Manual de Laboratorio Quimica Geral II 2017.1

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE DA INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL DA LUSOFONIA 
AFRO-BRASILEIRA 
PRÓ-REITORIA DE GRADUAÇÃO 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
CAMPUS DAS AURORAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANUAL DE LABORATÓRIO – 2017 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor (a): 
Aluno (a) : 
Horário: 
 
 
 
 
 
DATA / / 
CONHECENDO O LABORATÓRIO DE QUIMICA 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
 
 
1.0 INTRODUÇÃO 
Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela continua a ser uma 
ciência eminentemente experimental; daí a importância das aulas práticas de Química. A 
experiência adquirida em laboratório treina o aluno no uso de métodos, técnicas e 
instrumentos, além de permitir a aplicação prática dos conceitos teóricos aprendidos. 
 
2.0 NOÇÕES DE SEGURANÇA 
 
2.1 Conduta no laboratório 
 
O laboratório de química é o lugar privilegiado para a realização de 
experimentos, possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as 
bancadas. Possui ainda um local especial para manipulação das substâncias tóxicas, 
denominado capela, que dispõe de sistema próprio de exaustão de gases. O laboratório é 
um local onde há um grande número de substâncias que possuem os mais variados níveis 
de toxicidade e periculosidade. Este é um local bastante vulnerável a acidentes, desde que 
não se trabalhe com as devidas precauções. Abaixo, apresentamos alguns cuidados que 
devem ser observados, para a realização das práticas, de modo a minimizar os riscos de 
acidentes. 
 
2.2. Antes, durante e após o Experimento 
 
Não se entra num laboratório sem um objetivo específico, portanto é necessária 
uma preparação prévia ao laboratório: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os 
princípios químicos envolvidos nesta atividade? 
Durante a realização dos experimentos são necessárias anotações dos fenômenos 
observados, das massas e volumes utilizados, do tempo decorrido, das condições iniciais 
e finais do sistema. Um caderno deve ser usado especialmente para o laboratório. Este 
caderno de laboratório possibilitará uma descrição precisa das atividades de laboratório. 
Não confie em sua memória, tudo deve ser anotado. 
Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores através 
de um relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho científico sobre 
o trabalho laboratorial realizado. 
 
2.3. Pré-Laboratório 
 
Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atenção o roteiro da prática e 
tire todas as dúvidas. 
Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos reagentes a serem 
utilizados. Essas instruções são encontradas no rótulo do reagente. 
 
2.4. Pós-laboratório 
 
Lave todo o material logo após o término da experiência, pois conhecendo a 
natureza do resíduo pode-se usar o processo adequado de limpeza. 
Guarde todo o equipamento e vidraria. Guarde todos os frascos de reagentes, não 
os deixe nas bancadas ou capelas. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche as 
torneiras de gás. 
 
2.5. Instalações e equipamentos de segurança 
 
As instalações elétricas e hidráulicas devem ser aparentes ou sob piso falso, para 
facilitar a manutenção; 
Em locais onde se trabalha com solventes orgânicos inflamáveis, as instalações 
elétricas devem ser à prova de explosão; 
Os gases sob pressão devem passar por uma canalização visível; 
Os cilindros de gases de alimentação devem ser armazenados fora do laboratório, 
em área livre bem ventilada e sinalizada; 
Bancadas e pisos devem ser construídos com materiais que dificultem a 
combustão e que sejam resistentes ao ataque de produtos químicos; 
Deve existir uma capela, para se trabalhar com produtos voláteis e tóxicos; 
Os produtos químicos devem ser armazenados fora do laboratório, em local de 
boa ventilação, livre do Sol e bem sinalizado; 
Aprenda a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no 
laboratório. Este também deve estar localizado em lugar de fácil acesso e sinalizado. 
Para se prevenir e contornar situações de emergência, devem ser previstas 
instalações como: 
 Proteção contra incêndios (portas corta-fogo e sinalização de alarme, 
ventilação geral diluidora, para evitar a formação de misturas explosivas); 
 Chuveiro de emergência (deve ser instalado em local de fácil acesso e seu 
funcionamento deve ser monitorado); 
 Lava-olhos (seu funcionamento deve ser monitorado); 
 Sinalização de segurança (faixas indicativas, cartazes e placas indicativas). 
 
 
2.6. Medidas de segurança usadas em operações específicas 
 
Antes de manusear um reagente químico qualquer, deve-se conhecer as 
propriedades químicas, físicas e toxicológicas deste, seu manuseio seguro e medidas de 
primeiros socorros em caso de acidente. Para isto deve-se consultar o Index Merck ou 
fichas toxicológicas dos produtos. 
Leia os rótulos dos frascos dos reagentes antes de usá-los. Eles devem ser 
periodicamente vistoriados e, nos casos de maior incidência, providenciar a proteção com 
parafina ou película plástica. 
Nunca use um reagente que não esteja identificado, rotulado. Qualquer etapa de 
trabalho durante a qual possa ocorrer desprendimento de gás ou vapores tóxicos dever ser 
feita DENTRO DA CAPELA; 
Não trabalhar com material imperfeito ou defeituoso, principalmente com vidro 
que tenha ponta ou aresta cortantes; 
NÃO SE DEVEM PIPETAR LÍQUIDOS COM A BOCA. Use a pêra de 
borracha ou outro material de sucção; 
Nunca cheire um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em 
direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão; 
NUNCA despejar ÁGUA em cima de um ÁCIDO concentrado; 
Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para o seu lado, nem para o lado 
de outra pessoa; 
Não aquecer nada em frascos volumétricos, pois o calor irá distorcer o vidro e 
mudar o volume calibrado; 
Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando 
algum solvente orgânico; 
Verifique as condições da aparelhagem, evite montagens instáveis de 
aparelhos. Não use livros, lápis, caixas de fósforos, etc., como suportes; 
Mantenha as bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao 
trabalho; 
Faça uma limpeza prévia, com água, ao esvaziar um frasco de reagente, antes 
de colocá-lo para lavagem; 
Rotule imediatamente qualquer reagente ou solução preparada e as amostras 
coletadas; 
Use pinças e materiais de tamanho adequado e em perfeito estado de 
conservação; 
Limpe imediatamente qualquer derramamento de produtos de petróleo e 
reagentes. 
 
2.7. Cuidados pessoais 
 
O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, EVITE BRINCADEIRAS 
que dispersem sua atenção e de seus colegas. 
Serão exigidos de todos os estudantes e professores o avental (jaleco), luvas e 
sapatos fechados. Evite jaleco de tecido sintético, pois estes são mais inflamáveis, prefira 
os de algodão. Quanta as luvas, normalmente as de látex (borracha natural) são mais 
empregadas, contudo existe também luvas de material sintético (vinil) que, além de mais 
resistentes aos perfurocortantes, são indicadas para pessoas alérgicas ao látex. O não 
utilização destes matérias de proteção individual (EPI’s) pode ocasionar roupas furadas 
por agentes corrosivos, queimaduras, manchas, etc. 
Trabalhe com óculos de proteção. Lentes de contato não são adequadas a 
trabalhos no laboratório, pois podem ser afetadas por vapor de solventes orgânicos, por 
ácidos e por bases. Lentes porosas além de permitir que o vapor atinja a córnea, podem 
retê-los entre os óculos e a córnea. 
Não leve as mãosa boca ou aos olhos enquanto estiver manuseando produtos 
químicos. Para sua segurança utilize luvas. 
O cuidado e a aplicação de medidas de segurança são responsabilidade de cada 
indivíduo. Cada um deve proteger a si e ao outro contra perigos relativos ao seu próprio 
trabalho. Consulte o professor sempre que tiver dúvidas, ocorrência de algo inesperado ou 
anormal. 
Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade extra não deve ser 
realizada sem a prévia consulta ao professor. 
Planeje o trabalho a ser realizado; 
Ao se retirar do laboratório, verifique se há torneiras (água ou gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e lave as mãos; 
Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor. 
Reações desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 
É terminantemente proibido fumar, comer ou beber nos laboratórios; 
Não se coloca na boca qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 
Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los 
longe de onde se executam as operações; 
Ao verter um líquido de um frasco, evitar deixar escorrer no rótulo, protegendo-
o devidamente; 
Em caso de derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou 
corrosivos tome as seguintes providências: 
 Interrompa o trabalho; 
 Advirta as pessoas próximas sobre o ocorrido; 
 Solicite ou efetue a limpeza imediata; 
 Alerte seu supervisor; 
 Verifique e corrija a causa do problema; 
 Não utilize materiais de vidro quando trincados; 
 Coloque todo o material de vidro inservível no local identificado como 
"sucata de vidro"; 
 Não jogue caco de vidro em recipiente de lixo; 
 Use luvas de amianto sempre manusear peças de vidro que estejam quentes; 
 Não utilize frascos Dewar de vidro sem que estejam envolvidos em fitas 
adesivas ou invólucros apropriados; 
 Não deixe frascos quentes sem proteção sobre as bancadas do laboratório; 
 Coloque os frascos quentes sobre placas de amianto; 
 Não use "frascos para amostra" sem certificar-se de que são adequados aos 
serviços a serem executados e de que estejam perfeitamente limpos; 
 Nunca inspecione o estado das bordas dos frascos de vidro com as mãos sem 
fazer uma inspeção prévia visual; 
 Tome cuidado ao aquecer recipiente de vidro com chama direta. Use sempre 
que possível, uma tela de amianto; 
 Não pressurize recipientes de vidro sem consultar seu supervisor sobre a 
resistência dos mesmos. 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 01 
PREPARO DE SOLUÇÕES E DILUIÇÃO 
 
