Apostila Quimica Experimental 2017

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QUÍMICA DAS TRANSFORMAÇÕES 
EXPERIMENTAL 
 
Química Integral II 
 
 
Docentes: 
 
Eliana Valle 
Paula Haddad 
 
 
 
 
UNIFESP 
Campus Diadema 
2017 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
2 
 
Sumário 
 
Experimento 1 - Medições Científicas; massa e volume 3 
Experimento 2 - Determinação de uma fórmula química: a reação de Iodo com Zinco ...... 13 
Experimento 3– Estequiometria de reação e filtração simples e à vácuo ............................. 18 
Experimento 4 – Solubilidade e recuperação do KNO3 ....................................................... 20 
Experimento 5– Reações de Produtos Químicos Domésticos .............................................. 22 
Experimento 6 – Equilíbrio Químico ................................................................................... 24 
Experimento 7 – Equilíbrio Ácido Base ............................................................................... 26 
Experimento 8 – Reações Redox .......................................................................................... 28 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
3 
 
Experimento 1 - Medições Científicas; massa e volume 
Esse procedimento experimental é uma adequação do experimento presente no 
livro "Química no Laboratório", 5ª edição, J.M. Postma, J.L.Roberts Jr. and J.L. 
Hollenberg. Editora Manole, 2009. 
 
Objetivos 
 
1. Compreender a utilidade das medições em química, examinando como são 
feitas, quais suas limitações e como os dados obtidos com elas podem ser 
apresentados de modo útil; 
2. Familiarizar o estudante com o uso das unidades métricas de massa, 
comprimento e volume, com a medição das densidades de líquidos e sólidos e 
investigar a relação entre a densidade e a concentração de uma solução. 
 
 
 
Preparação Pré-Laboratório 
 
Compreender a medição quantitativa, como são feitas as medições 
(comprimento, massa, tempo), as unidades de medidas básicas e as derivadas, 
avaliação de erros experimentais, precisão e acurácia, erros pessoais, precisão 
das operações de laboratório, dígitos significativos, gráficos e suas 
características e relações lineares. 
Compreender os conceitos de unidades de medida, precisão das medições, 
densidade, peso específico, flutuabilidade e densidade de líquidos e sólidos, 
técnicas básicas de laboratório para medir massas e volumes. 
 
 
Materiais Gerais 
 
 - Escala métricas. 
 - Réguas graduadas de 30 cm. 
 - Caixas de leite de papelão. 
 - Provetas de 10 e 50 mL. 
 - Béqueres de 5 ou 6 tamanhos. 
 - Cordões de 60 cm de comprimento. 
 - Canetas de ponta fina para marcação. 
 - Conjunto de latas ou garrafas de refrigerantes do tipo diet e do tipo 
normal (açucarado). 
 - Recipiente com capacidade para 8 a 12 litros de capacidade. 
 - 2 Pipetas de poliestireno de ponta fina para transferência. 
 - Tubos de ensaio (6 tubos de 10 X 75mm e 2 tubos de 13 X 100mm). 
 - Suporte de tubos de ensaio. 
 - Corantes vermelho e amarelo. 
 - 6 frascos Erlenmeyer de 25 ou 50mL. 
 - 2 pipetas volumétricas de 10mL. 
 - peras de sucção. 
 - Termômetro. 
 - Amostras metálicas. 
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4 
 
 - Soluções de sacarose a 8% e 16% em peso, cada uma colorida com 
uma cor diferente pela adição de uma pequena quantidade do corante vermelho 
e amarelo de alimentos. 
 - Recipiente com capacidade entre 8 e 12L. 
 
 
 
Procedimento Experimental 
 
1. Medição de volume 
(a) Usando a escala métrica, meça o comprimento de cada uma das três arestas 
das caixas com precisão de 0,5mm. Registre esses valores. No seu relatório 
calcule o volume da caixa em centímetros cúbicos e litros. 
(b) Leia os volumes das provetas parcialmente cheias fornecidas pelo professor. 
Observe a posição de fundo de cada menisco. Leia o valor da proveta menor 
com precisão de 0,02 mL e da proveta maior com precisão de 0,2 mL. Registre 
esses valores. 
 
 
2. Fazendo o gráfico 
 
(a) Circunferência X Diâmetro de béqueres de tamanhos diferentes. 
Usando o segmento do cordão meça a circunferência dos diferentes béqueres. 
Marque a extremidade do cordão que circunda o béquer com uma caneta. Meça 
a distância entre as marcas com a escala métrica para conhecer qual é a 
circunferência. Registre esse valor. Meça o diâmetro de cada béquer. Registre 
esse valor. 
No seu relatório faça um gráfico das circunferências dos béqueres versus seus 
diâmetros. Desenhe uma linha com os pontos plotados. Pegue dois pontos da 
linha (localizados perto da extremidade da linha) e determine sua inclinação, na 
qual: 
𝑖𝑛𝑐𝑙𝑖𝑛𝑎çã𝑜 = 
𝑚𝑢𝑑𝑎𝑛ç𝑎 𝑛𝑎 𝑐𝑖𝑟𝑐𝑢𝑛𝑓𝑒𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑚𝑢𝑑𝑎𝑛ç𝑎 𝑛𝑜 𝑑𝑖â𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
 
 
No valor numérico da inclinação, qual a razão da circunferência para o diâmetro 
do círculo esperada? 
 
(b) Massa da moeda X Ano de cunhagem. 
Utilizando os dados de massa das moedas antigas e recentes faça um gráfico 
da massa média das moedas (ou a massa de cada moeda) versus o ano que 
foram fabricadas. Desenhe uma linha com os pontos plotados. Olhando seu 
gráfico, é possível notar evidência de qualquer mudança na massa média das 
moedas ao longo dos anos? Em que ano é aparente que houve a mudança? 
Quais hipóteses você sugere para explicar seus resultados? Houve mudança no 
tamanho das moedas? Possuem mesmo tamanho e massas diferentes? Se sim, 
como foi possível? 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
5 
 
 
3. A flutuabilidade e a densidade do refrigerante diet e normal (um exercício 
em grupo) 
 
 
Pese e registre a massa, com a precisão de 0,1g, de cada refrigerante do tipo 
normal. Assegure-se de que o exterior da lata esteja seco. 
Encha um balde de 8 a 12L com água e coloque os refrigerantes previamente 
pesados dentro dele. 
Eles flutuam ou afundam? 
Repita o experimento com o conjunto de refrigerantes do tipo diet, pesados 
previamente. 
Você observa alguma diferença na flutuabilidade dos recipientes comparando as 
bebidas normais com as dietéticas? 
(a) Calcule a massa média de cada conjunto de refrigerantes. Existe diferença 
significativa na massa média do produto de bebida normal, comparada com a 
massa média do produto de bebida dietética? 
(b) Determine em seguida a densidade aproximada da bebida normal e da 
dietética. Dados necessários para o cálculo: massa média e volume da bebida. 
Lembre-se: massa média da bebida! Subtrair a massa do recipiente. 
Obtendo a densidade da bebida normal e dietética compare com a densidade da 
água na mesma temperatura. 
Exemplo de fontes literárias para densidade da água: CRC Handbook of 
Chemistry and Physics ou o Langer's Handbook of Chemistry. 
(c) Calcule a porcentagem da massa de açúcar no refrigerante normal 
(açucarada), usando a especificação do fabricante para o conteúdo de açúcar e 
para o volume, e a densidade que você calculou na parte 1(b). 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 % 𝑑𝑒 𝑎çú𝑐𝑎𝑟 = 
𝑔 𝑑𝑒 𝑎çú𝑐𝑎𝑟
𝑔 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑓𝑟𝑖𝑔𝑒𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒
 𝑥 100 
 
