Apostila PraticasQGERAL FSA

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Aulas Práticas de Química Geral e Inorgânica 
ASSOCIAÇÃO TERESINENSE DE ENSINO - ATE
FACULDADE SANTO AGOSTINHO
COORDENAÇÃO DE ENGENHARIA ELÉTRICA
DISCPLINA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
AULAS PRÁTICA DE QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
PROF (a): Msc. Giancarlo da Silva Sousa
A DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA NO LABORATÓRIO
	Um experimento químico envolve a utilização de uma variedade de equipamentos de laboratório bastante simples, porém, com finalidades específicas. O emprego de um dado material ou equipamento depende de objetos específicos e das condições em que serão realizados os experimentos.
Esta disciplina tem por objetivo ensinar conceitos químicos, terminologia e métodos laboratoriais, bem como proporcionar o conhecimento de materiais e equipamentos básicos de um laboratório e suas aplicações específicas.
Objetivos 
Gerais: Iniciar os alunos em trabalhos gerais de laboratório e prepará-los para executar experiências nas diversas áreas da Química.
Específicos: Transmitir aos alunos noções de segurança, de técnicas básicas de laboratório e de conceitos fundamentais em Química.
Métodos utilizados:
Execução de trabalhos práticos em laboratório, coleta de dados experimentais, exercícios e discussões.
Atividades discentes:
Realização de pesquisa bibliográfica
Execução de experimentos no laboratório
Discussão de resultados
Elaboração de relatórios
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1. Procedimento de Trabalho no Laboratório
	1. 	O trabalho num laboratório químico só é efetivo quando realizado conscienciosamente e com compreensão da sua teoria. Além disso, toda atividade experimental requer que o experimentador SEJA CUIDADOSO E ESTEJA ATENTO. Mesmo um experimento aparentemente inofensivo, pode resultar em conseqüências sérias quando planejado de maneira imprópria.
	2. 	Todo aluno ou grupo terá um LUGAR NO LABORATÓRIO (BANCADA), QUE DEVERÁ SER MANTIDO LIMPO E ARRUMADO. Somente os materiais necessários ao experimento deverão permanecer sobre a bancada.
3. 	O estudante, antes de iniciar o trabalho de laboratório deve: 
Conhecer todos os detalhes do experimento que irá realizar
Ter conhecimento sobre as propriedades das substâncias a serem utilizadas
Familiarizar-se com a teoria relativa ao tópico em estudo
Ter um protocolo experimental escrito envolvendo todas as atividades a serem realizadas.
Vestir avental e óculos de segurança sempre que trabalhar no laboratório (itens de uso pessoal que devem ser providenciados pelo aluno).
NUNCA REALIZE EXPERIMENTOS QUE NÃO SEJAM INDICADOS NO GUIA SEM ANTES CONSULTAR O PROFESSOR RESPONSÁVEL
Anotações de Laboratório
Utilize um caderno de uso exclusivo para as atividades de laboratório
Após estudar a atividade experimental a ser realizada, faça um protocolo do que será feito detalhando montagem de equipamentos, cálculo da massa de reagentes necessários para preparar soluções e uma lista sintética das etapas a realizar 
Anote todas as suas observações do trabalho experimental e suas conclusões.
Um relatório completo sobre a prática deverá ser entregue com um prazo máximo de 7 dias a partir da data de realização do experimento.
2. Regras Básicas de Segurança
 
Realize todo o trabalho com substâncias voláteis na capela.
Trabalhe longe de chamas quando manusear substâncias inflamáveis.
Quando aquecer soluções num tubo de ensaio segure-o sempre com a abertura dirigida para longe de você ou seus vizinhos no local de trabalho.
Sempre coloque os resíduos de metais, sais e solventes orgânicos nos recipientes adequados.
Use os óculos protetores de olhos, sempre que estiver no laboratório.
Use sempre guarda-pó, de algodão com mangas compridas.
Não fume, não coma ou beba no laboratório.
Evite trabalhar sozinho, e fora das horas de trabalho convencionais.
Não jogue material insolúvel nas pias (sílica, carvão ativo, etc). Use um frasco de resíduo apropriado.
Não jogue resíduos de solventes nas pias. Resíduos de reações devem ser antes inativados, depois armazenados em frascos adequados.
Não entre em locais de acidentes sem uma máscara contra gases.
Nunca jogue no lixo restos de reações.
Realize os trabalhos dentro de capelas ou locais bem ventilados.
Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos) procure o médico indicando o produto utilizado.
Se atingir os olhos, abrir bem as pálpebras e lavar com bastante água. Atingindo outras partes do corpo, retirar a roupa impregnada e lavar a pele com bastante água. 
Não trabalhar com material imperfeito, principalmente o de vidro que contenha pontas ou arestas cortantes.
 Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando o seu escapamento.
 Não deixar vidro quente em lugares onde possam pegá-los indevidamente.
 Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa.
 Não aquecer reagentes em sistema fechado.
 Não provar ou ingerir drogas ou reagentes de laboratório.
 Não aspirar gases ou vapores.
Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido.
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3. ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS SOCORROS
3.1.QUEIMADURAS
Superficiais: quando atingem algumas camadas da pele.
Profundas: quando há destruição total da pele.
Queimaduras térmicas - causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos)
Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, paraqueimol, furacim solução, etc.
Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%, ou soro fisiológico, encaminhar logo à assistência médica.
Queimaduras químicas - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc.
Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio a 1% e, novamente com água.
Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar com solução de ácido acético a 1% e, novamente com água .
Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água.
ATENÇAO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões - Não fure as bolhas existentes.
Não toque com as mãos a área atingida. - Procure um médico com brevidade.
c) Queimaduras nos olhos
Lavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro fisiológico, durante vários minutos, e em seguida aplicar gazes esterilizada embebida com soro fisiológico, mantendo a compressa, até consulta a um médico.
3.2. ENVENENAMENTO POR VIA ORAL
A droga não chegou a ser engolida. Deve-se cuspir imediatamente e lavar a boca com muita água. Levar o acidentado para respirar ar puro.
A droga chegou a ser engolida. Deve-se chamar um médico imediatamente. Dar por via oral um antídoto, de acordo com a natureza do veneno.
3.3. INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA
Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o descansar.
Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto adequado.
ATENÇÃO: "A CALMA E O BOM SENSO DO QUÍMICO SÃO AS MELHORES PROTEÇÕES CONTRA ACIDENTES NO LABORATÓRIO".
4. Roteiro para Elaboração de Relatório
	Um texto científico deve conter no mínimo as seguintes partes: introdução, desenvolvimento e conclusão. O relato por escrito, de forma ordenada e minuciosa daquilo que se observou no laboratório durante o experimento é denominado relatório. Tratando-se de um relatório de uma disciplina experimental aconselha-se compô-lo de forma a conter os seguintes tópicos:
TÍTULO: uma frase sucinta, indicando a idéia principal do experimento.
RESUMO: um texto de cinco linhas, no máximo, resumindo o experimento efetuado, os resultados obtidos e as conclusões a que se chegou.
INTRODUÇÃO: um texto, apresentando a relevância do experimento, um resumo da teoria em que ele se baseia e os objetivos a que se pretende chegar. 
PARTE EXPERIMENTAL: um texto,descrevendo a metodologia empregada para a realização do experimento. Geralmente é subdividido em duas partes: Materiais e Reagentes: um texto, apresentando a lista de materiais e reagentes utilizados no experimento, especificando o fabricante e o modelo de cada equipamento, assim como a procedência e o grau de pureza dos reagentes utilizados; Procedimento: um texto, descrevendo de forma detalhada e ordenada as etapas necessárias à realização do experimento.
RESULTADOS E DISCUSSÃO: um texto, apresentando resultados na forma de dados coletados em laboratório e outros resultados, que possam ser calculados a partir dos dados. Todos os resultados devem ser apresentados na forma de tabelas, gráficos, esquemas, diagramas, imagens fotográficas ou outras figuras. A seguir, apresenta-se uma discussão concisa e objetiva dos resultados, a partir das teorias e conhecimentos científicos prévios sobre o assunto, de modo a se chegar a conclusões. 
CONCLUSÃO: um texto, apresentando uma síntese sobre as conclusões alcançadas. Enumeram-se os resultados mais significativos do trabalho. Não se deve apresentar nenhuma conclusão que não seja fruto da discussão.
REFERÊNCIAS: Livros, artigos científicos e documentos citados no relatório devem ser indicados a cada vez que forem utilizados. Recomenda-se a formatação das referências segundo norma da Associação Brasileira de Normas Técnicas (ABNT).
Um Exemplo de Relatório
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DO CHUMBO SÓLIDO
RESUMO
A densidade do chumbo sólido foi determinada, na temperatura de 303,15 K, pela razão entre a massa e o volume de corpos de chumbo de tamanhos variados. Obteve-se o valor 11,4 ( 0,1 g / cm3, o qual apresenta boa concordância com o valor reportado na literatura.
INTRODUÇÃO
	O chumbo é um elemento químico metálico, de número atômico 82, que funde na temperatura de 600,6 K. Seu símbolo químico é Pb. É aplicado em proteção contra radiação ionizante, em acumuladores (baterias), soldas, munição, além de outras. (BARBOSA, 1999)
	 Densidade é a razão entre a massa e o volume (vide Equação 1). É uma propriedade física que pode ser utilizada para identificar substâncias. Pelo fato dos sólidos serem bem pouco compressíveis, a densidade dos sólidos não varia muito com a temperatura.
	