 
 
1.0 OBJETIVO 
 
 Aprender métodos de preparação de diferentes tipos de soluções de uso comum 
em laboratórios. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
2.1. Soluções 
 
Uma solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de 
substâncias moleculares ou iônicas. É um tipo especial de mistura, em que as partículas 
dispersas são de tamanho molecular. Em química, trata-se principalmente das soluções 
no estado líquido, constituídas por gases, líquidos ou sólidos, dispersos em um líquido. 
Os componentes de uma solução são denominados de solvente e soluto, onde o 
solvente é o componente mais abundante. De acordo com a quantidade de soluto e 
solvente, as soluções podem ser classificadas em: 
 
 Soluções diluídas; 
 Soluções concentradas; 
 Soluções saturadas; 
 Soluções supersaturadas. 
 
O ponto de saturação depende do soluto, do solvente, e das condições físicas, 
como temperatura e pressão. A quantidade de uma substância necessária para saturar uma 
quantidade padrão (100 g) de um solvente em uma dada pressão e temperatura, é chamada 
coeficiente ou grau de solubilidade. O gráfico que apresenta o coeficiente de solubilidade 
de uma substancia em função da temperatura, chama-se curva de solubilidade e é de 
grande importância nas soluções de sólidos em líquidos. 
Uma vez que as quantidades dos solventes e de soluto podem ser medidas em 
peso, volume ou número de moles, há diversos métodos para descrever suas 
concentrações, tais como: 
C - Concentração em grama por litro (g/L); 
C - Concentração em mol por litro (mol/L); 
% - Composição percentual (% m/m, % m/V, % V/V) 
 
Neste experimento, essas unidades de concentrações serão aplicadas para 
determinar a massa ou volume de ácido, base e sal que serão utilizadas para preparar e 
diluir soluções aquosas. Nesses tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado. Não 
importa se na solução existir mais de um solvente. Se a água estiver presente, ela será o 
solvente da solução, independentemente de sua quantidade, sendo conhecida por solvente 
universal. Essas soluções são chamadas soluções aquosas. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1. Preparo de uma solução de base forte - KOH 0,100 mol/L 
 
a) Calcule a massa necessária para se obter 50 mL de uma solução 0,1 M de KOH. 
b) Pese corretamente a massa de KOH em um béquer de 100 mL, tomando o cuidado 
de não deixar nenhum resíduo na boca da vidraria. 
c) Acrescente água destilada até a marca de 20 mL do béquer e agite 
cuidadosamente, em movimentos circulares, até a dissolução completa do KOH. 
d) Transfira o conteúdo do béquer para um balão volumétrico, faça sucessivas 
lavagens no béquer para garantir que toda massa de KOH encontrar-se-á dentro 
do balão volumétrico. 
e) Complete com água destilada, até a aferição do balão e agite para homogeneizar 
a solução preparada. 
f) Esta deve ser armazenada em um frasco coletor de plástico, ideal para soluções 
alcalinas. OBS.: Antes do armazenamento, deve-se ambientar o frasco da seguinte 
maneira - coloca-se um pouco da solução preparada no frasco coletor e agita-se 
para enxaguar as paredes do recipiente. A quantidade de solução que foi agitada 
deve ser descartada. 
g) Após ambientar o frasco, transfere-se a solução para o mesmo e etiqueta-o. A 
etiqueta deve conter informações sobre a data de preparo, condição de 
armazenamento (geladeira ou temperatura ambiente, por exemplo) e nome dos 
alunos que preparam. 
3.2. Preparo de uma solução de ácido forte – H2SO4 0,100 mol/L 
 
a) Determine, partindo-se da densidade e da porcentagem em massa, a concentração 
em quantidade de matéria do H2SO4. Com este dado e a equação fundamental de 
diluição de soluções, calcule o volume de ácido necessário para se preparar 50 mL 
de uma solução 0,1 mol/L de H2SO4. 
b) Com o auxílio de uma pipeta, transporte para um béquer, com 20 mL de água 
destilada no seu interior, o volume de H2SO4 concentrado calculado 
anteriormente. 
c) Agite a solução até homogeneização total e faça sua transferência para um balão 
volumétrico. 
d) Complete o volume e torne a agitar. 
e) Em seguida transporte essa solução para o frasco coletor (previamente 
ambientado), devidamente etiquetado com informações de armazenamento e 
nome dos alunos que prepararam. 
 
 
3.3. Preparo de uma solução de um sal 
 
Para preparar a solução de sulfato de cobre, consultar, no rótulo ou na tabela 
periódica, a massa molar (em g/mol) do sal. De posse dessa informação: 
a) Calcule a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 25 mL de solução 0,2 
mol/L. Observe que esse sal é hidratado e, portanto, considere essa informação no 
cálculo. 
b) Pese a quantidade calculada de CuSO4.5H2O em um béquer de 100 mL. 
c) Acrescente um pequeno volume de água destilada ao béquer e transfira o sal 
dissolvido para um balão volumétrico de 25 mL. Repita esse procedimento até 
que não haja mais sulfato de cobre no béquer. Mas, ATENÇÃO: cuidado para que 
a quantidade de água utilizada na dissolução do sal não ultrapasse o volume final 
desejado (25 mL). Por isso, é importante que as dissoluçõessejam feitas com um 
mínimo de água. 
d) Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do 
balão (menisco). 
e) Tampe e agite o balão volumétrico para a completa homogeneização. 
f) Esta deve ser armazenada em um frasco coletor ideal para cada tipo de solução 
preparada. Deve-se proceder da seguinte maneira: coloca-se um pouco da 
solução preparada no frasco coletor e agita-se para enxaguar totalmente. Esta 
quantidade de solução deve ser desprezada. 
g) Em seguida transporta-se a solução para o frasco coletor, devidamente etiquetado. 
 
 
3.4. Diluição das soluções 
 
Utilizar as soluções preparadas anteriormente nos itens 3.1 e 3.2 e fazer as 
seguintes diluições: 
a) 1:10 (volume); 
b) 1:100 (volume); 
c) 0,05 mol.L-1; 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas: Editora Átomo. 2008. 
ROSITO, B.; FERRARO, C.; REMOR, C.; COSTA, I; ALBUQUERQUE, R. 
Experimentos em Química. Ed. Sulina. 1981. 2 v. 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. Ed. Moderna.1993. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. Ed. McGraw-Hill, 1982. 
 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 02 
SOLUÇÕES – PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE UMA BASE 
E UM ACIDO 
 
 
1.0. OBJETIVO 
 
 Preparar e padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol.L-1 utilizando um padrão 
primário. 
 Preparar e padronizar uma solução de ácido forte, HCl 0,1 mol.L-1 utilizando um 
padrão secundário 
 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
2.1. Titulação 
 
Titulação (ou Volumetria) é uma técnica experimental, muito empregada em 
análise química quantitativa, para determinar a concentração desconhecida de uma 
solução ou reagente. O método consiste em reagir completamente um volume conhecido 
de uma amostra com um volume determinado de um reagente de natureza e concentração 
conhecida (solução padrão). A substância a qual deseja-se determinar a concentração 
recebe o nome de analito, enquanto que a substância com a concentração definida recebe 
o nome de titulante. A solução a ter sua concentração determinada recebe o nome de 
titulado (Figura 1). 
 