4. Flutuabilidade das soluções de açúcar (sacarose) 
 
Veremos se duas soluções miscíveis, de densidades diferentes, podem flutuar 
uma sobre a outra. As soluções terão cores diferentes mas não será identificada 
a concentração. 
Preparação da solução de sacarose: prepare duas soluções de sacarose, uma 
de 8% em massa e outra de 16% em massa. Dica para formar a solução de 8% 
em massa: 8g de sacarose em 100g de solução, ou seja, 8g de sacarose e 92g 
de água. Adicione um tipo corante em cada solução formada, vermelho e 
amarelo. 
Coloque cerca de 5 mL de solução de sacarose amarela e 5 mL de solução de 
sacarose vermelha em dois tubos de ensaio de 13 X 100 mm. 
Em um tubo de ensaio de 10 X 75 mm limpo e seco transfira cerca de 1cmde 
profundidade da solução vermelha. Coloque a mesma quantidade da solução 
amarela em um segundo tubo de ensaio e a mesma quantidade de água em um 
terceiro tubo de ensaio. 
Observe agora e registre o que acontece quando você adiciona solução de cor 
oposta (vermelho no amarelo e amarelo no vermelho). 
Para visualizar melhor, faça um fundo branco atrás dos tubos. Primeiro adicione 
a solução vermelha na amarela. Coloque a ponta da pipeta com a solução 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
6 
 
vermelha 1mm abaixo da superfície da solução amarela e, cuidadosamente, 
aperte o bulbo para adicionar uma gota de solução de cada vez. As gotas 
vermelhas afundam ou sobem quando são adicionadas? Continue colocando a 
solução, gota a gota, até que você tenha adicionado um volume de solução 
vermelha que seja aproximadamente igual ao volume da solução amarela que já 
se encontra no tubo. Repita o procedimento, adicionando solução amarela ao 
tubo de solução vermelha. Depois de concluir, observe ambos os tubos em um 
fundo branco. Em qual tubo existe uma camada mais nítida flutuante em cima da 
outra? Que conclusões você tira dessas observações? Qual solução de 
sacarose tem maior densidade, a vermelha ou a amarela? 
 
5. Medição quantitativa, da densidade das soluções de açúcar (sacarose) 
Utilize preferencialmente balança com sensibilidade 0,01 ou 0,001g. 
Pese e registre as massas dos frascos Erlenmeyer limpos e secos, numere-os. 
Pipete exatamente 10mL da solução vermelha e transfira para o frasco 
previamente pesado. Pese o novo conjunto e obtenha a massa da solução de 
sacarose. Repita o procedimento para as duas soluções de sacarose. Calcule a 
densidade da solução de sacarose pela razão massa/volume da solução (g/mL). 
Meça e registre a temperatura da solução. 
Repita o procedimento com a outra solução de sacarose. Realize a determinação 
de densidade das soluções em duplicata. A média das determinações duplicadas 
é mais confiável e possibilitará que você verifique se houve erros grosseiros na 
medição da massa e na leitura dos volumes. 
 
Como uma verificação final na sua técnica e para lhe dar um meio de determinar 
o volume de sua pipeta, repita o procedimento inteiro em duplicata usando água 
pura e compare a densidade que você calculou para a água com o valor (para a 
mesma temperatura) encontrado no CRC Handbook of Chemistry and Physics, 
no Langer's Handbook of Chemistry ou em outra fonte de referência. 
Use a massa média da água dividida pelo valor conhecido da densidade da água 
na mesma temperatura (literatura) para calcular o volume correto da pipeta. 
Pode-se usar o volume correto da pipeta em todos os cálculos de densidade. 
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒𝑡𝑜 𝑑𝑎 𝑝𝑖𝑝𝑒𝑡𝑎 (𝑚𝐿) = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 á𝑔𝑢𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑝𝑒𝑛𝑠𝑎𝑑𝑎 (𝑔)
𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑎 á𝑔𝑢𝑎 (𝑔/𝑚𝐿)
 
 
Obs. Tolerância na fabricação dos volumes das pipetas são da ordem de 0,5 -
1%. 
 
6. Fazendo um gráfico de densidade s. massa (%) de sacarose 
 
Existe uma relação simples entre a densidade e a massa (%) da sacarose? Para 
lhe ajudar a visualizar, construa um gráfico de densidade (g/mL) vs. massa (%) 
da sacarose. Inclua um ponto para a água pura (0% de sacarose), de modo que 
tenha todos os valores de densidade das soluções de sacarose. 
O gráfico pode ser utilizado para estimar o conteúdo de açúcar do refrigerante 
dietético ou normal ou de qualquer bebida comum, como suco de maçã ou outras 
bebidas de frutas. (Nessas bebidas, além da água, o principal ingrediente é o 
açúcar.) Utilizaremos o gráfico para estimar o valor de açúcar do refrigerante 
comum (açucarado) utilizado na Parte 1. 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
7 
 
Através do gráfico traçado encontre o valor correspondente a massa (%) da 
sacarose. Compare este valor com a massa (%) de sacarose calculada na Parte 
1 (g de açúcar / g de refrigerante X 100). Os dois valores concordam, 
considerando fontes potenciais de incerteza na medida da densidade e da massa 
(%) de sacarose? 
 
 
 
 
Referências Bibliográficas 
Postma, J.M.; Roberts Jr., J.L.; Hollenberg, J.L. "Química no Laboratório", 
Editora Manole, 5ª edição, 2009, 23-38. 
The National Institute of Standards and Technology (NIST) Internet site 
(http://physics.nist.gov) provides a full discussion of the physical constants, 
including historical information and the best values of the constants and their 
uncertainties. 
Henderson, S.K.; Fenn, C. A.; Domijan, J.D. "Determination of Sugar Content in 
Commercial Beverages by Density: A Novel Experiment for General Chemistry 
Courses," J. Chem. Educ. 1998, 75(9):1122-1123. 
Pipkin, F.M.; Ritter, R.C. "Precision Measurements and Fundamental Constants," 
Science, 1983, 219:913. 
Summerlin, L.R.; Borgford, C.L.; Ealy, J.B. "66. Sugar in a Can of Soft Drink: A 
Density Exercise," Chemical Demonstrations: A Sourcebook for Teachers, 
volume 2, Second Edition, American Chemistry Society, Washington, D.C., 1988, 
126-127. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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8 
 
Folha de respostas 
Imprimir o formulário, após o desenvolvimento do experimento entregar ao 
docente um formulário preenchido por grupo. 
RELATÓRIO 
 
1 
Medições Científicas; massa 
e volume 
Nome: 
_________________________ 
_________________________ 
_________________________ 
 
 
 
DADOS E CÁLCULOS 
 
1. Medição de volume. 
(a) Dimensões das caixas: 
Altura:_____cm Largura:______cm Profundidade:_____cm 
Calcule o volume da caixa em centímetros cúbicos: V=________cm3 
Converta esse volume para litros: V=________L 
 
O volume calculado coincide com aquele impresso no exterior da caixa? 
 