	(1)
	O objetivo deste experimento é determinar a densidade do chumbo sólido e compará-lo com o valor 11,35 g / cm3 apresentado na literatura. (KOTZ, 2002).
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PARTE EXPERIMENTAL
Materiais e Reagentes
	Os seguintes materiais, disponíveis no laboratório de Química da Faculdade Santo Agostinho, foram utilizados neste experimento:
Proveta de vidro (capacidade: 50,0 cm3)
Balança Técnica (precisão (0,1 g) – Fabricante: Perkin Elmer 
	As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório de Química da Faculdade Santo Agostinho, foram utilizadas neste experimento:
Água destilada
Corpos de chumbo (tamanhos variados)
Procedimento
	Foram pesados três corpos de chumbo, de tamanhos variados, em uma balança técnica, anotando-se as massa com precisão de (0,1 g. Cada corpo de chumbo foi imerso em uma proveta de vidro, de capacidade igual a 50,0 cm3, contendo préviamente 25,0 cm3 de água destilada. A seguir, anotou-se o volume de água deslocado após a imersão de cada corpo de chumbo. Todo o procedimento foi feito na temperatura ambiente do laboratório, igual a 303,15 K.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Os valores das massas dos corpos de chumbo e dos volumes de água deslocados após a imersão de cada corpo estão apresentados na Tabela 1. Assumiu-se que o volume deslocado de água corresponde ao volume do corpo imerso. A densidade de cada corpo de chumbo foi calculada, a partir dos valores medidos de massa e de volume, utilizando a Equação 1. Por fim, determinou-se o valor médio da densidade do chumbo e o respectivo desvio-padrão, que mede a precisão do resultado. O valor obtido para a densidade do chumbo é igual a 11,4 ( 0,1 g / cm3 e apresenta uma boa concordância com o valor da literatura 11,35 g / cm3. (KOTZ e Treichel, 2002)
Tabela 1. Valores das massas dos corpos de chumbo, dos volumes de água deslocados e das densidades calculadas.
	Corpo de Chumbo
	massa / g
	volume / cm3
	densidade / g/cm3
	1
	57,5
	5,0
	11,5
	2
	79,8
	7,0
	11,4
	3
	101,7
	9,0
	11,3
	Média
	11,4
	desvio-padrão
	( 0,1
CONCLUSÃO
	A partir de medidas de massa e de volume de corpos de chumbo de tamanhos variados, determinou-se o valor 11,4 ( 0,1 g / cm3 para a densidade do chumbo sólido, na temperatura de 303,15 K. Este valor apresenta uma boa concordância com o valor 11,35 g / cm3, reportado na literatura.
REFERÊNCIAS
BARBOSA, A. L. Dicionário de Química. AB Editora: Goiânia, 1999. p.81.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, Jr. P. Química e Reações Químicas. 4.ed., v.1, LTC Editora S.A.: Rio de Janeiro, 2002.
5. Bibliografia Geral do Curso
 
 ● BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química, a ciência central. São Paulo, Pearson Prentice Hall, 2005. 
 ● UCKO, D.A. Química para as ciências da saúde – uma introdução à química geral, orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992.
 ● LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5 ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1999.
 ● BRADY, JAMES E.; HUMISTON, GERARD E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro, LTC, 2003.
 ● RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
 ● MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4. ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1995.
 ● CARVALHO, Geraldo Camargo de. Química moderna. São Paulo, Scipione, 1997.
 
6. Critérios para a Correção dos Relatórios Correspondentes as Práticas Experimentais
	Seção
	Pontuação
	Apresentação 
(digitação, formatação, tabelas, gráficos, etc.)....................................
	
0,5
	Resumo................................................................................................
	0,5
	Introdução............................................................................................
	1,5
	Objetivos..............................................................................................
	0,5
	Parte Experimental
- Materiais e Reagente.........................................................................
- Procedimento.....................................................................................
	
0,5
0,5
	Resultados e Discussões
Resultados............................................................................................
Discussões (Considerações finais)......................................................
	
1,0
2,0
	Conclusão............................................................................................
	1,5
	Referências (segundo normas ABNT).................................................
	0,5
	Anexos (questões que deverão ser respondidas e que se encontram ao final de cada procedimento experimental)......................................
	
0,5
	Conduta dentro do laboratório (nota individual).................................
	0,5
	TOTAL
	10,0
7. Noções Básicas: Algarismos significativos 
Todas as medidas de uma propriedade físico-química estão afetadas por uma incerteza, chamada em geral erro, desvio ou imprecisão da medida. Por isso, os resultados das medidas devem ser expressos de modo tal que se possa avaliar a precisão com que elas foram feitas (ou calculadas). Portanto, o número que representa a medida de uma propriedade não pode ter uma quantidade qualquer de algarismos, ele deve conter apenas algarismos que representem realmente a precisão com que a medida foi feita, ou seja, todos os algarismos devem ter um significado. Introduzimos assim o conceito de algarismos significativos, procurando indicar que nem todos os algarismos que aparecem na representação de uma medidaou no resultado de uma operação matemática tem significado científico. 
Quando se escreve 6,41mL quer-se dizer que a imprecisão (a dúvida da medida de volume) está no último algarismo "1". É errado escrever que 6,41 mL = 6,410 mL, pois neste último caso a dúvida está no milésimo de centímetro e não em centésimo como no primeiro caso. 
A situação se complica um pouco se aparecem zeros no início ou no fim do número. Os zeros que aparecem no início não são significativos pois indicam simplesmente a posição da vírgula. Assim, 0,003702 e 0,3702 têm o mesmo número de algarismos significativos (4): 3,  7,  0  e  2. Às vezes (não é sempre), os zeros que aparecem como últimas cifras indicam apenas a ordem de grandeza. Por exemplo, 74000  poderia ter apenas dois algarismos significativos (7 e 4) e os três zeros indicam o milhar. Ou então, temos de fato cinco algarismos significativos: 7,  4,  0,  0 e 0. Para evitar confusões, costuma-se escrever o número em potências de 10:  74x103 significa que temos dois algarismos significativos. Se os algarismos significativos fossem cinco, dever-se-ia escrever: 74000. O uso de potência de 10 é indispensável quando tratamos com grandezas muito pequenas ou muito grandes: 6,022x1023,  6,63x10-34j.s. etc. Portanto, quando se escreve um número em potência de 10, o primeiro fator deve indicar os algarismos significativos e o segundo nos diz de quantos zeros se deve deslocar a vírgula.
Para se saber quantos algarismos significativos existem em um número que expressa a medida de uma propriedade, deve-se proceder assim: 
O algarismo que fica mais à esquerda, diferente de zero, é o mais significativo, 
Se não há vírgula, o algarismo que fica mais à direita, diferente de zero, é o algarismo menos significativo, 
Se há vírgula, o último algarismo da direita é o menos significativo, mesmo que ele seja zero, 
Todos os algarismos entre o mais e o menos significativo são significativos. 
Durante os cálculos, pode-se trabalhar com um algarismo a mais, mas ao se apresentar o resultado final, deve-se usar o número correto de algarismos significativos, obedecendo às seguintes regras: 
-se o algarismo a ser cortado for maior ou igual a 5, soma-se 1 ao algarismo anterior, 
-se o algarismo a ser cortado for menor que 5, o algarismo anterior mantém-se inalterado, 
Operações: Fazer as contas com todos os algarismos e no final eliminar os algarismos não significativos, conforme as regras práticas abaixo. 
-Multiplicação: 
1,2 x 1,2 = 
5 x 5 = 
-Divisão 
3,6 / 1,2 = 
36 / 9 = 
-Subtração e adição 
2 3.441 + 57,71 + 1,001 + 0, 0032 + 211, 0 1= 
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8. Equipamentos básicos de laboratório de química
A execução de qualquer tarefa num laboratório de Química envolve geralmente uma variedade de equipamentos que, devem ser empregados de modo adequado, para evitar danos pessoais e materiais. A escolha de um determinado aparelho ou material de laboratório depende dos objetivos e das condições em que o experimento será executado. Entretanto, na maioria dos casos, pode ser feita a seguinte associação entre equipamento e finalidade.
Objetivos
Associar o nome de cada material/ equipamento com seu uso específico;
Reconhecer os diversos materiais de um laboratório;
Aplicar corretamente a técnica de utilização de cada material.
1. Material de vidro
	
	1.1 Balão de fundo chato ou de Florence:
Utilizado no armazenamento e no aquecimento de líquidos, bem como em reações que se processam com desprendimento de gás.
Deve ser aquecido sobre a tela de amianto.
	
	1.2 Balão de fundo redondo:
Muito usado em destilações, para colocação do líquido a ser destilado ou para a coleta do líquido após a condensação do vapor (A). 
Nas versões mais modernas apresenta boca esmerilhada de diâmetro padronizado. Pode se apresentar também na forma de balão de destilação (B), que possui gargalo longo e é provido de saída lateral por onde passam os gases e vapores.
	
	1.3 Balão volumétrico:
Recipiente calibrado, de precisão, destinado a conter um determinado volume de liquido, a uma dada temperatura. É utilizado no preparo e na diluição de soluções de concentração definida (soluções padrão).
Como o volume nominal dos balões volumétricos é geralmente calibrado a 20ºC, não é recomendado colocar soluções aquecidas no seu interior, nem submetê-los a temperaturas elevadas.
	
	1.4 Bastão de vidro:
Usado na agitação e na transferência de líquidos. Quando envolvido em uma das extremidades por um tubo de látex é chamado de "policial" e é empregado na remoção quantitativa de precipitados.
	
	1.5 Béquer:
Recipiente com ou sem graduação, de forma alta (Berzelius) ou baixa (Griffin). Usado no prepraro de soluções, na pesagem de sólidos e no aquecimento de líquidos, bem como em reações de precipitação e recristalização. 
É freqüentemente confeccionado em vidro pirex, resistente a temperaturas elevadas. Apesar disso, não resiste a choques nem a variações bruscas de temperatura. Pode ser aquecido sobre a tela de amianto.
	
