apostila Quimica Geral Prática

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS – REGIONAL CATALÃO 
Unidade Acadêmica Especial de Física e Química 
 
 
 
 
Química Geral 
Prática 
 
 
 
 
 
 
 
INSTRUÇÕES GERAIS PARA O TRABALHO NO LABORATÓRIO 
 
Para sua proteção e bom desempenho nas tarefas manuais e experiências 
desenvolvidas neste laboratório de Química, solicitamos a rigorosa observância das regras de 
segurança descritas abaixo. 
 
1. Nas dependências do laboratório, é obrigatória a utilização de óculos de proteção, calças 
compridas, jaleco e calçado fechado de couro ou similar. 
2. Não inicie qualquer experiência sem a autorização do professor. 
3. O trabalho em laboratório exige concentração, portanto não converse desnecessariamente 
nem distraia seus colegas. 
4. É proibido fumar nas dependências do laboratório. 
5. Utilize sempre pêras de borracha para pipetar os reagentes. Jamais faça este procedimento 
utilizando a boca. 
6. Nunca tente identificar reagentes químicos pelo cheiro, colocando o nariz diretamente na 
borda do frasco. Isto pode ser muito perigoso; consulte o professor ou o técnico de 
laboratório. 
7. Quando estiver manuseando produtos químicos, não leve as mãos à boca ou aos olhos. 
8. Lave cuidadosamente as mãos com bastante água e sabão, após terminar a execução do 
experimento. 
9. Não coloque alimentos nas bancadas, armários e geladeiras dos laboratórios. 
10. A vidraria de laboratório não deve ser utilizada como utensílio doméstico. 
11. É proibido se alimentar no laboratório. 
12. Não use lentes de contato. Elas podem ser danificadas por produtos químicos, causando 
graves lesões. 
13. Trabalhe com produtos tóxicos somente na capela. 
14. Evite o contato de produtos tóxicos com a pele. 
15. Interrompa o trabalho imediatamente, caso apresente algum sintoma de intoxicação. Avise 
o professor ou o técnico do laboratório e dirija-se para fora do laboratório. 
16. Em caso de quebra de vidrarias, derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos 
ou corrosivos, tome as seguintes providências: interrompa o trabalho; avise as pessoas 
próximas sobre o ocorrido; não tente fazer a limpeza; alerte imediatamente o responsável pelo 
laboratório. 
17. Somente use chamas em locais permitidos. 
18. Antes de acender o bico de Bunsen, verifique: vazamentos; dobras no tubo de gás; ajuste 
inadequado entre o tubo de gás e suas conexões; a existência de inflamáveis ao redor. 
Qualquer irregularidade, não acenda, comunique o responsável pelo laboratório. Após o uso, 
verifique se os registros de gás estão fechados corretamente. 
19. Sem a autorização do professor ou do técnico de laboratório é expressamente proibido: 
Abrir frascos e manipular reagentes químicos; 
Ligar qualquer equipamento; 
Abrir registro de ar comprimido ou de gás; 
Descartar reagentes na pia. 
20. Caso tenha dúvida, informe-se com o professor ou técnico do laboratório sobre a forma 
correta de descartar resíduos dos experimentos. 
21. Cabelos longos devem ser acomodados com presilhas ou touca para evitar contato 
acidental com reagentes ou chama. 
22. Não mantenha sobre a bancada de trabalho, bolsas e outros objetos pessoais estranhos ao 
experimento. 
23. Antes de colocar as mãos sobre chapas de aquecimento, telas de amianto ou outro 
equipamento que gere calor, verifique se os mesmos não estão com temperatura elevada. 
24- Seringas e outros materiais pérfuro-cortantes devem ser descartados em recipiente 
próprio. Jamais jogue estes materiais no lixo comum. 
25. Identifique a saída de emergência do laboratório e a localização do chuveiro e lava-olhos. 
Em caso de incêndio ou acidente, dirija-se a estes locais, mantendo a calma. 
26. Não tente utilizar extintores de incêndio ou hidrantes, caso não tenha conhecimento. 
Comunique o fato ao responsável pelo laboratório ou à vigilância da universidade. 
LEMBRE-SE SEMPRE: 
VOCÊ TAMBÉM É RESPONSÁVEL PELA SEGURANÇA! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VIDRARIAS COMUNS 
 
Nas aulas práticas de Química Geral, o aluno terá a oportunidade de manusear os 
seguintes materiais: 
1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas, principalmente em testes de reações. 
2. Copo de Béquer: usado no aquecimento de líquidos, reações de precipitação, etc. 
3. Frasco de Erlenmeyer: usado em titulações e aquecimento de líquidos. 
4. Balão de fundo chato: usado para aquecer e armazenar líquidos. 
5. Balão de fundo redondo: usado em reações com desprendimento de gases e também para 
aquecerem líquidos. 
6. Balão de destilação: usado em destilações. Possuindo saída lateral para condensação dos 
vapores. 
7. Proveta ou cilindro graduado: usado em medidas aproximadas de volumes de líquidos. 
8. Pipeta volumétrica: mede volumes fixos de líquidos. 
9. Pipeta cilíndrica: usada para medir volumes variáveis de líquidos. 
10. Funil de vidro: usado em transferência de líquidos e em filtrações de laboratório. O funil 
com colo longo de estrias é chamado de funil analítico. 
11. Frasco de reagentes: usado no armazenamento de soluções. 
12. Bico de Bunsen: usado no aquecimento de laboratório. 
13. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto. 
14. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o calor em um aquecimento de 
laboratório. 
15. Cadinho de porcelana: usado para aquecimento a seco (calcinações) no Bico de Bunsen e 
na Mufla. 
16. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de porcelana em aquecimentos 
diretos no bico de Bunsen. 
17. Estante para tubo de ensaio: suporte de tubo de ensaio, 
18-19. Funis de decantação: usados na separação de líquidos imiscíveis. 
20. Pinça de madeira: usada para segurar tubos de ensaio durante aquecimentos diretos no 
bico de Bunsen. 
21. Almofariz e Pistilo: usado para triturar e pulverizar sólidos. 
22. Cuba de vidro: usada para banhos de gelo e fins diversos. 
23. Vidro de relógio: usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos. 
24. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em soluções. 
25. Placa de Petri: usada para cultivo de colônias de microorganismos e em fins diversos. 
26. Dessecador: usado para resfriar substâncias em ausência de umidade. 
27. Pesa-filtro: usada para pesar sólidos que absorvem umidade. 
28. Lima triangular: usada para cortes de vidro. 
29. Bureta: usada para medir volumes precisos de líquidos, em análises volumétricas. 
30. Frasco lavador: usado para lavagens, remoção de precipitados e outros fins. 
31. Pisseta: usada para os mesmos fins do frasco lavador. 
32. Balão volumétrico: usado para preparar e diluir soluções. 
33. Picnômetro: usado para determinar a densidade de líquidos. 
34. Suporte universal: usado junto com a garra para sustentação de peças. 
35. Anel para funil: usado como suporte de funil. 
36. Mufla: usada para sustentar garras. 
37. Garra Metálica: usada para sustentação de peças, tais como condensador, funil de 
decantação e outros fins. 
38-39. Kitassato e funil de Büchner:usado em conjunto para filtrações a vácuo. 
40. Trompa de vácuo: usada em conjunto com o Kitassato e o funil de Büchner. 
41. Termômetro: usado para medidas de temperaturas em diversos fins. 
42. Vara de vidro: usada para montagens de aparelhos, interligações e outros fins. 
43. Baqueta ou bastão de vidro: usada para agitar soluções, transporte de líquidos na filtração 
e outros fins. 
44. Furador de rolhas: uso relativo ao nome. 
45. Kipp: usado na produção de gases, tais como H2S, CO2 etc. 
46. Tubo em U: usado em eletrólise e outros fins. 
47. Pinça metálica Casteloy: usada para transporte de cadinhos e outros fins. 
48. Escova de limpeza: usada para limpeza de tubos de ensaio e outros materiais. 
49-50. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: usadas para impedir ou diminuir fluxos gasosos.51. Garra para condensador: usado para sustentar condensadores na destilação. 
52-53-54. Condensadores: usado para condensar os gases ou vapores na destilação. 
55-56. Espátulas: usada para transferência de substâncias sólidas. 
57. Estufa: usada para secagem de materiais (até 200º C). 
58. Mufla: usada para calcinações (até 1500º C) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 1: 
MEDIDAS DE MASSA E VOLUME – DETERMINAÇÃO DE DENSIDADE 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Usualmente os experimentos de química envolvem medidas de massa e de volume. 
Essas medidas possibilitam uma relação entre o mundo macroscópico e mundo molecular, 
para que possam ser estabelecidas as relações estequiométricas previstas nas reações 
químicas. 
O instrumento mais importante para medidas de massa é a balança. Em um 
laboratório de química geralmente está disponível balanças analíticas, com precisão de 0,1 mg 
(0,0001g). As balanças modernas são eletrônicas e dispõem de um sensor de pressão que é a 
peça principal de um mecanismo eletrônico que oferece a leitura direta do peso da amostra 
em um mostrador digital. 
Para a medida de volume um laboratório de química dispõe de uma série de vidrarias 
graduadas para aferir corretamente os mais diversos volumes desejados. Dentre essas 
vidrarias, destacam-se a proveta, a bureta, a pipeta e o balão volumétrico. Esses materiais não 
devem ser secos em estufas ou submetidos a grandes variações de temperatura, pois pode 
ocorrer dilatação, e consequentemente, perca da graduação. 
 