 
 
(b) 
Volume do líquido na proveta de 10mL=________mL 
Volume do líquido na proveta de 50mL=________mL 
 
2. Fazendo gráficos. 
(a) Circunferência versus diâmetro para diferentes tamanhos de béqueres: 
Tamanho do béquer (mL) Circunferência (cm) Diâmetro (cm) 
 
 
 
 
 
 
Plote um gráfico de Circunferência (eixo vertical) versus diâmetro (eixo 
horizontal) para diferentes tamanhos de béqueres. Dê um título para o gráfico e 
rotule as variáveis (com unidades) plotadas em cada eixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9 
 
 
 
 
 
 
Calcule a inclinação de seu gráfico e discuta o significado do valor numérico da 
inclinação. 
𝑖𝑛𝑐𝑙𝑖𝑛𝑎çã𝑜 = 
∆ 𝑐𝑖𝑟𝑐𝑢𝑛𝑓𝑒𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎
∆ 𝑑𝑖â𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
=
 
 
 
 
 
(b) Massa da moeda versus ano de confecção da moeda. 
Plote um gráfico de massa da moeda (eixo vertical) versus ano de confecção 
(eixo horizontal) para as diferentes moedas. Dê um título para o gráfico e rotule 
as variáveis (com unidades) plotadas em cada eixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Olhando seu gráfico, é possível ver alguma evidência de alteração na massa 
média das moedas ao longo do tempo? 
 
 
 
 
Em que ano parece que a mudança ocorreu? 
 
 
 
 
Houve alteração no tamanho das moedas? Se não, como elas podem ser do 
mesmo tamanho mas possuírem massas diferentes? 
 
 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
10 
 
 
Dados de densidade da água 
Tabela 1: Densidade de água pura em diferentes temperaturas 
 
 
 
 
3. A flutuabilidade e a densidade do refrigerante diet e normal (um exercício 
em grupo) 
Nome(s) da(s) marca(s) da(s)bebida(s)_______________________________. 
Volume do refrigerante que aparece no rótulo________________________mL. 
Conteúdo de açúcar do refrigerante normal que aparece no rótulo_________g. 
Descreva a flutuabilidade dos frascos de refrigerantes normaise dos dietéticos. 
Qual flutua e qual afunda? 
 
 
 
 
(a) Determinação da massa média dos frascos de refrigerantes cheios e vazios 
de refrigerante normal e dietético. 
Massas dos frascos 
refrigerante normal (g) refrigerante dietético (g) Frasco vazio (g) 
 
 
 
 
 
 
Média: Média: Média: 
 
(b) Depois de subtrair a massa média de um frasco vazia da massa média dos 
frascos de refrigerante normal e diet, calcule a densidade média do refrigerante 
normal e diet. 
Densidade calculada do refrigerante normal 
 
 
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11 
 
Densidade calculada do refrigerante dietético 
 
 
 
(c) Massa (%) calculada de açúcar no refrigerante: g açúcar/g refrigeranteX100 
 
 
 
 
4. Flutuabilidade das soluções de açúcar (sacarose) 
Registre o que você observou quando depositou a solução vermelha de sacarose 
sobre a solução amarela de sacarose e vice-versa. Quais as conclusões acerca 
de qual solução é mais densa, a solução vermelha ou a solução amarela? 
Explique. 
 
 
 
 
5. Medição quantitativa, da densidade das soluções de açúcar (sacarose) 
Calculando a densidade, use o volume nominal da solução (10,00mL) ou 
preferivelmente o volume corrigido, determinando a partir da calibração da 
pipeta: 
 (a) solução 
vermelha de 
sacarose 
(b) solução 
amarela de 
sacarose 
(c) água 
Temperatura, °C 
 Exper. 
1 
Exper. 
2 
Exper. 
1 
Exper. 
2 
Exper. 
1 
Exper. 
2 
Massa frasco 
vazio (g) 
 
Massa frasco 
vazio + solução 
(g) 
 
Massa líquida da 
solução (g) 
 
Massa média da 
solução (g) 
 
Volume da 
solução (mL) 
 
Densidade 
calculada (g/mL) 
 
 
6. Fazendo um gráfico de densidade vs. massa (%) de sacarose 
Faça o gráfico de densidade (g/mL) vs. massa (%) de sacarose. Considere 
adequado que a escala de densidade varie de 0,99 a 1,08g/mL e a massa (%) 
de sacarose, de 0 a 20%. 
No gráfico deve haver o ponto correspondente à água pura e correspondentes 
às soluções vermelhas e amarelas.Trace a reta de ajuste para os pontos. Pode 
usar um programa computacional para traçar o gráfico. 
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5. A densidade da amostra metálica sólida 
(a) Densidade 
 
 
 
 
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13 
 
Experimento 2 - Determinação de uma fórmula química: a reação de Iodo 
com Zinco 
 
Esse procedimento experimental é uma adequação do experimento presente no 
livro "Química no Laboratório", 5ª edição, J.M. Postma, J.L.Roberts Jr. and J.L. 
Hollenberg. Editora Manole, 2009. 
 
Objetivo 
Determinar a razão da massa iodo/zinco para o iodeto de zinco preparado 
reagindo o zinco com o iodo em solução; usar a razão da massa e a razão da 
massa atômica iodo/zinco para determinar a fórmula química mais simples para 
o iodeto de zinco; escrever uma equação química balanceada para a reação do 
zinco com o iodo e mostrar que a massa é conservada numa reação química. 
 
Preparação Pré-Laboratório 
 
Compreender os conceitos de Estequiometria Química. Cuidados com 
manipulação do Iodo sólido. 
 
 
Materiais Gerais 
 
 - Placa Aquecedora 
 - Folha de Alumínio 
 - Papel Manteiga 
 - Zinco Granulado 
 - Iodo sólido 
 - Metanol 
 - 1 Erlenmeyer de 125 mL 
 - 1 Proveta de 25 mL 
 - 1 Béquer de 250 mL 
 - Bastão de vidro (baqueta) 
- Dessecador 
 
 
Procedimento Experimental 
 
1. Reação do Iodo com o Zinco 
Pese o frasco de Erlenmeyer. Registre a massa do frasco. Pese 
antecipadamente 2,0  0,1g de zinco granulado, num papel de pesagem. 
Adicione os grãos de zinco no frasco de Erlenmeyer e pese novamente. Registre 
a massa do conjunto frasco mais zinco. Pese antecipadamente em papel de 
pesagem 2,0  0,1g de cristais de iodo, com muito cuidado para evitar respingos. 
Adicione os cristais de iodo ao conjunto frasco mais zinco e pese novamente. 
Registre a massa do frasco mais a do iodo e zinco adicionados. 
Ao conjunto (frasco + iodo + zinco) adicione 25 mL de metanol (devido ao 
metanol procure utilizar a capela). Tampe o frasco com a folha de alumínio. Leve 
o frasco para a placa aquecedora mantendo uma temperatura branda, suficiente 
para aquecer o metanol até a fervura. Gire o conteúdo do frasco ocasionalmente 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
14 
 
para dissolver o iodo. Depois do desaparecimento da cor marrom, característica 
do iodo solúvel presente no álcool, cerca 15 ou 20 minutos, a reação se 
completa. Remova o frasco reacional do aquecimento. 
Pese um béquer de 250 mL, seco e limpo, e registre o valor. Transfira o conteúdo 
do Erlenmeyer com o auxílio do bastão de vidro para guiar a solução de álcool 
para o béquer. Tenha cuidado para não deixar que partículas de zinco sólido 
escapem do frasco Erlenmeyer para o béquer. 
Para remover produto que possa ter ficado no Erlenmeyer lave-o com 5mL de 
álcool, mexa por aproximadamente 15 segundos, transferindo posteriormente a 
solução resultante para o béquer, sempre tendo o cuidado para não deixar que 
partículas de zinco sólido escapem do frasco Erlenmeyer para o béquer. Repita 
o procedimento, assim fica assegurado que todo produto reacional foi transferido 
para o béquer. 
Leve o frasco Erlenmeyer para a placa aquecedora para secar o zinco metálico, 
temperatura média (em capela). Caso haja características de sólido branco o 
material deve ser lavado novamente com álcool e essa solução transferida para 
o béquer. O béquer contendo o iodeto de zinco em solução alcoólica também 
ficará sobre a mesma placa aquecedora. 
Com o zinco do Erlenmeyer completamente seco pese o Erlenmeyer e registre 
a massa de zinco que não reagiu. 
Calcule as massas exatas de zinco e iodo que reagiram e defina a fórmula mais 
simples para o iodeto de zinco. 
 