Fig.1 - Vidrarias e procedimento para realizar uma titulação 
 
 
Em uma bureta coloca-se a solução de concentração conhecida e sob ela 
um erlenmeyer contendo a solução de concentração desconhecida, com algumas gotas 
do indicador (indicador, irá auxiliar na identificação do ponto de viragem ou ponto final 
da titulação). Abrindo-se a torneira da bureta (de modo que fique um gotejamento 
constante) e com agitação permanente do erlenmeyer até mudança na coloração do seu 
conteúdo, anota-se o valor gasto para alteração da cor e calcula-se (através da 
estequiometria da reação balanceada) o valor da concentração desconhecida do titulado. 
 
 
2.2. Preparação de soluções 
 
As soluções podem ser preparadas por dois métodos: 
 
a) Método direto – Utiliza-se como soluto uma substância primária padrão. Este tipo 
de soluto se caracteriza por: ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e 
conservação; por apresentar impurezas facilmente detectáveis; por não ser 
higroscópico ou eflorescente; por ser bastante solúvel. Para preparar soluções por 
este método pesa-se o soluto em balança analítica. O volume é medido em balão 
volumétrico (volume exato) e como resultado, obtém-se uma solução de 
concentração perfeitamente conhecida. Exemplo: Na2CO3, Na2C2O4, K2Cr2O7, 
H2C2O4 
Observação: precisão nas medidas, leituras e pesagens é de grande importância, pois erros 
nestas operações acarretam uma solução cuja concentração não é exata 
b) Método indireto – Neste método o soluto utilizado não é uma substância padrão 
primário. Exemplo: NaOH (muito higroscópico). Neste caso o soluto é pesado em 
balança semi-analítica e dissolvido num volume aproximado. Como resultado 
obtém-se uma solução de concentração aproximada. Para determinar exatamente a 
concentração desta solução, devemos utilizar a técnica da padronização. 
Por ambos os métodos se obtém as soluções padrão, as quais se caracterizam por serem: 
estáveis; de concentração constante e perfeitamente conhecida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.0 PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1. Preparo de 100,00 mL de NaOH 0,1 mol/L 
 
a) Conhecendo-se o volume de solução a ser preparada e sua concentração, calcule 
a massa de soluto necessária. Ver as indicações contidas no rótulo do mesmo, 
como: fabricante, massa molecular, pureza. A partir destes efetuam-se os referidos 
cálculos. 
b) Pese a massa calculada. 
c) Dissolva inicialmente o soluto em um béquer de 100 mL, utilizando cerca de 10 
mL de água. 
d) Após a dissolução transfira este conteúdo para o balão volumétrico. Lave o béquer 
com um pouco de água destilada e transfira novamente para o balão. Repita a 
mesma operação no mínimo 3 vezes e então complete o volume do balão com 
água destilada, tendo o cuidado de não ultrapassar a marcação. Use a técnica de 
leitura. Agite bem para homogeneizar a solução. 
 
 
3.2. Padronização de uma solução de NaOH 0,1 mol/L 
Preencha uma bureta, previamente lavada, com uma solução de NaOH 0,1 
mol/L, tendo o cuidado de retirar bolhas e zerar o volume (cuidado para não cometer erro 
de paralaxe, use a técnica de leitura de volume). 
1. Pese em um béquer 0,2 g de biftalato de potássio previamente seco na estufa e 
transfira para um erlenmeyer. Em seguida adicione 10 mL de água e 2 gotas de 
fenolftaleína. (Obs: Prepare dois erlenmeyers com o biftalato de potássio e a 
fenolftaleína, para realização de um ensaio em duplicata). 
2. Inicie a titulação. Deixe escoar lentamente o volume de NaOH 0,1 mol/L (no 
erlenmeyer com o biftalato de potássio), até ocorrer uma mudança de coloração 
na solução (solução de cor róseo). (Obs: Cuidado para não ultrapassar o volume 
necessário e solução ficar com coloração róseo intenso!) Anote o volume gasto. 
3. Repita novamente as operações 1, 2 e 3. Verifique se há boa precisão entre as 
medidas. Caso seja necessário repita mais uma vez o processo de titulação até 
encontrar concordância em pelo menos dois volumes de biftalato de potássio. 
4. Descarte a solução de NaOH 0,1mol/L da bureta. Lave a bureta com detergente, 
enxague com bastante água. Finalize o processo de lavagem passando água 
destilada três vezes ou até achar que está limpa. 
5. Identifique no rótulo da solução Guarde a solução restante de NaOH em frasco 
apropriado e identifique a equipe no mesmo, para a próxima prática de laboratório. 
 
3.3. Preparo de 50,00 mL de HCl 0,1 mol/L 
 
a) Observar, no rótulo do frasco que contém a solução concentrada de HCl, a 
densidade e a percentagem (m/m) do ácido. A partir desses dados, calcular a massa 
de HCl necessária para preparar 50,00 mL de solução 0,100 mol/L e determinar o 
volume da solução concentrada que contém essa massa. 
b) Com auxílio de uma pipeta graduada ou bureta, medir o volume calculado e 
transferi-lo para um béquer que já contenha uma pequena quantidade de água 
destilada. Utilizar um bastão de vidro e um funil para transferir quantitativamente 
o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 50,00 mL. 
c) Completar o volume da solução com água destilada até a marca de aferição do 
balão, tampar e agitar para a completa homogeneização. Guardar a solução 
preparada num frasco limpo, seco e rotulado. 
 
 
 
 
3.4. Padronização de solução de HCl 0,1 mol/L 
 
1. Preencha uma bureta, previamente lavada, com a solução de NaOH 0,1 mol/L, 
padronizada, tendo o cuidado de retirar as bolhas e zerar o volume (use a técnica de 
leitura de volume). 
2. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica retire uma alíquotade 10 mL do HCl 0,1 
mol/L e transfira para um erlenmeyer. Adicione 2 gotas de fenolftaleína. (OBS.: 
Exemplo: Para preparar uma solução de HCl 0,1 mol/L 
1. Calcule a massa do soluto (m1): m1 = MM x C x V(L); 
2. Cálculo do Volume do Soluto: (V1) = (mL); 
Onde: 
d = densidade em g/mL; 
T = Título (%) 
 
Prepare dois erlenmeyers com o HCl e a fenolftaleína, para realização de uma medida 
em duplicata). 
3. Inicie a titulação. Deixe escoar lentamente o NaOH 0,1 mol/L (no erlenmeyer com o 
HCl), até ocorrer uma mudança de coloração na solução. Cuidado para não 
ultrapassar o volume necessário. Anote o volume gasto. 
4. Repita novamente as operações 1, 2 e 3. Verifique se há boa precisão entre as 
medidas. Caso seja necessário repita mais uma vez o processo de titulação até 
encontrar concordância em pelo menos duas medidas. 
5. Faça o cálculo da concentração real das soluções. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas: Editora Átomo. 2008. 
ROSITO, B.; FERRARO, C.; REMOR, C.; COSTA, I; ALBUQUERQUE, R. 
Experimentos em Química. Ed. Sulina. 1981. 2 v. 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. Ed. Moderna.1993. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. Ed. McGraw-Hill, 1982. 
 
 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 Identificar experimentalmente ácidos e bases; 
 Observar as propriedades dos indicadores; 
 Determinar a quantidade de um ácido (ou base) através de titulação ácido-base. 
 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
Em sua versão moderna, o conceito de Arrhenius de ácido e bases define um ácido 
como qualquer substância que pode aumentar a concentração de íon hidrônio; H3O
+
, em 
solução aquosa. Por outro lado, uma base é uma substância que aumenta a concentração 
de íon hidróxido, OH
-
, em água. Por exemplo, o ácido clorídrico, HCl, é 
uma substância ácida porque reage com água de acordo com a reação: 
 
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) 
 
Enquanto que o composto NaOH é uma base porque em água sofre dissociação, 
liberando como único ânion o íon OH-: 
 
NaOH(s)  Na+(aq) + OH-(aq) 
 
 
2.1. Ionização da água 
 
A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, embora baixa, como 
consequência de sua auto-dissociação: H2O(l) + H2O(l)  H3O
+
(aq) + OH
–
(aq) ou de modo 
simplificado como: H2O(l)  H
+
(aq) + OH
–
(aq). A constante de equilíbrio para a dissociação 
representada pela última equação é escrita como: 
 
Como a concentração de H2O é essencialmente constante, 
O valor de Kw, a constante de dissociação da água é 1,0 x10
-14 
a 25 C. 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 03 
ÁCIDOS E BASES 
Kw = K[H2O] = [H
+
][OH
-
]
K  
 
 
2.2. Soluções ácidas, básicas e neutras 
 
Uma solução ácida é aquela na qual a concentração de íons hidrônio é maior do 
que a de íons hidróxido. Uma solução básica é aquela na qual ocorre o inverso, [OH
-
] 
excede [H
+
]. E uma solução neutra é aquela na qual estas duas concentrações são iguais, 
[OH
–
] = [H
+
]. 
Como na água pura temos [OH
–
] = [H
+
], então: 
 
Portanto podemos definir o caráter da solução em termos quantitativos, à 25 
C, do seguinte modo: 
 
 
2.3. Potencial hidrogeniônico (pH) 
 
Para evitar o uso de expoentes negativos foi proposto um método alternativo 
para indicar a concentração de íons hidrônio. O pH é definido como o logaritmo negativo 
de [H
+
]: pH= -log [H
+
] 
Deste modo vemos que [H
+
] e pH estão relacionadas inversamente, ou seja, 
quanto maior a concentração de [H
+
] menor o pH e vice-versa. 
 