2. OBJETIVOS 
 Utilizar as técnicas para medida de massa e medida de volume para determinar a 
densidade de sólidos e líquidos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* balança analítica 
* vidrarias volumétricas 
* vidrarias não-volumétricas 
* espátula 
* pipetador 
* picnômetro 
* amostras sólidas 
* amostras líquidas 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Determinação da Densidade Absoluta de Sólidos por Medidas Geométricas 
- Tome o sólido e meça com auxílio de um paquímetro o tamanho dos lados da forma 
geométrica. 
- pese a amostra. 
- repita o procedimento para outros sólidos disponíveis. 
4.2. Determinação da Densidade Absoluta de Sólidos por Deslocamento de Volume 
- pese a amostra. 
- coloque água destilada na proveta, sem permitir que o volume máximo da proveta seja 
atingido (o volume da amostra mais o volume do líquido não deve atingir o volume máximo da 
proveta). Mergulhe a amostra na proveta. 
- determine o deslocamento de água produzido pela imersão do sólido. 
- repita o procedimento para outros sólidos disponíveis. 
 
4.3. Determinação da Densidade relativa de líquidos - método do picnômetro 
A- Calibração do volume do picnômetro. 
Lave o picnômetro com água destilada e utilize uma pequena fração de acetona para secar 
(peça orientações ao professor). Utilize uma luva para manusear o picnômetro. Aguarde a 
evaporação do solvente e pese o picnômetro vazio em uma balança analítica. Encha o 
picnômetro com água destilada (conforme instruções dadas na aula), enxugue 
cuidadosamente a parte externa e determine a massa do mesmo com a água. Use a densidade 
da água para determinar o volume do picnômetro. 
 
B- Medidas da densidade de líquidos 
- Seque novamente o picnômetro com acetona. 
- Em seguida encha o picnômetro com o solvente (cuidado para não haver a formação de 
bolhas) e coloque a tampa de maneira que o excesso de líquido escorra pelo capilar. Com um 
pano ou papel poroso, enxugue o líquido presente na parte externa do picnômetro. Raspe a 
parte superior. 
- Pese o picnômetro (contendo o líquido) em uma balança analítica e anote a massa. 
- repita o procedimento para os outros líquidos disponíveis. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
No relatório deve ser apresentado os valores de densidades para cada sólido ou líquido 
obtidos através dos experimentos conduzidos para a determinação da massa e do volume. 
Compare os valores obtidos com dados tabelados. 
 
EXPERIMENTO 2 
MANUSEIO DO BICO DE BUNSEN - TESTE DA CHAMA 
 
1. INTRODUÇÃO 
1.1. Bico de Bunsen 
O bico de Bunsen foi inventado por Robert Wilhelm Bunsen em 1965. É utilizado em 
laboratório com a finalidade de produzir calor através da combustão. Para que ocorra a 
combustão é necessária a reação entre o combustível e o comburente. 
O combustível usado no laboratório é o gás comum de rua ou G.L.P (propano, C3H8 e 
butano, C4H10) e o comburente o oxigênio do ar atmosférico. Desta reação tem-se como 
produtos o gás carbônico (CO2), o monóxido de carbono (CO), vapor de água e calor. 
Quando as quantidades dos componentes da combustão são estequiométricas, isto 
é, não existe excesso de nenhum deles, obtém-se a maior quantidade de calor da reação. 
Qualquer componente da reação sem reagir, rouba o calor da reação, abaixando o poder 
calorífico da chama. 
O bico de Bunsen é constituído de: base (local por onde entra o combustível); anel 
(controla a entrada de ar – comburente) e corpo (onde ocorre a mistura dos componentes da 
combustão), conforme apresentado na Figura 1. 
 
Figura 1. Esquema de um bico de Bunsen 
Como se observa na figura acima, com o anel de regulagem do ar primário 
parcialmente fechado, distingue-se três zonas da chama: 
a) Zona externa: violeta pálida, quase invisível, onde os gases expostos ao ar sofrem 
combustão completa, resultando CO2 e H2O. Esta zona é chamada de zona oxidante. 
b) Zona intermediária: luminosa, caracterizada por combustão incompleta, por deficiência do 
suprimento de O2. O carbono forma CO (monóxido de carbono) o qual se decompõe pelo calor, 
resultando em diminutas partículas de C que, incandescentes dão luminosidade à chama. Esta 
zona é chamada de zona redutora. 
c) Zona interna: limitada por uma “casca” azulada, contendo os gases que ainda não sofreram 
combustão. 
Dependendo do ponto da chama a temperatura varia, podendo atingir 1560o C. 
Abrindo-se o registro de ar, dá-se entrada de suficiente quantidade de O2 (do ar), dando-se na 
região intermediária combustão mais acentuada dos gases, formando, além do CO, uma 
quantidade maior de CO2 (dióxido de carbono) e H2O, tornando assim a chama quase invisível. 
Os procedimentos básicos, na operação correta do bico de Bunsen são: 
1. Fechar o anel de entrada do ar primário (combustão incompleta); 
2. Abrir moderadamente a válvula do gás; 
3. Acender a chama; 
4. Abrir o anel de ar primário e ajustar a cor da chama regulando a entrada de ar (uma chama 
azul tendo um cone interno é a mais adequada); 
5. Fechar a entrada de ar primário; 
6. Fechar a válvula do gás. 
 
1.2. Teste da chama 
Quando um átomo de um elemento químico encontra-se em seu estado 
fundamental, seus elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. Por outro lado, 
quando o átomo absorve energia de uma fonte externa, um ou mais elétrons absorvem essa 
energia e saltam para níveis externos de maior energia (mais energéticos). Quando uma 
situação como essa ocorre, diz-se que o átomo encontra-se em um estado excitado. A energia 
(E) que o elétron absorve para saltar de um nível para outro e dada por: 
ΔE = E2 - E1 
Sendo: 
E2: a energia do nível mais energético 
E1: a energia do nível menos energético. 
Portanto, se a quantidade de energia fornecida for menor do que ΔE, o elétron 
permanece em sua camada. Por outro lado, se a quantidade de energia fornecida for maior 
que ΔE, o átomo (no estado excitado) encontra-se em uma situação onde existe espaço livre 
em níveis de energia mais baixos. Assim, o elétron excitado, ou seja, o elétron que se encontra 
em um nível mais energético,pode cair deste nível e ocupar este espaço livre. Quando isso 
acontece, o átomo volta, então, ao seu estado fundamental, ao mesmo tempo em que emite 
esta energia (na forma de luz) que foi primeiramente absorvida na forma de radiação 
eletromagnética. Como os átomos podem ter diferentes camadas, podem ocorrer diferentes 
transições eletrônicas (absorção e emissão). Nesse sentido, as transições envolvidas para cada 
espécie estarão relacionadas com valores bem definidos de energia. Quando essas emissões 
ocorrem na região do visível (comprimentos de onda entre 400 nm e 750 nm), pode-se 
identificar visualmente uma determinada espécie a partir da cor emitida. 
Na Tabela 1 são apresentados alguns exemplos de coloração de chamas, devido à 
presença de alguns cátions em estado excitado 
 
Tabela 1. Coloração típica de chamas 
Fonte: VAITSMAN, D. S.; BITTENCOURT, O. A. Ensaios químicos qualitativos. Rio de Janeiro: 
Interciência, 1995. 
 