2. Isolamento do Produto da Reação Zinco-Iodo 
Deixe o álcool contido no béquer evaporar completamente (em capela). 
Normalmente são necessários 25 minutos para evaporar todo o metanol. Após 
resfriamento pese novamente o béquer contendo o iodeto de zinco. Tome nota 
da massa. 
Obs: Iodeto de zinco é higroscópico, para que não absorva água do ambiente 
deixe-o esfriar tampado com vidro de relógio ou com folha alumínio ou em 
dessecador. 
Obtenha a massa de iodeto de zinco formado. Compare essa massa com a soma 
das massas de zinco e iodo que reagiram. Seus resultados confirmam o princípio 
de conservação da massa? Tome nota da aparência do produto formado, é muito 
diferente dos reagentes? 
 
Referências Bibliográficas 
Postma, J.M.; Roberts Jr., J.L.; Hollenberg, J.L. "Química no Laboratório", 
Editora Manole, 5ª edição, 2009, 103-110. 
DeMeo, S. “Synthesis and Decomposition of Zinc Iodide: Model Reactions for 
Investigation Chemical Change in the Introductory Laboratory,” J. Chem. Educ., 
1995, 72: 836-839. 
Walker, N. “Tested Demonstrations, Synthesis and Decomposition of ZnI+,” J. 
Chem. Educ., 1980, 57:738. 
Wells, N. and Boschmann, E. “A Different Eperiment on Chemical Composition,” 
J. Chem. Educ., 1977, 54:586. 
 
Folha de respostas 
Imprimir o formulário, após o desenvolvimento do experimento entregar ao 
docente um formulário preenchido por grupo. 
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15 
 
RELATÓRIO 
 
2 
Determinação de uma 
fórmula química: a reação de 
Iodo com zinco 
Nome: 
_________________________ 
_________________________ 
_________________________ 
 
 
 
DADOS E CÁLCULOS 
1. Reação do Iodo com o Zinco 
Antes da reação 
(a) Massa do frasco Erlenmeyer vazio g 
(b) Massa do frasco + Zinco g 
(c) Massa do frasco + Zinco + Iodo g 
 
Depois da reação 
(d) Massa do frasco + Zincoque não 
reagiu 
g 
 
(e) Descreva a aparência da solução após a conclusão da reação. 
 
 
 
 
Cálculos 
 
Calcule a massa de iodo que foi colocada no frasco. Suponha que todo o iodo 
reagiu. 
(f) Massa de Iodo que reagiu g 
(g) Moles de Iodo que reagiram mol 
 
Calcule a massa de zinco que reagiu. 
(h) Massa de Zinco que reagiu g 
(i) Moles de Zinco que reagiram mol 
 
(j) Calcule a razão das massas (I/Zn) que reagiu. 
 
 
 
 
(k) Calcule a razão molar (I/Zn) que reagiu. 
 
 
 
 
(l) Escreva a fórmula mais simples para o iodeto de zinco. 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
16 
 
(m) Escreva uma reação química balanceada para a reação do zinco com o iodo, 
pressupondo que ambos existam como átomos nos sólidos, ou seja, que o iodo 
não seja I2 mas I. 
 
 
 
 
 
2. Isolamento do Produto da Reação Zinco-Iodo 
 
Dados 
(a) Massa do béquer vazio g 
(b) Massa do béquer vazio + produto seco da reação g 
 
(c) Descreva a aparência do produto da reação zinco-iodo 
 
 
 
 
Massa do produto da reação 
(d) Massa do produto da reação de iodeto de zinco g 
 
Massa dos reagentes 
(e) Massa do Iodo que reagiu g 
(f) Massa do Zinco que reagiu g 
(g) Massa total dos reagentes (Zinco + Iodo) g 
 
Calcule a diferença em porcentagem entre a massa do produto e a massa dos 
reagentes. 
𝑑𝑖𝑓𝑒𝑟𝑒𝑛ç𝑎 % =
(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜) − (𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
(𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠)
𝑋100% 
 
 
 
 
QUESTÕES 
1. Sabe-se que o iodo existe no estado sólido como molécula diatômica I2. 
Usando a fórmula simples que você encontrou para o iodeto de zinco, escreva 
uma equação química balanceada para a reação de Zn como I2. 
 
 
 
 
2. Qual observação sustenta a hipótese de que o iodo reagiu com o zinco? 
Explique. 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
17 
 
3. Comente a seguinte afirmativa: “As propriedades dos compostos químicos são 
as propriedades médias dos elementos que o compõem”. Qual evidência você 
pode tirar do presente experimento para apoiar (ou desmentir) essa afirmativa? 
 
 
 
 
4. Suas observações confirmam o princípio de que a massa é conservada numa 
reação química, isto é, que a massa dos produtos é igual à massa dos 
reagentes? Explique. 
 
 
 
 
5. Se no final da reação certa quantidade de zinco não-reagente escapasse do 
frasco Erlenmeyer, a massa do frasco mais a do zinco que não reagiu seria 
menor do que deveria ser. Isso faria a razão das massas calculadas I/Zn ser 
maior ou menor que o valor previsto? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
18 
 
Experimento 3 – Estequiometria de reação e filtração simples e à vácuo 
 
Objetivo: Preparação do KNO3 
 
O Aluno deverá preparar para a aula: 
 
a) Os cálculos teóricos com a previsão da massa do produto. 
b) Pesquisar como o papel pregueado deve ser dobrado. 
 
Procedimento 
 
1) Em um erlenmeyer de 125 mL adicione 30,00 mL de água destilada. 
2) Em seguida adicione 18,00 mL de ácido nítrico concentrado 65%. 
 
3) Colocar o erlenmeyer com a solução de ácido nítrico em um banho de gelo, e 
LENTAMENTE adicione 14,00 g de KOH. Mantenha a solução em constante 
agitação. 
 
4) Após a adição de todo o hidróxido de potássio, estime o pH da solução com 
um papel indicador universal. Anote o valor estimado. 
 
5) Mantenha o banho gelado e a agitação da solução por aproximadamente 10 
min. 
 
6) Após a etapa anterior, aqueça a solução e filtre a mesma em um sistema de 
filtração simples com papel pregueado. Lave o papel pregueado com água 
quente antes da transferência da solução. Colete o filtrado em um béquer de 200 
mL limpo e seco. 
 
7) Aqueça o béquer numa chapa aquecedora até que seu volume final seja 
aproximadamente 1/4 do volume inicial. 
 
8) Retire o béquer do aquecimento, espere o béquer esfriar deixando-o em cima 
de uma placa de amianto, na bancada por alguns minutos. 
 
9) Deixe o sistema em um banho de gelo por aproximadamente 15 min. A 
formação de precipitado de nitrato de potássio deverá iniciar assim que a 
temperatura começar a diminuir. 
 
10) Monte o seu sistema de filtração à vácuo. Recorte o papel de filtro com o 
diâmetro de 1 a 2 mm inferior ao do funil de Buchner. Molhe o papel de filtro com 
água destilada gelada. Conecte o funil de Buchner à bomba de vácuo e efetue a 
filtração utilizando a bomba de vácuo com supervisão do professor. Lave o 
precipitado três vezes com aproximadamente 5 mL de água gelada e em seguida 
com 5 mL etanol gelado. Desconecte o funil da bomba de vácuo. O filtrado será 
utilizado na prática de recuperação do KNO3. 
 
