; dissolver substâncias; efetuar reações de
precipitação e aquecer líquidos.
BICO DE BUNSEN:
É a fonte de calor mais usada em laboratório. Em nossos
laboratórios, deve-se ABRIR, primeiro, o registro do Bico de
gás e, depois, o registro da bancada; para FECHAR, primeiro
o registro da bancada e depois o registro do Bico de gás,
evitando que o gás fique aprisionado na mangueira.
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BURETA:
Aparelho empregado em análises volumétricas. Deve ser
preenchida com o auxílio de um béquer e na posição fora do
suporte, evitando, assim, acidentes.
CADINHO:
Geralmente de porcelana, é empregado para calcinar
substâncias (aquecimento a seco e muito intenso)
Pode ser levado diretamente à chama.
CÁPSULA DE PORCELANA:
Empregado para recristalização, ou seja, evaporar líquidos.
CONDENSADOR:
Condensação dos vapores produzidos num sistema de
destilação.
CUBA DE VIDRO OU CRISTALIZADOR:
Empregado na cristalização de sais inorgânicos e orgânicos e
no auxílio de alguns experimentos.
DENSÍMETRO:
Aparelho de vários modelos e escalas; serve para medir a
densidade de líquidos, por imersão.
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ERLENMEYER:
Empregado para titulações, aquecimento de líquidos, para dissolver
substâncias e realizar reações entre soluções.
ESTANTES PARA TUBOS:
Suporte para tubos de ensaios.
FUNIL:
Empregado na filtração, para retenção de partículas sólidas. Não deve
ser aquecido.
FUNIL DE DECANTAÇÃO OU SEPARAÇÃO:
Empregado na separação de líquidos imiscíveis.
KITASSATO:
Filtração com sucção, ou a vácuo.
PINÇA DE MADEIRA:
Empregada para prender tubos de ensaio durante o aquecimento. Não
deve ficar perto da chama para não danificar.
PINÇA METÁLICA:
Empregada para manipular objetos aquecidos.
8
PINÇA SIMPLES:
Empregada para segurar outros materiais como tubo de ensaio,
termômetros, etc. É presa ao suporte.
PIPETA GRADUADA:
Cilindro de vidro graduado, empregado para medir e transferir
pequenos volumes líquidos.
Não pode ser aquecido.
PIPETA VOLUMÉTRICA:
Empregada para medir e transferir certa quantidade de volume
de uma só vez. Possui maior precisão que a graduada.
PISSETA OU FRASCO LAVADOR:
Empregado para lavagem de materiais, através de jatos de
água, álcool ou outros solventes.
PROVETA OU CILINDRO GRADUADO:
Tubo graduado para medir e transferirlíquidos.
Não pode ser aquecido.
SUPORTE UNIVERSAL:
Empregado como suporte em várias operações como: filtração,
condensação, destilação, sustentação de materiais, etc.
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TELA DE AMIANTO:
Suporte para materiais a serem aquecidos, possibilitando distri-
buição uniforme do calor.
TERMÔMETRO:
Aparelho empregado para medir a temperatura das substâncias.
Nunca se deve agitá-lo.
TRIÂNGULO DE PORCELANA:
Empregado como suporte para cadinho, sendo preso ao tripé,
durante o aquecimento.
TRIPÉ DE FERRO:
Suporte para aquecimento, empregado com tela de amianto.
TUBO DE ENSAIO:
Empregado para fazer reações em pequenas escalas, testes
de reações, etc. Alguns podem ser aquecidos.
VARETA DE VIDRO:
Cilindro de vidro oco, de baixo ponto de fusão; serve para
interligar peças, tais como: balões, condensadores, erlenmeyer,
etc.
VIDRO-RELÓGIO:
Lâmina de vidro de forma côncava; serve para análise, evapo-
ração, pesagem, etc.
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EXPERIMENTO NO. 01
TÍTULO: IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ATRAVÉS DE REAÇÕES
INTRODUÇÃO:
Os fenômenos podem ser podem ser classificados em físicos e químicos quanto aos seus
efeitos.
Os fenômenos físicos não alteram as estruturas íntimas da matéria.
Os fenômenos químicos alteram as estruturas íntimas da matéria, observando-se sempre a
formação de pelo menos uma nova substância. Esses fenômenos recebem a denominação
genérica de "REAÇÕES QUÍMICAS".
Tal fato pode ser evidenciado de diferentes maneiras, tais como:
- formação de um precipitado (insolúvel), que pode ser de diferentes cores, aspectos ou
permanecer em suspensão;
- aparecimento ou desaparecimento de uma cor (não é diluição e nem mudança de
tonalidade);
- desprendimento de gás ou liquído volátil;
- absorção ou desprendimento de calor.
Reações Químicas possuem os REAGENTES (substâncias que sofrem o fenômeno) e
PRODUTOS (substãncias que se formam).
Na experiência dada a seguir, você deverá identificar seis substãncias desconhecidas,que
se encontram dissolvidas em água, soluções aquosas. Você sabe apenas quais são as
substâncias que compôem o grupo e quais as interações que pode ser observadas entre elas.
Reagindo as substâncias desconhecidas, entre si e comparando seu comportamento com o do
grupo do APÊNDICE III.
PROCEDIMENTO:
1. Consulte o APÊNDICE III, o professor passará a cor do grupo.
2. Observe que você tem no seu grupo, uma estante com 12 tubos de ensaio, sendo seis com
soluções do grupo de trabalho e seis para você fazer as interações.
3. Anote a cor e o odor, CUIDADO, das soluções identificadas de A a F. Não cheire diretamente
qualquer material desconhecido, a menos que tenha permissão para tal, para sentir o odor, mova
a mão sobre o tubo de ensaio ou qualquer outro frasco, trazando até perto do nariz os vapores
que porventura possam existir.
4. Coloque cerca de 3 mL de solução A nos tubos atrás de B a F e faça reagir com 3 mL, ficando
assim: A c/ B, A c/ C, A c/ D, A c/ E e A c/ F, sempre homogeinizando e anotando na tabela obtida
tudo que ocorre nos respectivos tubos.
5. Lavar bem os tubos a cada bateria e deixar um tubo de boca para baixo.
6. Repetir os processos até E c/ F.
7. Após terminado o teste, descarta o restante das soluções no DESCARTE e lave bem todos os
tubos com escova e coloque-os em uma bacia.
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Tabela Chave - (Vide apêndice III)
Tabela Obtida (Laboratório)
Tabela de Interações
Tabela Tabela
Chave Obtida
EXPERIMENTO NO. 01
TÍTULO: IDENTIFICAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ATRAVÉS DE REAÇÕES
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
Substâncias Interações Interações
A
B
C
D
E
F
Letras
A B C D E
F
E
D
C
B
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Usando a tabela de ions (Vide apêndice II), escreva a fórmula molecular e o nome de cada
substância identificada no experimento:
Escreva todas as reações de dupla-troca ocorridas e faça o balanceamento:
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________
Usando uma tabela de Solubilidade (Vide apêndice IV), identificar o precipitado de cada
equação química acima:
Regra de SolubilidadePrecipitado
Fórmula Molecular Nome
A
B
C
D
E
F
Subst.
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INTRODUÇÃO:
Eletropositividade: É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor
tendência em perder elétrons, oxidar (ceder elétrons a outro átomo, reduzir).
Fila de Eletropositividade Decrescente ou Reatividade
Metais: Cs, Rb, K, Na, Ba, Li, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu,
Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Eletronegatividade: É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior ou menor
tendência em ganhar elétrons, reduzir (receber elétrons de outro átomo, oxidar) .
Lembrar:
Fila de Eletronegatividade Decrescente
Ametais: F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H, B, metais...
Fr
H 
2,1 
 
He 
- 
Li 
1,0 
Be 
1,5 
B 
2,0 
C 
2,5 
N 
3,0 
O 
3,5 
F 
4,0 
Ne 
- 
Na 
0,9 
Mg 
1,2 
 
Al 
1,5 
Si 
1,8 
P 
2,1 
S 
2,5 
Cl 
3,0 
Ar 
- 
K 
0,8 
Ca 
1,0 
Sc 
1,3 
Ti 
1,5 
V 
1,6 
Cr 
1,6 
Mn 
1,5 
Fe 
1,8 
Co 
1,8 
Ni 
1,8 
Cu 
1,9 
Zn 
1,6 
Ga 
1,6 
Ge 
1,8 
As 
2,0 
Se 
2,4 
Br 
2,8 
Kr 
- 
Rb 
0,8 
Sr 
1,0 
Y 
1,2 
Zr 
1,4 
Nb 
1,6 
Mo 
1,8 
Tc 
1,9 
Ru 
2,2 
Rh 
2,2 
Pd 
2,2 
Ag 
1,9 
Cd 
1,7 
In 
1,7 
Sn 
1,8 
Sb 
1,9 
Te 
2,1 
I 
2,5 
Xe 
- 
Cs 
0,7 
Ba 
0,9 
- 
1,1;1,2 
Hf 
1,3 
Ta 
1,5 
W 
1,7 
Re 
1,9 
Os 
2,2 
Ir 
2,2 
Pt 
2,2 
Au 
2,4 
Hg 
1,9 
Tl 
1,8 
Pb 
1,8 
Bi 
1,9 
Po 
2,0 
At 
2,2 
Rn 
- 
Fr 
0,7 
Ra 
0,9 
- 
1,1 
 
 
EXPERIMENTO NO. 02
TÍTULO: REATIVIDADE OU ELETROPOSITIVIDADE DOS METAIS
H
metais
não-metais
gases nobres
semimetais
metais
14
PROCEDIMENTO:
1. Coloque em quatro (4) tubos de ensaio aproximadamente 2 mL de solução de cloreto de sódio,
NaCl, 1 mol / L.
2. Acrescente a cada tubos uma raspa pequena de:
a. 1° tubo: cobre (Cu);
b. 2° tubo: magnésio (Mg);
c. 3° tubo: zinco (Zn);
d. 4° tubo: ferro (Fe), bolinha de bombril ou prego.
3. Anote as observações na tabela que se encontra no relatório. Note que as observações devem
ser feitas após 5 a 10 minutos, pois algumas reações são lentas.
4. Repita os itens anteriores trocando a solução e acompanhandoa tabela do relatório. Preste
atenção, pois alguns testes não precisam ser feitos.
Esquema: Metais: Cu, Mg, Zn e Fe
Soluções: Demonstrativo: - NaCl - cloreto de sódio,
- Mg(NO3)2 - nitrato de magnésio
Fazer: - Cu(NO3)2 - nitrato de cobre (II),
- HCl - ácido clorídrico,
- ZnSO4 - sulfato de zinco,
- FeCl3
 
