Roteiro de Aulas Práticas Laboratório

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Engenharia e TI 
 
 
ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS DE 
LABORATÓRIO 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
CURSO: ENGENHARIA 
 
Professores: 
Ana Luísa Costa de Carvalho, 
Gabriela Fontes Deiró Ferreira, 
Leila Maria Aguilera Campos, 
Luciana de Menezes Moreira, 
Maria Luíza da Silva Andrade, 
Ronaldo Costa Santos, 
Samira Maria Nonato de Assumpção 
Selmo Queiroz Almeida. 
 
 
Janeiro 2018.1 
Salvador - Bahia 
 
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SUMÁRIO 
 
N°. PRÁTICA _________________________________________________ PÁGINA 
1. Técnicas de Medidas e Determinação de Precisão e Exatidão ___________ 03 
2. Preparo e Separação de Misturas Homogêneas e Heterogêneas _________ 16 
3. Análise de Sais por Ensaio de Chama _______________________________ 32 
4. Propriedades Periódicas __________________________________________ 37 
5. Estudo da Solubilidade dos Compostos _____________________________ 44 
6. Campo Elétrico e Condutividade em Líquidos e Sólidos ________________ 50 
7. Reações químicas e um estudo aplicado: Tratamento primário de água ___ 59 
8. Identificação da Acidez e Basicidade de Soluções _____________________ 65 
9. Estudo de Reações Químicas Espontâneas e Processos Eletroquímicos __ 69 
 
 
 
 
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Título: 
Técnicas de Medidas de Massa, 
Volume e Temperatura e 
Determinação de Precisão e 
Exatidão de Medidas 
Nº 01 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Balança analítica 
Proveta 50 mL 
Béquer 50 mL 
Pipeta volumétrica 5 mL 
Pipeta graduada 10 mL 
Proveta 10 mL 
Bureta 25mL 
Suporte universal 
Garra com mufa 
Água destilada 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
 
1. Introdução 
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 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. 
 
 
 
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Algarismos significativos 
 
Ao escrever 20,41 mL quer-se dizer que a imprecisão (a dúvida da medida de 
volume) está no último algarismo "1". Logo seria incorreto escrever 20,410 mL, pois 
neste último caso a dúvida está no milésimo de milímetro 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, 
27000 poderia ter apenas dois algarismos significativos (2 e 7) e os três zeros 
indicam o milhar. Ou então, temos de fato cinco algarismos significativos: 2, 7, 0, 0 
e 0. Para evitar confusões, costuma se escrever o número em potências de 10 
(27x103) significa que temos dois algarismos significativos. Se os algarismos 
significativos fossem cinco, dever-se-ia escrever: 27000. O uso de potência de 10 é 
indispensável quando tratamos com grandezas muito pequenas ou muito grandes: 
6,63x10-34J.s, 6,022x1023, 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 devem deslocar a vírgula. 
Para saber quantos algarismos significativos existem em um número que 
expressa à 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. 
Exemplos: 
 
 
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Número Número de algarismos significativos 
7,5000 5 
0,000703 3 
7,25 x 105 3 
7,000 x105 4 
 
 
Durante os cálculos, é possível trabalhar algarismos a mais, mas ao se 
apresentar o resultado final, realizar aproximações também será possível, que 
obedecem às seguintes regras: 
• Se o algarismo a ser cortado for maior que 5, soma-se 1 ao algarismo anterior; 
• Se o algarismo a ser cortado for menor que 5, o algarismo anterior mantém-
se inalterado; 
• Se o algarismo a ser cortado for igual a 5, soma-se 1 ao anterior se ele for 
ímpar, mantendo-o inalterado se for par. 
 
Exemplos: 
148,76 = 148,8 
105,85 = 105,8 
26,83 = 26,8 
24,315 = 24,32 
 
Operações com algarismos significativos 
 
Adição e Subtração: o número de dígitos à direita da vírgula no resultado 
calculado deve ser o mesmo do número com menos dígitos dos números somados 
ou subtraídos. 
Exemplos: 23,441 + 57,71+ 0,0032 + 0,211 = 81,3652 
Resultado final: 81,36 
11,51 + 137 = 149 
 
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Multiplicação e Divisão: o número de algarismos significativos, no resultado 
calculado, deve ser o mesmo que o menor número de algarismos significativos dos 
termos multiplicados ou divididos. 
Exemplos: 
1,473 / 2,6 = 0,57 
3,94 x 2,122345 = 8,36 
6,734 x 103 / 7,41 x 108 = 9,09 x 10-6 
 
Precisão e Exatidão 
 
Segundo o DOQ-CGCRE-008 (2010) (Todas as generalizações e leis 
científicas são baseadas na regularidade derivada de observações experimentais. 
Portanto é necessário para qualquer cientista levarem consideração as limitações e 
confiabilidade dos dados a partir dos quais são tiradas as conclusões. 
Um erro de medida ocorre quando há uma diferença entre o valor real e o valor 
experimental. Vários fatores introduzem erros sistemáticos ou determinados (erros 
no sistema que podem ser detectados e eliminados). Por exemplo: equipamentos 
não calibrados, reagentes impuros e erros no procedimento. A medida é também 
afetada por erros indeterminados ou aleatórios (erros que estão além do controle do 
operador). 
Estes incluem o efeito de fatores como: pequenas variações de temperaturas 
durante uma experiência, absorção de água por substâncias enquanto estão sendo 
pesadas, diferenças em julgamento sobre a mudança de cor do indicador ou perda 
de pequenas quantidades de material ao transferir, filtrar ou em outras 
manipulações. 
Erros aleatórios podem afetar uma medida tanto numa direção positiva quanto 
negativa. Assim um resultado poderá ser ligeiramente maior ou menor do que o valor 
real. Duas ou mais determinações de cada medida são efetuadas na esperança de 
que erros positivos e negativos se cancelem. 
 
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A precisão de uma medida se refere à concordância entre diferentes 
determinações de uma mesma medida. Você pode encontrar que uma mesa tenha 
100,0 cm, 100,2 cm ou 99,9 cm para cada uma das operações de medida que 
realizar. Como erros aleatórios não podem nunca ser completamente eliminados a 
perfeita precisão ou reprodutibilidade nunca é esperada. 
Exatidão é a concordância entre o valor medido e o real. Para calcular o erro 
em uma medida deve-se saber o valor real. Isto raramente é possível, pois 
normalmente não se sabe o valor real. O melhor a fazer é projetar instrumentos de 
medida e realizar medidas de forma a tornar o desvio tão pequeno quanto possível. 
Uma medida altamente precisa pode ser inexata devido ao instrumento utilizado que 
pode não estar calibrado corretamente. A precisão depende mais do operador e a 
exatidão depende tanto do operador quanto do instrumento de medida. 
Para medir volumes aproximados de líquidos, pode-se utilizar uma vidraria não 
muito precisa, embora prático, que é a proveta graduada ou cilindro graduado, 
enquanto que, para medidas precisas, utiliza-se equipamentos, tais como balões 
volumétricos, buretas e pipetas. 
Para se medir a massa de um material em laboratório utiliza-se a balança 
analítica, que é um equipamento que apresenta uma precisão mínima na quarta casa 
decimal 0,0001 g. 
Para se medir temperatura pode-se usar termômetro de vidro ou sensores de 
temperatura (termopares) quando se quer medir altas temperaturas. 
Os equipamentos volumétricos são calibrados pelo fabricante a uma 
temperatura padrão de 20 ºC, devendo-se utilizá-los de preferência nesta 
temperatura, para evitar desvios, em virtude de anomalias ocasionadas pelas 
alterações de temperatura. 
 