	1.6 Bureta: 
Equipamento TD calibrado para medida precisa de volume. Permite o escoamento de líquido e é muito utilizada em titulações. Possui uma torneira controlada de vazão na sua parte inferior. São encontradas no comércio buretas com capacidades que variam de cinco a cem mililitros microburetas com capacidade mínima de cem microlitros. As buretas automáticas possuem dispositivos capazes de abastecê-las automaticamente, evitando a contaminação do titulante com, CO2 do ar.
	
	1.7 Condensador: 
Equipamento destinado a condensação de vapores, utilizado em destilações ou aquecimentos sob refluxo. Os mais comuns são:
a) condensador reto: apresenta uma superfície de condensação pequena e por isso não é apropriado para o resfriamento de líquidos de baixo ponto de ebulição.
b) condensador de bolas: empregado em refluxos. Contribui para que os vapores condensados retornem ao balão de origem.
c) condensador de serpentina: proporciona maior superfície de condensação e é usado principalmente no resfriamento de vapores de líquidos de baixo ponto de ebulição
	
	1.8 Cuba de Vidro:
Recipiente geralmente utilizado em recristalizações. Também, para conter misturas refrigerantes.
	
	1.9 Dessecador: 
Usado no armazenamento de substâncias que devem ser mantidas sob pressão reduzida ou em condições de umidade baixa.
	
	1.10 Frasco de Erlenmeyer:
Recipiente largamente utilizado na análise titulométrica, no
aquecimento de líquidos e na dissolução de substâncias. Pela sua forma cônica, é muitas vezes utilizado para conter soluções durante reações conduzidas sob agitação.
	
	1.11 Frasco de Kitasato:
Frasco cônico de paredes reforçadas, munido de saída lateral. É usado em filtrações sob sucção (ou pressão reduzida).
	
	1.12 Frasco para reativos:
São encontrados em vários tamanhos e diferem, quanto à cor, em frascos incolores ou de cor âmbar. Estes últimos são utilizados para conter reativos e substâncias fotossensíveis.
	
	1.13 Funil de separação:
Vidraria largamente utilizada em extração, decantação, separação de líquidos imiscíveis e adição gradativa de líquidos reagentes durante uma reação química.
	
	1.14 Funil simples:
Empregado na transferência de líquidos e em filtrações simples, utilizando papel de filtro adequado.
	
	1.15 Pesa-filtro:
Recipiente destinado à pesagem de sólidos e de líquidos.
	
	1.16 Pipeta:
Instrumento calibrado para medida precisa e transferência de determinados volumes de líquidos, a dada temperatura.
Existem basicamente dois tipos de pipetas: as volumétricas ou de transferências (A) e as graduadas (B). As primeiras são utilizadas para escoar volumes fixos, enquanto as graduadas são utilizadas para escoar volumes variáveis de líquidos.
	
	1.17 Proveta ou cilindro graduado:
Frasco destinado a medidas aproximadas de volume. São
encontradas no comércio provetas TC e TD, com volume nominal variando de cincomililitros a alguns litros.
	
	1.18 Termômetro:
Instrumento apropriado para medida de temperatura.
	
	1.19 Tubo de ensaio:
Geralmente utilizado em reações tipo teste e em ensaios de precipitação, cristalização e solubilidade. Pode ser aquecido, com cuidado, diretamente sobre a chama do bico de gás.
	
	1.20 Vidro de relógio:
Utilizado no recolhimento de sublimados, na pesagem desubstâncias sólidas, em evaporações e na secagem de sólidas não-higroscópicos.
2. Material de porcelana
	
	2.1 Almofariz e pistilo:
Destinados à pulverização e homogeneização de sólidos, bem como na maceração de amostras que devem ser preparadas para posterior extração. Podem ser feitos de porcelana, ágata, vidro ou metal.
	
	2.2 Cadinho:
Usado na secagem, no aquecimento e na calcinação de
substâncias. Pode ser feito de porcelana, metal ou teflon.
	
	2.3 Cápsula:
Usada na evaporação de soluções, na sublimação e secagem de sólidos e na preparação de misturas.
	
	2.4 Espátula:
Usada para transferir substâncias sólidas, especialmente em pesagens. Pode ser fabricada em aço inoxidável, porcelana e plástico.
	
	2.5 Funil de Büchner:
Utilizado em filtrações por sucção (ou sob pressão reduzida), devendo ser acoplado a um frasco Kitasato.
	
	2.6 Triângulo de porcelana:
Usado como suporte no aquecimento de cadinhos.
3. Material de metal
	
	3.1 Bico de gás:
Fonte de calor destinada ao aquecimento de materiais não inflamáveis. A chama de um bico de gás pode atingir temperatura de até 1500ºC. Existem vários tipos de bicos de gás (ver figura), as todos obedecem a um mesmo princípio básico de funcionamento: o gás combustível é introduzido numa haste vertical, em cuja parte inferior há uma entrada de ar para suprimento de oxigênio, o gás é queimado no extremo superior da haste. Tanto a vazão do gás quanto a entrada de ar podem ser controladas de forma conveniente. 
Os tipos mais comuns de bicos de gás são: (A) bico de Bunsen; (B) bico de Tirril; e (C) bico de Mecker.
	
	3.2 Pinças:
As pinças de Mohr (A) e de Hoffmann (B) têm por finalidade impedir ou reduzir o fluxo de líquidos ou de gases através de tubos flexíveis. Já a pinça representada em (C) é muito empregada para segurar objetos aquecidos, especialmente cadinhos.
	
	3.3 Tela de amianto:
Tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir uniformemente o calor durante o aquecimento de recipientes de vidro ou metal expostos à chama do bico de gás.
	
	3.4 Tripé:
Usado como suporte, principalmente de telas de amianto e triângulos de porcelana.
4. Material de metal usados em montagens
	
	4.1 Argola:
Usada como suporte para funis e telas de amianto.
	
	4.2 Garras:
São feitas de alumínio ou ferro, podendo ou não ser dotadas de mufas. Ligam-se ao suporte universal por meio de parafusos e destinam-se à sustentação de utensílios com buretas, condensadores, frascos Kitasato e balões de fundo redondo.
	
	4.3 Mufa:
Adaptador de ferro ou alumínio com parafusos nas duas extremidades, utilizada para a fixação de garras metálicas ao suporte universal.
	
	4.4 Suporte universal:
Serve para sustentar equipamentos em geral.
5. Materiais diversos
	
	5.1 Balança analítica:
Instrumento utilizado para determinação de massa. As balanças analíticas podem ser classificadas em duas categorias:
a) balança de braços iguais: efetua a pesagem mediante a comparação direta. Foi largamente utilizada até a década de 50, sendo posteriormente substituída pela balança analítica de prato único. 
b) Balança de prato único: possui um contrapeso que
balanceia as massas conhecidas e o prato (ver figura). Um objeto é pesado através da remoção de massas conhecidas até que o equilíbrio com o contrapeso seja restabelecido; deste modo, o valor da massa desconhecida é igual ao total das massas removidas.
	
	5.2 Banho-maria:
Equipamento utilizado para aquecimento e incubação de
líquidos a temperaturas inferiores a 100ºC.
	
	5.3 Centrífuga:
Instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos suspensos em líquidos. É empregado, também, na separação de emulsões.
	
	5.4 Estante para tubos de ensaio:
Pode ser feita de metal, acrílico ou madeira.
	
	5.5 Estufa:
Equipamento empregado na secagem de materiais por
aquecimento. Atinge, em geral, temperaturas de até 200ºC.
	
	5.6 Manta elétrica:
Utilizada no aquecimento de líquidos contidos em balões de fundo redondo.
	
	5.7 Mufla ou forno:
Utilizada na calcinação de substâncias. Atinge em geral,
temperaturas na faixa de 1000 a 1500ºC.
	
	5.8 Pinça de madeira:
Utilizada para segurar tubos de ensaio, geralmente durante aquecimento.
	
	5.9 Pisseta ou frasco lavador:
Frasco próprio para armazenamento de pequenas quantidades de água destilada, álcool ou outros solventes. É usado para efetuar a lavagem de recipientes ou precipitados com jatos do líquido nele contido.
	