11) Com o auxílio de uma espátula, transfira o sólido para uma cápsula de 
porcelana e leve o conjunto à estufa para secar. Depois de seco, pese o sólido, 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
19 
 
tranfira o sólido para o tubo falcon, identifique e armazene no dessecador. O sal 
obtido será utilizado na prática de Solubilidade e Calorimetria. 
 
Referências Bibliográficas 
 
1. J. C. Kotz e P. Treichel Jr., Química Geral e Reações Químicas, 5ª ed., 
Thomson, São Paulo, 2005 ou 4ª ed., LTC, Rio de Janeiro, 2002. 
2. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Bookman, 2001. 
 
 
Relatório: 
 
O relatório completo será feito após realização do experimento de Solubilidade. 
Cada grupo deverá apresentar um único relatório completo sobre a prática de 
estequiometria e solubilidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
20 
 
Experimento 4 – Solubilidade e recuperação do KNO3 
 
Objetivos: 
 
Estudar o efeito da temperatura na solubilidade de nitrato de potássio em água. 
Recuperar e recristalizar o nitrato de potássio (KNO3) 
 
 
Procedimento 
 
Determinação da curva de solubilidade do KNO3 
Observação: Para a construção das curvas de solubilidade serão determinadas 
as temperaturas em que seis soluções de concentrações conhecidas se tornam 
saturadas (início da cristalização). Cada grupo irá determinar dois pontos da 
curva. Aguarde as instruções do professor para saber quais os pontos seu grupo 
deverá determinar. 
 
Pese, em balança semi-analítica, as seguintes quantidades do nitrato de 
potássio conforme orientação do professor: 1,50; 2,00; 3,00; 4,00; 5,00 e 6,00 g. 
Transfira para um tubo de ensaio (20 x 150 mm) e adicione 5,0 mL de água 
destilada com uma pipeta volumétrica de 5,0 mL. Solubilize o nitrato de potássio 
e verifique se ocorre variação de temperatura (anote a temperatura da água 
antes e depois da adição ao sal) para saber se a dissolução do sal é um processo 
endotérmico ou exotérmico (porém, não use estes dados para a curva!). NÃO 
utilize o termômetro para solubilizar o nitrato de potássio. 
Aqueça o tubo de ensaio em banho de água quente, agitando com bastão de 
vidro continuamente até a dissolução completa do sal. Interrompa o aquecimento 
e introduza um termômetro na solução deixando-a esfriar à temperatura 
ambiente. Anote a temperatura na qual o sal começa a cristalizar. 
Repita a operação, bastando para tal reaquecer o tubo até a dissolução dos 
cristais. O resultado final deve ser a média de dois resultados concordantes. 
Caso a cristalização não ocorra mesmo à temperatura ambiente, resfrie o tubo 
mergulhando-o num béquer contendo água gelada, mantenha a agitação e 
determine a temperatura de início de cristalização. 
Ao final do experimento, aqueça o tubo até a dissolução completa do sólido e 
transfira a soluçãopara o béquer que se encontra na capela. Este solução será 
utilizado no experimento de recuperação do KNO3. 
 
Não jogue o Nitrato de Potássio na Pia. 
 
Recuperação e Recristalização do nitrato de potássio 
Meça e transfira 100 mL da solução a ser recuperada para um béquer de 250 
mL. Aqueça a solução e filtre em um sistema de filtração simples à quente, 
utilizando papel pregueado umedecido com água quente. Transfira o filtrado para 
um novo béquer de 250 mL limpo e seco; reduza o volume da solução até 25% 
do volume inicial utilizando uma chapa aquecedora na capela de exaustão. 
Retire o béquer do aquecimento, leve-o até a bancada e deixe-o esfriar sobre 
uma tela de amianto por alguns minutos. 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
21 
 
Promova o esfriamento do sistema em um banho de gelo por aproximadamente 
15 min. A formação de precipitado de nitrato de potássio deverá iniciar assim 
que a temperatura começar a diminuir.Monte o seu sistema de filtração à vácuo. 
Recorte o papel de filtro com o diâmetro de 1 a 2 mm inferior ao do funil de 
Büchner. Molhe o papel de filtro com água destilada gelada. Conecte o funil de 
Büchner à bomba de vácuo e efetue a filtração utilizando a bomba de vácuo com 
supervisão do professor. Lave o precipitado três vezes com aproximadamente 
5 mL de água gelada e em seguida com 5 mL etanol gelado. Com o auxílio de 
uma espátula, transfira o sólido para uma cápsula de porcelana e leve o conjunto 
à estufa para secar. Depois de seco, pese o sólido, transfira o sólido para o tubo 
falcon, identifique e armazene no dessecador. 
 
Bibliografia 
1. J. C. Kotz, P. M. Treichel e G. C. Weaver, Química Geral e Reações Químicas, 
6ª ed., Thomson, São Paulo, 2010. 
2. E. Giesbrecht et alii., PEQ - Experiências de Química: Técnicas e Conceitos 
Básicos, Ed. Moderna/EDUSP, 1979. 
3. J. E. Brady, F. Senese Química: A matéria e suas transformações, 5ª ed., LTC, 
Rio de Janeiro, 2009. 
4. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, 5ª ed., Bookman, 2012. 
5. J. M. Postma, J. L. Roberts Jr. e J. L. Hollenberg, Química no Laboratório, 5ª 
ed., Manole, Barueri, 2010. 
 
Relatório Completo: 
Deve conter os dados dos experimentos 4 e5. Em relação ao experimento de 
solubilidade, o relatório deverá obrigatoriamente conter: 
1) Construa a curva de solubilidade utilizando a massa do soluto que se 
dissolve em 100 g de água a uma temperatura específica. Utilize os dados 
experimentais coletados e os transforme de forma a obtê-los proporcional 
a grama de soluto/100 grama de água para obter a solubilidade do KNO3. 
Plote o gráfico. Compare seus resultados experimentais com os dados da 
literatura. 
2) De acordo com suas observações, comente em termos de ΔHdissol e 
espontaneidade, as mudanças de energia na formação das soluções 
formadas no experimento de hoje. 
3) De acordo com os seus dados, como a solubilidade do KNO3 é afetada 
com o aumento da temperatura do solvente? 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
22 
 
Experimento 5 – Reações de Produtos Químicos Domésticos 
 
 
Objetivos: 
Descrever as reações químicas de produtos domésticos comuns com vários 
reagentes e deduzir, a partir dos padrões de reação observados, a identidade 
destes produtos químicos apresentada como desconhecida. 
 
Procedimento 
Materiais 
Suprimentos especiais: Uma placa de reação contendo 24 poços, dez pipetas 
de polietileno para transferência, caneta para escrever em vidro, dez tubos de 
ensaio 13 x100 mm, parafilme. 
 
Produtos químicos domésticos: 1. Alvejante líquido; 2. Lysol; 3Bicarbonato de 
sódio; 4. Vanish. 
 
Produtos químicos (reagentes): AgNO3 (0,1 mol/L); CaCl2 (1,0 mol/L); HCl (6,0 
mol/L), azul de timol 0,1% (1,0 g do sal de sódio/L), Corante azul de alimentos. 
 
A) Observando Padrões de Reação Para Os Produtos Químicos 
Domésticos 
 
1. Ler os rótulos dos 4 produtos domésticos e anotar no caderno de 
laboratório: nome comercial do produto, propósito planejado para o produto, 
ingredientes ativos listados no rótulo, suas quantidades e concentrações. 
2. Colocar em 3 tubos de ensaios: 2-3 mL de alvejante líquido; 0,5 mL de 
solução de Lysol; 0,5 g de bicarbonato de sódio. Em um béquer de 30 mL 
adicionar 0,5g de produto de limpeza Vanish. 
3. Preparar 3 soluções para os produtos domésticos químicos a serem 
estudados. Adicionar 8 mL de água destilada a cada um dos dois tubos de 
ensaio contendo o Lysol e o bicabornato de sódio e ao béquer contendo o 
produto Vanish. O alvejante líquido será utilizado com recebido (sem 
diluição). Cobrir as bocas dos tubos de ensaio com o parafilme e agitar até 
que os produtos domésticos fiquem plenamente misturados e que todos os 
sólidos se dissolvam. Mexer o produto Vanish (béquer) com um bastão de 
vidro até que todo o sólido se dissova. 
4. A seguir obter amostras de cada um dos cinco reagentes (~3 mL) em 5 
tubos de ensaios limpos. 
5. Providenciar uma placa de reação com 24 poços. Sendo a placa 
constituída de 4 colunas com seis poços cada (Fig. 2), cada coluna 
corresponderá a um dos 4 produtos domésticos. Adicionar uma solução de 
produto químico (reagente) em cada um dos 5 poços dos 6 que cada coluna 
tem, deixando o sexto poço vazio. Coloque solução suficiente em cada poço 
para cobrir seu fundo com uma profundidade de 2-3 mm (cerca de 0,5 mL). 
6. Imagine agora que a placa tenha 5 fileiras de 4 poços cada (Fig.2). Cada 
fileira corresponderá a um dos 5 reagentes e os poços estão preenchidos 
com os 4 produtos domésticos. 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
23 
 
7. Adicione cerca de 3 gotas de cada reagente aos 4 produtos químicos 
contidos na fileira. 
8. Observar o que acontece assim que o reagente é adicionado e após 30 s. 
Após 5 min. Observar novamente. 
 
Haverá 20 reações possíveis. Notar se há um padrão característico de para 
cada produto doméstico que permita distingui-lo dos outros pela reação 
observada. Observar a diferença entre cada produto químico doméstico. 
 
B) Identificando um produto químico desconhecido pelo seu Padrão de 
Reação 
 
Na mesma placa de 24 poços limpa da Parte A, colocar amostras de produto 
desconhecido e cada um dos poços e adicione os mesmos 5 reagentes 
utilizados na Parte A. Comparar com os produtos domésticos estudados na 
parte A. Registrar todas as observações e suas deduções com base nas 
anotações feitas para os padrões utilizados na parte A. 
 
 
 
 
Figura 2. Quatro produtos químicos domésticos e cinco reagentes são 
misturados em uma placa de reação de 24 poços. 
 
 
Bibliografia 
1. Bosma, WB. “Using Chemistry and Color to Analyze Household Products: A 
10-12 Hour Laboratory Project at the General Chemistry Level”. J. Chem. Educ., 
1988, 75: 214-215. 
2. Meyers, RL. “Indentifying Bottled Water: A Problem- Solving Exercise in 
Chemical Identification”. J. Chem. Educ., 1988, 75: 1585-1587 
 
 
Relatório completo 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
24 
 
Experimento 6 – Equilíbrio Químico 
 
 
Objetivos 
Verificar o princípio de "Le Chatelier" através de um sistema em equilíbrio com 
a ação de um agente externo. 
 
Lista dos principais reagentes e materiais: 
6 tubos de ensaio Etanol absoluto 
1 béquer 100 mL 1 proveta 100 mL 
Bastão de vidro Fio de cobre 10 cm 
Solução de hidróxido de amônio 
(NH4OH) – 1 mol/L 
Tesoura 
Solução de cloreto de ferro III – 0,01 
mol/L 
Ácido nítrico conc. 
Cloreto de amônio (NH4Cl) - sólido Balão volumétrico com tampa 250 
mL 
Tiocianato de amônio (NH4SCN) – 
sólido 
Solução de cloreto de sódio – 0,5 
mol/L 
Solução de nitrato de prata (AgNO3) – 
0,1 mol/L 
Cloreto de cobalto II - sólido 
 
Procedimento ExperimentalObserve o deslocamento de equilíbrio da reação química por efeito da variação 
de concentração de um dos participantes da reação química. 
Anote as observações efetuadas cuidadosamente, elas serão necessárias para 
a elaboração do relatório. 
 
Parte A 
 
Coloque 40 mL de água no béquer. 
 
Junte 5 mL de solução de cloreto de ferro III e 5 mL de solução de tiocianato de 
amônio. 
 
Agite com o bastão de vidro. Observe a cor desenvolvida. 
 
Coloque 10 mL da solução acima em 4 tubos de ensaio identificados. 
 
Tubo I: servirá como padrão. 
Tubo II: adicione 2 mL de solução de cloreto de ferro III, agite e compare a cor 
com a do tubo I. 
 
Tubo III: adicione uma pequena ponta de espátula de tiocianato de amônio. Agite 
e compare com a cor do tubo I. 
Tubo IV: adicione uma pequena ponta de espátula de cloreto de amônio. Agite e 
compare com a cor do tubo I. 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
25 
 
Parte B 
Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de nitrato de prata (AgNO3) e 
1 mL de solução de cloreto de sódio (NaCl). 
 
Deixe decantar e retire o líquido sobrenadante. 
 
Ao sólido restante no tubo, adicione solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e 
observe. 
 
Parte C 
Em um tubo de ensaio adicione 50 mg de cloreto de cobalto (CoCl2.nH2O) e 3 
mL de etanol absoluto. 
 
Agite até dissolver. 
 
Em seguida, acrescente 4 a 6 gotas de água. Espere um pouco e observe a 
mudança de cor. 
 
Coloque o tubo de ensaio em um recipiente com água quente e observe. 
 
Em seguida, coloque o mesmo tubo em um banho com água e gelo e verifique 
as mudanças. 
 
Parte D 
Cortar o fio de cobre em pedaços de ~1 cm e transferir para o balão volumétrico. 
Na capela de exaustão, adicionar cuidadosamente 1,5 mL de HNO3 
concentrado. Em seguida tampar (imediatamente) o balão e deixar o gás se 
formar. Estabelecido o equilíbrio – após o consumo do metal – colocar o balão 
em banho de gelo e observar. Posteriormente, transfira o balão para o banho 
termostatizado a 50 °C e observe e anote suas observações. 
 
Referências Bibliográficas 
 
1. Princípios de Química, P.Atkins e L. Jones; Bookman, 3ª ed, 2006. 
2. J. C. Kotz e P. Treichel Jr., Química geral e reações químicas, 5ª ed., 
Thomson, São Paulo, 2005 ou edições anteriores. 
3. A I. Vogel, Química Analítica Qualitativa, 5ª ed., Mestre Jou, São Paulo, 1981. 
3. D. J. Maia, W. A. Gazotti, M. C. Canela e A. E. Siqueira, Química Nova na 
Escola, 2005, 21, 44-46. 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
26 
 
Experimento 7 – Equilíbrio Ácido Base 
 
 
Objetivos 
Observar comportamento e perturbações de sistemas em equilíbrio. 
Verificar casos de hidrólise e a capacidade tamponante. 
 
Procedimento Experimental 
Haverá na bancada da frente uma estante de tubos de ensaio contendo soluções 
de pH 1 até 13, com o indicador universal, para possibilitar a estimativa do valor 
de pH. Foto desta montagem poderá ser projetada para facilitar a visualização 
para os alunos do fundo da sala. 
 
 
a) Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco 
Coloque em um tubo de ensaio 2 a 3 mL (40 a 60 gotas) de solução de ácido 
acético 0,2 mol/L. Adicione 1 a 2 gotas de solução de indicador universal (mistura 
de vermelho de metila, fenolftaleína, azul de timol e azul de bromotimol): agite, 
observe a coloração e anote o valor correspondente do pH. 
Transfira metade da solução a outro tubo de ensaio igual, limpo e seco. A um 
destes tubos adicione 1 a 1,5 mL (20 a 30 gotas) de água destilada e agite. Ao 
outro tubo adicione, sempre sob agitação, sucessivas porções de 5 gotas de 
solução de acetato de sódio 0,4 mol/L, até que o volume total se iguale ao do 
primeiro tubo. Após cada adição, observe a cor, anote-a e anote o pH 
correspondente. Estime o pH da solução a cada dez gotas: monte o equilíbrio 
apropriado, utilize as expressões pertinentes e leve em conta a variação de 
volume (diluição). 
 
b) “Hidrólise” de sais em soluções 
Coloque, em tubos de ensaio numerados, soluções aquosas (aproximadamente 
40 gotas) dos seguintes sais: 
 
1) Cloreto de amônio, 
 
2) Acetato de sódio, 
 
3) Carbonato de sódio, 
 
4) Hidrogenocarbonato de sódio, 
 
5) Hidrogenossulfato de potássio, 
 
6) Monohidrogenofosfato de sódio, 
 
7) Dihidrogenofosfato de sódio, 
 
8) Nitrato ou cloreto de alumínio. 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
27 
 
Adicione aos tubos 1 gota de indicador universal, agite para homogeneizar e 
anote o valor do pH de cada solução. Anote todas as concentrações dos sais 
utilizadas. Estime o pH de cada solução. 
 
c) Estudo da ação tamponante e seus limites 
Calcule os volumes necessários para as preparações das soluções tampão 
(AcOH / AcONa) com as seguintes composições: 0,16 mol.L-1/0,16 mol.L-1, 0,48 
mol.L-1/0,48 mol.L-1 ou 0,8 mol.L-1/0,8 mol.L-1, a partir das soluções estoque 
AcOH (1,0 mol.L-1) e AcONa (1,0 mol.L-1) do laboratório. Coloque 5 mL desta 
solução em um tubo de ensaio e adicione ao mesmo 1 a 2 gotas do indicador 
universal: anote a cor resultante e o correspondente valor de pH. Posteriormente, 
com uma pipeta Pasteur, adicione lentamente (gota a gota) e com contínua 
agitação do tubo, solução de NaOH 0,5 mol.L-1. Sempre que notar mudança de 
coloração, anote o pH correspondente e o número de gotas de NaOH usadas: 
passe esses valores para um gráfico “pH X número de gotas”. Estime o pH a 
cada dez gotas. 
 
Referências Bibliográficas 
1. E. Giesbrecht et al, PEQ, Experiências de Química - Técnicas e Conceitos 
Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, 1982, exp. 13.5, p. 106. 
2. B. H. Mahan e R. J. Myers, Química, um curso universitário, tradução da 4a. 
edição americana, Ed. Edgard Blücher, 1993. 
3. R. Isuyama et al, Experimentos sobre equilíbrio químico, GEEQUIM, IQUSP, 
1985, cap. II, exp. II.1, p.35. 
4. C. R. Silva e J. A. Simoni, “Avaliação da capacidade tamponante – um 
experimento participativo”, Química Nova, 23 (3) 405 (2000). 
 
Instruções para elaboração de relatório 
(I) Introdução, 
(II) Resumo, 
(II) Objetivos, 
(III) Parte Experimental, 
(IV) Resultados, 
(V) Discussão: para cada parte realizada coloque as cores observadas, 
associando-as aos valores correspondentes de pH e os cálculos realizados, 
detalhadamente. Discuta os casos em que houver discrepância entre o pH 
correspondente à cor observada e o pH calculado; 
(VI) Conclusão; 
(VII) Referências Bibliográficas. 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
28 
 
Experimento 8 – Reações Redox 
 
Objetivos 
Estudar as reações de óxido-redução. 
Determinar a reatividade relativa de alguns metais em reações de óxido-redução. 
Conhecer algumas aplicações das reações de óxido-redução. 
 
Potenciais Padrão de Redução 
Procure na literatura os potenciais padrão de redução das espécies que serão 
utilizadas. 
 
Procedimento Experimental 
 
A. Pilha de Daniell 
Material: 2 béqueres de 50 mL; 2 fios com garra tipo “jacaré”; 1 multímetro; 1 
tubo em U; 1 placa de zinco; 1 placa de cobre; pedaços de algodão; solução de 
sulfato de cobre (II) 0,1 mol/L; solução de sulfato de zinco 0,1 mol/L; solução de 
nitrato de sódio 1,0 mol/L; palha de aço; proveta de 50 mL. 
 
a) Com auxílio de uma palha de aço, efetue o polimento de uma lâmina de zinco e 
de uma lâmina de cobre. Lave-as com água destilada e seque-as. 
 
b) Prepare uma ponte salina, em um tubo em U, completando com solução de nitrato 
de sódio 1,0 mol/L e fechando com algodão as extremidades. Cuidado com as 
bolhas de ar. 
 
c) Meça, em uma proveta, 30 mL de solução de sulfato de cobre (II) 0,1 mol/L e 
coloque-a em um béquer de 50 mL. Em outro béquer de 50 mL, coloque 30 mL de 
solução de sulfato de zinco 0,1 mol/L. (confiraas concentrações das soluções 
fornecidas ). 
 
d) Ligue a placa de zinco ao terminal negativo do voltímetro e a de cobre ao positivo. 
Mergulhe as lâminas nas soluções dos íons respectivos. 
 
e) Coloque a ponte salina de tal forma a conectar os béqueres e que cada 
extremidade esteja mergulhada em uma das soluções. Meça a diferença de 
potencial (∆E), utilizando a escala mais adequada do voltímetro. 
 
B – Reações Redox 
 
Objetivos 
Estudar as reações de óxido-redução. 
Determinar a reatividade relativa de alguns metais em reações de óxido-edução. 
Conhecer algumas aplicações das reações de óxido-redução. 
 
Potenciais Padrão de Redução 
Procure na literatura os potenciais padrão de redução das espécies que serão 
utilizadas. 
Procedimento Experimental 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
29 
 
1. Reatividade de metais (Mg, Cu, Zn) e do hidrogênio. 
a) O ensaio consiste em introduzir uma amostra metálica num tubo de ensaio 
contendo cerca de 2 mL de ácido clorídrico (1 mol/L) ou de uma solução do sal 
de outro metal. 
 
b) Faça todas as combinações entre os metais magnésio, cobre e zinco e as 
soluções aquosas de sais desses metais e de ácido clorídrico (1,0 mol/L). 
Lembre-se de identificar cada tubo de ensaio para saber o que está sendo 
misturado. Observe em que casos ocorrem reações e escrevam as devidas 
equações dessas reações. Quais as mudanças observadas? Anote na tabela a 
seguir essas mudanças. 
 
 
OBS: para o Zinco, coloque a solução de HCl em um béquer. Para as outras 
soluções coloque uma gota sobre a placa. 
 
 
Referências Bibliográficas 
1. E. Giesbrecht et al., PEQ, Experiências de Química - Técnicas e Conceitos 
Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, 1979. 
2. P. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e 
o Meio Ambiente, Bookman, 2001. 
3. D.L. Reger, S.R. Goode e E.E. Mercer, Chemistry Principles and Practice, 
2a.ed., Saunders College Publishing, 1997. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química das Transformações - Unidade Curricular Experimental 
30 
 
Experimento 10 – Baseado em um artigo com o personagem Sherlock 
Holmes 
 
Esta história apresenta um problema de análise química qualitativa, sob a forma 
de um mistério envolvendo a dupla Sherlock Holmes e Dr. Watson. 
 