 
É possível medir experimentalmente o pH de uma solução de duas formas. Na 
primeira, usamos compostos chamados de indicadores os quais são sensíveis ao pH. Estas 
substâncias têm cor que muda em uma faixa de pH (faixa de viragem) relativamente 
pequena (uma ou duas unidades de pH) e podem quando usadas convenientemente 
determinar o pH de uma solução. Um dos indicadores mais usados é a fenolftaleína que 
muda de incolor para vermelho quando o pH varia de 8 para 10. Um dado indicador é 
útil para determinar o pH somente na região em que muda de cor. 
KW = [OH
–
][H
+
] = [H
+
]
2 
= 1,0 x 10
–14 
ou [H
+
] = 1,0 X 10
–7 
= [OH
–
] 
Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10
-7 
M 
Solução neutra: [H+] = 1,0 x 10
-7 
M 
Solução básica: [H+] < 1,0 x 10
-7 
M 
Solução ácida: [H+] > 1,0 x 10
-7 
M; 
= 1,0 x 10
-7 
M; 
< 1,0 x 10
-7 
M; 
pH < 7 
Solução neutra: [H+] pH = 7 
Solução básica: [H+] pH > 7 
Existem indicadores disponíveis para medida de pH em todas as faixas de acidez e 
basicidade, conforme demonstra a Tabela 1. 
 
Tabela 1 – Exemplo de indicadores utilizados no laboratório de química 
 
INDICADOR FAIXA DE VIRAGEM MUDANÇA DE COR 
OAlaranjado de metila 3,2 - 4,4 vermelho/laranja 
Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarelo/azul 
Vermelho de metila 4,8 - 6,0 vermelho/amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 amarelo/azul 
Vermelho de cresol 7,0 - 8,8 amarelo/vermelho 
Fenolftaleína 8,2 - 10,0 incolor/vermelho 
Amarelo de alizarina 10,1 - 12,0 amarelo/vermelho 
 
Outro método para determinar o pH, utiliza-se de um instrumento chamado 
medidor de pH, pHmetro (potenciômetro). Seu funcionamento se baseia na condução de 
corrente elétrica pelos íons hidrogênio em solução. Uma diferença de voltagem se 
desenvolve através de uma membrana fina de vidro que separa duas soluções de diferentes 
concentrações de íon hidrogênio ( uma dentro e outra fora do eletrodo de vidro). O 
medidor de pH mede a diferença de potencial e, através da calibração interna converte 
esta diferença em leitura de pH. O medidor de pH dá uma medida muito mais precisa que 
o indicador. 
 
2.4. Constante de ionização de um ácido fraco 
 
Ácidos e bases que sofrem ionização essencialmente completa em água são 
chamados de fortes. Por outro lado, os ácidos e bases que sofrem ionização incompleta 
são chamados de fracos. Ácido clorídrico, HCl e hidróxido de sódio, NaOH são exemplos 
típicos de ácido forte e base forte respectivamente. Ácido acético HC2H3O2 e amônia NH3 
são exemplos clássicos de ácido fraco e base fraca. Um ácido fraco experimenta ionização 
de acordo com a reação: 
 
 
 H (aq) 
 
 
 
H A  
 
  
HA  
No equilíbrio: K a 
Onde Ka é uma constante característica do ácido HA e independe da forma de 
preparação da solução. Uma relação similar pode ser escrita para uma base fraca. 
O valor da constante de ionização Ka para um ácido fraco pode ser determinado 
experimentalmente de diversas formas. Provavelmente a mais óbvia seria a de 
simplesmente medir o pH da solução de um ácido de molaridade conhecida. Pela equação 
2 sabemos que a concentração de A¯ deve ser necessariamente igual a [H
+
]. 
Com estes dados é possível calcular [HA] e Ka. 
Existe um outro procedimento que envolve poucos cálculos e não requer o 
conhecimento da molaridade do ácido. Uma amostra de um ácido fraco HA geralmente 
sólida é dissolvida em água. A solução é dividida em duas partes iguais. Uma metade da 
solução é titulada com solução de NaOH e neste caso o HA será convertido em A¯ pela 
reação: 
 
 
O número de moles de A¯ produzido é igual ao número de moles de HA na outra 
metade da amostra. As duas soluções são então misturadas e o pH da solução resultante 
é obtido. Já que nesta solução resultante [HA] = [A¯] então, Ka = [H
+
] 
 
2.5. Titulação 
 
Titulação ácido-base é um procedimento comum do laboratório, de importância 
substancial e tem muitas aplicações em diversas áreas. 
Este processo consisteessencialmente em determinar o volume de solução (ácida 
ou básica) de concentração exatamente conhecida, requerida para reagir 
quantitativamente com um dado volume de uma amostra de solução (básica ou ácida) sob 
determinação. O ponto final ou ponto de equivalência é determinado pelo uso de 
indicadores que mudam de cor no ponto apropriado ou acompanhando-se a variação de 
pH com medidor de pH. 
É decisiva para o êxito deste processo a escolha do indicador correto para uma 
determinação. A faixa de viragem do indicador deve corresponder ao pH da solução no 
ponto da equivalência o qual pode assumir diferentes valores dependendo do produto 
formado, o sal, que pode ser ácido, básico ou neutro. 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1. Medida de pH de soluções comerciais 
 
a) Verifique, usando papel indicador, o pH das várias soluções comerciais 
disponíveis no laboratório. 
 
3.2. Uso de indicadores: 
a) Em sua bancada você encontrará as seguintes soluções: HCl 0,1 mol/L, NaOH 
0,1 mol/L e Vinagre. Escolha uma destas soluções para realizar os testes 
abaixo: 
b) Coloque 1 mL desta solução em 3 tubos de ensaio. 
c) Verifique o pH da solução escolhida, utilizando o papel indicador 
d) Adicione 2 gotas de um tipo de indicador (um indicador diferente em cada 
tubo). Anote a coloração observada para essa solução. 
 
 
 
 
 
3.3. Determinação de ácido acético em vinagre 
 
a) Prepare uma bureta com solução de NaOH 0,1 mol/L 
b) Meça com uma pipeta 5 mL de vinagre e transfira para um erlenmeyer. Dilua 
com um pouco de água destilada, adicione 2 gotas de fenolftaleína e agite. 
c) Adicione lentamente a solução de NaOH 0,1 mol/L até a mudança de coloração 
no indicador. Anote o volume de NaOH 0,1 mol/L gasto e calcule a 
concentração de ácido acético no vinagre. 
 
 
 
 
4.0 Pós-laboratório 
 
Q1. Escreva uma equação para explicar o comportamento ácido ou básico (forte ou fraco) 
de cada uma das substâncias em solução aquosa. 
a) HCl b) NaOH c) CH3COOH d) Na2CO3 
Q2. Qual a finalidade de um indicador numa titulação ácido-base? 
 
Q3. Justifique a escolha do indicador apropriado para a titulação do ácido acético. 
 
Q.4. Calcule a concentração do ácido no vinagre em: 
 
a) Mol/L b) g/L 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
MASTERTON, W.L.; SLOWINSKI, E.S. e WOLSEY, W.C. Chemical Principles in the 
Laboratory. W.B. Saunders Company. 1973. 
 
MASTERTON, W.L.; SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C.L. Princípios de Química. 
6. ed. Editora Guanabara. 1990. 
 