	5.10 Trompa de água:
Dispositivo para aspirar o ar e reduzir a pressão no interior de um frasco. É muito utilizado em filtrações por sucção, geralmente adaptado a um frasco kitasato.
AULA N°1: Uso da balança analítica
1. Objetivos
	Aprender a utilizar corretamente a balança analítica. Considerar os algarismos significativos durante a operação de pesagem. 
2. Importante
A balança analítica é um dos instrumentos de medida mais usados no laboratório e dela dependem basicamente todos os resultados analíticos. 
As balanças analíticas modernas, que podem cobrir faixas de precisão de leitura da ordem de 0,1 µg a 0,1 mg, já estão bastante aperfeiçoadas a ponto de dispensarem o uso de salas especiais para a pesagem. Mesmo assim, o simples emprego de circuitos eletrônicos não elimina as interações do sistema com o ambiente. Destes, os efeitos físicos são os mais importantes, pois não podem ser suprimidos. 
As informações contidas neste texto visam indicar os pontos mais importantes a serem considerados nas operações de pesagem.
2. 1 - LOCALIZAÇÃO DA BALANÇA:
A precisão e a confiabilidade das pesagens estão diretamente relacionadas com a localização da balança analítica. Os principais itens a serem considerados para o seu correto posicionamento são:
( Características da sala de pesagem 
-Ter apenas uma entrada. 
-Ter o mínimo de janelas possível, para evitar a luz direta do sol e correntes de ar. 
-Ser pouco susceptível a choques e vibrações. 
( As condições da bancada 
-Ficar firmemente apoiada no solo ou fixada na parede, de modo a transmitir o mínimo de vibrações possível. 
-Ser rígida, não podendo ceder ou vergar durante a operação de pesagem. Pode-se usar uma bancada de laboratório bem estável ou uma bancada de pedra. 
-Ficar localizada nas posições mais rígidas da construção, geralmente nos cantos da sala. 
-Ser antimagnética (não usar metais ou aço) e protegida das cargas eletrostáticas (não usar plásticos ou vidros). 
( As condições ambientais 
-Manter a temperatura da sala constante. 
-Manter a umidade entre 45% e 60% (deve ser monitorada sempre que possível). 
-Não permitir a incidência de luz solar direta. 
-Não pesar próximo a irradiadores de calor. 
-Colocar as luminárias distantes da bancada, para evitar distúrbios devido à radiação térmica. O uso de lâmpadas fluorescentes é menos crítico. 
-Evitar pesar perto de equipamentos que usam ventiladores (ex.: ar condicionado, computadores, etc.) ou perto da porta. 
2.2 - CUIDADOS OPERACIONAIS:
Cuidados básicos 
- Verificar sempre o nivelamento da balança. 
- Deixar sempre a balança conectada à tomada e ligada para manter o equilíbrio térmico dos circuitos eletrônicos. 
- Deixar sempre a balança no modo stand by, evitando a necessidade de novo tempo de aquecimento (warm up). 
( O frasco de pesagem 
- Usar sempre o menor frasco de pesagem possível. 
- Não usar frascos plásticos, quando a umidade estiver abaixode 30-40%. 
- A temperatura do frasco de pesagem e seu conteúdo devem estar à mesma temperatura que a do ambiente da câmara de pesagem. 
- Nunca tocar os frascos diretamente com os dedos ao colocá-los ou retirá-los da câmara de pesagem. 
( O prato de pesagem 
- Colocar o frasco de pesagem sempre no centro do prato de pesagem. 
- Remover o frasco de pesagem do prato de pesagem tão logo termine a operação de pesagem. 
( A leitura 
- Verificar se o mostrador indica exatamente zero ao iniciar a operação. Tare a balança, se for preciso. 
- Ler o resultado da operação tão logo o detetor automático de estabilidade desapareça do mostrador. 
( Calibração 
- Calibrar a balança regularmente, principalmente se ela estiver sendo operada pela primeira vez, se tiver sido mudada de local, após qualquer nivelamento e após grandes variações de temperatura ou de pressão atmosférica. 
( Manutenção 
- Manter sempre a câmara de pesagem e o prato de pesagem limpos. 
- Usar somente frascos de pesagem limpos e secos. 
2.3 - INFLUÊNCIAS FÍSICAS SOBRE AS PESAGENS:
Quando o mostrador da balança ficar instável, seja por variação contínua da leitura para mais ou para menos ou simplesmente se a leitura estiver errada… 
ATENÇÃO: Você estará observando influências físicas indesejáveis sobre a operação. As mais comuns são: 
( Temperatura 
Efeito Observado: O mostrador varia constantemente em uma direção. 
Motivo: A existência de uma diferença de temperatura entre a amostra e o ambiente da câmara de pesagem provoca correntes de ar. Estas correntes de ar geram forças sobre o prato de pesagem fazendo a amostra parecer mais leve (chamada flutuação dinâmica). Este efeito só desaparece quando o equilíbrio térmico for estabelecido. Além disso, o filme de umidade que cobre qualquer amostra, e que varia com a temperatura, é encoberto pela flutuação dinâmica. Isto faz com que um objeto frio pareça mais pesado ou um objeto mais quente mais leve.
Medidas corretivas: 
- Nunca pesar amostras retiradas diretamente de estufas, muflas, ou refrigeradores. 
- Deixar sempre a amostra atingir a temperatura do laboratório ou da câmara de pesagem. 
- Procurar sempre manusear os frascos de pesagens ou as amostras com pinças. Se não for possível, usar uma tira de papel. 
- Não tocar a câmara de pesagem com as mãos. 
- Usar frascos de pesagem com a menor área possível. 
( Variação de massa 
Efeito Observado: O mostrador indica leituras que aumentam ou diminuem, continua e lentamente. 
Motivo: Ganho de massa devido a uma amostra higroscópica (ganho de umidade atmosférica) ou perda de massa por evaporação de água ou de substâncias voláteis.
Medidas corretivas: 
- Usar frascos de pesagem limpos e secos e manter o prato de pesagem sempre livre de poeira, contaminantes ou gotas de líquidos. 
- Usar frascos de pesagem com gargalo estreito. 
- Usar tampas ou rolhas nos frascos de pesagem. 
3. Materiais e Reagentes
Balança analítica, amido, açúcar granulado, sal refinado, frascos de pesagem, espátulas.
4. Procedimento Experimental 
Cada grupo deverá realizar três pesagens de cada amostra, conforme indicado pelo professor, tomando todos os cuidados necessários à operação e anotando os dados obtidos usando o número correto de algarismos significativos. 
5. Bibliografia
http://www.chemkeys.com/bra/ag/tda_8/udba_1/udba_1.htm, acessado em 12/02/2008.
- BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
6. Anexos 
1. Qual foi o número de casas decimais observados na balança utilizada durante as pesagens?
2. Discuta sobre a importância da correta utilização da balança e sua relação com os o grau de confiança nos resultados experimentais obtidos. 
3. Quais foram as principais fontes de erros observadas durante a operação de pesagem das amostras?
AULA N° 2: Técnicas de aquecimento em laboratório. Bico de Bunsen.
1. Objetivos
	Aprender a utilizar o bico de Bunsen. Executar diferentes técnicas de aquecimento em laboratório. 
2. Importante
	Uma grande parte dos aquecimentos feitos em laboratório é efetuada utilizando-se queimadores de gases combustíveis, sendo mais comumente usado o bico de Bunsen. O gás combustível é geralmente o gás G.L.P. (gás liquefeito do petróleo). O comburente, via de regra, é o ar atmosférico. 
	O bico de Bunsen é usado para a quase totalidade destes aquecimentos, desde os de misturas ou soluções de alguns graus acima da temperatura ambiente, até calcinações que exigem temperaturas de 600°C dentro de cadinhos.
 
3. Materiais e Reagentes
Bico de Bunsen, tripé de ferro, tela de amianto, suporte universal, anel de ferro, mufa, pinça metálica, béquer de 300 mL, tubo de ensaio, sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O), cadinho de porcelana com tampa, termômetro .
4. Procedimento Experimental 
A)	Uso do Bico de Bunsen
1) Abrir a torneira de gás e acender o bico. Observar a combustão incompleta do gás (chama amarelada). 
2) Abrir gradativamente as janelas do bico. Observar as modificações correspondentes sofridas pela chama.
3) Fechar as janelas e diminuir a chama pela torneira de gás. 
4) Colocar a ponta de um palito de fósforo na zona oxidante e observar a sua rápida inflamação.
5) Colocar e retirar rapidamente, na chama do bico, um palito de fósforo, de maneira que este atravesse a zona oxidante e a zona redutora. Observar que somente é queimada a parte do palito que esteve na zona oxidante.
6) Fechar a entrada de ar primário.
7) Fechar a torneira de gás. 
B)	Aquecimento de líquidos no copo de béquer 
1) Colocar cerca de 100 mL de água no copo de béquer. 
2) Colocar o béquer na tela de amianto, suportada pelo anel de ferro ou tripé de ferro.
3) Aquecer o béquer com a chama forte do bico de Bunsen (janelas abertas e torneira de gás totalmente aberta). Observar a ebulição da água. Anotar a temperatura de ebulição da água.
4) Apagar o bico de Bunsen.
Aquecimento de líquidos no tubo de ensaio
Colocar cerca de 4 mL de água em um tubo de ensaio.
Segurar o tubo, próximo à boca, com pinça de madeira. 
 Aquecer a água, na chama média do bico de Bunsen (torneira de gás aberta pela metade e janelas abertas pela metade), com u tubo voltado para a parede, com inclinação de cerca de 45° e com pequena agitação até a ebulição da água.
Retirar o tubo do fogo.
 
Calcinação
Colocar uma pequena porção de sulfato cúprico penta hidratado (pulverizado) em um cadinho de porcelana, adaptado em um triângulo de porcelana.
Aquecer com a chama forte o bico Tirril ou Mecker.
Observar depois de alguns minutos o óxido de cobre formado.
5. Bibliografia
- TRINDADE, D.F.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S.L.; BISPO, J.G. Química básica experimental. 2ª Ed. São Paulo: Ícone, 1998.
- BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
6. Anexos
A) Por que apenas a parte do palito que esteve na zona oxidante queimou?
B) Pesquisar a respeito da composição do G.L.P.
C) Qual a função da tela de amianto? 
D) Qual a cor do sulfato cúprico penta hidratado? 
E) Qual a cor do óxido de cobre formado? 
AULA N° 3: Medidas de Volumes Aproximadas e Precisas
1. Objetivos:
	Conhecer equipamentos e técnicas de medidas de volume em laboratório. 
	