Objetivos 
Desenvolver o senso crítico, a prática de observação e o raciocínio para a 
investigação de propriedades físicas e químicas de substâncias químicas. 
 
A história, narrada pelo Dr. Watson 
 
Acordei tarde, naquela manhã. Da rua, chegavam ruídos de carruagens, 
abafados pela grossa camada de neve que caíra durante a noite e misturados 
às vozes animadas das poucas pessoas que passavam apressadas pela Baker 
Street. Era o último Natal do século XIX, fazia frio e o céu exibia um tom azul, 
algo raro em Londres. Enrolado em um cachecol, peguei meu cachimbo e me 
dirigi ao living. Encontrei Holmes ao lado da lareira crepitante, meio mal 
humorado e tentando manter seu ânimo concentrado no restauro do acabamento 
de seu precioso violino. Essa tarefa consumira seu tempo nas últimas semanas 
e o deixava frustrado por não conseguir obter um verniz com a qualidade 
adequada. Uma batida na porta anunciou a chegada da governanta, Sra. 
Hudson, que entrou trazendo um pacote embrulhado em papel vermelho 
brilhante com a inscrição: ‘Sr. Sherlock Holmes, Feliz Natal’. Ela havia 
encontrado o pacote no degrau, em frente ao apartamento, naquela manhã. 
Ao abrir cuidadosamente o pacote, Holmes encontrou um frasco, sem rótulo, 
contendo um pó branco. Ficou muito apreensivo e me pediu para dizer os nomes 
das pessoas envolvidas nos casos mais recentes. Tentei tranqüilizá-lo, 
sugerindo que era apenas um presente de Natal, porém Holmes retrucou com 
severidade, batendo impacientemente os dedos: “Os nomes, Watson. Pois a 
inscrição não é característica de uma escrita natural, mas foi feita de maneira a 
ocultar a verdadeira identidade da pessoa que enviou o pacote. Poderia ser uma 
vingança.” 
“Bem, Holmes, tem sempre o Moriarty, ou poderia ser Porlanto, o fraudador, 
Gladson, o envenenador, ou Kilburn, que matou seu enteado. Parecem ser, no 
momento, os mais suspeitos.” 
Holmes levou o frasco para a sua bancada de experimentos químicos e começou 
a trabalhar. A Sra. Hudson e eu celebramos sozinhos o Natal, com ganso assado 
e três variedades de suas famosas tortas, enquanto Holmes continuava 
trabalhando. 
Holmes reapareceu às 10 h 30 min da noite. Eu esperava um olhar de triunfo, 
visto que em outras ocasiões, as pesquisas químicas de Holmes sempre o 
auxiliaram na solução dos casos. Mas, desta vez, um ar confuso sombreava o 
seu semblante. 
Holmes disse que, entre outros ensaios, testara a toxicidade do pó branco. Para 
isso fez com que um camundongo ingerisse um pouco do mesmo. A observação 
por algumas horas não indicou mudança no comportamento do animal, donde 
Sherlock Holmes concluiu que não era tóxica ou mesmo uma droga. 
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“É um presente, Holmes, o aceite como tal e venha comemorar a data conosco!” 
Eu lhe disse, já aborrecido com a sua falta de espírito natalino. Mas Holmes 
ignorou-me e voltou à bancada de trabalho, onde com uns cálculos e mais alguns 
testes esclareceu finalmente o mistério. 
Os outros experimentos realizados por Sherlock Holmes estão descritos no 
procedimento e você deve efetuá-los para poder identificar o pó branco recebido. 
 
Procedimento Experimental 
Você vai dispor de uma amostra do pó branco, que Sherlock Holmes recebeu 
como presente de Natal. Efetue os ensaios abaixo e anote todas as suas 
observações. 
 1. Observe a amostra. Verifique se apresenta cheiro característico. 
 2. Coloque um pouco da amostra num béquer, cubra com um vidro de 
relógio e verifique o efeito do aquecimento, utilizando uma chapa elétrica, na 
capela. Depois do teste, retire o béquer da chapa, espere esfriar e observe. 
 3. Teste a sua solubilidade. Tente dissolvê-lo em etanol e depois em água. 
Se for pouco solúvel, verifique o efeito da variação da temperatura - primeiro 
aqueça e depois resfrie o sistema. 
 4. Coloque em um béquer de 50 mL um pouco do sólido, adicione água 
destilada, agite bem e investigue a propriedade eletrolítica do sistema, isto é, se 
ele permite a passagem de corrente elétrica. Para isso utilize o condutivímetro 
confeccionado pela UNIFESP. Remova o condutivímetro e aqueça o sistema. 
Recoloque o condutivímetro na mistura aquecida e observe, esperando até o 
sistema esfriar. Para efeito comparativo, verifique a condutividade de uma 
solução diluída de ácido clorídrico. 
 5. Avalie o que ocorre com o indicador tornassol em contacto com uma 
solução aquosa da amostra. Para isso, coloque em um vidro de relógio dois 
pedaços pequenos de papel vermelho de tornassol. Umedeça um deles com 
água destilada, utilizando um bastão de vidro, e o outro com a solução problema, 
usando outro bastão de vidro. Repita o teste usando papel azul de tornassol. 
 7. Verifique o comportamento da amostra em presença de ácidos e bases. 
Para isso, coloque um pouco do sólido em dois tubos de ensaio, adicione solução 
1,0 mol L-1 de ácido clorídrico a um deles e solução 1,0 mol L-1 de 
hidróxido de sódio ao outro. 
 8. Coloque um pouco do sólido em um tubo de ensaio. Adicione um pouco 
de água, e agite bem. Em seguida, adicione algumas gotas de solução aquosa 
de nitrato de prata. Observe. Agite a solução, deixe-a em repouso por alguns 
minutos e observe-a. Na sequência, adicione algumas gotas de solução aquosa 
de cloreto de amônio, agite e observe. 
 9. Coloque um pouco do sólido em um tubo de ensaio limpo e seco. 
Adicione um pouco de água e agite bem. Mergulhe a alça de platina na solução 
e leve-a para a chame de um bico deBunsen. Observe. 
 10. Finalmente, misture um pouco do sólido com bicarbonato de sódio 
sólido. Adicione um pouco de água destilada, agite e observe. 
 Com base em todas as informações obtidas e consultas os manuais de 
substâncias químicas, tente identificar a amostra. 
Instruções para elaboração do relatório 
Será feito em classe, em duplas, após a parte experimental e em formulário 
próprio. 
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Para pensar em casa: Qual a sua concepção sobre método científico e como ele 
foi exercitado neste experimento? Se a história se passasse em nosso milênio, 
que outras técnicas poderiam ter sido utilizadas para identificar a amostra? 
 
Referências Bibliográficas 
1. T. G. Waddell e T. R. Rybolt, “The Chemical Adventures of Sherlock Holmes - 
A Christmas Story”, J. Chem. Educ. 1991, vol. 68, p. 1023-1024. 
2. E. Giesbrecht, coord., PEQ - Experiências de Química: Técnicas e Conceitos 
Básicos, Ed. Moderna e EDUSP, São Paulo, 1982. 
3. A. I. Vogel, Practical Organic Chemistry, 3a ed., Longman, London, 1970. 
4. Lange’s Handbook of Chemistry, J. A. Dean, McGraw Hill; CRC Handbook of 
Chemistry and Physics, The Chemical Rubber Co.; The Merck Index, Merck & 
Co. 
5. Textos sobre o método científico. Por exemplo, acesse o seguinte endereço 
eletrônico: http://biology.clc.uc.edu/courses/bio104/sci_meth.htm.