 - cloreto de ferro (III).
SOLUÇÕES PREPARADAS A 1 mol/L.
Cu Mg Zn Fe
HCl
15
Reatividade Química dos Metais
1. Complete as tabelas abaixo (sim ou não) com os dados obtidos no laboratório:
2. Analisando as reações dos metais com o ácido clorídrico, coloque os metais em ordem
crescente de reatividade.
3. A reação entre Mg e Cu(NO3)2 ocorreu? E a reação inversa, entre Cu e Mg(NO3)2 ?
Explique.
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
4. Organize novamente a série de reatividade incluindo o H+ do HCl.
5. Equacionar quando houver reação:
Mg + CuSO4 NaCl + I2
 
Al + FeCl3 Zn + HCl 
Na2S + I2 Cu + Al(NO3)3 
ZnSO4 HClNaCl
Cu
Fe
Mg
Zn
Mg(NO3)2Cu(NO3)2 FeCl3
EXPERIMENTO NO. 02
TÍTULO: REATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE DOS METAIS
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
16
INTRODUÇÃO:
MASSA ATÔMICA
Nós sabemos que um átomo de urânio, um dos elementos pesados naturais, tem uma massa
de 3,95.10-22g, e que um átomo de hidrogênio, o mais leve dos elementos, tem uma massa de
1,674.10-24g. A massa verdadeira de um átomo é o valor desta massa em gramas, mas usaremos
uma escala relativa de massas atômicas por ser mais conveniente.
As massas atômicas relativas são proporcionais às verdadeiras massas dos átomos.
Um elemento é escolhido como o padrão, e assume uma dada massa atômica, e todas as demais
massas atômicas são expressas em relação ao padrão.
Entretanto, hoje sabemos que a maioria dos elementos ocorre naturalmente como uma
mistura de átomos com massas diferentes, chamados isótopos. Internacionalmente, foi escolhido,
como padrão das massas atômicas o carbono 12, que é o mais abundante isótopo do carbono,
para o qual foi atribuída a massa de exatamente 12 unidades.
As massas atômicas, dadas nas tabelas e usadas na maioria dos cálculos, são médias e
refletem a composição da ocorrência isotópica da mistura de cada elemento na natureza.
Deste modo, massa atômica é agora definida como uma média das massas dos átomos
da ocorrência natural do elemento em relação a 1/12 da massa de um átomo de carbono 12.
PROCEDIMENTO:
1. Tare um pedaço de papel manteiga; dobre-o em 4 (quatro), segundo suas diagonais e
pese nele uma amostra de zinco em pó, Zn, (m1).
2. Coloque num béquer de 100 mL um volume da solução aquosa de sulfato de cobre (II),
CuSO4 (1,0 mol/L), numericamente igual a 30 vezes a massa da amostra de Zn; aqueça a solução
até 80 oC (sem deixá-la entrar em ebulição) e adicione o Zn em pó, com agitação. Mantenha o
sistema nessa temperatura durante 15 minutos, agitando ocasionalmente com o bastão de vidro.
3. Pese um papel de filtro, seco, já dobrado e cortado junto com um vidro de relógio numerado
(m4) e anote o no do vidro de relógio.
4. Coloque o papel de filtro num funil analítico raiado enquanto a reação se processa e
molhe-o com água destilada para melhorar a sua fixação no funil.
5. Apague o fogo depois dos 15 minutos, coloque o béquer em cima da bancada, sobre
uma tela de amianto, e deixe a solução esfriar até a temperatura ambiente. Decante a maior
parte do líquido sobrenadante através do filtro e complete a filtração transferindo todo o material
sólido (precipitado) obtido (Cu) para o funil, com auxílio de água de uma pisseta.
EXPERIMENTO NO. 03
TÍTULO: MASSA MOLAR DO COBRE
17
6. Lave o sólido com 2 porções de água destilada, deixando que cada uma se
esgote totalmente antes de adicionar a seguinte; a última água de lavagem deve ser incolor.
7. Lave o sólido com 2 porções de álcool etílico, C2H5OH, procedendo como no
ítem anterior, retire o papel do filtro, abra-o sobre o vidro de relógio e leve-o para secar na
estufa, a 70 o C.
8. Retire o vidro de relógio com o sólido avermelhado da estufa, deixe-o esfriar no dessecador
até a temperatura ambiente e pese o conjunto (m4).
18
Dados Coligidos:
Calcule:
1. A massa de zinco empregada (mZn ).
mZn = m2 - m1
mZn =
2. A massa de cobre obtida (mCU).
mCu = m4 - m3
mCu =
3. Reação de simples troca ou deslocamento ou cementação.
4. A Massa Molar do cobre (estequiometria).
EXPERIMENTO NO. 03
TÍTULO: MASSA MOLAR DO COBRE
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
m1
m2
m3
m4
M
Massa do papel
Massa do papel + Zn
Massa do papel de filtro + vidro de relógio
Massa do papel de filtro + vidro de relógio + Cu
Massa Molar do zinco
g
g
g
g
g
Símbolo Grandeza Valor Unidade
65,4
19
5) Erro relativo percentual do experimento.
Valorexperimental
 
 - Valorteórico
%E = .100
Valorteórico
%E =
Exercícios:
1. Defina Massa Atômica e Massa Molar.
2. Massa atômica e no de massa tem o mesmo significado? Justifique.
3. Qual a relação entre massa molar de um elemento químico e sua massa atômica?
4.Que é Constante de Avogadro? Qual o seu valor?
5. Qual a relação entre Constante de Avogadro e Massa Molar de um elemento químico?
20
EXPERIMENTO NO. 04
TÍTULO: VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO, NA CNTP
INTRODUÇÃO:
A lei de Avogadro conduz à conclusão de que são iguais os volumes ocupados pelas
moléculas grama dos diferentes gases nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Volume molar é o volume ocupado por um mol de qualquer gás nas condições normais de
temperatura e pressão (CNTP). Chama-se CNTP a temperatura de 273 K à pressão de 1atm ou
760 Torr ou 760 mmHg.
O Volume Molar de qualquer gás na CNTP é constante e mede 22,4 L / mol.
PROCEDIMENTO:
1. Meça o comprimento da fita de magnésio (l), dobre a fita ao meio, tendo o cordão preso ao
meio da mesma.
2. Feche o registro da Bureta e coloque água destilada até a marca do 50.
3. Transfira essa quantidade de água (até a parte superior do registro - NÃO É PARA ESCOAR
TODA A ÁGUA DA BURETA); para uma proveta de 10 mL. Leia o volume "morto" (Vm). Despeje
a água na pia.
4. Meça 10 mL de ácido clorídrico diluído(5,0mol/L) e transfira para a bureta.
solução
de HCl
água
gás hidrogênio misturado com vapor
de água
fita de magnésio presa por
uma linha, para facilitar a
reação
Leitura de volume, sem erro de paralaxe; a
linha visual deve ser horizontal e tangenciar
o menisco, na sua parte inferior (vértice).
errado
certo
21
5. Incline a bureta e acrescente cuidadosamente água no seu interior, sem misturar com ácido,
enchendo-a completamente, arrolhe a bureta deixando a fita de magnésio na água (NÃO DEIXE
AR).
6. Em um Bequer de 250 mL, coloque 200mL de água da torneira, inverta a bureta fechando o
orifício da rolha com o dedo indicador. Prenda-a na garra e espere a reação cessar completamente.
7. Bata levemente na bureta para remover as bolhas de gás hidrogênio presas à superfície do
cordão ou parede do vidro.
8. Vede o orifício da rolha, remova a bureta do béquer e coloque-a na proveta de 2 L com água.
9. Ajuste o nível da solução com o da água. Anote o volume de solução (Vf), (CUIDADO - ESCALA
INVERTIDA).
10. Lave bem o material e coloque a bureta de cabeça para baixo na garra.
22
Dados Coligidos:
Calcule:
1. A massa de magnésio:
mMg = l . µ l
2. O volume de gás hidrogêniorecolhido:
VH2 = 50 + Vm - Vf
3. A pressão de vapor (interpolação):
4. A pressão exercida pelo gás:
PH2 = Patm - Pvapor
EXPERIMENTO NO. 04
TÍTULO: VOLUME MOLAR DO GÁS HIDROGÊNIO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
l
Vm
VF
Tamb
P
µ
 l
Pvapor
Comprimento da fita
Volume "morto"
Volume final da solução
Temperatura ambiente
Pressão atmosférica
Densidade linear
Pressão de vapor-interpolação
m
mL
mL
oC
atm
g / m
mmHg
Valor Grandeza Unidade Símbolo
23
5. A temperatura absoluta da solução:
TH2 = To + Tamb
6. Utilizando a equação geral dos gases, calcule o volume molar de H2 convertendo-o na CNTP:
PO . VO = PH2 . VH2
______ ________
 TO TH2
VO = litros
7. O volume molar experimental do gás hidrogênio na CNTP, sabendo que Mg=24,3 u.
mMg ________________ VO
24,3g ___________ Vmolar H2
Vmolar H2= litros
8. O Erro relativo percentual (% E) do Volume molar:
 Valorexperimental - Valorteórico
%E = ________________________ . 100
Valorteórico
%EH2=
Exercícios:
1. Escreva a equação que ocorre no processo.
2. Qual a finalidade de determinar o volume "morto" da bureta?
3. Porque devemos igualar os níveis externos e internos na determinação do volume final de
solução existente na bureta?
24
INTRODUÇÃO:
A obtenção e o emprego da cal viva ou cal virgem, CaO, podem ser observados desde as
civilizações egípcia, grega e romana. Desta última obteve-se a primeira informação escrita do
uso da cal na argamassa para a contrução de cais, pavimentos e edificações.
Atualmente a cal viva é uma das substâncias mais importantes na indústria, obtida
normalmente através da decomposição térmica a 900 ° C do carbonato de cálcio, CaCO 3:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ; ∆H = 118 kcal / mol equação (1)
Cal viva participa na obtenção do carbureto de cálcio, CaC2 , acetileno, C2H2 , e entra na
composição do cimento comum (~63%). Na obtenção da argamassa a cal viva é tratada com
água resultando a cal apagada ou extinta (equação 2)
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s); ∆H = - 15,9 kcal / mol equação (2)
Em seguida, adiciona-se areia e água e a mistura pastosa resultante é utilizada no
acabamento de paredes de tijolos. Com o tempo, devido à absorção do dióxido de carbono,
CO2, do ar e pela perda de água, a argamassa endurece resultando no carbonato de cálcio,
CaCO3, que é mais insolúvel e menos cáustico:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)
 
; ∆H = - 15,9 kcal / mol equação (3)
Apesar das impurezas que também possam reagir com ácido, esse experimento possibilita
estimar o teor de CaO presente na cal, utilizando uma titulação de neutralização por retorno.
PROCEDIMENTO:
PARTE 1: Análise Quantitativa
Determinação do teor de CaO na cal viva.
1. Pese 0,25 g de cal viva (CaO ímpuro) e transfira para um erlenmeyer de 125 mL.
2. Adicione 25 mL de uma solução padronizada de ácido clorídrico, HCl, 0,45 mol / L e aqueça
brandamente até dissolução total da amostra, de acordo com a equação abaixo:
CaO(s) + 2 HCl
 
(aq) CaCl
 
2(aq) + H2O(l) equação (4)
3. Após resfriamento da solução adicione 2 gotas do indicador fenoftaleína.
4.Preencha uma bureta de 50 mL com solução aquosa padronizada de hidróxido de sódio, NaOH,
0,1 mol / L e titule até o aparecimento de uma coloração rósea, segundo equação (5). Anote o
volume gasto na titulação.
EXPERIMENTO NO. 05
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CaO EM CAL VIVA
25
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) equação (5)
PARTE 2: Análise Qualitativa
Verificação da alcalinidade da cal viva.
1. Enumere os tubos de ensaio de 1 a 4.
2. Adicione 1 mL de água destilada ao tubo 1; 1 mL de solução aquosa de hidróxido de sódio,
NaOH 0,1 mol / L ao tubo 2 e 0,5 mL de solução aquosa de ácido clorídrico, HCl, 0,45 mol/ L ao
tubo 3. Iguale o volume dos 3 tubos com água destilada.
3. No tubo 4 adicione uma ponta de espátula de cal viva e 2 mL de água destilada. Homogenize.
4. Adicione 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada tubo e anote a cor originada.
26
PARTE 1: Análise Quantitativa
Dados Coligidos:
1.Calcule:
a. O volume da solução de HCl 0,45 mol / L que não reagiu com CaO. (equação 5)
b. O volume de solução de HCl 0,45 mol / L que reagiu com CaO.
c. A massa de óxido de cálcio que reagiu com solução de HCl. (equação 4)
d. A massa de óxido de cálcio presente na cal virgem (em %).
EXPERIMENTO NO. 05
TÍTULO: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE CaO EM CAL VIVA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
Símbolo
mcal
Mbase
Mácido
Vtotal ácido
Vbase
Grandeza
Massa de cal viva usada
Concentração de NaOH
Concentração de HCI
Volume total de HCI adicionado
Volume de NaOH gasto na titulação
Valor Unidade
g
mol / L
mol / L
mL
mL
27
2. Compare seu resultado com o valor médio obtido pela classe e justifique as possíveis
diferenças.
3. Conclua sobre o comportamento ácido-base da cal com os dados do experimento da PARTE
2.
4. Cite três aplicações industriais da cal viva.
Grupos
% CaO
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Média
28
Zn
Zn
2+
Cu
Cu
2+
íons em movimento
+
K Cl
ZnSO4 CuSO4
e
e
e
ee
e
cátodo
 reduz
ânodo
 oxida
+
voltímetro
INTRODUÇÃO:
Quando se ligam dois elétrodos químicos (metal mergulhado numa solução iônica), através
de um circuito metálico externo, obtém-se uma pilha.
Os elétrodos podem estar em recipientes separados ou não. No primeiro caso, para
estabelecer a condutância iônica, usa-se uma ponte salina, unindo as duas soluções eletrolíticas.
No segundo caso, usa-se uma parede porosa separando os dois recipientes. A ponte salina e a
parede porosa têm ainda por finalidade diminuir a difusão de um eletrólito no outro.
As pilhas ou células galvânicas são dispositivos que permitem a transformação de energia
química, liberada pelas reações do tipo redox em energia elétrica.
Uma pilha ou cela eletroquímica apresenta os seguintes componentes:
a) Ânodo: eletrodo em que há oxidação (corrói); ions metálicos positivos vão para a solução;
b) Cátodo: eletrodo onde ocorre redução (protegido); íons metálicos vão para a lâmina;
c) Eletrólito: líquido contendo íons que transportam a corrente elétrica do ânodo para o cátodo;
d) Circuito metálico: ligação metálica entre o ânodo e o cátodo por onde escoam os elétrons,
no sentido ânodo-cátodo.
O exemplo abaixo é formado pelo eletrodo de zinco, ligado ao elétrodo de cobre.
A equação de oxi-redução da pilha será escrita a partir das semi-reações, nos sentidos de
redução da Cu2+(aq) e de oxidação do Zn(s).
EXPERIMENTO NO. 06 a
TÍTULO: PILHA OU CÉLULA GALVÂNCIA
29
Cátodo: pólo Cu2+(aq) + 2 e- Cu (S) Eº = + 0,34 v
Ânodo: pólo Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 v
____________________________________________________________________
Reação Global: Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq); Eº = + 1,10 v.
O elétrodo de zinco libera elétrons, que vão para o elétrodo de cobre. Consequentemente,
o pólo negativo (-) da pilha é o elétrodo de zinco e o pólo positivo (+) é o elétrodo de cobre
(recebe elétrons).
Convenção para representar uma pilha: indica-se primeiro o pólo negativo, colocando-
se os componentes do elétrodo no sentido em que a reação ocorre. Em seguida, representa-se
o pólo positivo com seus componentes no sentido em que a reação ocorre, separados do pólo
negativo por uma barra tracejada. Ao lado das soluções, anota-se sua concentração.
A (s) / A x+(aq) (1 mol/L) // B y+(aq) (1 mol/L) / B(s)
PROCEDIMENTO:
PARTE 1:Célula Galvânica: Zn(s) / Zn2+(aq) (1 mol/L) //Cu2+(aq) (1 mol/L) / Cu(s)
1. Coloque na proveta 40 mL de solução aquosa de sulfato de zinco,ZnSO4 ,1 mol / L, e transfira
para um béquer de 50 mL. Em outra proveta, coloque 40 mL de solução aquosa de sulfato de
cobre (II), CuSO4, 1 mol / L, e transfira para outro béquer de 50 ml.
2. Lixe as lâminas de zinco e de cobre e limpe com um pedaço de papel toalha.
3. Ligue o elétrodo de zinco ao terminal negativo e o elétrodo de cobre ao terminal positivo do
voltímetro.
4. Mergulhe as lâminas nas soluções correspondentes, formando par galvânico. Coloque a
ponte salina (solução aquosa de KCl ou KNO3 em agar-agar) e efetue a leitura.
5. Terminada a leitura, retire os elétrodos e a ponte das soluções. Lave as placas, ponte e,
enxugue com um pedaço de papel toalha.
+
_
30
1. Esquematize a pilha construída no experimento.
2. Qual a função da ponte salina?
3. Entre Cu e Zn, qual apresenta maior potencial de redução? O que isto significa?
4. Qual dos metais tem maior facilidade em ceder elétrons?
5. Escreva a reação de oxidação do Zn e de redução do Cu2+(aq) . Indique o cátodo e o ânodo
bem como o fluxo de elétrons.
6. Como ficam as lâminas de Zn e Cu depois de desmontada a pilha?
7. Qual seria a equação global da pilha se, em lugar do elétrodo de Zn, colocássemos um elétrodo
de Ag, com a respectiva solução?
EXPERIMENTO NO. 06 a
TÍTULO: PILHA OU CÉLULA GALVÂNICA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
31
INTRODUÇÃO:
O acumulador ou bateria mais comum possui um eletrodo de Pb esponjoso (ânodo) e o outro
de PbO2 (cátodo), imersos em uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1,28 g/mL,
que atua como eletrólito. A bateria comum, utilizada em automóvel, é constituída por várias pilhas
de Pb interligadas para fornecer a d.d.p necessária. Como se trata de uma série de pilhas, ela é
chamada de bateria.
Um acumulador de 6 V possui três (3) pilhas ligadas em série, enquanto que de 12 V possui
seis (6) pilhas ligadas em série.
Quando a bateria está descarregada temos:
pólo (+) = cátodo
PbO2s + 2 e- + 4 H+(aq) Pb2+(aq) + 2 H2O(l)
Pb2+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(s)
pólo (-) = ânodo
 Pb(s) Pb2+(aq) + 2 e-
 Pb2+(aq) + SO42-(aq) PbSO4(S)
O chumbo das placas do ânodo oxida-se a íons Pb2+, que precipitam com os íons SO42-
provenientes do ácido sulfúrico, formando uma substância branca, o sulfato de chumbo (II), que se
deposita sobre as placas de chumbo. No cátodo, o dióxido de chumbo sofre redução, formando
íons Pb2+, que reagem com os íons SO42-, depositando-se também sobre as placas de chumbo
na forma de sulfato de chumbo (II).
A bateria também funciona como um receptor de corrente elétrica, pois, quando o veículo
está em movimento, ela é carregada eletricamente, recebendo energia elétrica do alternador ou
dínamo. Isso faz com que o sulfato de chumbo (II) acumulado sobre as placas volte a formar o
chumbo e o dióxido de chumbo, ou seja, a corrente elétrica fornecida pelo alternador força a
realização da reação inversa da pilha:
 
descarga2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 SO42-(aq)
 carga
 
A recarga da bateria é feita pela aplicação de uma d.d.p de uma outra fonte (alternador),
invertendo-se os pólos. Desse modo, grande parte do H2SO4
 
consumido na descarga será
regenerado, o que é feito pelo dínamo ou alternador do automóvel.
EXPERIMENTO NO. 06 b
TÍTULO: ACUMULADOR ou BATERIA
32
Um dos problemas técnicos das constantes recargas efetuadas pelo alternador, consiste
na decomposição da água da solução.
Durante o funcionamento da bateria, pode ocorrer evaporação da água, o que altera a
concentração do eletrólito, descarregando parcialmente a bateria. Daí, a importância de manter
o nível do eletrólito com adição periódica de água destilada.
Para se poder estimar o grau de descarga de uma bateria, mede-se a densidade da solução
ácida. Caso a bateria esteja descarregada, essa solução apresentará uma densidade inferior a
1,20 g/mL. A medida da densidade pode ser feita com a utilização de um densímetro.
Normalmente, a concentração do ácido sulfúrico utilizado é da ordem de 37 % em massa, o que
corresponde a uma densidade de 1,28 g/cm3.
PROCEDIMENTO:
1. Lave as lâminas com água destilada (frasco lavador) dentro da cuba da pia.
Lâmina cinza = chumbo esponjoso ou Pb.
Lâmina parda = óxido de chumbo (IV) ou dióxido de chumbo ou PbO2.
2. Coloque no béquer de 100 mL, 40 mL de solução 3,0 mol/L de ácido sulfúrico.
3. Prenda o eletrodo de chumbo esponjoso ao terminal negativo (jacaré preto) e o eletrodo de
chumbo com dióxido de chumbo ao terminal positivo (jacaré vermelho) do voltímetro.
4. Efetue a leitura (1,6 a 2,0 V). Deixe os eletrodos ligados por 10 minutos. Observe se ocorre
algum fenômeno químico.
5. Inverta a polaridade e ligue uma fonte de corrente contínua (pilha, transformador). Deixe os
eletrodos ligados por 15 segundos. Observe se ocorre algum outro fenômeno químico.
6. Volte os polos ao estado inicial e observe se ocorre algum outro fenômeno químico.
7. Terminada as observações, retire os eletrodos e devolva as soluções para um frasco coletor
(descarte).
+
_
33
Dados Coligidos:
Calcule
1. Potencial-padrão de redução do chumbo:
EoPb
 
= - d.d.p + EoPbO2
2. Esquematize a pilha construída no experimento.
3. Sentido da corrente e fluxo de elétrons no circuito metálico.
4. O ânodo e o cátodo.
EXPERIMENTO NO. 06 b
TÍTULO: ACUMULADOR OU BATERIA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
d.d.p
Eo1
Eo2
Diferença de potencial ou f.e.m da bateria
Potencial padrão de redução do PbO2 (teórico)
Potencial padrão de redução do Pb (teórico)
V
V
V
1,63 ou 1,695
- 0,300 ou - 0,36
Símbolo Grandeza Valor Unidade
34
5. No projeto de um reservatório para armazenar solução aquosa de Cd(NO3)2 , o engenheiro
dispõe dos metais:
(X) folhas de flanders (Y) chapas galvanizadas (Z) chapas de cobre
Dados os potenciais de redução:
Eo do Cd = - 0,403 V
Eo do Sn = - 0,136 V
Eo do Cu = 0,337 V
Eo do Zn = -0,763 V
A fim de evitar contaminação da solução com cátions provenientes das paredes do recipiente,
pode ser empregado o material: Justificar a resposta.
a) apenas (X) b) apenas (Y) c) apenas (Z) d) apenas (X) e (Z)
e) todas as chapas citadas.
A alternativa correta é: .....................................................................
6.Escreva as equações fundamentais de corrosão que ocorriam, caso se efetuasse
armazenamento empregando-se material incorreto.
7) É dada a d.d.p da pilha formada pelos metais A e B no meio S:
EB - EA
 
= + 690 mV.
A d.d.p ou f.e.m indica que o metal .................. é o ânodo, e o metal ............... é o cátodo. O
metal .................. corrói e o metal ............. fica protegido (não corrói). B tem maior potencial de
............................................que A, e A tem maior potencial de .....................................................que B.
35
EXPERIMENTO NO. 07
TÍTULO: ELETRÓLISE DA ÁGUA
INTRODUÇÃO:
No caso da água pura, as moléculas, não se eletrolisam, mas na presença de um elétrólito
forte, elas se decompõem devido aos dois dipolos elétricos.
Pólo positivo: a água cede elétrons (negativos), liberando gás oxigênio (elemento
eletronegativo) e cátions hidrogênio; ânodo, oxidação:
H2O(l) 2e- + 2H+(aq) + ½O2
 
(g)
Pólo negativo: a água recebe elétrons, liberando gás hidrogênio (elemento eletropositivo)
e ânions hidróxido; cátodo, redução: 2 H2O(l) + 2e-2 OH -(aq) + H2
 
(g)
Na solução: 2 H+(aq) + 2 OH -(aq) 2 H2O(l)
______________________________________________________________________
 Na2SO4(aq)Reação: H2O(l) H2(g) + ½ O2(g)
 
Corrente Contínua
Para sabermos quando a água atinge em primeiro lugar o pólo elétrico, seguimos as
seguintes regras de ordem de descarga de ânions e cátions:
 Em relação aos ânions: concentração 1 mol / L.
halogenetos > água > Nitratos ou Sulfatos
X- > H2O > NO3- > SO42-
diminui a eletropositividade logo aumenta o potencial de redução.
Em relação aos cátions: concentração 1 mol / L.
metais nobres > H+ > 4A > 3B a 8B > H2O > 3A > 2A >1A
diminui a eletronegatividade logo diminui o potencial de redução.
A lei de Faraday equaciona quantitativamente as eletrólises, fornecendo as massas das
substâncias pela equação:
I. t . M
m = ________
96500 . e
m = massa da substância eletrolizada ou obtida (g)
I = intensidade de corrente elétrica (ampère = A)
t = tempo de eletrólise (s)
M = massa molar da substância simples
F = constante de Faraday = 96500 C / mol
e = quantidade ou número de mols de elétrons
+_
36
e
e
fonte
Esquema:
PROCEDIMENTO:
1. Coloque no béquer 200 mL de Na2SO4 a 0,25 mol/L.
2. Coloque a solução de sulfato de sódio nas provetas, enchendo-as totalmente. Coloque sobre
cada proveta um pedaço de papel e NÃO DEIXE ENTRAR AR, vire-as de cabeça para baixo
dentro do béquer e retire os pedaços de papéis.
Obs: Não use o polegar para virar a proveta, evite entrar em contato com a solução, não crie
vícios.
3. Coloque os eletrodos de Pb dentro de cada proveta.
4. A eletrólise só ocorre dentro de cada proveta.
5. Retire um pouco de água do béquer sem deixar entrar ar, para que não transborde.
6. Conecte os jacarés e ligue a fonte de corrente contínua e marque o tempo. Os volumes dos
gases não podem ultrapassar a parte graduada de cada proveta, 25 mL.
7. Desligue a corrente elétrica e anote o tempo. Tire os eletrodos e anote o volume dos gases
produzidos.
8. Meça a temperatura da solução, considere esta temperatura dos gases hidrogênio e oxigênio.
9. Lave bem as mãos.
37
Dados Coligidos:
1. Reação da eletrólise por etapas:
1°. Dissociação iônica ou ionização :
2°. Semi-reação anódica = pólo :
3°. Semi-reação catódica = pólo :
4°. Regeneração da Água:
____________________________________________
5°. Reação final :
EXPERIMENTO NO. 07
TÍTULO: ELETRÓLISE DA ÁGUA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
+
-
interpolação
verso da folha
Símbolo Grandeza ValorValor UnidadeUnidade
VH2
VO2
T
I
t
Pvap
Patm
M
R
F
e
Volume de gás hidrogênio
Volume de gás oxigênio
Temperatura da solução
Corrente
Tempo da eletrólise
Pressão de vapor
Pressão atmosférica
Massa molar do H2
Constante dos gases
Constante de Faraday
número de mol de elétrons
litros
litros
K
A
s
cm3
cm3
oC
mA
min
Torr
Torr
g/mol
Torr.L/K.mol
C / mol
mol
2,0
62,3
96500
2,0
38
Calcule:
1. A massa de hidrogênio obtida na eletrólise:
m m . R . TP . V = n . R . T onde n = ____ logo P.V =_________
M M
Se PH2 = Patm - Pvapor
 P . V . M
mH2=
_______ mH2=
 
 R . T
2. A massa de H2 que deveria ter sido obtida na eletrólise, usando a Lei de Faraday:
I . t . M
 mH2=____________
96500 . e
mH2=
3. O erro relativo percentual cometido, considerando 100% a massa téorica de H2:
 mexperimental
 
- mteórica% E = ___________________ . 100
mteórica
% E =
4. Quais gases são formados na eletrólise da água?
5. Aproxime um palito de fósforo aceso da boca da proveta que contém o maior volume de gás.
Observar.
39
INTRODUÇÃO:
A termoquímica é um ramo da química que estuda as trocas de calor entre um sistema e
o meio ambiente, desenvolvidas durante uma reação química. Todo sistema possui um determinado
conteúdo energético e as reações químicas estão relacionadas com as variações deste conteúdo
energético.
Calor de reação: é o calor liberado ou absorvido em uma reação química à pressão
constante.
Em Química, o calor de reação é usualmente expresso pela grandeza variação de entalpia
(∆H). A entalpia (∆H) é a medida do conteúdo térmico potencial de um mol de uma substância.
Pelo princípio da conservação da energia resulta:
 ∆H = ∑Hfinal - ∑Hinicial Unidades: joule (J)
calorias (cal)
 (produtos) (reagentes) 1 cal = 4,18 J
Reações endotérmicas: são as reações químicas que absorvem energia na forma de
calor (prefixo endo = para dentro). Nesse caso:
∆H> O, pois Hf>Hi (o sistema absorveu calor do meio ambiente)
Reações exotérmicas: são as reações químicas que liberam energia na forma de calor
(prefixo exo = para fora). Nesse caso:
∆H< O, pois Hf<Hi (o sistema liberou calor para o meio ambiente)
Uma equação termoquímica completa inclui, além da reação estequiométrica, a variação
de entalpia (∆H) e a indicação do estado físico das substâncias envolvidas.
Ex.: sólido (s), líquido (l), gás (g).
Os calores de reação são classificados de acordo com os tipos das reações. Ex.: ∆H de
combustão, ∆H de neutralização (reações ácido-base), ∆H de dissolução e ∆H de formação.
Este experimento tem por objetivo mostrar que o calor de reação pode ser medido
experimentalmente e, através de três exemplos de reações (uma endotérmica e duas exotérmicas),
como se pode calcular a variação de entalpia de um sistema.
PROCEDIMENTO:
PARTE I: Calor de dissolução exotérmica (CaCl2 em água)
1. Pese um erlenmeyer de 250 mL.
EXPERIMENTO NO. 08
TÍTULO: TERMOQUÍMICA
40
2. Coloque no erlenmeyer 50 mL de água destilada medidos com auxílio de uma proveta.
3. Meça a temperatura da água.
4. Pese 5,0 g de cloreto de cálcio anidro, CaCl2, e adicione no erlenmeyer. Agite o sistema
(erlenmeyer + termômetro).
5. Meça a temperatura máxima observada.
CaCl2(s) Ca2+(aq)+ 2 Cl -(aq); ∆H < 0H2O
PARTE II: Calor de dissolução endotérmica (dissolução do NH4NO3 em água):
1. Pese um erlenmeyer de 250 mL.
2. Coloque no erlenmeyer 50 mL de água destilada.
3. Meça a temperatura da água.
4. Pese 5,0 g de nitrato de amônio, NH4NO3 , e adicione no erlenmeyer. Agite o sistema
(erlenmeyer + termômetro).
5. Meça a temperatura máxima observada.
NH4NO3(s) NH4+(aq) + NO3-(aq) ; ∆H > 0
 
H2O
41
Dados Coligidos: Parte I - Calor de dissolução (CaCl2 anidro em água)
Calcule:
1. A variação da temperatura para a solução e o vidro :
∆ t = tfinal
 
- tinicial
solução = vidro =
2. A massa de água e o número de mol de CaCl2 anidro (nsal). Considere a massa específica
da água (µ) = 1,00 g / mL.
3. A quantidade de calor absorvida pelo erlenmeyer (Q1):
Q = m
 erlenmeyer . cvidro. ∆ t
4. A quantidade de calor absorvida pela água com adição do soluto (Q2):
Q2 = mH2O . cH2O . ∆ t
5. O calor total absorvido (Q3):
Q3 = Q1+ Q2
Q3 =
 
 cal
Q3
 
= _________________ kcal; Q3 = _______________ kJ.
EXPERIMENTO NO. 08
TÍTULO: TERMOQUÍMICA
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
Símbolo
m1
ti
tf
m2
c1
c2
Grandeza
Massa do erlenmeyer vazio
Temperatura inicial da água
Temperatura após a mistura
Massa da solução
Calor específico da água
Calor específico do vidro
Valor
55
1,0
0,2
Unidade
g
°C
°C
g
cal / g. ° C
cal / g. ° C
42
6. O calor total desprendido por mol de CaCl2
 
anidro, que é o calor de dissolução do CaCl2:
nsal ____________Q3
1 mol 
__________
QT
QT = kJ
7. Expressea quantidade de calor liberada como ∆H e coloque-a na reação (∆H = - QT).
Dados Coligidos: Parte II - Calor de dissolução (NH4NO3
 
em água)
Calcule:
1. A variação da temperatura para a solução e o vidro :
∆ t = tfinal
 
- tinicial
solução = vidro =
2. A massa de água e o número de mol de NH4NOV3
 
(nsal). Considere a massa específica da
água (µ) = 1,00 g / mL.
3. A quantidade de calor retirada do erlenmeyer (vidro) (Q1):
Q1 = merlenmeyer . c vidro . ∆t
4. A quantidade de calor retirada da água pela adição do soluto (Q2):
Q2 = mH2O . cH2O . ∆ t
5. O calor total retirado (Q3):
Q3 = Q1 + Q2
Q3
 
= cal
Símbolo
m1
ti
tf
m2
c1
c2
Grandeza
Massa do erlenmeyer vazio
Temperatura inicial da água
Temperatura após a mistura
Massa da solução
Calor específico da água
Calor específico do vidro
Valor
55
1,0
0,2
Unidade
g
°C
°C
g
cal / g. ° C
cal / g. ° C
43
 Q3
 
= _________________ kcal; Q3 = _______________ kJ
 6. O calor total absorvido por mol de NH4NO3, que é o calor de dissolução do NH4NO3:
 nsal _________ Q3
 1mol _________ QT
 QT = kJ
 7. Expresse a quantidade de calor absorvida como ∆H e coloque-a na reação(∆H = - QT).
44
INTRODUÇÃO:
A composição básica de uma graxa inclue um lubrificante líquido, (óleo mineral ou sintético)
e um agente espessante, normalmente um sabão metálico entre 3 a 40% em peso, e, às
vezes,determinadas argilas. A introdução de outras substâncias como inibidores de oxidação e
de corrosão, agentes de oleosidade, untuosidade, adesividade, modificadores de estrutura,
corantes, produtos odoríferos, etc., transferem outras propriedades ao produto final.
Para a fabricação industrial de uma graxa, utilizam-se dois processos básicos:
a) O sabão, preparado anteriormente, é dispersado a quente no óleo apropriado, de acordo
com a proporção desejada. Este processo é usualmente empregado na fabricação das graxas à
base de sabão de alumínio e de lítio.
b) O sabão é preparado a quente ou a frio, na presença de óleo lubrificante. Aqui, adiciona-
-se o álcali em concentração adequada para total neutralização do ácido graxo ou das gorduras
(saponificação), previamente fundidos e misturados com parte do óleo lubrificante. Em seguida
incorpora-se o restante do óleo lubrificante.
Além disso, o produto final dependerá da qualidade das matérias-primas empregadas e do
processo de fabricação. O óleo lubrificante pode ser leve, como os empregados para
transformadores, ou pesado como os óleos residuais para cilindros.
Industrialmente, as graxas são preparadas em autoclaves, a pressões e temperaturas
elevadas, em processos automáticos ou semi-automáticos, o que foge ao nosso estudo.
Este experimento, destina-se ao conhecimento da composição química de uma graxa assim
como a possibilidade de sua obtenção, nas condições laboratoriais.
PROCEDIMENTO:
1. Pese aproximadamente 6 g de ácido esteárico C17H35COOH em um copo descartável (300
mL). Transferir esse conjunto para um banho-maria.
2. Após a fusão do ácido esteárico, adicione aos poucos e sob agitação constante, 10mL de
solução alcoólica de KOH sobre a solução fundida.
3.Continue com a agitação até a graxa adquirir uma consistência pastosa.
4. Espere esfriar e acrescente aos poucos óleo SAE, homogeneizando completamente.
5. Adicionar uma pequena porção de grafite.
EXPERIMENTO NO. 09
TÍTULO: GRAXAS LUBRIFICANTES
45
1. Defina graxa lubrificante, cite quais são os seus componentes básicos e coadjuvantes.
2. O que é uma reação de saponificação?
3. Qual é a equação de obtenção do sabão?
4. Descreva qual o tipo de processo utilizado para obtenção da graxa nesse experimento.
5. Qual a função do grafite, Cgraf , na graxa produzida?
6. Necessita-se produzir 500 kg de uma dada graxa lubrificante industrial com 20% em peso de
um sabão de estearato de sódio. Dispondo de ácido esteárico, C17H35-COOH, e hidróxido do
sódio, NaOH, calcule a quantidade de ácido e de base que devem ser utilizados, supondo
rendimento de 100%. Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u e Na = 23u.
EXPERIMENTO NO. 09
TÍTULO: GRAXAS LUBRIFICANTES
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
46
INTRODUÇÃO:
Macromoléculas são moléculas que apresentam um número muito grande de átomos
quimicamente interligados. Algumas delas podem ser encontradas na natureza (ex: amido, seda,
lã), enquanto outras denominadas de sintéticas (ex: nylon, poliestireno, PVC) são produzidas
industrialmente. A estas últimas damos o nome genérico de plásticos, que na verdade são
polímeros orgânicos sintéticos e que podem ser moldados em algum estágio de sua obtenção.
O termo polímero tem origem grega, significa "muitas partes" e foi criado por J.J. Berzelius
em 1832. Na polimerização por adição a interação dos monômeros resulta no polímero como
único produto e na polimerização por condensação forma-se o polímero e um subproduto. Na
indústria parte-se normalmente do monômero e durante sua obtenção participam substâncias
que desempenham funções específicas como plastificantes, catalisadores, estabilizantes,
corantes, cargas, etc.
Os compostos que sofrem polimerização possuem ligações múltiplas reativas (C=C, C=O),
moléculas polifuncionais (glicóis, hidroxiácidos, diaminas) ou ainda compostos cíclicos capazes
de permitir a abertura do anel (óxidos de alcoilenos, lactonas, anidridos,etc.).
Decorrente do tipo de polimerização (adição ou condensação) os plásticos podem ser
divididos de acordo com seu comportamento frente à ação do calor em termoplásticos (polietileno,
polipropileno) e termorígidos (baquelite, plaskon). Os primeiros apresentam maior resistência
quando aquecidos e normalmente podem ser reprocessados, mas os últimos costumam degradar.
A maior parte da matéria-prima para a produção de polímeros provém do petróleo. Os
polímeros possuem uma enorme variedade de aplicações, pois suas propriedades os tornam
funcionais sob as mais diversas condições. Por este motivo, desempenham importante papel na
engenharia, bem como embalagens, tintas, adesivos, etc.
PROCEDIMENTO:
PARTE I: POLÍMERO "URÉIA - FORMALDEÍDO" (Polopax, Plaskon ou Beetle)
1. Pese 3 gramas de uréia em um copinho descartável de 50 mL (café).
2. Acrescente 5 mL de formol vagarosamente e dissolva totalmente a uréia com o auxílio do
bastão de vidro.
3. Dentro da capela, adicione 1 gota de HCl concentrado (conta-gotas) e mexa com o bastão de
vidro rapidamente. Limpe imediatamente o bastão com papel toalha (CUIDADO para não
polimerizar no vidro), acrescente mais 1 gota.
4. Não balance o copinho, pois a polimerização ocorrerá uniformemente, formando um produto
sólido.
EXPERIMENTO NO. 10
TÍTULO: POLÍMEROS
47
5. Após 10 minutos, o sólido formado deverá ser lavado com água corrente.
6. Rasgue o copinho e verifique as propriedades físicas do sólido. Jogue os restos da resina e o
copinho utilizado no lixo.
OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS
O NH2 O
C O = C H2C = 0 ou C = 0 CNH2 NH2
 
H
Uréia (amidas) diamida de Metanal (IUPAC) aldeido (al)
 ác. Carbônico aldeido fórmico
formaldeído
H - N - H ... - N - ...
 | |
 C=O C=O
 | |
H - N - H CH2 H - N - H ...- N - CH2 - N -...
 | || + |
 C=O + O + H - N - H C=O + n H2O
 | + | |
H - N - H CH2 C=O ...- N - CH2 - N -...
 || | |
O H - N - H C=O
 |
Uréia Formaldeído ... - N - ...
Polímero uréia-formaldeído
REAÇÕES DE PREPARAÇÃO:
PARTE II - POLICLORETO DE VINILA (PVC)1. Pese 5 g da resina de PVC em um copo descartável (300 mL) e adicione, aos poucos, sob
intensa agitação,o plastificante DOP (C24H38O4 P.M.= 390,57; dioctil ftalato), bata bem, até
adquirir um aspecto homogêneo e viscoso.
2. Transfira aproximadamente metade dessa mistura para uma placa de Petri numerada limpa e
seca. Espalhe o material com auxílio do bastão de vidro, para obter uma fina camada (polimerização
mais rápida na estufa).
3. À outra metade, ainda no copinho, adicione uma colher rasa de CaCO3
 
que atua como carga,
bata bem, ate o homogeneizar. Coloque a massa em outra placa numerada e espalhe-a.
4. Coloque-as na estufa a 120 oC por aproximadamente 15 minutos.
5. Após a polimerização retire as placas da estufa, espere esfriar e retire os plásticos, compare
as propriedades fisicas (cor, dureza,resistência, etc).
48
Exercício:
1. Cite três componentes coadjuvantes na fabricação de um plástico de engenharia.
2. Em relação à obtenção do Beetle, o que se pode dizer sobre a dureza do material obtido?
3. Escreva as principais diferenças entre as polimerizações realizadas nesse experimento?
4. Esquematize e classifique a reação de polimerização do Etileno (H2C=CH2).
5. Classifique os plásticos em função da sua termoestabilidade. Dê um exemplo de cada.
6. O monômero de estireno, C8H8, é um hidrocarboneto líquido (µ = 1,3 g / mL) utilizado para a
obtenção do poliestireno, (C8H8)n
 
, através de uma polimerização por adição. Calcule o volume,
em litros, do monômero que deve ser utilizado para obtenção de 10,4 kg de polímero.
EXPERIMENTO NO. 10
TÍTULO: POLÍMEROS
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
49
INTRODUÇÃO:
Comparemos dois fatos: a "explosão" de um "flash" fotográfico e o enferrujamento de um
prego de ferro. Ambos envolvem reações químicas, mas estas reações diferem em suas
velocidades.
Enquanto uma se processa rapidamente, outra se processa mais vagarosamente, podendo
durar semanas, meses e até anos.
A finalidade dessa reação é mostrar a influência da concentração do reagente, de um
catalisador e da temperatura na velocidade de uma reação.
PROCEDIMENTO:
O experimento consta de quatro partes:
PARTE I - MEDIDA DO TEMPO DE UMA REAÇÃO - PADRÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico,H2C2O4, 0,25 mol / L em um tubo de ensaio.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico, H2SO4, 4 mol / L.
3. Prepare um cronômetro ou um relógio para marcar tempo (deve marcar segundos).
4. Acrescente à mistura do tubo de ensaio,4 mL de solução aquosa de permanganato de
potássio, KMnO4, 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
5. Controle com o relógio o tempo gasto até a solução mudar de coloração (padrão). Anote o
tempo de reação na tabela.
PARTE II - VARIAÇÃO DE VELOCIDADE DA REAÇÃO QUANDO
A CONCENTRAÇÃO DIMINUI
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4mol / L.
3. Acrescente 10 mL de água destilada e agite o tubo de ensaio.
4. Prepare o relógio para fazer a leitura do tempo de reação.
5. Acrescente à mistura do tubo de ensaio, 4 mL de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
6. Controle com o relógio o tempo gasto até a solução mudar de coloração (igual ao padrão).
Anote o tempo de reação na tabela.
EXPERIMENTO NO. 11
TÍTULO: VELOCIDADE DE REAÇÃO
50
PARTE III - EFEITO DE UM CATALISADOR NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Adicione 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4 mol / L.
3. Adicione 5 gotas de solução de sulfato de manganês (II),MnSO4, 0,1mol / L.
4. Adicione 4 mL de solução aquosa de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio. Observe o
tubo de ensaio até mudança de coloração (igual ao padrão).
5. Anote o tempo de reação na tabela.
PARTE IV - EFEITO DA TEMPERATURA SOBRE A VELOCIDADE DA REAÇÃO
1. Pipete 5 mL de solução aquosa de ácido oxálico 0,25 mol / L.
2. Pipete 1 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico 4 mol / L.
3. Adicione 4 mL de solução aquosa de KMnO4 0,008 mol / L e agite o tubo de ensaio.
4. Em seguida, introduza o tubo de ensaio num banho-maria. Observe o tubo de ensaio até mudança
de coloração.
5. Anote o tempo de reação na tabela.
51
Tabela em segundos (s):
Exercício:
1) O tempo de reação na Parte II deve ser maior ou menor do que o observado na Parte I?
2) Qual a diferença, em termos de substâncias reagentes, da Parte I em relação a Parte II?
3) Qual é o volume total das substâncias que participam na reação da Parte II?
4) Quanto mais dispersas ou afastadas entre si as substâncias que reagem, mais lenta é
a reação. Então, qual das reações é de se esperar uma menor velocidade de reação?
5) Os dados do experimento, estão de acordo com as deduções teóricas?
6) Na parte III da experimento, como age o Sulfato de Manganês (II)?
7) Depois de feita a Parte IV do experimento, o que podemos concluir sobre o efeito da temperatura na
velocidade de uma reação?
EXPERIMENTO NO. 11
TÍTULO: VELOCIDADE DE REAÇÃO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
Grupos
Padrão
Parte II
Parte III
Parte IV
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 2 Média
52
solução óleo + álcool
1 gota
bacia com giz
D
D
D
D
1
2
3
4
bacia vista em planta
INTRODUÇÃO:
A massa molar de qualquer substância, quando submetida às condições normais de
temperatura e pressão, contém 6,02 . 1023 moléculas. Esse número recebe o nome de Constante
de Avogadro.
Ácido Oleico: C17H33COOH
PROCEDIMENTO:
1. Coloque água na bacia até 2 cm de sua borda e deixe a água estabilizar.
2. Conte 4 vezes o número de gotas existente em 1 mL de solução alcoólica de ácido oleico a
2,24g/L (pipeta volumétrica de 1 mL);
3. Faça a média dos números de gotas, arredonde para no. inteiro;
4. Aplique uma finíssima camada de talco ou pó de giz sobre a água;
5. Com a mesma pipeta deixe cair 1 gota da solução no centro da superfície da água, na bacia,
de uma altura de 3 cm;
6. Meça em 4 direções diferentes o diâmetro da mancha de óleo (película) formada.
Esquema:
EXPERIMENTO NO. 12
TÍTULO: CONSTANTE DE AVOGADRO - MÉTODO DA PELÍCULA DE ÓLEO
53
Dados Coligidos:
Calcule:
1. O volume de 1 gota de solução
1
Vg= ___
Ng
2. A massa de ácido oleico em 1 gota
mác.= C . Vg
3. O volume de ácido oleico em 1 gota
 mác.Vác.= ____
 µ
4. A área da película média de óleo (considerada circular).
pi. (D)2A= ______
 
4
5. A espessura da película de óleo.
 Vác.E= ____
 
A
6. O volume de uma só molécula de óleo na película (considerar cúbica)
Vmolécula = E3
EXPERIMENTO NO. 12
TÍTULO: CONSTANTE DE AVOGADRO - MÉTODO DA PELÍCULA DE ÓLEO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
Símbolo
Ng
D
C
µ
M
Grandeza
número de gotas em 1mL
diâmetro médio da película
concentração da solução alcoólica de ácido oleico
densidade do ácido oleico concentrado (puro)
Massa molar do ácido oleico
Valor
2,24
0,895
282,5
Unidade
gotas
cm
g / L
g /mL
g / mol
54
7. O número de moléculas na mancha de óleo
Vácido.
N
 moléculas= _________
Vmolécula
8. Constante de Avogadro (NAvogadro = NA):
M . Nmoléculas
NA = ___________
 mácido.
N A =
Exercício:
1. Calcular o número de moléculas que estão contidas em 0,5 L de água, sabendo-se que a
µH2O= 1g/mL.
2. Quantas moléculas há em 100 µg de carbonato de cálcio, CaCO3?
3. Quantas moléculas estão contidas em 0,112 L de gás amoníaco, NH3, na CNTP?
4. 80 mg de uma substância, no estado de vapor, contém 3,01 . 1020 moléculas. Calcular a
massa molar aproximada da substância.
55
INTRODUÇÃO:
Observar não consiste apenas em estar presente a um fato. É preciso ter atenção e observar
pacientemente o fato sabendo anotar os pontos mais importantes.
Tente descrever, por exemplo, uma vela, uma caneta com tampa, uma caixa de fósforo,
uma borracha, etc, com todos os detalhes importantes pertencentes ao objeto. As informações
que você pode citar a respeito do mesmo de modo que o torne reconhecível por qualquer outra
pessoa que jamais o tenha visto.
Situações que carecem de significados:
- Origem do objeto;
- Sua localização;
- O nome ou marca do fabricante, etc.
Condições que podem ser importantes:
- Local de uso;
- Condições atmosféricas;
- Horário de uso, etc.
São Irrelevantes:
- O valor monetário ou intríseco do objeto;
- Os materiais empregados na elaboração do instrumento;
- Dificuldade na sua manufatura, etc.
Procure não fazer interpretações de fatos, mas apenas descreva-os em forma de ítens e
não de frases.
PROCEDIMENTO:
1. Examine atentamente o instrumento em estudo antes de colocá-lo em condições de uso.
2. Numere o máximo de ítens observados.
3. Se necessário coloque o objeto em uso e observe atentamente seu comportamento.
EXPERIMENTO NO. 13
TÍTULO: DESCRIÇÃO DE UM INSTRUMENTO
56
Anote as observações:
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
EXERCÍCIO:
1.Que é um fato empírico? E uma teoria?
2. Que é aspecto qualitativo? E quantitativo?
3. Que é uma investigação? E um experimento?
4. Que é uma interpretação? E uma observação?
EXPERIMENTO NO. 13
TÍTULO: DESCRIÇÃO DE UM INSTRUMENTO
NOME:______________________________________________________RA:____________
CURSO:____________________TURMA:__________________L________DATA ___/___/___
57
REFERÊNCIAS
1. ARGENTIÉRE, R. Novíssimo receituário industrial : enciclopédia de fórmulas
receitas para pequenas, médias e grandes indústrias. 5.ed. São Paulo: Ícone,1996.
2. BENN, F.R.; McAULIFFE, C. A. Química e poluição. Rio de Janeiro: Livros
Técnicos e Científicos , 1981.
3. BRASIL .Segurança e medicina do trabalho. São Paulo: Atlas, 1990.
4. FELTRE, R. Química: química geral. 4.ed. São Paulo Moderna, 1996. v.1
5. FELTRE, R. Química: físico-química. 4.ed. São Paulo Moderna, 1996. v.2
6. FELTRE, R. Química: química orgânica. 4.ed. São Paulo Moderna, 1996. v.3
7. FERRREIRA, P.C.P. Técnicas de armazenagem . Rio de Janeiro: Qualitymark,
1994.
8. GUEDES, B.; FILKAUSKAS, M.E. O plástico. São Paulo: Érica, 1997.
9. MORITA, T.; ASSUMPÇÃO, R. M. V. Manual de soluções, reagentes &
solventes: padronização, preparação, purificação. 2.ed. São Paulo: Edgard
Blucher, 1976.
10. NUNES , L. P.; LOBO, A. C. O. Pintura industrial na proteção anticorrosiva.
Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1990.
11. ROCHA FILHO, R.C. Grandezas e unidades de medida: o sistema
internacional de unidades. São Paulo: Atlas,1988.
58
APÊNDICE I : Massas Atômicas aproximandas, Principais Elementos:
APÊNDICE II: Tabela de Cátions e Ânions:
Cátions
Observação: Os asteriscos indicam os números de oxidação (Nox) mais comuns.
Elemento
Alumínio
Antimônio
Argônio
Arsênio
Bário
Berílio
Bismuto
Boro
Bromo
Cádmio
Cálcio
Carbono
Chumbo
Cloro
Cobre
Crômio
Enxofre
Estanho
Estrôncio
Ferro
Flúor
Fósforo
Hélio
Símbolo
Al
Sb
Ar
As
Ba
Be
Bi
B
Br
Cd
Ca
C
Pb
Cl
Cu
Cr
S
Sn
Sr
Fe
F
P
He
M.A.(µ)
27
122
40
75
137
9
209
11
80
112
40
12
207
35,5
63,5
52
32
119
88
56
19
31
4
N.A.
13
51
18
33
56
4
83
5
35
48
20
6
82
17
29
24
16
50
38
26
9
15
2
Elemento
Hidrogênio
Iodo
Lítio
Magnésio
Manganês
Mercúrio
Molibdênio
Neônio
Níquel
Nitrogênio
Ouro
Oxigênio
Platina
Potássio
Prata
Rubídio
Selênio
Silício
Sódio
Tungstênio
Urânio
Vanádio
Zinco
Símbolo
H
I
Li
Mg
Mn
Hg
Mo
Ne
Ni
N
Au
O
Pt
K
Ag
Rb
Se
Si
Na
W
U
V
Zn
M.A.(µ)
1
127
7
24,3
55
201
96
20
59
14
197
16
195
39
108
85,5
79
28
23
183,85
238
51
65,4
N.A.
1
53
3
12
25
80
42
10
28
7
79
8
78
19
47
37
34
14
11
74
92
23
30
Lítio ( Li+ )
Sódio ( Na+ )
Potássio ( K+ )
Rubidio ( Rb+ )
Césio ( Cs+ )
Hidrogênio ( H+ )
Hidroxônio ou
Hidrônio ( H3O+ )
Prata ( Ag+ )
Amônio ( NH4+ )
Magnésio ( Mg2+ )
Cálcio ( Ca2+ )
Estrôncio ( Sr2+ )
Bário ( Ba2+ )
Zinco ( Zn2+ )
Aluminio ( Al3+ )
Bismuto ( Bi3+ )
Cuproso ( Cu+ )
Cuprico* ( Cu2+ )
Auroso ( Au+ )
Áurico * ( Au3+ )
Mercuroso ( Hg22+ )
Mercúrico * ( Hg2+ )
Niqueloso * ( Ni2- )
Niquélico ( Ni3+ )
Ferroso ( Fe2+ )
Férrico * ( Fe3+ )
Cobaltoso* ( Co2+ )
Cobáltico ( Co3+ )
Cromoso ( Cr2+ )
Crômico* ( Cr3+ )
Manganoso ( Mn2+ )
Mangânico ( Mn4+ )
Estanoso ( Sn2+ )
Estânico* ( Sn4+ )
Plumboso* ( Pb2+ )
Plúmbico ( Pb4+ )
Titânio ( Ti4+ )
Cádmio ( Cd2+ )
59
Ânions com sufixos ato e ito
Observação: Os asteriscos indicam os mais importantes.
Ânions com sufixos eto
(Não-oxigenados)
APÊNDICE III: Tabela de Interações (Observe a cor de sua solução)
Grupo: AZUL - Total de interações: 16
Brometo ( Br- )
Carboneto ( C4- )
Cianeto ( CN- )
Cloreto ( CI- )
Ferrocianeto [Fe(CN)6]4-
Ferricianeto [Fe(CN)6]3-
Fluoreto ( F- )
Fosfeto ( P3- )
Hidreto ( H- )
Iodeto ( I- )
Nitreto ( N3- )
Sulfeto ( S2- )
Acetato ( CH3-COO- )
Aluminato ( AlO2- )
Antimoniato ( SbO43- )
 Antimonito ( SbO33- )
Arseniato ( AsO43- )
Arsenito ( AsO33- )
Borato* ( BO33- )
Carbonato* ( CO32- )
Cianato* ( CNO- )
Bromato ( BrO3- )
Bromito ( BrO- )
Clorato* ( CIO3- )
Clorito* ( CIO2- )
Cromato ( CrO42- )
Dicromato* ( Cr2O72- )
Fosfato* ( PO43- )
Fosfito*( HPO32 - )
Hidróxido / Hidroxila ( OH- )
Hipobromito ( BrO- )
Hipoclorito* ( CIO- )
Hipoiodito ( IO- )
Hipofosfito ( H2PO2- )
Iodato ( IO3- )
Iodito ( IO2- )
Manganato* ( MnO42- )
Metafosfato ( PO3- )
Metassilicato* ( SiO32- )
Nitrato* ( NO3- )
Nitrito* ( NO2- )
Ortossilicato*( SiO44- )
Oxalato ( C2O42- )
Óxido* ( O2- )
Perbromato ( BrO4- )
Perclorato*( CIO4- )
Periodato ( IO4- )
Permanganato* ( MnO4- )
Peróxido* ( O22- )
Persulfato ( S2O82- )
Piroantimoniato( Sb2O74- )
Piroarseniato ( As2O74- )
Pirofosfato* ( P2O74- )
Pirossilicato ( Si2O76- )
Pirossulfato ( S2O72- )
Sulfato* ( SO42- )
Sulfito* ( SO32- )
Tetraborato ( B4O2- )
Tetrationato ( S4O62- )
Tiocianato* ( CNS- )
Tiossulfato* ( S2O32- )
Zincato ( ZnO22- )
Bicarbonato*( HCO3- )
Superóxido ( O42- )
NaHCO3
HCl
BaCl2
AgNO3
Cu(NO3)2
CuSO4
ppto. azul
ppto. branco
Cu(NO3)2
ppto. azul
AgNO3
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
BaCl2
ppto. branco
HCl
desprendimento
de gás
60
Grupo: VERMELHO - Total de interações: 16
Grupo: AMARELO - Total de interações:14
Grupo: INCOLOR - Total de interações:16
(Hg2)+2 (NO3)-2 Hg2
+2
=+1
Hg+2 (NO3)
-
2
 
 
Hg+2=+2
NaOH
Na2CO3
Pb(NO3)2
Ba(NO3)2
MgSO4
K4[Fe(CN)6]
ppto. branco
MgSO4
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
ppto. branco
Ba(NO3)2
ppto. branco
Pb(NO3)2
ppto. branco
ppto. branco
Na2CO3
NaCl
Pb(NO3)2
Ba(NO3)2
FeCl3
K4[Fe(CN)6]
K2CrO4
ppto. amarelo
ppto. amarelo
ppto. tijolo
K4[Fe(CN)6]
ppto. branco
ppto. azul
FeCl3
ppto. branco
Ba(NO3)2 Pb(NO3)2
ppto. branco
KCl
NaCH3COO
Na2CO3
CaCl2
Hg2(NO3)2
HCl
odor de vinagre
desprendimento
de gás
ppto. branco
Hg2(NO3)2
ppto. branco
ppto. branco
ppto. amarelo
ppto. branco
CaCl2
ppto. branco
Na2CO3 NaCH3COO
61
APÊNDICE IV: Tabela de Solubilidade dos Sais:
APÊNDICE V: Pressão Máxima de Vapor de Água em Diferentes Temperaturas
Os valores de pressão máxima de vapor estão afetados de uma incerteza de + 0,1 Torr;
assim por exemplo, a pressão de vapor saturante da água, a 20 oC, é igual (17,5 + 0,1) Torr.
Para os valores de temperaturas não inteiros, proceda a uma interpolação usando o menor
intervalo possível, isto é, intervalo de 1 oC, para obter uma maior precisão no valor da pressão
máxima de vapor.
INTERPOLAÇÃO:
Ex.: Calcular a pressão máxima de vapor para 22,6 oC.
______
 
 21,1 - 19,8 P - 19,8
22 ___ 19,8 ____ _________ = ________ 1,3 x 0,6 = P - 19,8
22,6 __ P ____| 23 - 22 22,6 - 22
23 ___21,1 ______ 0,78 = P - 19,8
1,3 P - 19,8
___ 
=
______ P = 20,58 Torr
 1 0,6
Sais
Nitratos NO3-
Sulfatos SO42-
Halogenetos Cl-,Br -, I-
Acetato CH3COO-
Sulfetos S2-
Fluoretos F
Hidróxido OH-
Cromato CrO42-
Carbonatos CO32-
Bicarbonatos HCO-3
Dicromatos Cr2O72-
Ferricianetos [Fe(CN)6]3-
Ferrocianetos [Fe(CN)6]4-
Fosfatos PO43-
Arseniato AsO43-
Arsenito AsO33-
Cianetos CN-
Oxalatos C2O42-
Sulfitos SO32-
Silicatos SiO44-
Regra
solúveis
solúveis
solúveis
solúveis
insolúveis
insolúveis
insolúveis
insolúveis
insolúveis
Exceções
nenhuma
Ba2+,Sr2+, Pb2+
Ag+,Hg22+,Pb2+, Cu+
Ag+, Hg2+
Alcalinos, Alc. Terrosos e NH4+
Alcalinos, NH4+, Ag+
Alcalinos, Ba2+,Sr2+, NH4+
Alcalinos, NH4+, Ca2+, Cu2+,Mn
Alcalinos e NH4+
 (oC)
p (Torr)
 (oC)
p (Torr)
11
9,8
21
18,7
12
10,5
22
19,8
13
11,2
23
21,1
14
12,0
24
22,4
15
12,8
25
23,8
16
13,6
26
25,2
17
14,5
27
26,7
18
15,5
28
28,3
19
16,5
29
30,0
20
17,5
30
31,8
O
O
62
APÊNDICE VI: Percentagem de sal numa solução aquosa em função da sua densidade
APÊNDICE VII:
 µ (g / mL)
p2 (%)
µ (g / mL)
p2 (%)
1,005
1
1,056
8
1,013
2
1,063
9
1,020
3
1,071
10
1,027
4
1,078
11
1,034
5
1,086
12
1,041
6
1,093
13
1,049
7
1,101
14
Potenciais padrões de eletrodos* em solução aquosa a 25ºC.
Par Redox
Li+/ Li
K+/ K
Ba +/ Ba
Ca +/ Ca
Na+/ Na
Mg +/ Mg
Al +/ Al
H O / H / Pt
Zn +/ Zn
Cr +/ Cr
Fe +/ Fe
Cd +/ Cd
Ni + / Ni
Sn +/ Sn
Pb +/ Pb
H+/ H / Pt
Cu +/ Cu
Fe +,Fe +/ Pt
Ag+ / Ag
H+,NO- / NO / Pt
O / H+,H O / Pt
Au +/ Au
2
2
2
3
2 2 
2
3
2
2
2
2
2
2 
2
3 2
3 
2 2
3
Eº/v
-3,04
-2,92
-2,90
-2,76
-2,71
-2,38
-1,71
-0,83
-0,76
-0,74
-0,41
-0,40
-0,23
-0,14
-0,13
0
0,34
0,77
0,80
0,94
1,23
1,42
Reação de eletrodo
Li+ + e Li
K
- 
+
 + e- K
Ba + + 2e- Ba
Ca + + 2e- Ca
Na+ + e- Na
Mg + + 2e- Mg
Al + + 3e- Al
2H O + 2e- 2 OH- + H
Zn ++ 2e- Zn
Cr + + 3e- Cr
Fe ++ 2e- Fe
Cd ++ 2e- Cd
Ni ++ 2e- Ni
Sn ++ 2e- Sn
Pb ++ 2e- Pb
2H++ 2e- H
Cu ++ 2e- Cu
Fe ++ e- Fe +
Ag++ e- Ag
NO- + 4H++ 3e- NO + 2H O
O + 4H++ 4e- 2H O
Au ++ 3e- Au
2
2
2
3
2 2
2
3
2
2
2
2
2
2
2
3 2
3 2
2 2
3
63
APÊNDICE VIII: Unidades Básicas , Constantes Fundamentais , Fatores de Conversão ,
Unidades com Nomes Especiais.
1. Unidades Básicas
2. Constantes Fundamentais
GRANDEZA
CNTP:
Condições Normais de
Temperatura e Pressão
Contantes de Gases
Elétron Volt
Carga de Elétron
Massa de Elétron em repouso
Massa de Neutron em repouso
Massa de Próton em repouso
Aceleração Normal de Gravidade
Constante de Planck
Constante de Avogrado
Unidade de Massa Atômica Unificada
Velocidade da Luz
Constante de Faraday
SÍMBOLO
Vo
Po
To
R
eV
e
me
mn
mp
g
h
N
u
c
F
UNIDADE
22,4 L
760 Torr = 1atm
273,2K = 0ºC
0,082 atm.L / K.mol
62,3 Torr.L / K.mol
8,314 J / K.mol
82,06 cm3.atm/ K.mol
83,14 cm3.bar/ K.mol
1,602.10 -19J = 1,602.10 -12erg
1,60.10 -19C
9,109.10 -28g
1,674.10 -24g
1,674.10 -24g
9,80 m/s2 = 980cm/s2
6,63.10 -34J.s = 6,63.10 -27erg.s
6,023.10 23 moléculas / mol
1,6605.10 -27kg
3,0.10 10 m/s
96487 C/mol
GRANDEZA
Velocidade
Tempo
Comprimento
Massa
Intensidade de Corrente Eletrica
França (1775-1836)
Temperatura Inglaterra (1824-1907)
Suécia (1701-1744)
Quantidade de matéria
Intensidade Luminosa
Àrea
Volume (ml=cm3)
SÍMBOLO
v
t
l
m
i
T
n
cd
A
V
UNIDADE
m/s
s
m
mg, g, kg, t
A (ampere)
K (Kenvin)
ºC (graus Celsius)
mol
candela
m2
dm3, m3, mL, L
64
3. Fatores de Conversão
Volume
massa
1kg
1 polegada
1 pé
1 palmo
1 vara
1 libra
1 ângtron
1 arroba
1 bar
1 hectare
1 milha
1 milha marítima
1 milha marítima aérea
1 nó (velocidade)
1 dina
1kgf
1 kWh
1 b.t.u.(unidade term. Britânica
1 onça troy
1 libra troy
1 galão (EUA)
1 galão (RU)
1 barril (EUA)
1 barril (RU)
1 atm
1 Torr = 1 mmHg
1 hora
1 dia
1 ano sideral
1 cal
1 Cal (nutricional)
dm3 = 10-3m3 =103ml = 1L
1t = 103kg =106g = 109mg
103g = 2,205 lb
2,54 cm
12 pol = 30,48 cm
22 cm
11 dcm = 1,10 m = 5 palmos
453,59 g
10-10m
14,688 kg
105 Pa ; 0ºC=1,013.105 Pa
1 ha = 104m2
1760 jardas = 1609,34m
0,8690 milhas
1852 m
1852 m / 3600 s (milha/hora)
10-5 N
9,80665 N
3,6 . 106 J
1055,87 J
480 grãos = 31,10348 g
12 onças = 373,24g
3,786 L
4,546 L
158,983 L
163,65 L
760 Torr = 101325 Pa
133,32 Pa
60 min = 3600 s
24h = 86400 s
52,179 semanas = 3,1558.107s
4,184 J
4,184 kJ
65
Continuação dos Fatores de Conversão
4. Unidades com Nomes Especiais
1 erg
1 micron (µ)
1 micrograma (µg)
1 µg / mL
1 µg / L
1000 ppm de M
10-7 J
10-6 m
10-6 g
1 ppm (parte por milhão)
1 ppb (parte por bilhão)
1 g de M / L = 0,1% de M
GRANDEZA
Newton / Força
Inglaterra (1642-1727)
Joule / Energia e Trabalho
Inglaterra (1818-1889)
Watt / Potência / Fluxo Energético
Escócia (1736-1806)
Coulomb / Carga Elétrica
França (1736-1806)
Siemens / Condutância Elétrica
Inglaterra (1823-1883)
Faraday / Capacidade Elétrica
Inglaterra (1791-1867)
Ohm / Resistência Elétrica
Alemanha (1787-1853)
ddp