2. Importante
	Em trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são efetuadas na quase totalidade dos casos com provetas graduadas, cálices graduados e de modo muito grosseiro, com béqueres com escala e, as medidas volumétricas chamadas precisas, com aparelhos volumétricos, que são: balões volumétricos, pipetas e buretas.
3. Materiais e reagentesBéquer de 250 mL com escala, erlenmeyer de 250 mL com escala, proveta de 100 mL com escala, pipeta volumétrica de 25 mL, pipetas graduadas, bureta de 50 mL, relógio com ponteiro de segundos, funil comum. 
4. Procedimento Experimental
Medir 50 mL de água em um béquer e transferir para o erlenmeyer. Verificar o erro na escala. Transferir para a proveta graduada e fazer a leitura do volume. Verificar a precisão.
Medir 50 mL de água na proveta graduada e transferir para o béquer. Verificar o erro na escala. Transferir para o erlenmeyer. Verificar a precisão. Colocar estes três aparelhos em ordem crescente de precisão.
Pipetar 25 mL de água usando a pipeta volumétrica. Transferir para a proveta. Comparar a precisão das escalas.
Pipetar com a pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos de ensaio): 1 mL; 2 mL; 5 mL; 1,5 mL; 2,7 mL; 3,8 mL e 4,5 mL de água. Esta prática tem a finalidade de treinar o aluno para controlar volumes variáveis numa pipeta graduada.
Encher uma bureta de água (acertando o menisco verificando se não há ar em parte alguma perto da torneira). Transferir o volume para o erlenmeyer e comparar a precisão das escalas.
Encher novamente a bureta, acertar o menisco e escoar para o erlenmeyer, gota a gota, marcando o tempo de escoamento dos primeiros 25 mL. Aguardar 30 segundos e ler novamente o volume escoado. Continuar o escoamento da água para um erlenmeyer, gota a gota, até completar 50 mL e ler novamente na bureta o volume escoado. 
5. Bibliografia 
- TRINDADE, D.F.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S.L.; BISPO, J.G. Química básica experimental. 2ª Ed. São Paulo: Ícone, 1998.
- BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
6. Anexos
1. Classifique as vidrarias utilizadas para medição de volume de acordo com a precisão. 
2. Discorra sobre o conceito de precisão e exatidão e sua relação com as práticas de um analista no laboratório. 
3. Discuta quais foram as fontes de erro observadas na prática realizada.
AULA N° 4: Técnicas de Filtração
1. Objetivos
Aprender técnicas de filtração e suas aplicações.
2. Importante
	Filtração é a operação de separação de um sólido de um liquido ou fluido no qual está suspenso, pela passagem do liquido ou fluido através de um meio poroso capaz de reter as partículas sólidas. 
	Numa filtração qualitativa e dependendo do caso, o meio poroso poderá ser uma camada de algodão, tecido, polpa de fibras quaisquer, que não contaminem os materiais, mas o caso mais freqüente é papel de filtro qualitativo. Em qualquer dos casos indicados, há uma grande gama de porosidades, as quais deverão ser selecionadas dependendo da aplicação em questão.
3. Materiais e reagentes
Suporte universal, argola para funil, funil comum, béquer de 300 mL, pisseta, Kitassato, Funil de Buchner (com rolha), trompa de vácuo, papel de filtro qualitativo e quantitativo;
Reagentes: precipitado de BaSO4 em suspensão contendo CuSO4.
4. Procedimento Experimental
1) Proceder a uma filtração comum. Filtrar 50 mL de precipitado BaSO4 em suspensão com CuSO4. 
2) Proceder a uma filtração analítica. Filtrar 50 mL de precipitado BaSO4 em suspensão com CuSO4. 
3) Proceder a uma filtração à vácuo usando Funil de Buchner, Kitassato e trompa de vácuo. Filtrar 50 mL de precipitado BaSO4 em suspensão com CuSO4. 
5. Bibliografia
- TRINDADE, D.F.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S.L.; BISPO, J.G. Química básica experimental. 2ª Ed. São Paulo: Ícone, 1998.
- BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
6. Anexos 
1. Verifique e anote as características do meio filtrante utilizado nesta prática.
2. Indique em que tipo de situação torna-se necessário usar a filtração a vácuo.
3. Pesquise sobre os filtros comumente usados em estações de tratamento de água.
	
AULA N° 5: Levantamento das curvas de aquecimento e resfriamento de uma substância pura
1. Objetivos:
Estudar o comportamento de uma substância de baixo ponto de fusão, quando submetida a um aquecimento e a um resfriamento.
2. Importante
	O conhecimento do comportamento de certas substâncias, quando são submetidas a um aquecimento ou a um resfriamento, é importante para a explicação de alguns fenômenos que ocorrem, como por exemplo, na metalurgia (formação de ligas metálicas) e na indústria cerâmica (formação de compostos silicoaluminosos, silicatos, óxidos, etc), feitos através das curvas de resfriamento e aquecimento.
 
3. Materiais e reagentes
Tubo de ensaio, rolha de borracha, furador de rolhas, termômetro 0-100°C, béquer de 250 ou 500 mL, tela de amianto, tripé de ferro, suporte universal com garra, bico de Bunsen, naftaleno P.A. (C10H8). 
 
4. Procedimento Experimental
1) Pesar aproximadamente de 5 a 10 g de naftaleno P.A.
2) Colocar essa massa de naftaleno em um tubo de ensaio, dentro do qual se coloca o termômetro. Cuidado com o bulbo do termômetro!
3) O conjunto anterior, preso a um suporte, é colocado em um béquer com água, que servirá como banho de aquecimento.
4) Iniciar o aquecimento anotando a temperatura de minuto em minuto. Controlar para que o aquecimento seja uniforme. Se possível, de 1 a 2°C por minuto.
5) Quando aparecer a primeira fração liquida, em contato com o sólido, a substância começa a fundir. Anotar a temperatura que será o ponto de fusão da substância (Pf). 
6) Depois da substância totalmente fundida, retirar o aquecimento, deixar resfriar naturalmente, anotando tempo e temperatura de minuto em minuto.
7) Quando aparecerem os primeiros cristais, registrar a temperatura de fusão, que teoricamente deverá ser igual a anterior.
8) Quando todo o sólido estiver formado, a experiência estará terminada.
5. Bibliografia
- TRINDADE, D.F.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S.L.; BISPO, J.G. Química básica experimental. 2ª Ed. São Paulo: Ícone, 1998.
- BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
6. Anexos
1) Consultar na literatura, o ponto de fusão do naftaleno e comparar com o ponto de fusão obtido experimentalmente. Comentar os eventuais desvios.
2) Utilizando os dados experimentais, traçar uma curva de aquecimento e outra de resfriamento em função do tempo.
3) Marcar cada porção da curva mostrando as fases presentes.
4) Escrever a formula estrutural plana do naftaleno.
AULA N° 6: Ensaio de coloração de chama-Estrutura Atômica
1. Objetivos
Detectar os elementos formadores de um determinado composto, através do ensaio por via seca (ensaio de coloração de chama).
2. Importante
	Em um átomo, os elétrons podem ser excitados para um níveis de energia superiores, por exemplo, no teste de chama. Este teste consiste em levar uma amostra de um sal à chama do bico de Bunsen. Nessa situação, o elétron externo é excitado para um nível de energia mais alto pelo calor da chama. Quando esse elétron ao nível energético inicial, ele libera a energia absorvida, que pode ser emitida na forma de luz visível, provocando o aparecimento de cores características na chama. 
3. Materiais e reagentes 
Vidro de relógio, Cabo de Kole, Fio de Monel (Liga de Ni-Cr) ou Fio de Platina, Bico de Bunsen.
Reagentes: Solução de ácido clorídrico 6 mol L-1
 NaCl, KCl, CaCl2, SrCl2, BaCl2 e CuCl2
4. Procedimento Experimental
1. Fixar o fio de Monel ou platina na extremidade do cabo de Kole.
2. Limpeza do fio de Monel:Colocar o fio em uma solução de ácido clorídrico 6 mol/L contida em um vidro de relógio, em seguida, levá-lo à região de fusão da chama do bico de Bunsen. Repetir o procedimento até que o fio esteja completamente limpo. O fio estará limpo quando não mais transmitir coloração à chama.
3. Mergulhar o fio na solução de ácido clorídrico contida em um vidro de relógio e, então numa porção da substância em análise, de modo que esta fique aderida ao fio. Levar o fio contendo a amostra à zona oxidante inferior da chama e, então, observar a cor transmitida à chama. Repetir o procedimento de limpeza do fio e testar outro sal.
4. A chama de sódio mascara a de outros cátions caso o sal testado esteja contaminado com sódio. Para contornarmos este problema, repetiremos o mesmo procedimento do item 3 e, observaremos a cor da chama através de uma placa de vidro de cobalto que absorve a cor amarela, neste caso devido ao sódio, e as outras cores serão modificadas. 
Tabela para anotação dos resultados do teste de chama 
	