2. OBJETIVOS 
Este experimento tem como objetivos: aprender a utilizar o bico de Bunsen e as 
técnicas de aquecimento em laboratório; identificar, por meio da cor produzida, alguns cátions 
metálicos. 
 
3.MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
 
* bico de Bunsen 
* pipeta graduada (10 mL) 
* béqueres (150 mL) 
* termômetro 
* tripé ou suporte de ferro 
* tela de amianto 
* tubo de ensaio, 
* garra 
* pinça de metal 
* água destilada 
* corante azul de metileno 
* fio de cobre, fita de magnésio, fio de 
alumínio 
* solução de ácido clorídrico ou esponja de 
aço 
* soluções de cloreto de cálcio, cloreto de lítio, sulfato de cobre II, cloreto de potássio, nitrato 
de estrôncio, cloreto de bário, cloreto de sódio 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Mobilidade molecular em líquidos 
- Em um béquer de 150 mL, adicione 100 mL de água em ebulição; 
- A um segundo béquer de 150 mL, adicione 100 mL de água de torneira, na temperatura 
ambiente. 
- Cuidadosamente, adicione a cada um dos béqueres, da mesma maneira, algumas gotas de 
solução de corante azul de metileno e observe as diferenças de comportamento do corante. 
- Utilize um termômetro para medir as temperaturas da água nos dois béqueres e anote as 
suas observações sobre a mobilidade das moléculas. 
 
4.2. Ponto de fusão de metais 
- Com o auxílio de uma pinça de metal, prenda um pedaço de fio de cobre e exponha o metal à 
chama do bico de Bunsen; 
- Identifique em qual região da chama o metal funde; 
- Identifique as temperaturas aproximadas de cada uma das regiões da chama do bico de 
Bunsen, de acordo com o ponto de fusão do metal testado, e anote as suas observações. 
- Repita o procedimento para os outros metais 
 
4.3. Teste da chama 
- Acenda o bico de Bunsen e calibre a entrada de ar de modo a obter um chama azulada quase 
transparente; 
- Limpe o fio que será utilizado no experimento, aquecendo-o na chama após tê-lo mergulhado 
em solução de HCl concentrado ou limpo com uma esponja de aço. Este processo deve ser 
repetido até que o fio, quando aquecido não apresente coloração à chama; 
- Mergulhe o fio nas soluções das seguintes amostras: 
cloreto de cálcio; 
cloreto de lítio; 
sulfato de cobre II 
cloreto de potássio 
nitrato de estrôncio 
cloreto de bário 
cloreto de sódio 
- Leve o fio até a chama e observe a coloração para cada uma das soluções. Anote os 
resultados. Observação: O cloreto de sódio normalmente contamina as demais amostras, 
adulterando os resultados; por este motivo, deve ser deixado por último. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
Explique o funcionamento do bico de Bunsem, abordando combustão, entrada de ar no 
equipamento, cor da chama, os responsáveis pelas cores nas soluções. 
 
EXPERIMENTO 3: 
SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Os materiais são encontrados na natureza, na sua maioria, como constituídos de 
misturas de substâncias puras. Os processos de separação não alteram a composição das 
substâncias que formam uma dada mistura. Eles servem para separar materiais sólidos, 
líquidos e gasosos.Alguns processos de separação de misturas são importantíssimos para 
fornecer produtos usados em nosso cotidiano. 
 Os sistemas de tratamento de água utilizados pelas companhias de abastecimentos 
urbanos fazem uso de técnicas de separação de misturas. Por exemplo, em uma etapa do 
processo de tratamento de água ocorre uma decantação para separação dos objetos sólidos 
presentes, utilizando-se, para isso, a própria diferença de densidade dos materiais presentes 
no líquido. 
 O refino do petróleo também envolve técnicas de separação de misturas. O petróleo é 
composto de uma mistura complexa de hidrocarbonetos e o seu refino transforma essa 
mistura em frações mais simples com menor diversidade de componentes, denominadas 
frações do petróleo. Com estas frações possuem diferentes pontos de ebulição, utiliza-se um 
processo conhecido como destilação fracionada para separar as frações comerciais do 
petróleo, tais como gasolina, querosene, parafina, dentre outros. 
 
2. OBJETIVOS 
 Utilizar as técnicas de separação de misturas para obter substâncias puras. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* balança analítica 
* funil de separação 
* sistema de destilação 
* Becker 
* imã 
* espátula 
* papel de filtro 
* mistura para separação (água/areia/Fe/CuSO4/óleo) 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
- Pese a mistura no início e ao final de cada etapa. 
- Tome a mistura e proceda a filtragem do sólido. Não descarte nenhuma das duas frações 
(sólida e líquida). 
- Com o auxílio de um imã, separe os componentes da fase sólida. 
- Centrifugue a fase líquida para facilitar a separação entre os componentes desta fase. 
- Com o auxílio de um bastão de vidro, separe os componentes da fase líquida. 
- monte o sistema de destilação e proceda a separação dos componentes restantes da mistura. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Determine quantas fases visíveis havia na mistura inicial. 
- Determine quantas substâncias puras foram isoladas. 
- Faça a soma das massas de cada substância com a massa da mistura inicial. 
- Descreva o nome de cada processo de separação utilizado. 
 
EXPERIMENTO 4: 
ÁCIDOS E BASES 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Ácidos e bases são geralmente apresentados como substâncias químicas perigosas, 
capazes de provocar danos materiais e à saúde pelo seu poder de corrosão. Contudo, a 
presença de ácidos e bases nos produtos utilizados no cotidiano é mais ampla e menos 
agressiva do que se imagina. Os ácidos e as bases são constituintes de refrigerantes, alimentos, 
remédios, produtos de higiene ou cosméticos. 
 Os indicadores ácido-base são substâncias que possuem a propriedade de mudar de 
cor em função da concentração de íons hidrônio (H3O+) do meio. 
 A Tabela 1 mostra o comportamento dos ácidos e bases em presença de alguns 
indicadores. 
 
2. OBJETIVOS 
Identificar substâncias ácidas e básicas, mediante o uso de indicadores ácido-base em meio 
aquoso. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* solução de fenolftaleína/conta gotas 
* solução de alaranjado de metila/conta 
gotas 
* solução de azul bromotimol/conta gotas 
* solução de HCl (1:3, v/v) 
* solução de NH4OH 
* solução de NaOH 2,5 mol.L-1 
* NaHCO3/espátula 
* CaO/espátula 
 
 
* sabão comum ralado/espátula 
* leite de magnésia/pipeta de Pasteur 
* água sanitária diluída/pipeta de Pasteur 
e béquer de 50 mL 
* vinagre/pipeta de Pasteur e béquer de 
50 mL 
* 20 tubos de ensaio 
* pano 
* canudo de refresco 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Identificação de substâncias 
a. Prepare soluções diluídas (aproximadamente 5 mL) das substânciasacima; 
b. Divida cada uma das soluções preparadas em duas partes; 
c. Com a primeira parte, verifique se a solução tem caráter básico, adicionando algumas gotas 
de solução de fenolftaleína; 
d. Com a segunda parte, verifique se a solução tem caráter ácido, adicionando algumas gotas 
de solução de alaranjado de metila. Anote todas as observações. 
 