1.0 OBJETIVO 
 
 Determinar componentes químicos em uma amostra de água; 
 Utilizar resina catiônica para abrandamento da água. 
 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
A maioria dos sais é solúvel em maior ou menor proporção em água. Qualquer 
amostra da mesma contém diferentes quantidades e tipos de cátions e ânions 
dissolvidos, refletindo a natureza do solo sobre o qual a água escorreu ou foi 
armazenada. A composição da água de um rio é determinada principalmente pela 
interação da água da chuva com as rochas e o solo no caminho da mesma para o mar. 
Gipsita (CaSO4.2H2O) e calcita (CaCO3) são comumente encontradas em depósitos 
sedimentares na superfície da terra. Um mineral comum em rochas antigas é a dolomita 
(MgCa(CO3)2). Gipsita é ligeiramente solúvel em água e todos os carbonatos são 
solúveis em água contendo traços de ácido. A não ser que a chuva seja ácida por 
poluição industrial, a acidez da água é devida ao CO2 presente no ar que se dissolveu 
formando uma solução levemente ácida: 
 
 
O ácido formado reage com as rochas contendo carbonato de cálcio e 
magnésio. 
 
 
Estes processos geoquímicos justificam a maior abundância de cálcio e 
magnésio em relação a outros cátions e a presença de bicarbonato como ânion mais 
abundante na água de um rio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 04 
DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO, MAGNÉSIO E DUREZA 
TOTAL DE ÁGUA 
CO2(g) 2H2O(l) +  H3O
+ 
+ HCO 
–
 (aq) 3 (aq) 
H3O
+ 
+ CaCO  (aq) 3(s) Ca2+ (aq) + HCO 
– 
+ H O 3 (aq) 2 (l) 
Para algumas aplicações, pequenas quantidades de cátions como Na
+ 
e K
+ 
não 
resulta em nenhum problema, mas a presença de Ca
2+
, Mg
2+ 
e Fe
2+
, devido a tendência 
destes íons de precipitar na forma de carbonatos, fosfatos e hidróxidos, tem que ser 
controlada. Quando a precipitação destes íons ocorre em tubulações ou caldeiras, 
o fluxo é reduzido e obstruído de forma crítica e situações perigosas, como explosões, 
podem ocorrer. O problema é agravado por terem estes sais, solubilidade inversamente 
proporcional à temperatura. O aquecimento faz aumentar a precipitação, formando 
incrustações que funcionam como isolante térmico. Se há necessidade de aquecimento 
no processo, ocorre então uma elevada perda de calor. No âmbito doméstico, a 
formação de sais insolúveis de Ca
2+ 
e Mg
2+ 
com sabão era mais comumente observada 
antes do uso de detergentes que têm a distinta vantagem de serem mais efetivos nestas 
situações. 
Água com alto conteúdo de Mg
2+ 
e Ca
2+ 
é denominada de água dura e o grau de 
dureza é relacionado à concentração destes dois cátions. Dureza total é a soma das durezas 
individuais dos dois íons. Água branda, em contrapartida é aquela com baixa 
concentração destes íons. Os outros cátions que se encontram associados a estes dois são 
mascarados ou precipitados antes da determinação. Em geral, as quantidades de Fe
2+
, 
Al
3+
e Cu
2+ 
são tão baixas que não têm influência. A análise da água para 
determinar o seu grau de dureza, torna-se então necessária para adotar as devidas 
correções conforme o uso a que se destina. 
A dureza de uma amostra de água pode ser determinada por titulação dos cátions 
alcalino-terrosos com ácido etilenodiaminotetracético (EDTA). Este reagente é um ácido 
fraco que pode perder quatro prótons em neutralização completa. Sua forma estrutural é: 
 
 HOOC - CH2 CH2 - COOH 
 
 N - CH2 - CH2 - N 
 
 HOOC - CH2 CH2 – COOH 
 
As quatro posições ácidas e os dois átomos de nitrogênio contêm pares de 
elétrons não ligantes de forma que uma molécula de EDTA pode formar até seis ligações 
simultâneas envolvendo o íon metálico. O composto assim formado do tipo denominado 
complexo é bastante estável e as condições para sua formação podem ser controladas, 
mantendo, por exemplo, o pH constante, para discriminar o íon metálico e manter a 
proporção EDTA: metal na relação 1:1. 
 
A titulação é acompanhada por indicadores que formam também complexo com 
os íons metálicos. Este complexo deve apresentar uma coloração diferente daquela do 
indicador livre. O ponto final da titulação de um íon metálico com EDTA em presença 
de um indicador envolve uma reação do tipo: 
 
 
O processo que ocorre durante uma titulação com EDTA, empregando o 
indicador negro de eriocromo T, pode ser descrito da seguinte forma: uma pequena 
quantidade do indicador é adicionada à solução do íon metálico, de tal modo que apenas 
uma pequena parte do metal se combina com o indicador, produzindo o complexo que 
dará a cor vermelho-vinho à solução. À medida que a solução de EDTA é adicionada, 
este reagente se combina com os íons metálicos livres em solução. Quando todo íon 
metálico estiver complexado, uma gota a mais da solução de EDTA deslocará o metal 
que se encontra complexado com o indicador, provocandoo aparecimento da coloração 
azul do indicador livre que assinala o ponto final da titulação. 
A dureza é frequentemente expressa em partes por milhão (ppm) de carbonato 
de cálcio. Uma fonte de água com dureza de 100 ppm conteria o equivalente a 100 gramas 
de CaCO3 em um milhão de gramas de água ou 0,1 g em um litro de água. 
O abrandamento da água (redução da quantidade de íons como Ca
2+ 
e Mg
2+
) pode 
ser obtido por diversos modos. Atualmente, as indústrias utilizam resinas de trocas iônicas 
com a finalidade de remover cátions e/ou ânions. As resinas mais eficientes são polímeros 
sintéticos, os quais possuem uma cadeia principal de hidrocarboneto com grupos 
funcionais carregados ligados a elas (Figura 1). 
Se estes grupos funcionais são negativamente carregados, a carga negativa é 
contrabalanceada por íons positivos (cátions). Devido os cátions não estarem ligados 
quimicamente à resina esses podem ser substituídos por outros cátions que possuam uma 
carga positiva equivalente. Estas resinas são denominadas resinas catiônicas e funcionam 
da seguinte forma: 
 
 
Onde RZ representa o polímero orgânico. Ocorre, portanto, um aumento da 
acidez da amostra pela liberação de íons H
+
. 
 
 
 
M – Ind + EDTA  M – EDTA + Ind 
2RZ – SO3 H + Ca  (RZ – SO3 )2Ca + 2H 
 + 2+  2+ + 
Se os grupos funcionais ligados à resina são carregados positivamente, por 
exemplo, N
+
(CH3), o contra íon será carregado negativamente e a resina será 
denominada resina aniônica, havendo uma liberação de íons OH

. 
RZ – N+(CH3)3OH
 
+ Cl
  RZ – N+(CH3 )Cl
- 
+ OH
-
 
 
Fig. 1 – Exemplo de funcionamento de uma resina de Troca Iônica 
 
 
Se quantidades equivalentes de resinas catiônicas e aniônicas forem misturadas, 
a combinação removerá todo sal dissolvido, e o H
+ 
produzido pela troca de cátions 
neutralizará o OH
 
produzido pela troca do ânion. Então, a água após o tratamento, será 
uma água deionizada pura. 
 
2.1. Notas de segurança 
 
 Na2H2C10O8N2H12.2H2O – Sal dissódico de ácido etilenodiaminotetracético – 
Irritante para olhos, pele e sistema respiratório. 
 HCl – Ácido clorídrico – Ácido corrosivo e também inflamável. Evite contato 
com os olhos, pele ou roupa. 
 Murexida e Negro de eriocromo T – Todas as soluções podem ser irritantes, 
evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1 Determinação de Ca2+ em uma amostra de água 
 
a) Utilizando uma proveta, retire uma alíquota de 50 mL da amostra de água 
fornecida pelo seu professor e transfira para um erlenmeyer de 125 mL. 
b) Adicione a esta amostra, 2,0 mL de KOH a 10% e uma pitada do indicador 
murexida, que é específico para o cálcio, mesmo em presença de magnésio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Titule esta mistura com solução de EDTA 0,01 mol L-1 até mudança de cor do 
indicador. Volume de EDTA utilizado: mL. 
 
 
 
Obs.: Caso a quantidade de EDTA necessária para mudar a cor do indicador seja muito 
pequena, aumente o volume da amostra de água. 
 
3.2. Determinação de Ca2+ e Mg2+ em uma amostra de água 
 
a) Transfira para um erlenmeyer de 125 mL uma alíquota de 50 mL da amostra de 
água e 3,0 mL da solução tampão pH=10 (NH4Cl/NH3). 
b) Adicione a seguir o indicador negro de eriocromo T, para que permita a 
determinação simultânea dos íons Ca
2+ 
e Mg
2+
. 
c) Continue o procedimento acrescentando EDTA 0,01 mol L-1 gota a gota, sob 
agitação, até mudança de cor do indicador. 
Volume de EDTA utilizado: mL. 
 
 
3.3. Abrandamento da amostra de água 
 
a) Coloque em um erlenmeyer de 250 mL, 100 mL da água fornecida pelo seu 
professor. 
b) Adicione ao mesmo, a resina catiônica (5 g se estiver seca ou 8 g se a resina 
estiver úmida) e misture por 10 minutos. 
 
c) Retire a água sobrenadante e repita o procedimento da parte 3.2 para 
determinação da dureza total. 
d) Compare o resultado com o obtido na parte 3.2. 
a. Volume de EDTA utilizado: mL. 
 
 
4.0 Pós-laboratório 
 
Q1. Determine a quantidade de Ca
2+ 
presente (em gramas) em cada alíquota de 50 mL 
de água analisada. 
Q.2. Expresse os resultados do item anterior em ppm (mg/L). 
 
Q.3. Calcule a dureza total da água e expresse na forma de CaCO3 (mg de CaCO3/L) 
considerando como se o Mg
2+ 
porventura presente fosse todo Ca
2+
. 
Q.4. Calcule a dureza total da água após abrandamento. 
 
Q.5. Cite e comente dois outros métodos de abrandamento da água. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
VOGEL, J. Análise Inorgânica Quantitativa. 4. ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 
1986. 
 
BAIRD, C.; CANN, M.; GRASSI, M. T. Química Ambiental. Porto Alegre: Artmed, 
2011. 
 
 
 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 
 Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes; 
 Discutir mecanismos de reação; 
 Verificar a diferença entre catalisador e reagentes; 
 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
A velocidade de muitos processos é de interesse para nós. A velocidade do 
carro em Km/h, o número de quilowatt de eletricidade usado em sua casa por mês ou 
o custo por minuto de um telefonema. Verifique que a velocidade desses processos é 
expressa em unidades de alguma quantidade (distância, energia, reais) dividida por 
um período de tempo. 
A velocidade das reações químicas expressa pela variação da quantidade de 
reagente químico (frequentemente em moles/ litro) dividido pelo tempo (usualmente 
em segundos) é de grande significado em aspectos práticos e teóricos da química. Do 
ponto de vista prático, é desejável ajustar as condições para uma reação a fim de que 
essa ocorra em um tempo razoável (minutos, horas, ou dias) não devendo ser tão 
devagar a ponto de se esperar anos ou tão rápida que resulte em uma explosão. De 
uma perspectiva teórica, um estudo da variação de velocidade com concentração e 
temperatura ajuda a elucidar mecanismos de reação. 
 
 
2.1 Efeito da temperatura 
 
A velocidade de qualquer reação aumenta com o aumento da temperatura 
(como regra geral, cada aumento de 10° C duplica a velocidade da reação). Considere 
a reação potencialmente explosiva entre hidrogênio e oxigênio para produzir água. 
Embora que a reação seja altamente exotérmica, uma mistura de hidrogênio e oxigênio 
permanecerá em um frasco indefinidamente sem formação de água perceptível. 
 
 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 05 
CINÉTICA QUÍMICA 
Velocidade = k [H2] [I2] 
 Antes que o oxigênio comece a formar ligações com o hidrogênio, as ligações 
hidrogênio-hidrogênio e oxigênio-oxigênio devem ser rompidas. A quebra das ligações 
requer energia. Aparentemente esse processo requer mais energia do que a maioria das 
moléculas têm em temperatura ambiente. A proporção que a temperatura do sistema é 
aumentada, a fração das moléculas com energia suficiente para que ocorra a quebra por 
colisão aumenta dramaticamente e a velocidade da reação aumenta. 
 
2.2 Efeito da concentração 
 
Um acréscimo na concentração dos reagentes aumentara a velocidade de uma 
reação. Considere a reação entre hidrogênio e iodo para produzir ácido iodídrico (HI). 
Para que haja reação, uma colisão entre o H2 e o I2 deve ocorrer. Deve-se esperar que 
duplicando a concentração do H2 ou a concentração do I2 se duplique o número de colisões 
e a velocidade. Uma duplicação de ambas H2 e I2 deve quadruplicar o número de colisões 
e a velocidade. Nessa reação a velocidade deve ser proporcional as concentrações de H2 
e I2 ou 
 
 
 
Onde k é chamada de constante de velocidade.A expressão para velocidade 
acima é consistente com a conclusão de que a duplicação da concentração tanto do 
hidrogênio quanto do iodo deve duplicar a velocidade. Deve-se notar que a constante de 
velocidade, k, é dependente da temperatura e cresce bastante com o aumento da 
temperatura, no mínimo, e, mais importante, na eficiência das colisões. A expressão da 
velocidade portanto para uma reação de uma etapa será proporcional ao produto das 
concentrações das espécies que reagem cada um elevado a potência dada pelo coeficiente 
das espécies na reação. 
 
 
 
Se a reação ocorre em mais de uma etapa a expressão da velocidade dependerá 
da etapa determinante da velocidade que é a mais lenta. Nessa experiência estudaremos a 
cinética da reação entre o íon iodeto e o íon persulfato 
A  P 
A + B  P 
2A + B  P 
v = k [A] 
v = k [A] [B] 
v = k [A]
2 
[B] 
 
 
Essa reação tal como ocorre, aparentemente requer a colisão simultânea de 3 íons. 
A possibilidade dessa ocorrência é muito pequena. Reações que envolvem mais de duas 
moléculas ou íons, usualmente ocorrem em etapas. 
Para a reação entre dois iodetos e o persulfato, uma sequência possível seria o 
seguinte: 
 
Mecanismo 1 
 
 
 
 
 
Uma das reações será provavelmente mais lenta em um processo de muitas 
etapas e essa é chamada de etapa determinante da velocidade. Isto significa que a 
velocidade total do processo é determinada primariamente pela velocidade de etapa lenta. 
Para o mecanismo 1 se a primeira etapa for a determinante de velocidade, a expressão 
para a velocidade é somente a expressão para a primeira etapa: 
 
 
Se, entretanto a segunda etapa é mais lenta que a primeira a expressão 
corresponde a mesma da reação em uma única etapa: 
 
Uma segunda possível sequência seria: 
 
Mecanismo 2 
 
 
 
Se a primeira etapa é o determinante, então: 
 
2I
– 
+ S2O8 
–2  I2 + 2SO4 
–2 
(1) 
Velocidade: K [I
– 
] [ S2O8 
–2
] expressão da velocidade para o Mecanismo 1-a. 
Velocidade: K [I
– 
]
2 
[ S2O8 
–2
] expressão da velocidade para mecanismo 1 b e 
para uma improvável reação de etapa única. 
Velocidade: K [I
– 
]
2 
expressão da velocidade para Mecanismo 2-a 
I– S2O8 
–2 – 
 
SO4 I
– 
+ 
+  SO4 + SO4 I 
–2 
SO4
–2 I–  I2 + 
2I
–
 
I 2
2 – 
 I 2
2 – 
+ S2O8 
–2  I2 + 2 SO4 
–2 
Se a segunda etapa é a mais lenta então a expressão novamente corresponde a 
mesma da reação em uma única etapa: 
 
Seus resultados experimentais deverão permitir distinguir entre as três 
expressões de velocidade e a eliminar alguns dos mecanismos citados. 
O método usado para medir a velocidade de reação envolve uma reação 
chamada frequentemente de relógio. Em adição a reação (1) iremos estudar a reação 
abaixo que ocorrerá simultaneamente no meio da reação: 
 
 
Comparada à reação (1) esta é essencialmente instantânea. O I2 produzido em 
(1) reage completamente com o tiosulfato, S2O3
-2 
na solução e até que todo tiosulfato 
tenha sido consumido a concentração de I2 é efetivamente zero. Assim que o S2O3
-2 
é 
consumido o I2 produzido em (1) permanece na solução e sua concentração começa a 
aumentar. A presença de I2 assim acumulado pode ser detectada pelo indicador amido, 
que é adicionado à mistura de reação, produzindo um composto azul escuro. 
Se fixarmos a quantidade de S2O3
-2 
a um valor pequeno comparado com as 
quantidades de I
- 
e de S2O8
-2 
adicionados inicialmente ao sistema, a mudança de cor 
ocorrerá antes que uma quantidade apreciável dos reagentes seja consumida. A 
concentração dos reagentes na expressão (1) permanecerá então essencialmente 
constante no intervalo de tempo em que a velocidade inicial é medida. 
Quantidades cuidadosamente medidas de I
- 
e S2O8
-2 
em solução aquosa serão 
misturadas na presença de quantidades relativamente pequenas de S2O3
-2 
e amido. O 
tempo para que a solução se torne azul será medido para várias soluções diferentes onde 
as quantidades, e, portanto a concentração de I
- 
e S2O8
-2 
são variadas, mas a quantidade 
de S2O3
-2 
é constante. 
Na realidade o que será medido é o tempo requerido para que a concentração 
do íon S2O8
-2 
decresça de um valor constante. Desde que a velocidade de reação é igual 
a variação da concentração do reagente dividido pelo tempo requerido para que a 
mudança ocorra, os dados obtidos experimentalmente fornecerão a informação 
necessária para encontrar a velocidade de reação para cada determinação. 
 
 
 
Velocidade: K [I
– 
]
2 
[ S2O8 
–2
] expressão da velocidade para Mecanismo 2-b 
 
I2(aq) + 2S2O3-2(aq)  2I
-
(aq) + S4O6-2(aq) 
 
(2) 
2.3. Efeito do catalisador 
 
Algumas substâncias adicionadas a uma mistura reacional aumentam 
substancialmente a velocidade de reação, por propiciar um caminho alternativo abaixando 
a energia das etapas para formação de produto. Uma característica do catalisador é que 
esse não é consumido no processo. 
A decomposição do peróxido de hidrogênio será utilizada para exemplificar esse 
efeito: 
 
 
A velocidade dessa reação pode ser facilmente avaliada pela intensidade de 
desprendimento do oxigênio (bolhas de gás). Cabe ressaltar que oxidantes fortes reagem 
com peróxido de hidrogênio produzindo oxigênio, por exemplo: 
 
Nesse caso, não se trata de uma reação catalisada, mas sim de uma reação 
estequiométrica, já que o cloro é consumido pela reação. 
 
 
2.4. Notas de Segurança 
 
 Soluções de iodo podem manchar a pele e roupas. 
 Iodeto de potássio (KI). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele 
ou roupa. 
 Persulfato de sódio (Na2S2O8). Esta solução é irritante. Evite contato com 
olhos, pele ou roupa. 
 Cloreto de Potássio (KCl). Irritante. Evite contato. 
 Tiossulfato de Potássio (K2S2O3). Cuidado! Pode ser perigoso se inalado ou 
ingerido. Pode causar irritação na pele, olhos e aparelho respiratório. 
2 H2O2  H2O  O2 
H2O2  Cl2  2 HCl  O2 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1. Influência da concentração 
 
a) De acordo com a Tabela 1 abaixo prepare 08 tubos de ensaio com reagentes 
numerados de 01 a 05 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do 
início da contagem do tempo. Anote o tempo necessário até a solução tornar-se 
colorida. Verifique que a primeira determinação é repetida três vezes, tubos 1º,2ºe 3º, 
para checar a precisão da experiência. 
 
 
Tabela 1 – Reagentes a serem adicionados nos respectivos tubos de ensaio 
 
Soluções 
Solução para cada experiência (mL) 
1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 
1) KI 0,2 Mol/L 2 2 2 1 0,5 2 2 2 
2) Na2S2O3 0,0050 Mol/L em amido 0,4% 1 1 1 1 1 1 1 1 
3) KCl 0,2 Mol/L 1 1,5 
4) K2SO4 0,1 Mol/L 1 1,5 
5) CuSO4 0,1 Mol/L 1 gota 
6) (NH4)2S2O8 0,1 Mol/L 2 2 2 2 2 1 0,5 2 
TEMPO (Segundos) 
 
 
3.2. Influência do catalisador 
 
a) Prepare três tubos de ensaio e adicione a cada um deles um dos reagentes abaixo 
especificados, utilizar cerca de 1 mL. 
b) NaOH 2,5 Mol/L 
c) H2SO4 2M + KMnO4 0,1 Mol/L 
d) H2SO4 2M + CuSO4 0,2 Mol/L 
 
e) Adicione a cada um desses tubos 2 mL de solução de H2O2 10% 
 
f) Descreva os efeitos observados em cada um dos tubos e faça as anotações. 
 
 
 
4.0 Pós-laboratório 
 
1. Interprete os resultados da Parte 3.1 e indique qual a ordem de reação em 
relação aos íons I
– 
e S2O8 
–2
. 
2. Dos mecanismos propostos na introdução teórica qual pode ser indicado 
considerando o resultado experimental?3. Qual a função do CuSO4 nessa reação? 
4. Na Parte 3.2 em que sistemas podemos indicar a presença de catalisadores? 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a 
Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson 2005. 
 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 
2006. 
 
 
 
 
1.0 OBJETIVO 
 
 Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de LE CHATELIER. 
 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
Muitas reações químicas ocorrem essencialmente até completar-se, mas outras 
atingem equilíbrio em algum ponto entre reação nenhuma e essencialmente reação completa. 
O estado do equilíbrio é o ponto em que a velocidade da reação direta se iguala a velocidade 
da reação inversa. Para essas reações, o ponto de equilíbrio pode ser atingido a partir de 
qualquer direção pela mistura ou de reagentes ou de produtos, claramente indicando que a 
reação pode deslocar-se na direção direta ou inversa. 
Através da reação estudada nessa prática será possível observar que ao se mudar a 
concentração de reagentes ou produtos, o ponto de equilíbrio se desloca em uma direção que 
tende a minimizar a mudança. 
 
Fe+3 + SCN-  Fe(SCN)+2 
 
 
Esse comportamento foi sumarizado em um princípio geral, em 1884, por um 
químico francês HENRI LOUIS LE CHATELIER: “Uma reação química que é deslocada do 
equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e volume) 
procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos parcialmente 
minimizará a mudança nessa condição. ” 
 
 
2.1. Notas de Segurança 
 
 Tiocianato de potássio: Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 Nitrato férrico: Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 06 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 Hidróxido de sódio: Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou 
roupa. 
 Ácido clorídrico: Evite contato com olhos, pele ou roupa. Evite contato com o 
vapor, líquido. 
 Sulfato de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou 
roupa. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a) Solicite de seu professor 20 mL da solução preparada por ele (Solução composta da 
adição de 15 mL de Fe (NO3)3 0,1 Mol/L e 15 mL de KSCN 0,1 Mol/L seguido de 
diluição com água até o volume de 250 mL). 
 
b) Prepare quatro tubos de ensaio, em uma estante adequada. 
 
c) Transfira 5 mL dessa solução para um tubo de ensaio e misture com 1 mL de Fe(NO3)3 
0,1 Mol/L. 
 
d) Adicione outros 5 mL dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1 mL de KSCN 
0,1 Mol/L 
e) Em um terceiro tubo de ensaio adicione a 5 mL dessa solução, 5 a 6 gotas de NaOH 6 
Mol/L. Observe a formação de Fe(OH)3, um precipitado insolúvel. 
f) Para efeito de comparação e controle da cor adicione 5 mL de solução em um quarto 
tubo de ensaio. 
g) Compare a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)+2 em cada um dos três 
tubos com o conteúdo do quarto tubo que contém a solução original preparada pelo 
professor. 
 
4.0 Pós-laboratório 
 
Q.1. Interprete, baseando-se no princípio de LE CHATELIER, os resultados observados. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a 
Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson 2005. 
 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 
2006. 
BRADY, J.; HUMIST ON, G.E. Química Geral volume II. Rio de Janeiro: 
Editora Livros Técnicos Científicos, 1981. 
 
 
 
 
 
 
DATA / / 
PRÁTICA Nº 07 
PROCESSO DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS 
 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos. 
 Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes. 
 Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica. 
 Investigar o processo de corrosão. 
 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
 
Nesta experiência nos concentraremos numa classe especial de reações, aquelas 
envolvendo redução e oxidação, isto é, reações redox. Estas reações envolvem a perda e 
ganho de elétrons. Por exemplo, se zinco é adicionado a uma solução aquosa de CuSO4, 
ocorre uma reação entre o zinco insolúvel e o sal dissociado. 
 