	Observação 
	Sódio
	
	Potássio
	
	Cálcio
	
	Estrôncio
	
	Bário
	
	Cobre
	
5. Bibliografia
- BRADY, J. & HUMISTON, G. E. Química Geral. Vol I, Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986.
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
- MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4. ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1995.
6. Anexos 
1. Explique se suas observações podem ser sustentadas pelo que foi descrito na literatura.
2. Quais foram os cuidados necessários durante a realização da prática? Quais foram as fontes de erro observadas? 
AULA N° 7: Ácidos e Bases
1. Objetivos
Detectar o caráter ácido e básico de diferentes soluções. Compreender a escala de pH e testar o uso de indicadores no procedimento.
2. Importante
	O químico sueco Svante Arrhenius estudou a dissociação de eletrólitos. Em 1884, ele definiu ácido como um eletrólito que fornece íons H+, que é simplesmente um próton. Pelo fato de todas as soluções de ácidos em água conterem este íon em excesso, elas possuem certas propriedades em comum, tais como o sabor azedo, a capacidade de mudar a cor de certos corantes. 
	Arrhenius definiu base como um eletrólito que fornece íons OH-. Assim, um composto iônico hidrossolúvel cujo ânion é OH- é uma base, tais como NaOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2, entre outros. As bases apresentam sabor adstringente ou amargo e os hidróxidos dos metais dos grupos 1 e 2 quando em solução aquosa ou fundidos, podem conduzir eletricidade.
3. Materiais e reagentes
Estantes para tubos de ensaio contendo 12 tubos;
09 Vidro conta-gotas (para cada um dos reagentes e indicadores testados);
Indicadores: fenolftaleína e azul de timol;
Reagentes:
1. Solução de ácido clorídrico 0,1 mol L-1
2. Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1
3. Vinagre branco puro
4. Sabão em pó em água
5. Suco de limão
6. Solução de leite de magnésia em água (1:20)
4. Procedimento Experimental
Numere os tubos de ensaio de 1 a 6. Faça isso para os tubos das estantes A e B;
Transfira, com o auxílio do conta-gotas, as substâncias a serem testadas para os respectivos tubos de ensaio, de forma que o líquido preencha aproximadamente 3 cm do tubo;
Estante A: adicione 3 gotas de azul de timol em cada um dos tubos. Anote a cor e relacione com o caráter ácido-básico. Atenção: vermelho = ácido forte, amarelo = ácido fraco, azul = base.
Estante B: adicione 3 gotas de fenolftaleína em cada um dos tubos. Anote a cor e relacione com o caráter ácido-básico. Atenção: vermelho = base, incolor = outras funções.
5. Bibliografia
- UCKO, D.A. Química para as ciências da saúde. Uma introdução à química geral, orgânica e biológica. 2ª Ed. São Paulo: Manole, 1992. 
- RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.
- MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4. ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1995.
6. Anexos
Defina as funções químicas ácido e base.
Discorra sobre a escala de pH.
O que são indicadores? Dê exemplos.
AULA N°8: ACIDEZ DO LEITE 
1. Objetivo
Identificar a porcentagem de ácido lático em uma amostra de leite.	
2. Importante
O teste de acidez determina a porcentagem de ácido lático no leite. O leite possui acidez natural que varia de 14 a 16° Dornic e com o desenvolvimento bacteriano, a lactose é transformada em ácido lático. O crescimento excessivo de bactérias pode elevar acidez a níveis elevados (< 18° D) impedindo a recepção e processamento do leite.
Acidez aparente (AA) - é a acidez natural do leite recém ordenhado (13ºD).
Acidez desenvolvida (AD) - é a acidez produzida pela ação das bactérias lácticas (conversão de lactose em ácido láctico).
Acidez titulável (AT) - é a acidez aparente + acidez desenvolvida.
3. Materiais e reagentes
Erlenmeyer de 50 mL, Indicador Fenolftaleina 1%, Bureta de 25 mL e suporte com garra, Solução Dornic (solução de hidróxido de sódio a 1/9 N), Amostras de leite: 1, 2 e 3.
4. Procedimento Experimental 
- Agitar a amostra de leite;
- Adicionar 10 mL de leite no Erlenmeyer;
- Adicionar 6 a 10 gotas de fenolftaleína ao leite e agitar;
- Encher a bureta com solução Dornic e acertar o menisco em 0,0 mL;
- Titular a amostra sob agitação vigorosa com a solução Dornic até obter coloração constante ligeiramente rosa;
- Verificar a quantidade gasta de solução Dornic que corresponde ao grau de acidez do leite.
5. Referências bibliográficas
MACEDO, G.; PASTORE, G.M.; SATO, H.H.; PARK, Y.G.K. Bioquímica Experimental de Alimentos. São Paulo: Livraria Varela, 2005. 
ARAÚJO, J.M.A. Química de Alimentos. Teoria e Prática. 2.ed. Viçosa: UFV, 1999. 416p.
BOBBIO, O. F. & BOBBIO A.P. Química do processamento de alimentos. São Paulo: Varela, 2001.
 6. Anexos 
1. Indique os cálculos realizados com os dados obtidos, considerando que:
0,1 mL de NaOH N/9 = 1º D;
ºD x (1/100) = % de ácido láctico.
2. Indique se as amostras de leite testadas estariam próprias ou impróprias para o processamento.
3. Pesquise sobre a fermentação lática, dando exemplos de sua utilização em benefício do homem.
AULA N° 9: Identificação de reações químicas
1. Objetivos
Observar a ocorrência de reações químicas com formação de precipitado, formação de gás, neutralização entre ácidos e bases e transferência de elétrons (oxirredução).
2. Importante
	Uma das propriedades mais importantes da água é a capacidade de dissolução de uma grande variedade de substâncias. As soluções nas quais a água é o solvente são chamadas de soluções aquosas. 
	Três tipos principais de processos ocorrem em solução aquosa: reações de precipitação, ácido-base e oxirredução, as quais serão verificadas a seguir. 
 
3. Materiais e Reagentes
	Estantes para tubos de ensaio
	Solução de KI 
	04 Tubos de ensaio
	Solução de Pb(NO3)2 
	Fitas indicadoras de pH
	Solução de HCl
	Béqueres de 150 mL
	Solução de AgNO3
	Pipeta graduada de 5 mL
	Leite de magnésia (Mg(OH)2)
	Água destilada
	Sólido NaHCO3
	Bastão de vidro
	Fio de cobre
4. Procedimento Experimental
Parte I – Reação de precipitação.
	Transferir a solução de Pb(NO3)2 para o tubo de ensaio até atingir uma altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, a solução de KI até a formação de um precipitado. Deixe em repouso para que o mesmo se deposite no fundo do béquer. Anotar as observações.
Parte II – Reação ácido-base.
Medir o pH da solução de HCl e da suspensão de Mg(OH)2, separadamente, usando a fita indicadora.
Transferir a suspensão de Mg(OH)2 para o tubo de ensaio até atingir uma altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, a solução de HCl até perceber a alteração de cor. Prosseguir com a adição até que a reação se processe completamente. 
Medir o pH da solução ao final da reação. Anotaras observações.
Parte III – Reação ácido-base com formação de gás.
	Transferir a solução de HCl para o tubo de ensaio até atingir uma altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, o sólido NaHCO3. Anotar as observações.
Parte IV – Reação de oxirredução.
	Transferir a solução de AgNO3 para o tubo de ensaio até atingir uma altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar o fio de cobre no interior do tubo. Anotar as observações.
5. Bibliografia
- BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química, a ciência central. São Paulo, Pearson Prentice Hall, 2005. 
- LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concissa. 4ª ed. São Paulo: Edgar Blücher Ltda, 1996.
- ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre, Bookman, 2001.
6. Anexos
Quais são os indícios de ocorrência de reações químicas nos tubos de ensaio observados?
Pesquise sobre a ação dos antiácidos e o processo de corrosão do ferro, ou ferrugem.
AULA N° 10: Comportamento químico do Alumínio
1. Objetivos
Observar o comportamento e propriedades químicas do alumínio frente ao ar, água e soluções ácidas e básicas; medir o pH de soluções contendo sais de alumínio; relacionar a utilização de compostos de alumínio para tratamento de água pelo método de floculação.
2. Importante
	Sabe-se que o alumínio é o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre, sendo que seus compostos acham-se concentrados nos 15 Km mais externos da crosta e correspondem a cerca de 8% em massa da mesma. 
	Além de ser muito usado na construção civil, o alumínio tem largo emprego em utensílios domésticos e eletrodomésticos. Por apresentar densidade inferior à do aço, tem tido uso destacado na indústria automobilística, em substituição ao aço. 
 
3. Materiais e Reagentes
	Estantes para tubos de ensaio
	Sulfato de alumínio - Al2(SO4)3
	04 Tubos de ensaio
	Hidróxido de cálcio - Ca(OH)2 
	04 Lâminas de alumínio metálico
	Solução de HCl 0,1 molL-1
	Fitas indicadoras de pH
	Solução de NaOH 0,1 molL-1
	Béqueres de 150 mL
	Solução de Al2(SO4)3 saturada
	Bastão 
	Pipeta graduada de 5 mL
	Estante para os tubos de ensaio
	Espátula 
	Água destilada
	
4. Procedimento Experimental
	Dividir o procedimento em três partes.
Parte I – Reações e propriedades do alumínio.
	Separar quatro tubos de ensaio e colocar os mesmos um pequeno pedaço de alumínio. Em seguida adicionou-se ao primeiro tubo 1mL de água destilada, ao segundo 1mL de solução de hidróxido de sódio, ao terceiro 1mL e solução de ácido clorídrico e deixar a lâmina de alumínio exposta ao ar dentro do tubo de ensaio.
Parte II – Determinação do pH de solução contendo sais de alumínio.
	Tomar uma pequena quantidade de sulfato de alumínio e dissolver o mesmo em água, em seguida medir o pH da solução formada.
Parte III – Processo de floculação, uma etapa de grande importância no tratamento de água.
	Preparar 400mL de água barrenta, agitando-se bem a mistura. Depois dividir a mesma em duas partes, colocando-as em béqueres de 200mL.
	Em um dos béqueres adicionar 5mL de solução saturada de sulfato de alumínio e mais uma pequena porção de hidróxido de cálcio. Agitar o sistema e em seguida observar a decantação ocorrida nos dois béqueres.
5. Bibliografia
- LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concissa. 4ª ed. São Paulo: Edgar Blücher ltda, 1996.
- PEIXOTO, E M. A. Elemento Químico. Química Nova na escola, n° 4, novembro 1996.
- Peixoto, E. M. A.. Alumínio, Química. Nova na escola n° 13, maio, 2001.
- SHRIVER, D. F. e ATKINS, P. W. Química Inorgânica, 3ª ed., Porto Alegre: Bookman, 2003.
6. Anexos
Quais são os indícios de ocorrência de reações químicas nos tubos de ensaio observados?
Pesquise sobre a utilização do sulfato de alumínio para o tratamento de água.
	