4.2. Reação de neutralização 
4.2.1. Trabalhando com uma solução considerada como ácida 
a. Coloque 3 mL dessa solução em um tubo de ensaio; 
b. Adicione algumas gotas de alaranjado de metila; 
c. Acrescente lentamente e sob agitação, a solução de hidróxido de sódio até que a solução 
mude de coloração. Anote todas as observações. 
4.2.2. Trabalhando com uma solução considerada como básica 
a. Coloque 3 mL dessa solução em um tubo de ensaio; 
b. Adicione algumas gotas de fenolftaleína; 
c. Acrescente lentamente e sob agitação, a solução de ácido clorídrico até que a solução mude 
de coloração. Anote todas as observações. 
4.3. Sangue do diabo 
 Adicione 4 gotas de fenolftaleína em um béquer. Acrescente 15 mL de água e agite o 
sistema. Adicione 8 gotas de hidróxido de amônio à solução preparada e observe. Borrife em 
um pedaço de pano algumas gotas da solução preparada. Deixe o sistema em repouso e 
explique o ocorrido. 
4.4. Reação com óxido 
 Em um frasco de Erlenmeyer adicione 20 mL de água da torneira e em seguida 4 gotas 
de azul de bromotimol. Observe a cor adquirida. Com o auxílio de um canudo de refresco, 
assopre fazendo a solução borbulhar. Observe a mudança de cor. Aqueça a solução, observe a 
nova mudança e explique o resultado. 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Expressar a estrutura química de cada indicador usado neste experimento. 
- Expressar as reações ocorridas nos itens 4.2.1, 4.2.2 e 4.3. 
- Expressar (usando reações químicas) porque indicadores mudam de cor na presença de 
ácidos e bases. 
EXPERIMENTO 5: 
TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Solução é qualquer sistema homogêneo constituído por um soluto e um solvente. Ao 
contrário do que se pensa usualmente, também existem soluções sólidas (aço) e gasosas (ar 
atmosférico), embora as soluções líquidas são mais comuns no laboratório de química. 
 O soluto é a fase dispersa, presente em menor quantidade. O solvente é o dispersante, 
presente em maior quantidade. A água é conhecida como o solvente universal, pois ela é um 
dos melhores solventes na natureza, capaz de dissolver uma infinidade de substâncias, como 
sais, gases, açúcares, proteínas, etc. O plasma sanguíneo por exemplo, é constituído de 
glóbulos vermelhos, glóbulos brancos e plaquetas. Este plasma contém água, onde estão 
dissolvidas outras substâncias como as vitaminas e a glicose. A água serve como transporte 
dessas substâncias para o resto do corpo. 
Diversas são as formas de expressar a quantidade de soluto e de solvente presente em 
uma solução. A essa quantificação dá-se o nome de concentração da solução. As formas mais 
usuais para expressar a concentração são: ppb, ppm, concentração molar e concentração 
massa/volume. 
Um padrão primário é um composto com pureza suficiente para permitir a preparação 
de uma solução padrão mediante a pesagem direta da quantidade da substância, seguida pela 
diluição até um volume definido de solução. A solução que se obtém é uma solução padrão 
primária. Os padrões primários são muito utilizados para padronização de soluções através de 
titulação. 
Na análise titrimétrica, efetuada na prática, às vezes chamada de análise volumétrica, 
trata-se a substância a ser determinada com um reagente adequado, adicionado na forma de 
uma solução padronizada, e determina-se o volume de solução necessário para completar a 
reação. As reações titrimétricas comuns são as de neutralização (reações ácido-base), a 
complexação, a precipitação e as reações de oxidação-redução. 
O ácido acético (CH3OOH) é um ácido fraco, tendo um Ka de 1,8 x 10-5. Ele é 
amplamente usado em química industrial na forma de ácido acético glacial 99,8% (m/m) 
(densidade de 1,051 g/cm3) ou em soluções de diferentes concentrações. Na indústria 
alimentícia é consumido com vinagre, que é uma solução diluída do ácido acético glacial (3,5 a 
8% m/v).A legislação brasileira estabelece em 4% o teor mínimo de ácido acético para vinagre, 
 
2. OBJETIVOS 
 Preparar soluções com concentrações diferentes. Determinar a concentração de uma 
solução através de uma titulação. 
 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* balança analítica 
* sistema de titulação 
* frascos de Erlenmeyer 
* balões volumétricos 
* hidróxido de sódio 
* biftalato de potássio 
* fenolftaleína 
* vinagre comercial 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Preparo de uma solução de NaOH 
- Efetue os cálculos para obter 100 mL uma solução de NaoH a 0,10 mol.L-1. 
- Pese a massa determinada de NaOH de maneira rápida. 
- Transfira o sólido para um becker e dissolva o sólido na menor quantidade de água possível. 
- Transfira a solução obtida para um balão volumétrico, e complete, cuidadosamente, o 
volume até a marca de aferição do balão. Agite para homogeneizar a solução. 
 
4.2. Padronização da solução de NaOH 
- Pesar aproximadamente 0,5000g de biftalato de potássio, seco em estufa a 1200C durante 30 
minutos, e transferir para um frasco de Erlenmeyer de 250ml. 
- Dissolver em 25ml de água destilada e adicionar 2 a 3 gotas do indicador fenolftaleína. 
- adicionar a solução de NaOH preparada na bureta e titular a solução do biftalato de potássio. 
 
4.3. Quantificação de ácido acético em vinagre comercial. 
- Adicione 10 mL de vinagre comercial em um frasco de Erlenmeyer, completando o volume 
com 15mL de água destilada, e adicione três gotas do indicador fenolftaleína. 
- adicionar a solução de NaOH preparada na bureta e titular a solução do vinagre. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Determinar diretamente a concentração da solução de NaOH utilizando a massa obtida no 
experimento. 
- Determinar a concentração da solução de NaOH através da utilização do bifitalato de 
potássio na titulação para padronização. 
- Determinar a concentração do ácido acético na solução de vinagre comercial. 
 
EXPERIMENTO 6: 
ESTEQUIOMETRIA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Uma equação química, tal como a apresentada abaixo, representa uma reação química 
sob dois aspectos: 
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
Aspecto qualitativo: através das fórmulas químicas, indica quais são as substâncias (reagentes 
e produtos) envolvidas na reação. 
Aspecto quantitativo: indica as quantidades relativas de reagentes consumidos e de produtos 
formados, através dos coeficientes estequiométricos. 
 Através do cálculo estequiométrico, pode-se determinar as quantidades de reagentes 
consumidos e de produtos formados nas reações químicas. 
 
2. OBJETIVOS 
 Analisar aspectos qualitativos e quantitativos de uma reação química. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* soluções aquosas de Na2SO4 e BaCl2 (ambas 0,5 mol L-1) 
* 5 tubos de ensaio e estante para tubos 
* pipetas graduadas 
* pinça de madeira 
* 2 pêras 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
a. Numerar os 5 tubos de ensaio; 
b. Adicionar em cada tubo 1,0 mL da solução de BaCl2 0,5 mol.L-1; 
c. Adicionar, os seguintes volumes da solução de Na2SO4 0,5 mol L-1 em cada tubo: 
 
d. Agitar todos os tubos, aguardar cerca de 3 minutos e observar a altura dos precipitados. 
e. Somente para o tubo 3 proceder à montagem do sistema completo para filtração. 
f. Para isso, pesar o papel de filtro seco antes da filtração. 
g. Realizar a filtração, segurando o tubo de ensaio com uma pinça de madeira (ver Figura 1) 
evitando o contato da pele com a solução. 
 
Figura 1. Representaçãoesquemática do modo correto para realizar a filtração 
 
h. Após a filtração (este procedimento deve ser repetido por 3 vezes e com a própria água de 
lavagem), levar o papel de filtro contendo o precipitado à estufa e deixar secando por 20 min. 
i. Não descartar a água de lavagem na pia. Descartar no recipiente fornecido em aula. 
j. Após a secagem, pesar o papel de filtro, anotar a massa de precipitado recuperada e calcular 
o rendimento da reação. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Expressar a reação química, bem como todos os cálculos estequiométricos, determinando 
qual é o reagente limitante. 
- Explicar por que foi selecionado o tubo 3 para a continuidade do experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 7: 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Não existem reações irreversíveis, todas as reações químicas ocorrem em ambos os 
sentidos, geralmente mostrando preferência por um dos sentidos, evoluindo para um estado 
final de equilíbrio, onde há, na maioria das vezes, predominância de reagentes ou de produtos, 
conforme as energias envolvidas. O que ocorre muitas vezes é que a mencionada preferência 
por um dos sentidos é tão pronunciada que, no equilíbrio, a concentração dos reagentes é tão 
baixa que mal se consegue detectar a presença dos mesmos. Diz-se, aí, que a reação é 
irreversível. 
 Em uma reação em equilíbrio químico, as concentrações de todas as espécies 
envolvidas são constantes (todavia, deve-se lembrar que o equilíbrio é dinâmico, isto é, as 
reações direta e inversa ocorrem com a mesma velocidade). 
aA + bB ↔ cC + dD 
v1 = v2 → k1[A]a . [B]b = k2[C]c . [D]d 
k = k1/k2 = [C]c . [D]d / [A]a . [B]b 
Onde k é chamada de constante de equilíbrio da reação, e os colchetes indicam que as 
concentrações das substâncias A, B, C e D, estão expressas em mols/litro. 
 O significado desta constante de equilíbrio é importante. O valor numérico de k será 
elevado se o equilíbrio favorecer a formação de produtos. Se a reação ocorrer apenas em 
pequena extensão, na posição de equilíbrio predominarão os reagentes e, portanto, o valor 
numérico de k será pequeno. 
 Em geral, o equilíbrio químico é função da temperatura, já que a maior parte das 
reações químicas ocorre liberando calor (exotérmicas) ou absorvendo calor (endotérmicas); 
para algumas reações, o equilíbrio também depende da pressão. 
 O princípio de Le Chatelier estabelece que qualquer alteração em uma (ou mais) das 
concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio, ou na temperatura ou na pressão (no 
caso de haver reagentes gasosos), provocará uma reação do sistema de maneira a restabelecer 
o equilíbrio. Isso ocorre com a minimização da alteração provocada por meio de deslocamento 
do equilíbrio no sentido dos reagentes (as concentrações dos reagentes aumentam enquanto 
as dos produtos diminuem) ou dos produtos (as concentrações dos produtos aumentam e as 
dos reagentes diminuem). 
 
2. OBJETIVOS 
 Observar visualmente como o equilíbrio é afetado com perturbações externas. 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* 8 tubos de ensaio 
* 3 pipetas graduadas de 10 mL 
* 5 espátulas 
* 4 bastões de vidro 
* 1 balão de 50 mL 
* 1 proveta de 50 mL 
* solução de K2CrO4 
* solução de K2Cr2O7 
* solução de FeCl3.6H2O 0,1 M 
* solução de NH4SCN 
* solução de HCl 1 M 
* solução de NaOH 1 M 
* solução de NH4Cl 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte A: Equilíbrio de cloreto de ferro III e tiocianato de amônio 
 Em um balão de 50 mL, adicionar 2 mL de solução de cloreto de ferro III e 2 mL de 
solução de tiocianato de amônio. Observar a coloração. A seguir, completar o volume. Em 
quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4, adicionar 5 mL da solução resultante. Ao tubo 1, 
adicionar 2 mL de solução de FeCl3, agitar e comparar com a cor da solução do tubo 4. Ao tubo 
2, adicionar 2 mL de solução de NH4SCN, agitar. Comparar com a cor da solução do tubo 4. Ao 
tubo 3, adicionar NH4Cl sólido, agitar. Comparar com a cor da solução do tubo 4. 
 
Parte B: Equilíbrio de dicromato de cromato de potássio 
 Numerar 4 tubos de ensaio de 1 a 4. Nos tubos 1 e 2 adicionar 2 mL de solução de 
cromato de potássio e nos tubos 3 e 4 adicionar 2 mL de solução de dicromato de potássio. No 
tubo 1 adicionar 1 mL de solução de ácido clorídrico, agitar e comparar com a cor da solução 
do tubo 2. No tubo 3 adicionar 1 mL de solução de hidróxido de sódio, agitar e comparar com a 
cor da solução do tubo 4. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Expressar todas as reações químicas. 
- Explicar os fenômenos observados em cada reação. 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 8: 
CALOR DE REAÇÃO: TERMOQUÍMICA 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Quando ocorrem reações químicas, há absorção ou liberação de energia. Estas 
transformações refletem as diferenças entre as energias potenciais associadas às ligações nos 
reagentes e produtos. O calor liberado, ou absorvido, na reação entre quantidades conhecidas 
de substâncias pode ser determinado experimentalmente em um aparelho chamado 
calorímetro. 
 Se uma reação é conduzida em um recipiente fechado, de volume fixo, o calor 
absorvido ou liberado, sob estas condições, é precisamente igual à variação na energia interna 
do sistema (E). Todavia, a maioria das transformações que são de interesse prático para nós, 
ocorrem em recipiente abertos e a pressão atmosférica essencialmente constante. Sob estas 
condições, o calor liberado ou absorvido pelo sistema é igual à variação de entalpia (DH). 
 E e H são funções de estado, e como tal independem do caminho da reação. É possível 
considerar qualquer transformação global como resultado de uma sequência de reações 
químicas. O valor de H para o processo global é simplesmente a soma de todas as variações de 
entalpia que ocorrem ao longo do caminho (lei de Hess). 
 
2. OBJETIVOS 
 Determinar a quantidade de calor envolvida nas reações propostas. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* balança analítica 
* frasco de Erlenmeyer 
* bastão de vidro 
* Becker 
* termômetro 
* hidróxido de sódio 
* solução de hidróxido de sódio 0,5mol.L-1 
* solução de ácido clorídrico 0,25mol.L-1 
* proveta 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Determinação do calor da reação: NaOH(s) à Na+(aq) + OH-(aq) 
DH1 = X1 cal 
1 - pesar um frasco de Erlenmeyer de 250 mL, com aproximação de 0,1 g. Anote a massa: 
2- medir 200 mL de água destilada em uma proveta e transferi-los integralmente. Agitar 
cuidadosamente com o termômetro até que a temperatura seja constante (aproximadamente 
até temperatura ambiente). Anote esta temperatura com aproximação de 0,2 oC. 
OBS.: Muito cuidado na agitação, evitando a quebra do termômetro. 
3 - pesar cerca de 2g de NaOH com aproximação de 0,1g. Esta pesagem deve ser a mais rápida 
possível, porque o NaOH é higroscópio: 
4 - derramar o NaOH já pesado na água do frasco de Erlenmeyer. Agitar com um bastão de 
vidro até que o NaOH se dissolva. Colocar o termômetro no frasco de Erlenmeyer e anotar a 
temperatura máxima alcançada. 
 
4.2. Determinação do calor da reação: NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) ® H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) 
 DH2 = X2 cal 
1 - Lavar o frasco de Erlenmeyer com bastante água e deixar escorrer; 
2 - Medir 200 mL de HCl 0,25 mol.L-1 e transferi-los integralmente para o frasco de Erlenmeyer 
3 - Repetir os ítens 3 e 4 da etapa anterior. 
 
4.3. Determinação do calor da reação: Na+(s) +OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) ® H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) 
DH3 = X3 cal 
 
1 - medir aproximadamente 100 mL de HCl 0,5 mol.L-1 em uma proveta e transferi-los 
integralmente para o frasco de Erlenmeyer; 
2 - medir aproximadamente 100 mL de NaOH 0,5 mol.L-1; 
3 - medir as temperaturas das duas soluções e assegure-se de que ambasestejam à 
temperatura ambiente ou um pouquinho abaixo. Deve-se ter o cuidado de lavar e secar o 
termômetro antes de transferi-lo de uma solução para outra. Anotar as temperaturas de 
ambas as soluções. 
4 - Acrescentar a solução de NaOH à solução de HCl. Agitar rapidamente e anotar a 
temperatura mais alta alcançada. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
1 - Em cada reação calcule: 
a) a mudança na temperatura; 
b) a quantidade de calor absorvido pela solução; 
c) a quantidade de calor absorvido pelo frasco; 
d) a quantidade total de calor absorvido; 
e) o número de moles de NaOH usados em cada reação; 
f) a quantidade total de calor envolvido pôr ml de NaOH. 
2 - Expresse os resultados como calores de reação: DH1, DH2, DH3. 
3- a) Compare DH2 com DH1 + DH3 
 b) calcule a diferença percentual entre DH2 eDH1 + DH3 supondo que DH2 esteja 
correto. 
 
EXPERIMENTO 9: 
ESTUDO DE DETERGENTES 
 
1. INTRODUÇÃO 
 O termo detergente, deduzido do verbo latino detergere (limpar, esfregar), refere-se a 
materiais químicos que facilitam o processo de lavagem, ou seja, remoção de sujeiras. 
 O sabão representa o exemplo mais conhecido de um detergente, visto que sua 
utilização é conhecida há mais de 2000 anos. O sabão comum é uma mistura de sais sódicos de 
diversos ácidos carboxílicos de cadeia longa, tais como o palmitato de sódio CH3(CH2)14COO- 
Na+ ou estearato de sódio CH3(CH2)16COO-Na+ , produzidos pela reação de óleos ou gorduras, 
com soda cáustica. Esse processo, também denominado de saponificação, pode ser 
representado pela equação geral abaixo, em que R é uma cadeia carbônica longa, com 12 à 18 
átomos, e o glicerídeo pode ser gordura ou óleo. 
 
 A função do sabão no processo de lavagem baseia-se na sua propriedade tensoativa ou 
surfactante, isto é, a capacidade de diminuir a tensão superficial da água, facilitando, assim, a 
penetração da água nos tecidos das roupas. Os componentes tensoativos dos detergentes 
modernos geralmente são produzidos em larga escala industrial a partir do petróleo ou gás 
natural. Exemplos de surfactantes sintéticos são os alquilsulfatos de sódio (1) e os 
alquilbenzenosulfonatos de sódio (2) de cadeia linear, os quais, ao contrário de seus 
antecessores de cadeia ramificada, são mais facilmente biodegradáveis: 
 
 Os detergentes modernos são misturas complexas que, além de surfactantes, contêm 
diversos componentes aditivos com funções coadjuvantes no processo de lavagem 
(sequestrantes, alvejantes, esbranquiçadores, espumantes, perfumes, etc). Tanto os sabões 
como os surfactantes sintéticos apresentam moléculas que possuem uma extremidade polar, 
ou hidrofílica, sendo o restante da molécula apolar, ou hidrofóbico (lipofílico). Nos sabões, a 
propriedade polar é gerada por um grupo carboxilato (-COO-) e, em detergentes sintéticos, por 
grupos sulfatos (-OSO3-) ou sulfonatos (-SO3-), dentre outros. A parte lipofílica geralmente é 
representada por cadeias hidrocarbônicas lineares [CH3(CH2)n-]. 
 Seria esperado que esses sais fossem solúveis em água e formassem soluções. 
Entretanto, quando se mistura água e sabão, por exemplo, forma-se uma dispersão coloidal e 
não uma solução verdadeira. Tais dispersões, também conhecidas como emulsões, contêm 
agregados esféricos de moléculas chamados micelas, cada um dos quais contendo centenas de 
moléculas de sabão. De acordo com a regra empírica semelhante dissolve semelhante, quando 
ocorre o contato da gordura com o tensoativo, as extremidades apolares do surfactante se 
voltam para o centro da micela, englobando a gordura, enquanto a parte polar das moléculas 
fica voltada para o exterior da micela, em contato direto com o ambiente polar do solvente, no 
caso, a água. As micelas permanecem coloidalmente dispersas na água sem qualquer 
tendência a precipitarem, pois existe uma repulsão eletrostática entre as superfícies externas 
carregadas. 
 Moléculas como as de sabão ou de detergentes sintéticos, que possuem extremidades 
polares e apolares e são grandes o suficiente para apresentarem um comportamento 
diferenciado no que diz respeito à solubilidade, são simultaneamente hidrofóbicas e 
hidrofílicas, são denominadas anfifílicas ou anfipáticas. A extremidade polar destas moléculas 
é atraída pela água. A parte apolar é repelida pela água e atraída por óleos e gorduras. Como a 
maioria das sujeiras nas roupas ou na pele está aderida a uma fina camada de óleo, gordura, 
ou, ainda, graxa, se essa fina camada de óleo puder ser removida, as partículas de sujeira 
podem ser drenadas pela água. A redução da tensão superficial da água se deve ao fato das 
moléculas anfifílicas se posicionarem na superfície da solução com a extremidade polar 
submersa e a parte apolar, hidrofóbica, flutuando acima da superfície. Tal orientação destrói a 
teia de moléculas de água, altamente associadas por ligações hidrogênio na superfície do 
líquido. A composição química da água pode variar conforme as características geológicas de 
cada região e, eventualmente, dificultar o processo de lavagem. Por exemplo, águas duras, isto 
é, ricas em íons Ca2+ e Mg2+, ou ainda ferruginosas, que contém uma alta concentração de íons 
de ferro, tendem a formar carboxilatos, sulfatos ou sulfonatos de Ca2+, Mg2+, Fe2+ ou Fe3+ em 
contato com as moléculas tensoativas. Tais compostos são pouco solúveis em água e têm a 
tendência de aderir aos tecidos, tornando a roupa lavada áspera. O efeito desagradável destes 
cátions é evitado pela adição de tripolifosfato de sódio (Na5P3O10). A função principal desse 
fosfato é agir como sequestrante, isto é, formar complexos solúveis com os cátions Ca2+, Mg2+, 
Fe3+, etc, presentes nas águas. Outro efeito do fosfato é preservar a alcalinidade desejável 
durante o processo de lavagem, além de cooperar na formação de micelas. Todavia, o fosfato 
procedente dos detergentes de uso doméstico, transportado através de esgotos aos rios e 
lagos, cria um sério impacto ambiental. O fosfato é um nutriente mineral essencial para os 
vegetais e, por isso, favorece o crescimento de plantas aquáticas, especialmente algas. Por sua 
vez, o crescimento exagerado desses vegetais implica no decréscimo dos níveis de oxigênio 
disponível no sistema aquático, inviabilizando a sobrevivência de peixes e outros animais. O 
sistema ecológico entra em colapso (eutrofia), processo este conhecido como eutrofização. 
Por esse motivo, o fosfato em detergentes está sendo substituído por outros componentes, 
como, por exemplo, pelas zeólitas, materiais aluminosilicatos porosos. Muitos detergentes 
eficientes não formam espuma em água. Experimentos provaram que a formação de espuma 
não é uma propriedade indispensável para a função detergente. Entretanto, como o 
consumidor associa a formação de espuma com a capacidade de limpar, os produtores em 
geral adicionam agentes espumantes à composição dos produtos. Já os alvejantes são 
substâncias que eliminam manchas de origem vegetal (frutas e verduras, sucos, vinho tinto, 
etc.). A maioria deles são oxidantes fortes que têm ação destrutiva sobre substâncias 
facilmente oxidáveis como os corantes vegetais (oxidação irreversível). Entretanto, os 
alvejantes não são capazes de eliminar manchas ferruginosas ou de sangue. Um alvejante 
comum e muito potente é a água sanitária, cujo componente ativo é o hipoclorito de sódio 
(NaOCl). Alvejantes mais brandos, geralmente peróxidos (perborato ou peroxocarbonato de 
sódio), são utilizados como aditivos em detergentes lava-roupa. 
 
2. OBJETIVOS 
 Conhecer algumas propriedades de detergentes de uso doméstico. Identificar alguns 
componentes em detergentes comerciais e conhecer suas funções. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* diversos detergentes comerciais, 
incluindo sabão comum, detergentes lava-
louça e detergentes do tipo lava-roupa, de 
fabricantes diferentes,que serão 
disponibilizados em forma de soluções 
decantadas a 1%. 
* óleo comestível 
* 7 tubos de ensaio 
* estante para tubos de ensaio 
* pipeta Pasteur de plástico 
* provetas de 10 mL 
* indicador fenolftaleína 
* indicador azul de bromotimol 
* indicador vermelho de metila 
* ácido sulfúrico diluído na proporção de 
1:10 
* solução filtrada de cloreto de cálcio 100 
g/L 
* solução de iodeto de potássio 16,6 g/L 
* dióxido de manganês 
* água sanitária 
* diversas amostras contendo corantes 
vegetais em solução, tais como vinho tinto, 
suco de uva, chá, café, extrato de 
beterraba, extrato de folhas verdes, molho 
de tomate, etc
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte A: Emulsificação de óleos 
1. Com o auxílio de uma proveta, colocar 5 mL de água no tubo de ensaio 1, 5 mL de solução 
de sabão comum no tubo de ensaio 2, 5 mL de detergente lava-louça no tubo de ensaio 3 e 5 
mL de detergente lava-roupa no tubo de ensaio 4. 
2. Adicionar 15 gotas de óleo comestível a cada um dos tubos. 
3. Agitar os tubos vigorosamente. 
4. Colocar os tubos em repouso e observar o tempo decorrido em cada caso para a separação 
do óleo (efeito da emulsificação). Não considerar a formação de espuma. 
Parte B: Alcalinidade 
1. Com o auxílio de uma proveta, adicionar 3 mL de cada solução de detergente em tubos de 
ensaio diferentes. 
2. Adicionar 1-2 gotas de solução de fenolftaleína a cada uma das soluções presentes em cada 
um dos 5 tubos. 
3. Observar e interprete a reação, de acordo com o ponto de viragem e com a variação de cor, 
como mostrado na Tabela 4.1. 
 
Caso haja dúvida quanto à alcalinidade ou acidez de algum dos detergentes, utilize outro 
indicador (vermelho de metila ou azul de bromotimol). 
Parte C: Floculação 
Parte C-I: Efeito de ácidos 
1. Adicionar 2 ou 3 gotas da solução de ácido sulfúrico a 2-3 mL de cada solução de detergente 
em tubos de ensaio e observar a turvação ou floculação. 
2. Comparar e comentar a intensidade da turvação ou floculação entre as diversas amostras. 
Parte C-II: Efeito de cátions de cálcio 
1. Adicionar 2 ou 3 gotas da solução de cloreto de cálcio a 2-3 mL de cada solução de 
detergente em tubos de ensaio e observar a turvação ou floculação. 
2. Comparar e comentar a intensidade da turvação ou floculação entre as diversas amostras 
Parte D: Presença de alvejantes (somente em detergentes lava-roupa) 
1. Colocar 5 mL da solução de detergente lava-roupa em um tubo de ensaio. 
2. Acidificar a solução com 10 gotas da solução de ácido sulfúrico e decantar a solução, se 
houver floculação. 
3. Dividir a solução decantada em 2 partes e realizar os testes abaixo. 
4. À primeira parte da solução, adicionar algumas gotas da solução de KI e observar a mudança 
de cor da solução. 
Observação: alvejantes geralmente são oxidantes e oxidam o iodeto, em solução ácida, a iodo 
elementar, que é detectado pela sua cor característica. 
5. À segunda parte da solução, adicionar uma pequena alíquota de dióxido de manganês e 
observar o desprendimento de oxigênio (borbulhamento). 
Observação: em sua maioria, os alvejantes são peróxidos, que liberam oxigênio em contato 
com dióxido de manganês (decomposição catalítica). 
Parte E: Demonstração da ação de um alvejante (água sanitária) 
1. Preparar 5 tubos de ensaio e adicionar a cada um aproximadamente 5 mL de água e 1 mL 
(20 gotas) de água sanitária. 
2. Acrescentar a cada tubo algumas gotas de um tipo de amostra e observar a ação do 
alvejante sobre o corante. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
1. Insira em seu relatório a definição do que é emulsão. 
2. Explique como o detergente dificulta a coagulação das gotículas de óleo emulsionado na 
água. 
3. Explique a importância do pH no processo de lavagem. 
4. Comente os resultados observados no item C. 
5. Explique por que é necessário que o meio em que os detergentes atuam não seja ácido. 
6. Determine quais dos corantes estudados no item E são mais resistentes à ação do alvejante. 
7. Explique por que a água sanitária não elimina manchas de ferrugem ou de sangue. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 10: 
PROPRIEDADES FÍSICAS DE LÍQUIDOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
Enquanto todos os gases são perfeitamente miscíveis entre si, esse não é o caso dos 
líquidos. Dois líquidos podem ser completamente miscíveis, parcialmente miscíveis ou 
imiscíveis. Exemplos bem conhecidos desse comportamento diferenciado são os sistemas 
água/álcool e água/óleo. 
A miscibilidade entre dois líquidos baseia-se na semelhança da constituição das 
respectivas moléculas, e consequentemente, na semelhança dos tikpos de interação 
intermolecular em cada substância. 
A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo, na faixa de 
hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono.Existe um índice mínimo permitido de 
octanagem para a gasolina comercializada no Brasil, que varia conforme seu tipo. 
 O álcool etílico, umas das substâncias adicionadas, à gasolina tem vital papel na sua 
combustão, pois sua função é aumentar a octanagem em virtude do seu baixo poder calorífico. 
Além disso, o fato propicia uma redução na taxa de produção de CO. A porcentagem de álcool 
é regulamentada por Lei, e recentemente foi estabelecido um novo padrão que é de 18 a 24%. 
 
2. OBJETIVOS 
 Preparar soluções com concentrações diferentes. Determinar a concentração de uma 
solução através de uma titulação. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* balança analítica 
* sistema de titulação 
* frascos de Erlenmeyer 
* balões volumétricos 
* hidróxido de sódio 
* biftalato de potássio 
* fenolftaleína 
* vinagre comercial 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Miscibilidade de Líquidos 
- Adicionar 5mL de água a três tubos de ensaios. Ao primeiro adicionar 2 mL de etanol; ao 
segundo adicionar 2 mL de pentanol; ao terceiro adicionar 2 mL de octanol. Agitar e depois 
deixar em repouso. 
- Adicionar 5mL de hexano a três tubos de ensaios. Ao primeiro adicionar 2 mL de etanol; ao 
segundo adicionar 2 mL de pentanol; ao terceiro adicionar 2 mL de octanol. Agitar e depois 
deixar em repouso. 
- Coloque cerca de 3 mL de uma solução aquosa saturada de iodo no tubo de ensaio. Adicione 
cerca de 1 mL de hexano. Aguarde um minuto. Coloque uma rolha no tubo de ensaio e agite. 
Deixe a mistura em repouso. 
 
4.2. Determinação de Etanol na Gasolina 
- Coloque em um frasco de Erlenmeyer, 50 mL de gasolina comum e 50 mL de água. 
- Feche o frasco com uma rolha adequada e agite vigorosamente, deixando os gases 
produzidos sair pela tampa, e repita 3 vezes. 
- Transfira a mistura para uma proveta de 100 mL. 
- Deixe a mistura na proveta em repouso até a total separação das fases. 
- Determine o volume final da fase aquosa. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Avaliar a miscibilidade entre os líquidos estudados. 
- Explicar as cores observadas no experimento com iodo. 
- Calcule a % de etanol na gasolina e comente o resultado obtido quanto à legislação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 11: 
ANÁLISE DE BEBIDAS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Os ingredientes que compõem a formulação do refrigerante têm finalidades 
específicas e devem se enquadrar nos padrões estabelecidos. São eles: 
 Água: constitui cerca de 88% m/m do produto final. Ela precisa preencher certos 
requisitos para ser empregada na manufatura de refrigerante (Palha, 2005): 
- baixa alcalinidade: carbonatos e bicarbonatos interagem com ácidos orgânicos, como 
ascórbico e cítrico, presentes na formulação, alterando o sabor do refrigerante, pois reduzem 
sua acidez e provocam perda de aroma;- sulfatos e cloretos: auxiliam na definição do sabor, porém o excesso é prejudicial, pois o 
gosto ficará demasiado acentuado; 
- cloro e fenóis: o cloro dá um sabor característico de remédio e provoca reações de oxidação e 
despigmentação, alterando a cor original do refrigerante. Os fenóis transferem seu sabor 
típico, principalmente quando combinado com o cloro (clorofenóis); 
- metais: ferro, cobre e manganês aceleram reações de oxidação, degradando o refrigerante; 
- padrões microbiológicos: é necessário um plano de higienização e controle criterioso na 
unidade industrial, que garantam à água todas as características desejadas: límpida, inodora e 
livre de microorganismos. 
 Açúcar: é o segundo ingrediente em quantidade (cerca de 11% m/m). Ele confere o 
sabor adocicado, dá corpo ao produto, juntamente com o acidulante, fixa e realça o paladar e 
fornece energia. A sacarose (dissacarídeo de fórmula C12H22O11 - glicose + frutose) é o açúcar 
comumente usado (açúcar cristal). 
 Concentrados: conferem o sabor característico à bebida. São compostos por extratos, 
óleos essenciais e destilados de frutas e vegetais (Palha, 2005). Sabor é a experiência mista de 
sensações olfativas, gustativas e táteis percebidas durante a degustação (Goretti, 2005). 
 Acidulante: regula a doçura do açúcar, realça o paladar e baixa o pH da bebida, 
inibindo a proliferação de micro-organismos. Todos os refrigerantes possuem pH ácido (2,7 a 
3,5 de acordo com a bebida). Na escolha do acidulante, o fator mais importante é a capacidade 
de realçar o sabor em questão (Palha, 2005). 
 O ácido cítrico (INS1 330) é obtido a partir do micro-organismo Aspergillus niger, que 
transforma diretamente a glicose em ácido cítrico. Os refrigerantes de limão já o contêm na 
sua composição normal. 
 O ácido fosfórico (INS 338) apresenta a maior acidez dentre todos aqueles utilizados 
em bebidas. É utilizado principalmente nos refrigerantes do tipo cola. 
 O ácido tartárico (INS 334) é usado nos refrigerantes de sabor uva por ser um dos seus 
componentes naturais. 
 Antioxidante: previne a influência negativa do oxigênio na bebida. Aldeídos, ésteres e 
outros componentes do sabor são susceptíveis a oxidações pelo oxigênio do ar durante a 
estocagem. Luz solar e calor aceleram as oxidações. Por isso, os refrigerantes nunca devem ser 
expostos ao sol. Os ácidos ascórbico e isoascórbico (INS 300) são muito usados para essa 
finalidade. Quando o primeiro é utilizado não é com o objetivo de conferir vitamina C ao 
refrigerante, e sim servir unicamente como antioxidante. 
 Conservante: os refrigerantes estão sujeitos à deterioração causada por leveduras, 
mofos e bactérias (micro-organismos acidófilos ou ácido-tolerantes), provocando turvações e 
alterações no sabor e odor. O conservante visa inibir o desenvolvimento desses micro-
organismos (Palha, 2005). 
 O ácido benzoico (INS 211) atua praticamente contra todas as espécies de 
microorganismos. Sua ação máxima é em pH = 3. É barato e bem tolerado pelo organismo. 
Como esse ácido é pouco solúvel em água, é utilizado na forma de benzoato de sódio. O teor 
máximo permitido no Brasil é de 500 mg/100mL de refrigerante (expresso em ácido benzoico). 
 O ácido sórbico (INS 202) ocorre no fruto da Tramazeira (Sorbus aucuparia). É usado 
como sorbato de potássio e atua mais especificamente sobre bolores e leveduras. Sua ação 
máxima é em pH = 6. O teor máximo permitido é 30 mg/100mL (expresso em ácido sórbico 
livre). 
 Edulcorante: é uma substância que confere sabor doce às bebidas em lugar da 
sacarose. As bebidas de baixa caloria (diet) seguem os padrões de identidade e qualidade das 
bebidas correspondentes, com exceção do teor calórico. 
 Dióxido de carbono: a carbonatação dá vida ao produto, realça o paladar e a aparência 
da bebida. Sua ação refrescante está associada à solubilidade dos gases em líquidos, que 
diminui com o aumento da temperatura. Como o refrigerante é tomado gelado, sua 
temperatura aumenta do trajeto que vai da boca ao estômago. O aumento da temperatura e o 
meio ácido estomacal favorecem a eliminação do CO2 , e a sensação de frescor resulta da 
expansão desse gás, que é um processo endotérmico (Palha, 2005). 
Fonte: LIMA, A. C. S.; AFONSO, J. C. A Química do Refrigerante. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA, 31 (3), 2009. 
2. OBJETIVOS 
 Verificar a presença de alguns componentes em refrigerantes, e em sucos in natura e 
industrializados, mediante testes qualitativos simples. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES NECESSÁRIOS 
* ácido sulfúrico diluído na proporção 1:10 
* solução de molibdato de amônio, 0,25 M 
(preparada a partir da dissolução de 4,4 g 
de molibdato de amônio em uma mistura 
de 6 mL de amônia concentrada e 4 mL de 
água. Adicionar 12 g de nitrato de amônio 
e, após completa dissolução, diluir a 
solução para 100 mL). 
* solução de fosfato de sódio 
* solução recém preparada de ácido 
ascórbico, 10 g/L 
* solução de diidrogenofosfato de sódio, 
10 g/L ou hidrogenofosfato de sódio, 20 
g/L 
* 11 tubos de ensaio 
* estante para tubo de ensaio 
* água destilada 
* funil pequeno 
* papel-filtro 
* frutas frescas para extração de sucos 
(laranja, limão, etc) 
* sucos industrializados de frutas diversas 
em embalagem original 
* bebidas refrigerantes
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Presença de fosfato em refrigerantes 
1. Escolher três refrigerantes distintos e seguir o procedimento abaixo para cada um deles. 
2. Numerar cinco tubos de ensaio e colocá-los em uma estante. 
3. Colocar dez gotas do refrigerante nos tubos 1, 2 e 3. 
4. Adicionar ao quarto tubo dez gotas de água destilada e, ao quinto tubo, três gotas da 
solução de fosfato de sódio. Esses dois tubos servem como referência. 
5. Adicionar aos cinco tubos, sucessivamente, os seguintes reagentes, agitando-os após cada 
adição: 
a) dez gotas da solução de ácido sulfúrico; 
b) três gotas da solução de molibdato de amônio; 
c) três gotas de solução de ácido ascórbico; 
6. Após 5 min, observar e comparar o surgimento de uma coloração azul nas diversas 
amostras. 
 
4.2. Presença de vitamina C em sucos frescos e industrializados 
1. Recomenda-se filtrar as diversas amostras de sucos antes de realizar o teste. 
2. Escolher dois tipos de suco natural de fruta, recém preparados, e duas amostras de sucos 
comercializados, e siga o procedimento abaixo para cada um deles. 
3. Numerar seis tubos de ensaio e colocá-los em uma estante. 
4. Colocar dez gotas do refrigerante nos tubos 1, 2, 3 e 4. 
5. Adicionar ao quinto tubo dez gotas de água destilada e, ao sexto tubo, dez gotas de ácido 
ascórbico. Esses dois tubos servem como referência. 
6. Adicionar a todos os tubos, sucessivamente, os seguintes reagentes, agitando-os após cada 
adição: 
a) cinco gotas da solução de ácido sulfúrico; 
b) três gotas de solução de fosfato de sódio; 
c) três gotas da solução de molibdato de amônio; 
7. Após 5 min, observar e comparar o surgimento de uma coloração azul nas diversas 
amostras. 
 
5. ORIENTAÇÕES PARA O RELATÓRIO 
- Colocar os refrigerantes investigados em ordem crescente de teor de fosfato, considerando 
que a intensidade da cor azul é diretamente proporcional à concentração de fosfato na 
amostra. 
- Com que objetivo se adiciona fosfato a bebidas refrigerantes. 
- Colocar as bebidas investigadas em ordem crescente de teor de vitamina C, considerando 
que a intensidade da cor azul é diretamente proporcional à concentração de vitamina C na 
amostra. 
- O resultado corresponde às suas expectativas? Justifique sua resposta.