 
 
A reação iônica é: 
 
 
Que pode ser simplificada para: 
 
 
Esta é uma reação redox porque os estados de oxidação do Cu
+2 
e Zn mudam 
para Cu e Zn
+2 
respectivamente. A reação que envolve perda de elétrons é chamada de 
oxidação. O contrário seria redução e, portanto ganho de elétrons. No exemplo acima o 
cobre está sendo reduzido e o zinco está sendo oxidado. O processo de oxirredução é 
único, não podendo ocorrer oxidação sem redução ou vice-versa. A substância 
CuSO4 (aq) + Zn (s) → ZnSO4 (aq) + Cu (s) 
Cu
+2 
(aq) + SO4
- 2 
(aq) + Zn (s) → Zn
+2 
(aq) + SO4
- 2
(aq) + Cu (s) 
Cu
+2 
(aq) + Zn (s) → Zn
+2 
(aq) + Cu (s) 
responsável pela oxidação de outra é o agente oxidante e a substância capaz de 
promover a redução é chamada de agente redutor. 
Os processos de transferência de elétrons podem ocorrer espontaneamente ou não. 
No primeiro, energia química é transformada em energia elétrica e no segundo energia 
elétrica, fornecida por fonte de corrente contínua, é transformada em energia química. Os 
sistemas onde ocorrem estas reações são chamados genericamente de células 
eletroquímicas. Mais especificamente aqueles onde ocorrem processos espontâneos são 
denominados de células galvânicas e aqueles onde ocorrem processos não espontâneos 
são conhecidos como células eletrolíticas. 
A célula eletrolítica é formada por três componentes: uma fonte de corrente 
contínua (pode ser uma bateria ou pilha), dois eletrodos ligados aos terminais da fonte e 
uma solução eletrolítica onde ficam mergulhados. A transferência de carga através da 
solução resulta da migração dos íons em direções opostas. 
Os íons positivos vão para o cátodo e os íons negativos para o ânodo, 
consequentemente o eletrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo e o eletrodo onde ocorre 
a redução é o cátodo. Algumas vezes a eletrólise de uma solução envolve processos 
simultâneos com diversas alternativas. Quando duas ou mais reações são possíveis no 
mesmo eletrodo a reação que requer menor força propulsora ou voltagem (potencial de 
redução ou de oxidação) é a mais provável. Algumas vezes também é possível que duas 
reações possam ocorrer simultaneamente no mesmo eletrodo. Os eletrodos podem ou não 
participar do processo de eletrólise. Quando o fazem são chamados de eletrodos ativos e 
caso contrário são denominados de eletrodos inertes. 
 
Fig 1 - Pilha de Daniel 
 
No caso das células galvânicas, tomaremos como exemplo a célula mais simples 
(no caso a pilha de Daniell) cujo funcionamento pode ser observado facilmente no 
laboratório. 
Na figura acima observaremos à esquerda que uma barra de zinco está 
parcialmente imersa em solução aquosa de Zn
+2 
(ZnSO4). Este sistema formado pelo 
elemento Zn(s) em contato com uma solução de seus íons Zn
+2 
é chamado de eletrodo 
de zinco e é o polo negativo da pilha denominado ânodo onde ocorre a oxidação. Do lado 
direito uma barra de Cu(s) em contato com uma solução aquosa de seus íons Cu
+2 
é 
chamada de eletrodo de cobre, o qual é o polo positivo da pilha (cátodo) onde ocorre a 
redução. Os elétrons são transferidos de um reagente para outro através de um circuito 
externo (um fio). Se os reagentes estivessem em contato direto, a energia elétrica 
produzida nãopoderia ser utilizada para realizar trabalho útil (como acender uma 
lâmpada) e seria dissipada na forma de calor, a fim de permitir a preservação da 
neutralidade elétrica nas duas soluções, já que elétrons estão sendo transferidos de uma 
para outra, é necessário a existência de uma ponte salina, através da qual íons que não 
estão envolvidos na reação redox podem migrar para uma ou outra solução. Na figura 
anterior a ponte salina poderia conter solução de KCl , sendo que íons K
+ 
migram para a 
solução de Cu
+2 
e os íons Cl¯ para a solução de Zn
+2 
. Para verificar se realmente a reação 
redox ocorre, utiliza-se de um instrumento chamado voltímetro intercalado entre os 
eletrodos da pilha. Será medida assim a diferença de potencial entre estes eletrodos. O 
valor indicado pelo voltímetro é chamado potencial ou voltagem da pilha. Na pilha de 
Daniell a diferença de potencial entre os eletrodos de Zn e Cu é de 1,1 volts. 
 
3.0. NOTAS DE SEGURANÇA 
 Cloreto de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele 
ou roupa; 
 Sulfato de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele 
ou roupa; 
 Sulfato de zinco – Irritante; 
 Fenolftaleína– pode ser irritante. Evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
4.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Processos eletrolíticos 
 
a) Monte com material encontrado em sua bancada um sistema eletrolítico utilizando 
fios de cobre como eletrodos e ZnSO4 0,1 M como eletrólito. Ligando este 
sistema a uma fonte, observe as reações nos eletrodos. Procure identificar o cátodo 
e o ânodo. 
 
 
 
b) Faça a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 mol/L utilizando o mesmo 
sistema eletrolítico. Não descarte a solução, pois será utilizada no item seguinte. 
c) Faça a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 mol/L utilizada no item anterior, 
desta vez, usando grafite como ânodo. Observe atentamente se houve na reação 
alguma diferença em relação a etapa anterior. 
d) Dissolva 0,5 g de NaCl em 60 mL de água destilada e acrescente algumas gotas 
de fenolftaleína 1%. Faça a eletrólise desta solução, usando eletrodos de grafite e 
observe. 
 
4.2. Estudo da pilha de Daniel (DEMONSTRATIVO) 
 
a) Em um béquer de 150 mL adicione até sua metade, solução aquosa 1 mol/L de 
CuSO4 e nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de cobre previamente 
lixada. 
b) Ligue a lâmina de cobre ao terminal positivo de um voltímetro. 
 
c) Adicione solução aquosa de ZnSO4 1 mol/L em outro béquer de 150 mL até sua 
metade e, nesta solução, mergulhe parcialmente uma lâmina de zinco previamente 
lixada. 
d) Ligue a lâmina de zinco ao terminal negativo de um voltímetro. 
e) Encha um tubo de vidro em forma de U com uma solução aquosa saturada de KCl 
e vede as extremidades com algodão. Una as duas semipilhas através da ponte 
salina, montando a pilha. 
f) Faça a leitura do voltímetro. 
 
 
 
 
4.3. Estudo da Corrosão (DEMONSTRATIVO) 
 
a) Em um béquer de 250 mL, colocar 200 mL de solução aquosa 3% em cloreto de 
sódio, 1 mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2 mL de solução 0,2 M 
de ferricianeto de potássio. Imergir dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e 
não deixando que os dois entrem em contato diretamente. Observe. 
 
 
 
 
b) Proceder do mesmo modo da experiência anterior usando, porém, eletrodos de 
zinco e ferro em vez de cobre e ferro. Verifique. 
 
5.0 Pós-laboratório 
 
Q.1 Indique para os sistemas eletrolíticos da parte A os produtos obtidos, escrevendo as 
semi-reações destes processos. Associe as semi-reações ao cátodo e ânodo 
respectivamente. 
Q.2 Comente as diferenças observadas nos sistemas 4.1(b) e 4.1(c). 
Q.3 Faça um breve resumo do processo de eletrólise da solução de NaCl. Para que foi 
usada a fenolftaleína? 
Q.4 Sem a ponte salina do item 4.3, o que você observaria? 
 
Q.5 Indique as reações do cátodo, ânodo e a reação total da pilha de Daniel. 
Q.6 Discuta suas observações dos itens 4.3 (a) e 4.3 (b). Qual metal escolheria para 
proteção do ferro, o zinco ou o cobre? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
KOTZ, John C.; TREICHEL Jr.; PAUL M.; VICHI, Flávio M. Química Geral e Reações 
Químicas. 5. ed. São Paulo. 2005. 2 v. 
 
LENZI, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S. Química Geral Experimental. 1. ed. Rio 
de Janeiro: Freitas Bastos, 2004.