AULA N° 11: Identificação de Íons Ferro em Medicamentos Comerciais
1. Objetivos
Identificar a presença de íons ferro constituintes da substância em maior concentração em determinados medicamentos.
2. Importante
	A deficiência de íons ferro no organismo dá origem a um estado de anemia, sendo que no primeiro estágio da doença, os glóbulos vermelhos tornam-se descorados e diminuídos de tamanho e no segundo, o indivíduo apresenta palidez, fraqueza, fadiga, falta de ar, entre outros sintomas. 
	Como forma de tratamento, uma das indicações dos especialistas na área é a administração, por via oral, do sal de sulfato ferroso (FeSO4), acompanhada de uma dieta rica em ferro. 
3. Materiais e Reagentes
	3 béqueres de 50 mL
	Papel de filtro
	3 béqueres de 100 mL
	Estilete
	4 seringas descartáveis de 10 mL
	Balança simples
	1 seringa descartável de 1 mL
	Água destilada
	Almofariz e pistilo
	Medicamento (Sulferrol, Vitafer, Perfer)
	2 tubos de ensaio
	Solução de NaOH 1,0 mol/L
	Bastão de vidro
	Solução de HCl 1,0 mol/L
	1 espátula
	Solução de água oxigenada (H2O2) 10V 
	1 funil
	
4. Procedimento Experimental 
Utilizando um estilete, remova a película protetora de 3 drágeas do medicamento (Sulferrol ou Vitafer ou Perfer);
Com o auxílio do almofariz e pistilo, triture-os;
Meça uma massa de 0,7 g do sólido triturado (o equivalente a uma colher das de café) e transfira para um béquer de 50 mL;
Em seguida, adicione 10 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L e agite até a dissolução do sólido triturado;
Acrescente 10 mL de água oxigenada 10V e filtre a solução;
Descarte o resíduo sólido;
Do filtrado, meça um volume de 2 mL, transfira para um tubo de ensaio e adicione 10 mL da solução de hidróxido de sódio 1,0 mol/L;
Observe a formação de um precipitado de cor marrom-avermelhada. 
OBS.: Um dos tubos de ensaio será usado como controle. Os resíduos do experimento podem ser neutralizados e descartados na pia do laboratório. 
5. Bibliografia
- ELEOTÉRIO, I.C.; KIILL, K.B.; SENE, J.J.; FERREIRA, L.H.; HARTWIG, D.R. Experimentos para a identificação de íons ferro em medicamentos comerciais. Química Nova na Escola, N° 26, Novembro, 2007, p. 37-39.
- BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química, a ciência central. São Paulo, Pearson Prentice Hall, 2005. 
- ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre, Bookman, 2001.
6. Anexos
Quais são os indícios de ocorrência de reações químicas no tubo de ensaio observado? Pesquise quais foram as reações químicas observadas no tubo de ensaio.
Pesquise a composição do medicamento por meio da bula e identifique o princípio ativo de tal droga.
Pesquise sobre a importância do ferro para uma vida saudável.
	
AULA N°12: Preparo de soluções diluídas de ácidos e bases fortes
1. Objetivos:
Preparar uma solução aquosa diluída (de concentração baixa) de um ácido, pelo método da diluição de soluções concentradas em estoque, e o da preparação de uma solução aquosa diluída de uma base, a partir do soluto sólido.
Relembrar os conceitos de molaridade, título e pureza e os cálculos estequiométricos para a preparação de soluções.
2. Importante
Existem três teorias principais para definir ácidos e bases, as teorias de Arrhenius, de Bronsted-Lowry e de Lewis. A teoria de Arrhenius é adequada para atender aos objetivos desta experiência. Ela é usada para classificar substâncias como ácidos ou bases, usando-se a água líquida como solvente. 
De acordo com a teoria de Arrhenius, ácido é toda substância que quando dissolvida em água leva à formação de íons hidroxônio (H3O+), enquanto que base pode ser compreendida como toda substância que quando dissolvida em água causa o aparecimento de íons hidroxila, OH-.
Ácidos e bases fortes são aqueles que, em solução, conseguem gerar uma grande quantidade de íons H3O+ e OH-, respectivamente. Os ácidos fortes comumente usados em laboratório são os ácidos clorídrico, nítrico e sulfúrico. Estes ácidossão comercializados na forma de soluções aquosas concentradas, denominadas de “soluções concentradas em estoque”. As bases fortes de uso mais freqüente são: hidróxido de sódio (soda cáustica) e hidróxido de potássio e são encontrados comercialmente na forma de um sólido esbranquiçado. 
As relações entre soluto e solvente em uma solução líquida podem ser expressas de diferentes maneiras: massa de soluto/massa total da solução (título, %), massa soluto/volume da solução, quantidade de matéria do soluto/volume de solução (molarida, molL-1 ou M), quantidade de matéria/massa de solvente (molalidade, mol/kg).
Para se converter a relação conhecida como título em concentração há necessidade de se conhecer a densidade da solução. 
3. Materiais e reagentes
Balão volumétrico de 250 mL, Copo de Becker de 250 mL, Pipeta graduada, Pipetador de borracha, Espátulas, Bastão de vidro, Balança analítica, pHmetro, Pisseta, HCl, NaOH.
4. Procedimento Experimental
A) Preparo de 250 mL de solução de NaOH 0,1M
Pesar a massa calculada de NaOH usando a balança;
Adicionar ao becker um volume de água destilada inferior ao volume final de solução a ser preparada;
Transferir esta solução para o balão volumétrico;
Lavar as paredes do becker com o solvente e adicionar as águas de lavagem ao balão volumétrico;
Adicionar o solvente até que o volume de solução atinja a marca indicativa no pescoço do balão;
Homogeneizar a solução invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas vezes;
Transfira a solução para um frasco devidamente etiquetado com o nome do grupo, com a fórmula e concentração da solução. Guarde-o em local adequado;
Enxágüe o balão volumétrico três vezes com água da torneira, duas vezes com água destilada e ele estará pronto para ser usado na preparação da próxima solução aquosa.
Preparo de 250 mL de solução de HCl 0,1M
Encher o becker com um volume de água destilada inferior ao volume final de solução a ser preparada;
Pipetar o volume de solução em estoque de HCl que contem a massa calculada para o preparo da solução problema, usando o pipetador de borracha;
Transferir lentamente a solução para o becker;
Transferir esta solução para o balão volumétrico;
Lavar as paredes do becker com o solvente e adicionar as águas de lavagem ao balão volumétrico;
Adicionar o solvente até que o volume de solução atinja a marca indicativa no pescoço do balão;
Homogeneizar a solução invertendo-se o balão volumétrico (bem tampado) diversas vezes; 
Transfira a solução para um frasco devidamente etiquetado com o nome do grupo, com a fórmula e concentração da solução. Guarde-o em local adequado;
Enxágüe o balão volumétrico três vezes com água da torneira, duas vezes com água destilada.
Medida do pH
Faça a medida do pH das soluções preparadas utilizando o pHmetro. 
5. Referências bibliográficas:
SILVA, R.R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990.
 ● MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4. ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1995.
6. Anexos
1. Escreva as equações químicas que representam a dissolução da base e a ionização do ácido em água.
2. Pesquise o pH de alguns alimentos, como leite, suco de laranja, vinho, cerveja, vinagre.
ATENÇÃO: Procedimentos e cuidados na preparação:
NaOH – Pesar diretamente no béquer, dissolver com auxílio de uma bagueta de vidro e água fervida, transferir quantitativamente para o balão volumétrico e completar o volume até o menisco com água fervida.
Ácidos – O volume adequado do ácido concentrado deve ser transferido para um balão volumétrico e o volume completado com água destilada até o menisco.
Observações: 
Ácidos NÃO devem ser pipetados com a boca, sempre pipetar com auxílio de pipetadores.
Devem ser manipulados na capela em função dos vapores irritantes e corrosivos.
Sempre adicionar o ácido concentrado sobre a água.
Rotular os frascos, de preferência, antes de transferir a solução. O rótulo deve conter: nome da substância, concentração da solução, identificação do preparador e data do preparo.
AULA N°13: Determinação de ácido acético em vinagre
1. Objetivo:
Determinar o ácido acético presente em uma amostra de vinagre comercial, através de titulação com solução padrão de NaOH. 
2. Importante
	O ácido acético é um ácido fraco tendo um Ka de 1,8 x 10-5. Ele é usado amplamente em química industrial na forma de ácido acético glacial (densidade = 1,053g/cm3 e 99,8 % m/m) ou em soluções de diferentes concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, sendo obtido por processos fermentativos (anaeróbio e aeróbio, respectivamente) partindo-se de matérias-primas que contenham açúcares. 
3. Materiais e reagentes
Vinagre comercial, água destilada, indicador fenolftaleína, solução padrão de NaOH 0,100 mol/L, 02 pipetas graduadas de 10 mL, 01 balão volumétrico de 50,0 mL, 01 erlenmeyer de 125 mL, bureta, suporte universal e garra.
4. Procedimento Experimental
Transferir 10,00 mL de vinagre, com auxílio de uma pipeta, para um balão volumétrico de 50,0 mL e completar até a marca com água destilada;
Remover uma alíquota de 2,00 mL do balão, com uma pipeta, e transferir para um erlenmeyer de 125 mL;
 Adicionar aproximadamente 20 mL de água destilada e 2 a 4 gotas de indicador fenolftaleína;
Titular cuidadosamente a mistura com solução padrão de NaOH 0,100 mol/L até o aparecimento de uma leve coloração rósea, que persista por 30 segundos.
Anotar o volume gasto. 
Fazer a determinação em duplicata.
5. Bibliografia
SILVA, R.R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990.
 ● MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4. ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1995.
6. Anexos
1. Escreva as equações químicas envolvidas na titulação
2. Calcular a concentração do ácido acético no vinagre expressando-a em mol/L e em % m/v.
AULA N°14: Preparação do cloreto de sódio
1. Objetivos:
Preparo e obtenção do sal cloreto de sódio, partindo-se do bicarbonato de sódio.
2. Materiais e reagentes
Balança semi-analítica, 01 cápsula de porcelana, 01 vidro de relógio, 01 proveta de 25 mL, 01 conta-gotas, 01 pisseta, bico de Bunsen, tripé de ferro e tela de amianto, fio de níquel-cromo (para o teste de chama).
Bicarbonato de sódio (NaHCO3), água destilada, solução de ácido clorídrico 6M, de nitrato de prata (AgNO3). 
3. Procedimento Experimental
1. Pese, em balança semi-analítica, uma cápsula de porcelana e um vidro de relógio. 
2. Pese, na cápsula, aproximadamente 1,00g de bicarbonato de sódio (NaHCO3); anote o peso. 
3. Adicione ao NaHCO3 10mL de água destilada, medida com uma proveta e cubra a cápsula com o vidro de relógio. 
4. Levantando ligeiramente o vidro de relógio, adicione, por meio de um conta-gotas, ácido clorídrico 6M, gota a gota, 3 gotas por vez, até que uma nova adição não mais provoque efervescência. 
5. Lave cuidadosamente a face inferior do vidro de relógio, com água destilada, usando para tal uma pisseta. A água de lavagem deve ser recolhida na cápsula. 
6. Retire o vidro de relógio e aqueça a cápsula suavemente, com bico de Bunsen e tela de amianto, a fim de evaporar a água. Quando o sal estiver começando a cristalizar, recoloque o vidro de relógio sobre a cápsula, pois a partir deste momento há uma tendência de gotas da solução saltarem para fora da cápsula. 
7. Continue o aquecimento até não haver mais água na cápsula e no vidro de relógio. 
8. Deixe esfriar e pese o conjunto cápsula + vidro de relógio + sal. 
9. Calcule o rendimento da preparação. 
10. Realize testes analíticos com o produto obtido: teste de chama (para Na+) e reação com nitrato de prata (para Cl-). Para ambas as experiências dissolva uma ponta de espátula do cloreto de sódioem cerca de 2ml de água destilada. Leve uma gota desta solução à chama azul do bico de Bunsen por meio de um fio de níquel-cromo, e observe a coloração que a chama assume. Em seguida adicione à solução algumas gotas de uma solução de nitrato de prata. Observe o precipitado, depois exponha o tubo à luz e o observe novamente. Interprete os resultados. 
4. Bibliografia
SILVA, R.R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990.
 ● MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4. ed. São Paulo, Edgard Blucher, 1995.
5. Anexos
1. Escreva a(s) equação(ões) química(s) que representa(m) a reação observada.
2. Indique os cuidados necessários para a execução correta e segura do experimento e relate as fontes de erro observadas. 
 