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A tendência resultante de medidas, pode ser expressa pela moda, mediana ou 
média. A moda é o valor mais repetido, a mediana o valor central, para números 
ímpares de medições, sendo par, a mediana passa a ser a média dos valores 
centrais, a média e o resultado médio das medidas e é calculado pela soma das 
medidas dividido pelo número de medidas. Embora a 
média seja a forma mais usada para representar uma 
tendência de uma medida, o desvio padrão deve sempre 
acompanhar o resultado da média, para que se tenha uma 
maior confiabilidade da medida. Por exemplo, utilizando-
se uma pipeta graduada de 10 mL com escala semelhante 
a imagem ao lado, que apresenta uma medida de volume 
com precisão de duas casas decimais, sendo a primeira casa o representativo e a 
segunda o duvidoso, obteve-se os valores: 2,46 mL, 2,42 mL, 2,45 mL, 2,48 mL, 
2,48 mL, 2,47 mL, 2,49 mL. 
 
 Tabela de dados 
Número Medidas de volume (mL) Desvios 
1 2,46 0,00 
2 2,42 0,04 
3 2,45 0,01 
4 2,48 0,02 
5 2,48 0,02 
6 2,47 0,01 
7 2,49 0,03 
Soma = 17,25 
 
 
X  Média das medidas = Soma das medidas / número de medidas 
X = (2,46 mL+ 2,42 mL+ 2,45 mL+ 2,48 mL+ 2,48 mL + 2,47 mL+ 2,49 mL) / 7. 
 
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�̅� = 
∑ 𝑥𝑖𝑁𝑖=1
𝑁
 
 
𝑥 =
17,25
7
= 2,46 
 
s  desvio padrão = A raiz quadrada da soma dos quadrados dos desvios das 
medidas em relação à média / (n – 1), onde n é o número de medidas. 
 
𝑠 = √
∑(𝑥𝑖 − �̅�)2
𝑛 − 1
 
 
𝑠 = 0,024 
 
2. Objetivo 
 Identificar os principais equipamentos e recipientes volumétricos, 
mássicos e de temperatura; 
 Identificar corretamente a vidraria disponível para determinação de 
volume, massa e temperatura; 
 Avaliar a exatidão dos recipientes volumétricos e 
 Sequenciar um dado procedimento e verificar a precisão de medidas. 
 
3. Procedimento experimental 
3.1. EXPERIMENTO 1: Medidas de massas e volumes de líquidos 
 
1. Pedir ao seu professor instruções sobre o uso das balanças antes de pesar 
os seguintes recipientes secos: uma proveta de 50 mL e um béquer de 50 
mL. 
 
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2. Colocar cuidadosamente 10 mL de água destilada (aferindo na marcação 
de cada equipamento) em cada recipiente referido no item anterior e pese-
os novamente. 
Anotar os resultados na tabela abaixo de medidas de massas e volumes de 
líquidos). 
 
 
 
3.2. EXPERIMENTO 2: Medidas de volumes de líquido 
 
1. Identificar três vidrarias diferentes, existentes na sua bancada que podem 
medir um volume de 5 mL de água. Justifique a escolha das vidrarias 
utilizadas. Repita o procedimento agora para um volume de 40 mL. 
 
 
 
Vidrarias Proveta 50 mL Béquer 50 mL 
Massa de vidraria seca (g) 
Massa de vidraria + 10 mL de 
água 
 
Massa dos 10 mL de água 
Temperatura da água (°C) 
Volume corrigido da água 
(mL) em relação a densidade 
na temperatura da água (Vc = 
m / d (T° C)) 
 
Erro percentual 
(Vc – 10 mL) x100 
 
 
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A ilustração abaixo mostra imagens de uma balança analítica e de algumas 
vidrarias volumétricas: 
 
2. Encher uma bureta de 25 mL com água destilada. Depois de tê-la zerado, 
abrir a torneira e deixar escoar uma porção qualquer do líquido. Fechar a 
torneira e verificar o volume escoado. Conferir com o professor se sua 
leitura está correta. É possível retirar uma porção maior que 25 mL de 
uma só vez usando a bureta? Justifique.3. Preparar novamente a bureta de 25 mL completando seu volume até a 
indicação zero. Despejar sobre uma proveta de 50 mL, um volume de 10 
mL de água. Verificar o volume na proveta em mL. Descartar esta amostra 
da proveta e medir novamente 25 mL de água no mesmo. Transferir para 
a proveta este volume e verificar o volume na proveta em mL. 
 
 
 
 
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Registrar na tabela abaixo os resultados das medidas dos volumes de líquidos: 
 
Sistema: 
Proveta 
de 50 mL 
1ª medida do 
volume de 
água (mL) 
Equipe 1 
1ª medida do 
volume de 
água (mL) 
Equipe 2 
1ª medida do 
volume de 
água (mL) 
Equipe 3 
1ª medida do 
volume de 
água (mL) 
Equipe 4 
1ª medida do 
volume de 
água (mL) 
Equipe 5 
10 mL de 
água 
 
25 mL de 
água 
 
 
Muita atenção na leitura de volumes! 
 
 
 
 
 
 
 
Verificação do menisco Utilização da pipeta 
 
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4. Questões 
 
a) Para o procedimento experimental 1 pesquise qual a densidade da água para 
a temperatura de trabalho, para 5°C e para 95°C. 
b) Ainda no procedimento 1 com qual a vidraria se conseguiu melhor resultado? 
Explique sua resposta. 
c) Em que volume se observou um menor erro ao comparar com os volumes 
obtidos com da bureta? 
d) Para o procedimento experimental 2 determine a média, desvio padrão 
obtidos pela turma nos dois experimentos? 
 
5. Referências 
RUSSEL, J.B., Química Geral, Vol. 1, 2 Ed., São Paulo, Mc Graw-Hill, 1982. 
VOGEL, A.; Análise Inorgânica Quantitativa; Editora Guanabara; Rio de 
Janeiro, 1986. 
Instituto Nacional de Metrologia, Normalização e Qualidade Industrial 
(INMETRO); Orientações sobre Validação de Métodos de Ensaios Químicos, 
DOQ-CGCRE-008, 2010. 
 
Leitura complementar: 
http://webeduc.mec.gov.br/portaldoprofessor/quimica/sbq/QNE sc27/09-eeq-
5006.pdf 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. EXPERIMENTO 1: Medidas de massas e volumes de líquidos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.2. EXPERIMENTO 2: Medidas de volumes de líquido 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título: 
Preparo e Separação de 
Misturas Homogêneas e 
Heterogêneas 
Nº 02 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Béquer 50 mL 
Espátula 
Pissete 
Proveta 25 mL 
Bastão de vidro 
Vidro de relógio 
Argola com mufa 
Suporte universal 
Funil simples 
Papel filtro (filtração rápida) 
Condensador 
Balão de destilação 
Torneira com saída de água 
Porcelana porosa ou pérolas de vidro 
Termômetro 
Garra com mufa 
Mangueiras 
Erlenmeyer 125 mL ou 250 mL 
Funil de separação 125 mL 
Manta de aquecimento 
Agitador magnético com aquecimento 
Sulfato de cobre (sólido) 
Sílica gel 
Óleo diesel 
Água destilada 
2 Unidades 
2 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
3 Unidades (2 para destilação) 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
- 
1 Unidade 
2 Unidades 
2 Unidades 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 g 
1 g 
5 mL 
- 
 
 
 
 
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1. Introdução 
As misturas são mudanças físicas formadas por duas ou mais substâncias, 
sendo classificadas como misturas heterogêneas, aquelas em que não é possível a 
distinção de fases, e homogêneas que são possíveis as distinções de fases. Para a 
separação dessas substâncias, utilizam-se vários métodos de separação. Como, por 
exemplo, decantação, filtração, destilação, evaporação do solvente, extração. 
Na indústria, filtrações são muito utilizadas. Um exemplo importante é a 
filtração da água, antes de ser distribuída pelas canalizações de uma cidade. Essa 
filtração consiste, basicamente, na passagem da água através dos chamados 
filtros de areia, nos quais camadas de areia conseguem reter as partículas sólidas 
presentes na água. 
Na indústria petroquímica, o petróleo é levado para as refinarias onde passa 
por uma destilação fracionada para a obtenção de suas frações, ou seja, não se 
obtém cada substância pura. Cada fração entra em ebulição em determinadas faixas 
de temperatura, assim, a torre de destilação usada nas refinarias de petróleo possui 
uma fornalha na parte de baixo onde é colocado o petróleo, que é aquecido a cerca 
de 400ºC. A torre possui vários pratos ou bandejas que apresentam temperaturas 
diferentes. Assim, as frações formadas por compostos de menores massas molares 
têm os pontos de ebulição menores e vão subindo até chegar ao prato que possui a 
temperatura em que eles se condensam, quando são recolhidos. Já as frações de 
maiores pontos de ebulição ficam no fundo do recipiente no estado líquido ou nas 
bandejas de níveis menores. 
 
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2. Objetivo 
 Preparar misturas homogêneas e heterogêneas; 
 Identificar as principais vidrarias de um laboratório; 
 Separar misturas heterogêneas; 
 Aprender os fundamentos das principais técnicas de laboratório. 
 
3. Procedimento experimental 
3.1. EXPERIMENTO 1: Preparo de uma mistura homogênea (sólido-líquido). 
 
a) Pegar um béquer (1) e com uma espátula (2), pesar 1,0 g de sulfato de 
cobre (CuSO4.5H2O); 
b) Com um pissete (3), colocar 20 mL deágua destilada em uma proveta (4) 
e transferir para o béquer; 
c) Misturar o sistema com um bastão de vidro (5). 
 
(1) Béquer: Serve para dissolver substâncias, efetuar reações químicas. 
(2) Espátula: Material de aço ou porcelana, usado para transferência de 
substâncias sólidas. Deve ser lavada e enxugada após cada transferência. 
(3) Pissete: Usada para lavagem de materiais ou recipientes através de jatos de 
água destilada, álcool ou outros solventes. 
 
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(4) Proveta: Recipiente de vidro ou plástico utilizado para medir e transferir 
volumes de líquidos. Não deve ser aquecida. 
(5) Bastão de vidro: É um bastão maciço de vidro. Serve para agitar e facilitar 
as dissoluções, mantendo as massas líquidas em constante movimento. 
Também auxilia na filtração. 
 
3.2. EXPERIMENTO 2: Preparo de uma mistura heterogênea (sólido-líquido). 
 
a) Com um vidro de relógio (6) e com uma espátula, pesar 1,0 g de dióxido de 
silício - sílica gel (SiO2); 
b) Transferir a amostra pesada para a solução preparada na parte 3.1; 
c) Misturar o sistema com um bastão de vidro. 
 
(6) Vidro de relógio: Peça de vidro de forma côncava. É usado para cobrir 
béqueres, em evaporações, pesagens de diversos fins. Não pode ser 
aquecido diretamente na chama do bico de Bunsen. 
 
3.3. EXPERIMENTO 3: Separação de uma mistura heterogênea: Filtração 
Simples. 
Obs.: Utilizar a solução preparada anteriormente. 
 
a) Prender uma argola (7) a uma mufa (8) em um suporte universal (9); 
b) Pegar um funil simples (10) e colocar sobre a argola; 
c) Colocar um erlenmeyer (11) embaixo do funil; 
d) Pegar um papel de filtro, dobrar e colocar dentro do funil simples (orientações 
na imagem abaixo); 
 
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e) Com a ajuda de um bastão de vidro, efetuar o procedimento de filtração como 
mostrado (orientações abaixo). 
d) Para o experimento 2 determine a média e desvio padrão obtidos pela turma 
nos dois experimentos? 
 
 
Papel de filtro dobrado 
 
 
 
Técnica de filtração 
 
 
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(7) Mufa: Peça metálica usada para montar aparelhagens em geral. Pode vir já 
presa a argola ou a garra. 
(8) Argola: Usado com suporte para funil de vidro. 
(9) Suporte universal: Utilizado em várias operações como: filtrações, suporte 
para condensador, sustentação de peças, etc. 
(10) Funil de vidro: Usado para transferência de líquidos. 
(11) Erlenmeyer: Utilizado para titulações, aquecimento de líquidos, dissolução 
de substâncias e realização de reações químicas. 
 
3.4. EXPERIMENTO 4: Separação de uma mistura homogênea: Destilação 
Simples. 
a) Montar um aparelho de destilação como indicado na imagem abaixo; 
b) Abrir a torneira e verificar se está havendo fluxo de água no condensador; 
c) Adicionar a um balão de destilação (12) 20 mL de uma solução de sulfato 
de cobre (CuSO4.5H2O); 
d) Adicionar porcelana porosa ou pérolas de vidro ao balão de destilação; 
e) Encaixar o balão de destilação ao sistema; 
 
Atenção: apenas iniciar o aquecimento após autorização do professor 
 
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f) Começar o aquecimento ligando a manta de aquecimento; 
g) Medir a temperatura da primeira gota de destilado que cai no erlenmeyer. 
 
 
Sistema de destilação simples 
 
 
 
(12) Balão de destilação: Balão de fundo chato ou redondo com saída lateral 
para passagem dos vapores durante uma destilação. 
(13) Manta de aquecimento: Equipamento destinado ao aquecimento 
controlado de materiais. 
 
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(14) Condensador: Utilizado em destilações. Tem por finalidade condensar os 
vapores dos líquidos. 
3.5. EXPERIMENTO 5: Separação de uma mistura homogênea: Evaporação do 
solvente. 
 
a) Adicionar a um béquer 1 mL de uma solução de sulfato de cobre 
(CuSO4.5H2O); 
b) Levar ao aquecimento em um agitador magnético com aquecimento (15) 
 
Atenção: apenas inicie o aquecimento após autorização do professor! 
 
c) Aquecer o béquer até total evaporação do solvente; 
 
(15) Agitador magnético com agitação: Promove agitação através de um 
campo magnético formado por um imã acoplado à um motor. Promove o 
aquecimento controlado de materiais. 
 
3.6. EXPERIMENTO 6: Separação de uma mistura heterogênea: 
 
a) Montar um sistema para o funil de separação (16) aproveitando o já 
montado para o processo de filtração, apenas retirando o funil simples e 
colocando o funil de separação no lugar. 
 
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Técnica de separação de uma mistura usando funil de separação 
 
b) Adicionar a um béquer, 10mL de água destilada e 5 mL de óleo. 
 
Observação: Pode ser usado óleo de soja ou óleo diesel. 
Atenção: Observe se a torneira do funil de separação está fechada. 
 
c) Transferir para um funil de separação. 
d) Proceder à separação da mistura, recolhendo o líquido menos denso em 
um erlenmeyer. 
 
(16) Funil de separação: Usado para separação de líquidos imiscíveis. 
 
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4. Referências 
 
E. Giesbrecht et al.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básico; 
Ed. 
Chemical Bond ApprochCommittee; Química: Parte I; Editora Universidade de 
Brasilia; Brasilia, 1964. 
Vogel, A.; Análise Inorgânica Quantitativa; Editora Guanabara; Rio de 
Janeiro, 1986. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. EXPERIMENTO 1: Preparo de uma mistura homogênea (sólido-líquido) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.2. EXPERIMENTO 2: Preparo de uma mistura heterogênea (sólido-líquido) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.3. EXPERIMENTO 3: Separação de uma mistura heterogênea: Filtração 
Simples 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.4. EXPERIMENTO 4: Separação de uma mistura homogênea: Destilação 
Simples 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.5. EXPERIMENTO 5: Separação de uma mistura homogênea: Evaporação do 
solvente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.6. EXPERIMENTO 6: Separação de uma mistura heterogênea 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título: 
Análise de Sais por Ensaio de 
Chama 
Nº 03 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Bico de Bunsen 
Fósforo 
Solução de cloreto de sódio (borrifador) 
Solução de cloreto de lítio (borrifador) 
Solução de nitrato de bário (borrifador) 
Solução de nitrato de potássio (borrifador) 
Solução de sulfato de sódio (borrifador) 
Solução de sulfato de cobre (II) (borrifador) 
Solução de um sal desconhecido (borrifador) 
1 Unidade 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
- 
 
1. Introdução 
Os átomos são infinitas partículas que constituem a propriedade da matéria e 
podem se combinar para formar moléculas. Esses átomos podem perder ou ganhar 
elétrons formando íons. Os íons podem ser positivos e negativos, sendo os primeiros 
originados pela remoção de elétrons de seus átomos e os segundos, pelo acréscimo. 
Os íons positivos são denominados cátions e os negativos, são denominados 
ânions. 
Várias teorias foram criadas para definir o átomo quanto a sua forma, surgindo, 
assim, os modelos atômicos. Dentre muitos modelos, surgiu o modelo de Bohr, 
representando os níveis de energia, em que o átomo possui energia quantizada. 
 
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Quando a partícula ganha energia, os elétrons tende a se afastar do núcleo, 
acontecendo na forma de saltos quânticos. O retorno dos elétrons às suas posições 
liberam energia para realizar o salto na forma de um fóton, o que ocasiona a emissão 
de luz, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança do 
nível eletrônico de energia. Assim, a luz de comprimento de onda ou cor é 
determinada pelo cátion do referido elemento e possibilitando a sua identificação. 
 
Bico de Bunsen 
 
O bico de Bunsen é utilizado no laboratório como fonte de calor para diversas 
finalidades, como: aquecimento de soluções, estiramento e preparo de peças de 
vidro, entre outros. Possui como combustível normalmente GLP (Gás Liquefeito de 
Petróleo) – que é uma mistura de butano e propano– e como comburente o 
oxigênio do ar atmosférico, que em proporção adequada permite obter uma chama 
de alto poder energético. A chama do queimador apresenta as três zonas: 
 
• Zona Oxidante ou zona externa região violeta pálida, quase invisível, onde os 
gases sofrem combustão total. 
• Zona Redutora ou intermediária região luminosa onde os gases sofrem 
combustão incompleta por deficiência de oxigênio. 
• Zona Neutra ou interna zona limitada por uma "casca azulada", onde os gases 
ainda não sofreram combustão. 
 
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2. Objetivo 
 Identificar alguns cátions através do espectro de emissão; 
 Relacionar o experimento com o modelo atômico de Bohr. 
 
3. Procedimento experimental 
3.1 Análise de Sais por Ensaio de Chama 
Acender o bico de Bunsen; 
Borrifar a solução de cada um dos sais sobre a chama do bico de Bunsen; 
Observar e anotar o que aconteceu com a cor da chama; 
Registrar na tabela abaixo os resultados do experimento: 
 
 
 
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Ensaio Nome do sal Fórmula Cátion Ânion Cor observada 
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
 
4. Referências 
E. A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna Ltda.; São 
Paulo,1993, p81. 
R. Feltre; Química - Química Geral vol. 1;Editora Moderna Ltda.; São Paulo, 
2000, p562. 
E. Giesbrecht et al.;Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos; 
Editora Moderna Ltda.; São Paulo, 1982, p 152. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. Análise de sais por ensaio de chamaEAETI – Escola de 
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Título: Propriedades Periódicas Nº 04 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Cápsula de porcelana 
Pinça 
Tudo de ensaio 
Papel de filtro 
Água destilada 
Fenolftaleína 0,01% (alcoólica) 
Sódio metálico 
Magnésio metálico 
Alumínio metálico 
Brometo de potássio 0,1 mol/L 
Clorofórmio 
Ácido clorídrico 1 mol/L 
Hipoclorito de sódio 0,9% 
Cloreto de potássio 0,1 mol/L 
Água de bromo 
1 Unidade 
1 Unidade 
4 Unidades 
1 Unidade 
14 mL 
6 Gotas 
1 Pedaço 
1 Pedaço 
1 Pedaço 
1 Ml 
2 mL 
1 mL 
1 mL 
1 mL 
1 mL 
 
1. Introdução 
A tabela periódica é organizada de modo que elementos com propriedades 
parecidas fiquem mais próximos para facilitar a visualização dessas características 
e a partir do número atômico podemos descrever alguns elementos de acordo com 
sua posição na tabela periódica. As principais características são a 
eletronegatividade, raio atômico, eletro afinidade e energia de ionização. 
O estudo das propriedades periódicas é importantíssimo para a análise da 
natureza química de uma determinada substância e, a partir disso, realizar previsões 
interessantes como por exemplo prever que os metais a família 1A reagem 
violentamente com água. 
 
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É necessário destacar que existem elementos e compostos químicos que 
fogem ao padrão de seus grupos de origem. O caso mais conhecido é o do gás 
hidrogênio (H2) que participa da família 1A, entretanto não possui as mesmas 
propriedades dos elementos que caracterizam essa família. 
 
 
Hidrogênio sendo liberado em uma eletrólise 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sódio deve ser armazenado em 
querosene para que não reaja com o vapor de 
água 
 
Pedaços de lítio que perdera seu brilho 
ao reagirem com o ar atmosférico 
 
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2. Objetivo 
 Caracterizar, através de experimentos, a variação das propriedades 
acidobásicas e propriedades oxidantes e redutoras de elementos de um 
período da tabela periódica 
 
3. Procedimento experimental 
3.1. EXPERIMENTO 1: Propriedades redutoras dos metais 
3.1.1 Sódio 
 
a) Em uma cápsula de porcelana (1), colocar 10 mL de água destilada e 
adicionar 3 gotas de fenolftaleína. Observar a coloração da fenolftaleína na água. 
 
 Atenção: Fenolftaleína é um indicador ácido-base que possui coloração 
vermelha em meio básico e é incolor em meio ácido! 
 
 b) Cuidadosamente, retirar um pequeno pedaço de sódio metálico do 
recipiente, utilizando uma pinça, o qual está imerso em querosene e colocar sobre 
um pedaço de papel de filtro. 
c) Cortar com uma espátula um pequeno fragmento de sódio metálico (tamanho 
de uma cabeça de palito de fósforo) e observar a superfície metálica recém cortada; 
d) Colocar o pequeno fragmento do sódio na cápsula. Observar a coloração da 
solução. 
 
 Atenção: O sódio é um metal muito reativo, por isso deve ser 
conservado imerso em querosene para que não reaja com o oxigênio do ar. 
Em contato com a pele produz queimaduras gravíssimas. Se uma grande 
quantidade sódio reagir com água ou com oxigênio, pode ocorrer grande 
explosão! 
 
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(1) Cápsula de porcelana: Peça de porcelana usada para evaporar líquidos 
das soluções e na secagem de substâncias. Podem ser utilizadas em 
estufas desde que se respeite o limite de no máx. 500°C. 
 
3.1.2 Magnésio 
a) Em um tubo de ensaio, colocar 2 mL de água destilada e adicionar 3 gotas 
de fenolftaleína. Observar a coloração da fenolftaleína na água. 
b) Colocar um pedaço de fita de magnésio previamente lixado no tubo de ensaio 
e observar após 5 minutos. 
 
 
(2) Tubo de ensaio: Nele podem ser feitas reações em pequena escala e pode 
ser aquecido diretamente sob a chama do bico de Bunsen. 
 
3.1.3 Alumínio 
 
a) Em um tubo de ensaio, colocar 2 mL de água destilada e adicionar 3 gotas 
de fenolftaleína. Observar a coloração da fenolftaleína na água. 
 
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b) Colocar um pedaço de alumínio no tubo de ensaio e observar após 5 
minutos. 
 
4.1. EXPERIMENTO 2: Caráter oxidante dos halogênios 
 
a) Pegar dois tubos de ensaio. 
b) No tubo 1 adicionar 1 mL de solução de brometo de potássio (KBr) 0,1 mol/L. 
Em seguida, adicionar 1 mL de clorofórmio. Agitar a mistura e observar. 
c) Adicionar ao tubo 1, 1mL de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L. Agitar a mistura 
e observar. 
d) Adicionar, em seguida,1mL de solução de hipoclorito de sódio (NaClO) (0,9 
% p/p cloro ativo). Agitar a mistura e observar. 
e) No tubo 2, adicionar 1 mL de solução de cloreto de potássio (KCl) 0,1 mol/L. 
Em seguida adicionar 1mL de clorofórmio, ao mesmo tubo de ensaio. Agitar a 
mistura e observar. 
g) Adicionar ao tubo 2, 1mL de água de bromo (Br2(aq)). Agitar a mistura e 
observar. 
 
 
5. Referências 
A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; 
Departamento de Química Geral e Inorgânica - UFBA; Roteiro de Aula Prática: Por 
que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores?; Salvador, 1997. 
Chemical Education Material Study; Química: uma ciência experimental; 
Volume 1, Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967, p 107. 
L.V. Quagliano, L.M. Vallarino; Química; Guanabara Dois; Rio de Janeiro, 
1985, p 220. 
J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 177. 
E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São 
Paulo, 1993, p 81. 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. EXPERIMENTO 1: Propriedadesredutoras dos metais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.2. EXPERIMENTO 2: Caráter oxidante dos halogênios 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título: 
Estudo da Solubilidade dos 
Compostos 
Nº 05 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Tubos de ensaio 
Proveta 10 mL com tampa 
Água destilada 
Hexano 
Óleo de soja 
Cloreto de sódio (sólido) 
Gasolina 
Cloreto de sódio 10 % 
Etanol 
9 Unidades 
1 Unidade 
- 
4 Gotas 
9 Gotas 
1 g 
5 mL 
5 mL 
5 mL 
 
1. Introdução 
Polaridade 
 
A polaridade molecular é um fator que depende dos participantes de uma 
ligação covalente que, se forem iguais, possuem a mesma força para atrair a nuvem 
eletrônica e, se forem diferentes, a nuvem tenderá a se deslocar em direção ao 
átomo mais eletronegativo. 
Uma maneira prática e eficaz de se determinar a polaridade das moléculas é 
analisar a quantidade de nuvens eletrônicas que estão ao redor do átomo do 
elemento central e relacioná-la com a quantidade de átomos ou grupos de átomos 
ligados a ele. Se o número for o mesmo, a molécula é apolar, se não, é polar. 
 
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Para se contabilizar a polaridade molecular é necessário o estudo de uma 
grandeza que é chamada momento dipolar. O momento é calculado a partir da soma 
dos vetores que indicam a intensidade do dipolo elétrico. 
Se os átomos participantes da ligação forem iguais (C-C), se o átomo central 
não tiver um par de elétrons livres ou ele tiver todas as suas ligações idênticas, o 
vetor momento dipolar µ é igual a zero. A partir disso, entende-se que os vetores 
dispostos abaixo indicam o movimento da nuvem eletrônica, sabendo que ela 
sempre vai na direção do átomo mais eletronegativo em uma ligação química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Geometria Molecular 
 
É necessário além da polaridade, também analisar a geometria molecular do 
composto a qual está intimamente relacionada com a natureza de suas ligações 
químicas e das interações intermoleculares. Com o estudo da geometria molecular, 
é possível compreender como os átomos estão distribuídos no espaço e, com isso, 
 
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prever a polaridade de uma espécie química. Tudo isso é importante para determinar 
várias características do soluto, solvente ou de uma solução. 
 
Dióxido de Carbono possui geometria linear e é apolar 
 
 
 
Cloreto de Hidrogênio também é linear, entretanto, é polar 
 
 
Solubilidade 
 
Uma das principais características estudadas é a solubilidade, afinal ela indica 
o quanto um soluto pode ser dissolvido em um determinado solvente. 
Se a substância for polar, como a água, é esperado que ela seja muito solúvel 
em substâncias polares e pouco em substâncias apolares. Já se for apolar, como a 
gasolina, espera com compostos apolares, daí tem semelhante”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. Objetivo 
 Estudar a polaridade das moléculas de solventes e solutos; 
 Estudar a influência da polaridade das moléculas na solubilidade em 
diferentes solventes; 
 Aplicar o conhecimento de solubilidade para determinar a quantidade de 
álcool na gasolina. 
 
3. Procedimento experimental 
3.1. EXPERIMENTO 1: Ensaio sobre a solubilidade dos compostos. 
 
a) Numerar 9 tubos de ensaio; 
b) De acordo com a tabela abaixo, testar a miscibilidade dos solutos (água, 
etanol, hexano, óleo, cloreto de sódio) em diferentes solventes (água, etanol e 
hexano); 
c) Observar a formação de uma ou mais fases no tubo de ensaio. 
 
Soluto Solvente 
 Quantidade Água Etanol Exano 
Água 
Etanol 5 mL Tubo 1 
Exano 2 gotas Tubo 2 Tubo 5 
Óleo 3 gotas Tubo 3 Tubo 6 Tubo 8 
Cloreto de sódio 0,25 g Tubo 4 Tubo 7 Tubo 9 
 
 
3.2 EXPERIMENTO 2: ESTUDO DE CASO: Determinação de álcool em gasolina. 
 
a) Em uma proveta de 10 mL com tampa, colocar 5 mL de gasolina e 5 mL de 
uma solução de cloreto de sódio 10% (m/v); 
 
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b) Tampar a proveta e virar 4 ou 5 vezes; 
c) Fazer uma nova leitura das 2 fases. 
 
 
4. Referências 
 
A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; 
Departamento de Química Geral e Inorgânica - UFBA; Roteiro de Aula Prática: Por 
que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores?; Salvador, 1997. 
ChemicalEducation Material Study; Química: uma ciência experimental; 
Volume 1, Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967, p 107. 
L.V. Quagliano, L.M. Vallarino; Química; Guanabara Dois; Rio de Janeiro, 
1985, p 220. 
J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 177. - E.A. de 
Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 81. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. EXPERIMENTO 1: Ensaio sobre a solubilidade dos compostos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título:Campo Elétrico e Condutividade 
em Líquidos e Sólidos 
Nº 06 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Suporte universal 
Garra com mufa 
Bureta 25 mL 
Bequér 250 mL 
Pipeta Pasteur 
Papel toalha 
Etanol 
Hexano 
Circuito elétrico (Lâmpada com conector) 
Sulfato de cobre 0,3 mol/L 
Sacarose 
Ácido clorídrico 1 mol/L 
Cimento 
Placa de Alumínio 
Placa de Cobre 
Placa de Plástico 
Placa de Ferro 
Placa de Granito 
Placa de Mármore 
Carvão ativado granulado 
Grafite (sólido) 
Ácido acético 1 mol/L 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
- 
- 
1 Unidade 
- 
- 
- 
- 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
1 Unidade 
- 
1 Unidade 
- 
 
1. Introdução 
Ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem 
moléculas ou, no caso de ligações iônicas ou metálicas, aglomerados atômicos 
organizados de forma a constituírem a estrutura básica de uma substância ou 
composto. Em uma ligação iônica, os átomos estão ligados pela atração de íons 
 
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com cargas opostas, enquanto que em uma ligação covalente, os átomos estão 
ligados por compartilhamento de elétrons e as ligações metálicas ocorrem entre 
metais e metais. 
Compostos iônicos quando em solução ou no estado líquido, quando fundidos, 
conduzem eletricidade, por apresentarem íons livres. A existência de íons livres em 
meio aquoso possibilita uma maior movimentação eletrônica na solução; isto não é 
possível no estado sólido, pois, à condução não ocorre porque os elétrons estão 
comprometidos com a ligação iônica. Em solução, a condutividade aumenta com o 
aumento da concentração de íons. 
Os metais apresentam baixa energia de ionização, por conta disto, sua nuvem 
eletrônica é constituída por elétrons livres que conferem aos metais excelentes 
propriedades condutoras. 
Os sólidos covalentes não conduzem eletricidade, com exceção do grafite que 
conduz por conta da sua estrutura ser constituída por lamelas mantidas por forças 
de Van der Waals (Figura 07) ou quando os compostos covalentes quando 
dissociados, sofrem ionização, como por exemplo, os ácidos (Equação 1). Quando 
um líquido é submetido a ação de um campo elétrico, as moléculas podem ou não 
sofrer ação desse campo elétrico. Quando moléculas polares são submetidas a um 
campo elétrico, estas moléculas alinham-se na direção desse campo (Figura 08), o 
mesmo não acontece com moléculas apolares. 
 
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 Figura 07: Estrutura do grafite 
 
Figura 08: Dielétrico polarizado 
 
Exemplo: 
Equação 1: 
HCl(aq) → H+ (aq) + Cl- (aq) 
 
2. Objetivo 
 Estudar a polaridade das moléculas de solventes, com polaridades diferentes, 
através da ação do campo elétrico sobre os mesmos. 
 Estudar a condutividade de soluções eletrolíticas e moleculares; 
 
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 Estudar a condutividade elétrica em sólidos iônicos, metálicos, moleculares e 
covalentes. 
 
3. Procedimento experimental 
3.1 EXPERIMENTO 1: Ação de um Campo Elétrico. 
 
a) Montar uma bureta de 25 mL em suporte universal e encher a mesma com 
água destilada. 
b) Abrir a torneira da bureta contendo água, de modo a deixar correr um fio de 
água mais fino possível (um fio, e não gota a gota) de uma altura de 
aproximadamente de 10 cm entre o bico da bureta e a boca de um béquer. 
c) Atritar um bastão de plástico (caneta esferográfica ou uma pipeta Pasteur) 
contra uma flanela ou papel toalha e chegar para bem próximo do fio de água (sem 
tocar). 
d) Observar e anotar. 
e) Repetir o procedimento substituindo a água por álcool etílico e hexano. 
f) Observar e anotar. 
 
3.2 EXPERIMENTO 2: Condutividade em Líquidos e Sólidos. 
 
Lavar os fios com água destilada após cada experimento. 
 
Usando o circuito elétrico montado no laboratório, semelhante ao da imagem 
abaixo, testar a condutividade elétrica dos seguintes sistemas: 
 
 
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Água destilada: colocar água destilada em um béquer em quantidade 
suficiente para que os fios do circuito fiquem parcialmente imersos na água. Testar, 
observar a lâmpada e anotar. 
Solução aquosa de sulfato de cobre: colocar a solução de sulfato de cobre 
em um béquer e fechar o circuito com os fios. Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Solução aquosa de sacarose: repetir o procedimento para uma solução de 
sacarose e com a água do mar. Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Solução aquosa de ácido acético 1,0 mol/L: Testar a condutividade da 
solução de ácido acético. Diluir levemente o ácido com água destilada. Testar, 
observar a lâmpada e anotar Diluir um pouco mais. Testar, observar a lâmpada e 
anotar. 
Solução aquosa de HCl 1,0 mol/L: testar a condutividade da solução de HCl. 
Diluir levemente o ácido com água destilada. Testar, observar a lâmpada e anotar 
Diluir um pouco mais. Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Solução de cimento e água: Colocar em um béquer cimento e água e verificar 
a condutividade da solução. Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Alumínio: Teste, observe a lâmpada e anote. 
Cobre: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Plástico: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Ferro: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Granito: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
 
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Mármore: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Carvão ativado: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Grafite: Testar, observar a lâmpada e anotar. 
Registrar na tabela abaixo os resultados do teste de condutividade em líquidos 
e sólidos: 
Material Intensidade da luz observada no teste 
 Alta Baixa Não observada 
Água destilada 
Solução de sulfato 
de cobre 
 
Solução de sacarose 
Solução de HCl 1,0 
mol/L 
 
Solução de Ácido 
acético 1,0 mol/L 
 
Solução de cimento 
e águaAlumínio 
Cobre 
Plástico 
Ferro 
Granito 
Mármore 
Carvão ativado 
Grafite 
 
 
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4. Referências 
 
A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; 
Departamento de Química Geral e Inorgânica - UFBA; Roteiro de Aula Prática: Por 
que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores?; Salvador, 1997. 
ChemicalEducation Material Study; Química: uma ciência experimental; 
Volume 1, Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967, p 107. 
L.V. Quagliano, L.M. Vallarino; Química; Guanabara Dois; Rio de Janeiro, 
1985, p 220. 
J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 177. - E.A. de 
Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 81. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. EXPERIMENTO 1: Ação de um Campo Elétrico 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FLUXOGRAMA: 
3.2. EXPERIMENTO 2: Condutividade em Líquidos e Sólidos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título: 
Reações químicas e um 
estudo aplicado: Tratamento 
primário de água 
Nº 07 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
1. Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de 
química constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Tubos de ensaio 
Bequér 250 mL 
Bequér 50 mL 
Termômetro 
Fitas de pH – Indicador universal 
Cloreto de sódio 0,1 mol/L 
Nitrato de prata 0,1 mol/L 
Magnésio metálico 
Ácido clorídrico 1 mol/L 
Dicromato de potássio 0,1 mol/L 
Ácido ascórbico (sólido) 
Hidróxido de sódio 6 mol/L 
Ácido clorídrico 6 mol/L 
Óxido de cálcio (sólido) 
Sulfato de alumínio (solução saturada) 
Água Barrenta 
5 Unidades 
1 Unidade 
4 Unidades 
1 Unidade 
4 Unidades 
1 mL 
1 mL 
1 Pedaço 
Gotas + 2 mL 
1 mL 
- 
1 mL 
1 mL 
0,25 g 
2 mL 
- 
 
1. Introdução 
 
As reações químicas possibilitam o estudo das interações entre os elementos, 
substâncias ou compostos e são representadas de forma concisa pelas equações 
químicas. Quando o hidrogênio (H2) entra em combustão, reage com o oxigênio (O2) 
do ar para formar água (H2O): 
2H2(g)+ O2(g)→ 2H2O(l) 
 
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Durante as reações, as moléculas iniciais são desmontadas e os seus átomos 
são reaproveitados para montar novas moléculas. Para comprovar a ocorrência de 
uma reação, observam-se as características: produção de gás, formação de 
precipitado, mudança de cor, alteração de calor, entre outros. As reações químicas 
são classificadas em quatro tipos: síntese, análise, deslocamento e dupla troca. 
 A reação de precipitação é a formação de um sólido durante uma reação 
química, o qual é chamado de precipitado. Isso pode ocorrer quando a substância 
insolúvel, o precipitado, é formada na solução devido à reação química ou quando a 
solução foi supersaturada por um composto. 
As reações de neutralização ocorrem quando misturamos um ácido e uma 
base, de modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal. 
 
Exemplo: 
 HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq) 
 
Observe que as reações de simples troca também são reações de oxirredução, 
ou seja, reações em que há transferência de elétrons. Assim, se o metal for mais 
reativo, ele transferirá elétrons para o cátion do outro metal e a reação ocorrerá. Mas 
se o elemento metálico for menos reativo, ele não conseguirá transferir elétrons, 
tendo em vista que a tendência de doar elétrons do outro metal é maior, e a reação 
não ocorrerá. Como exemplo, abaixo é possível notar que ocorre uma transferência 
de elétrons, portanto, é uma reação de oxirredução, nela o enxofre (S) oxida o 
dicromato de potássio (K2Cr2O7), ou seja, o enxofre é o agente oxidante e o 
dicromato de potássio é seu agente redutor. 
 
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g) 
 
 
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(1) Fitas de pH - Indicadores universais: Apresentam cores diferentes 
para cada valor de pH. Eles são obtidos quando se imergem as tiras de 
papel em soluções contendo uma mistura de indicadores, que depois são 
secas. Quando se quer determinar o pH de alguma solução, basta 
introduzir essas tiras na solução estudada e comparar a cor obtida com 
a escala que aparece na embalagem do indicador. 
 
2. Objetivo 
 Utilizar evidências experimentais para concluir sobre a ocorrência de 
uma reação química; 
 Classificar reações químicas; 
 Representar reações através de uma equação química; 
 Aprender as etapas de um processo de tratamento de água. 
 
3. Procedimento experimental 
a. EXPERIMENTO 1: Evidências experimentais de uma reação química. 
 
a) Numerar 5 tubos de ensaio; 
b) No tubo 1, adicionar 1mL de uma solução de cloreto de sódio (NaCl) 0,1M e 
1mL de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1M e observar; 
 
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c) No tubo 2, adicionar um pedaço de magnésio metálico e adicionar sobre ele 
algumas gotas de ácido clorídrico (HCl) 1M. Agitar o sistema e observar; 
d) No tubo 3, adicionar 1mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7), fonte de Cr+6, 
e algumas 3 gotas da solução de ácido ascórbico – Vitamina C (C6H8O6). Agitar o 
sistema e observar; 
e) No tubo 4, adicionar 1mL de uma solução de NaOH 6M e medir a 
temperatura. No tubo5, adicionar 1mL de uma solução de HCl 6M e também medir 
a temperatura. Misturar as soluções e medir a temperatura da solução final. 
 
b. EXPERIMENTO 2: ESTUDO DE CASO: Tratamento de água. 
 
a) Em um béquer, preparar uma solução de 100 mL de água barrenta; 
b) Numerar 4 béqueres; 
c) Distribuir a solução preparada no item anterior igualmente nos quatro 
béqueres (25 mL); 
d) Somente no béquer 4 adicionar 0,25 g de óxido de cálcio (CaO); 
e) Somente no béquer 3 adicionar 2 mL de ácido clorídrico 1M 
f) Nos béqueres 2, 3 e 4 adicionar 2 mL de solução de sulfato de alumínio 
saturada (Al2(SO4)3); 
g) Medir o pH das soluções em todos os béqueres; 
h) Observar em qual béquer haverá uma decantação em maior velocidade. 
 
4. Referências 
 
A. M. V. Viveiros, C. R. Martins, F. M. Alves, J. P. L. Cedraz, S. F. Lôbo; 
Departamento de Química Geral e Inorgânica - UFBA; Roteiro de Aula Prática: Por 
que alguns elementos são oxidantes e outros são redutores?; Salvador, 1997. 
ChemicalEducation Material Study; Química: uma ciência experimental; 
Volume 1, Livraria Editora Ltda.; São Paulo,1967, p 107. 
 
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L.V. Quagliano, L.M. Vallarino; Química; Guanabara Dois; Rio de Janeiro, 
1985, p 220. 
J.B. Russel; Química Geral; McGrawHill; São Paulo, 1981, p 177. - E.A. de 
Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São Paulo, 1993, p 81. 
E.A. de Oliveira; Aulas Práticas de Química; Editora Moderna LTDA.; São 
Paulo, 1993, p 81. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título: 
Identificação da Acidez e 
Basicidade de Soluções 
Nº 08 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Tubos de ensaio 
Fitas de pH – Medidor universal 
Ácido clorídrico 0,5 mol/L 
Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
Fenolftaleína 0,1 % (alcoólica) 
Alaranjado de metila (alcoólica) 
Azul de bromotimol (alcoólica) 
Ácido clorídrico 6 mol/L 
Ácido nítrico 6 mol/L 
Cobre (grânulos) 
Zinco (grânulos) 
Carbonato de sódio (sólido) 
Hidróxido de sódio 6 mol/L 
 
Trazer de casa pela turma 
Vinagre 
Pasta de dentes 
Sabonete 
Sabão 
Café 
Água mineral com gás 
Água mineral sem gás 
Refrigerante 
Leite 
17 Unidades 
- 
1 mL 
1 mL 
4 Gotas 
2 Gotas 
2 Gotas 
1 mL 
1 mL 
- 
- 
- 
2 mL 
 
 
- 
- 
- 
- 
- 
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FLUXOGRAMA: 
3.1. EXPERIMENTO 1: Evidências experimentais de uma reação química 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Título: 
Identificação da Acidez e 
Basicidade de Soluções 
Nº 08 
Disciplina: Química Geral 
Pontuação: 
 
LEIA COM ATENÇÃO AS SEGUINTES INSTRUÇÕES E OBSERVAÇÕES 
Esta prática deve ser realizada em laboratório de química do prédio de aulas PA-1. Podendo 
ocorrer nos laboratórios LQ1 (104), LQ2 (105), LQ3-HS (106), LCMA2 (201) ou LPIQV (202), 
seguindo o regulamento de utilização e orientações de segurança em laboratório de química 
constadas no site do gmr – sistema de reserva de laboratórios da UNIFACS 
(http://www.gmr.unifacs.br/lab/labengenharias.php?guia=2&&lab=7&&id=1). 
Equipamentos, materiais, reagentes ou produto 
Descrição Quantidade por grupo 
Tubos de ensaio 
Fitas de pH – Medidor universal 
Ácido clorídrico 0,5 mol/L 
Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
Fenolftaleína 0,1 % (alcoólica) 
Alaranjado de metila (alcoólica) 
Azul de bromotimol (alcoólica) 
Ácido clorídrico 6 mol/L 
Ácido nítrico 6 mol/L 
Cobre (grânulos) 
Zinco (grânulos) 
Carbonato de sódio (sólido) 
Hidróxido de sódio 6 mol/L 
 
Trazer de casa pela turma 
Vinagre 
Pasta de dentes 
Sabonete 
Sabão 
Café 
Água mineral com gás 
Água mineral sem gás 
Refrigerante 
Leite 
17 Unidades 
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1 mL 
1 mL 
4 Gotas 
2 Gotas 
2 Gotas 
1 mL 
1 mL 
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2 mL 
 
 
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1. Introdução 
Ácidos e bases são eletrólitos comuns, muitas vezes, substâncias industriais e 
domésticas. Os ácidos ionizam-se em soluções aquosas para formar íons 
hidrogênio, aumentando a sua concentração, comumente chamados doadores de 
 
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prótons. Bases em solução aquosa sofre dissociação iônica, liberando o ânion OH- 
(Hidróxido). Essa classificação está de acordo com a teoria de Arrehenius, quando 
as substâncias estão em meio aquoso. Pode-se levar em consideração, também, as 
teorias de Brönsted-Lowry e Lewis em que há doação de prótons e elétrons, 
respectivamente. 
Na prática, para identificar um ácido ou uma base utilizam-se os indicadores 
ácido-base, que são substâncias naturais ou artificiais, e têm a propriedade de 
mudarem de cor em função de pH do meio. O potencial Hidrogeniônico (pH) é uma 
escala que mede o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma substância. 
Essa escala varia de 0 a 14, valores abaixo de 7 são considerados ácidos, acima de 
7 básicos e iguais a 7 neutros. Existem vários indicadores artificiais usados em 
laboratórios, como, a fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila, 
indicador universal, entre outros. 
 
2. Objetivo 
 Constatar experimentalmente as propriedades dos ácidos e bases; 
 Identificar uma solução ácida ou básica através de indicadores. 
 
3. Procedimento experimental 
a. EXPERIMENTO 1: Indicadores ácido-base. 
 
a) Numerar 09 tubos de ensaio; 
b) Adicionar aos tubos de ensaio 1 mL das soluções de ácido clorídrico (HCl) e 
hidróxido de sódio (NaOH) (todos com concentração de 0,5 mol/L) de acordo com a 
tabela abaixo; 
 c) Adicionar 2 gotas dos indicadores ácido-base (fenolftaleína, alaranjado de 
metila e azul de bromotimol às soluções, conforme tabela; 
d) Observar a coloração das soluções. 
 
 
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Indicador HCl NaOH 
Fenolftaleína Tubo 1 Tubo 4 
Alaranjado de metila Tubo 2 Tubo 5 
Azul de bromotimol