AULA N°15: Estequiometria
1. Objetivos:
Observar diferentes reações químicas, analisar aspectos qualitativos e quantitativos das reações químicas.
2. Importante
	Uma equação química, tal como a apresentada abaixo, representa uma reação química sob dois aspectos: NaOH + HCl ( NaCl + H2O
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. Os cálculos estequiométricos podem ser de dois tipos:
A partir da massa de um dos reagentes, calculam-se as massas dos produtos da reação química.
A partir da massa de um dos produtos de uma reação química, calculam-se as massas dos reagentes.
	O seguinte roteiro facilita a resolução de problemas de cálculo estequiométrico:
Escrever a equação que representa a reação química.
Encontrar os coeficientes estequiométricos que balanceiam a reação.
Identificar, no problema, quais são os dados e quais são as incógnitas.
Relacionar os dados do problema com as incógnitas.
3. Materiais e reagentes
Água destilada, argola para funil, béquer, bico de Bunsen, cápsula de porcelana, erlenmeyer de 250 mL, estante para tubos de ensaio, tubos de ensaio, estufa, fita de magnésio, funil de vidro, papel de filtro, pisseta, proveta de 25 mL, suporte universal, tela de amianto, tripé.
Solução de ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, solução de nitrato de chumbo 1 mol/L. 
4. Procedimento Experimental
1ª Parte
Coloque 5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L em um tubo de ensaio. Pese uma tira de magnésio. Mergulhe a tira de magnésio na solução ácida. Observe e anote o que ocorre. O término da reação pode ser observado pelo desaparecimento do magnésio. Escreva a equação química correspondente. Através de cálculos estequiométricos, determine a massa dos produtos da reação, considerando um rendimento de 100%.
Pese uma cápsula de porcelana seca. Transfira o conteúdo do tubo de ensaio para a cápsula de porcelana. Aqueça a cápsula, usando tripé, tela de amianto e bico de Bunsen, para evaporar o solvente. Observe o que restou na cápsula, após a evaporação do solvente. Deixe a cápsula esfriar e pese-a novamente. Determine a massa do produto sólido da reação. Compare a massa obtida com a previsão estequiométrica. Se for o caso, discuta por que a massa do produto obtido foi diferente da prevista pela estequiometria da reação. 
2ª Parte
Coloque 10 mL de solução de Nitrato de Chumbo 1 mol/L em um tubo de ensaio. Adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio 1 mol/L. Observe e anote o que ocorre. Escreva a equação química correspondente. Através de cálculos estequiométricos, determine a massa dos produtos da reação, considerando um rendimento de 100%.
Filtre a mistura obtida e lave o precipitado com 10 mL de água destilada. Após secagem do sólido obtido, em estufa, pese o mesmo. Determine a massa do produto sólido da reação. Compare a massa obtida com a previsão estequiométrica. Se for o caso, discuta por que a massa do produto obtido foi diferente da prevista pela estequiometria da reação.
5. Bibliografia
Rosito, B., Ferraro, C., Remor, C., Costa, I., Albuquerque, R. Experimentos em química. v.2 Editora Sulina, 1981.
OLIVEIRA, E.A. Aulas práticas de química. Editora Moderna, 1993.
RUSSEL, J.B. Química geral. Editora McGraw-Hill, 1982.
6. Anexos 
1. Escreva as equações que representam as reações químicas observadas.
2. Encontre os coeficientes estequiométricos que balanceiam as equações químicas.
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AULA N° 16: Síntese do sulfato de cobre pentahidratado
1. Objetivos
Realizar a síntese de um sal simples; realizar e controlar aquecimento usando bico de gás; efetuar filtrações por gravidade e a vácuo de uma mistura sólido-líquido; realizar reações químicas para demonstrar a presença dos íons que compõe o sal simples; observar reações químicas e relatar o observado; expressar reações químicas na forma de equações químicas balanceadas. 
2. Materiais e Reagentes
	1 béquer de 100 mL
	Óxido de cobre (CuO)
	1 erlenmeyer de 50 mL 
	Solução de NaOH 0,1 mol/L
	2 tubos de ensaio
	Solução de BaCl2 0,1 mol/L
	Bomba de vácuo
	Solução de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4 6 mol/L)
	Papel de filtro
	Etanol
	1 funil e frasco kitassato
	Água destilada
	Pipeta graduada de 5 mL
	Gelo 
3. Procedimento Experimental
Parte I – Síntese do sulfato de cobre pentahidratado.
Pese, inicialmente, cerca de 2 g de óxido de cobre (CuO) e coloque em um béquer de 100 mL;
Em um frasco de erlenmeyer de 50 mL, adicione 5 mL de água destilada e, em seguida, 10 mL de ácido sulfúrico concentrado;
CUIDADO: A adição de ácido deve ser feita lentamente para evitar a elevação da temperatura da solução.
A solução contida no frasco de erlenmeyer deve ser, então, adicionada ao béquer que contém o óxido de cobre;
Da mesma forma que anteriormente, essa adição deve ser lenta e mantida sob agitação, através de um bastão de vidro;
Em seguida, aqueça a mistura resultante, com um bico de gás, até a completa dissolução do óxido de cobre. A dissolução é acompanhada de mudança de coloração da solução, de preta para azul escura;
Deixe a solução em repouso até que ela volte à temperatura ambiente; adicione mais 5 mL de água destilada e aqueça novamente até a ebulição. Filtre a solução a quente, utilizando a técnica de filtração por gravidade;
Após o resfriamento da solução, coloque o béquer em banho de gelo. Filtre a vácuo a mistura;
Lave os cristais com etanol até eliminar todo o excesso de ácido sulfúrico. Seque os cristais durante alguns minutos, mantendo-os sob sucção da bomba de vácuo. 
Parte II – Caracterização do produto obtido.
Prepare uma solução dissolvendo aproximadamente 0,5 g do produto obtido em 20 mL de água e coloque 1 mL dessa solução em 2 tubos de ensaio.
Teste para o íon cobre: ao primeiro tubo de ensaio, contendo a solução do produto obtido, adicione, gota a gota, solução de NaOH 0,1 mol/L e observe a formação de um precipitado. Anote todas as transformações observadas desde a adição da primeira gota de reagente.
Teste para o íon sulfato: ao segundo tudo de ensaio, adicione igual volume de solução de BaCl2 0,1 mol/L e observe a formação de um precipitado. Da mesma forma que anteriormente, anote todas as transformações observadas. 
4. Bibliografia
SILVA, R.R.; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental. São Paulo, McGraw-Hill, 1990.
BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química, a ciência central. São Paulo, Pearson Prentice Hall, 2005. 
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed. São Paulo: Edgar Blücher Ltda, 1996.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre,