Caderno de Práticas

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INSTITUTO FEDERAL DA BAHIA – IFBA 
CAMPUS DE VITÓRIA DA CONQUISTA 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL I 
-Roteiro de aulas práticas- 
 
 
 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
2º SEMESTRE DE 2012 
 
2ª edição 
 
 
 
 ii 
_______________________________________ 
 
 
INSTITUTO FEDERAL DA BAHIA – IFBA 
CAMPUS DE VITÓRIA DA CONQUISTA 
 
 
PRÁTICAS DE QUÍMICA GERAL I 
 
 
 
1ª Edição (2011) elaborada por: 
Profª Adenilde Souza dos Passos 
2ª Edição (2012) elaborada por: 
Prof° Maurício Silva Araújo 
 
2012 
_______________________________________ 
 iii 
SUMÁRIO 
 
 
 
Normas para apresentação de relatório de práticas de laboratório da disciplina 
QGE I e critérios de avaliação............................................................................................1 
 PRÁTICA 01: Introdução ao laboratório...................................................................5 
 PRÁTICA 02: Medidas de volume...........................................................................7 
 PRÁTICA 03: Teste de chama...............................................................................10 
 PRÁTICA 04: Propriedades químicas dos elementos ..........................................12 
 PRÁTICA 05: Solubilidade de substâncias formadas por moléculas polares e 
apolares ...........................................................................................................................15 
 PRÁTICA 06: A fase líquida...................................................................................18 
 PRÁTICA 07: Previsão de reações químicas........................................................20 
 PRÁTICA 08: Preparo de solução e processo de diluição....................................22 
 
 
 
 
 1 
 
Normas para apresentação de relatório de práticas de laboratório da 
disciplina de Química Geral Experimental e critérios de avaliação 
 
Os relatórios das práticas de laboratório da disciplina QGE I devem apresentar a 
seguinte estrutura básica: 
 
 Capa - Título; 
 Objetivos 
 Introdução - Fundamentação teórica (NBR 10520/2002); 
 Procedimentos - Parte experimental; 
 Resultados e discussão (NBR 10520/2002); 
 Conclusão; 
 Referências bibliográficas.(NBR 6023/2002) 
 
 
Na capa deve conter o título da prática desenvolvida e as informações a cerca 
do(s) estudante(s), além da data da entrega do relatório. 
Os Objetivos devem ser divididos em Geral e Específicos: (i) o Objetivo Geral 
(normalmente escrito num único parágrafo) está relacionado com o “como” o conjunto 
experimento/teoria/prática pode contribuir para a capacitação, nesse caso, do licenciando; 
(ii) os Objetivos Específicos (normalmente escrito em tópicos) estão relacionados com o 
Objetivos 
Fundamentação 
teórica 
 2 
que almeja-se concluir em relação àquele conjunto de experimentos e teorias. Importante 
ressaltar que os objetivos do experimento são DIFERENTES dos objetivos do relatório. 
Exemplo de Objetivo Geral: (do trabalho acadêmico Estudo dos Gases baseado no 
estudo das viscosidades e no experimento similar ao de Victor Meyer): 
“Analisar a importância das interações interpartículas a fim de comparar os 
comportamentos ideal e real de uma mistura de líquidos e, a partir dessa análise, avaliar o 
comportamento de misturas gasosas equivalentes contribuindo para o entendimento da 
relevância das relações do conhecimento teórico e prático do estudo dos gases para a 
formação do licenciado em Química.” 
Exemplo de Objetivos Específicos (do trabalho acadêmico Estudo dos Gases baseado 
no estudo das viscosidades e no experimento similar ao de Victor Meyer): 
“- Determinar o coeficiente de viscosidade de misturas e substâncias puras; 
- Interpretar os coeficientes de viscosidade com base nas interações interpartículas 
e geometria das moléculas; 
- Discutir a influência das forças de coesão e adesão na fluidez de líquidos; 
- Comparar as viscosidades de líquidos e gases.” 
 
Na Introdução/Fundamentação Teórica devem ser apresentados os conceitos 
teóricos (definições, equações) e hipóteses necessárias para o desenvolvimento do 
experimento. TODAS as teorias que aparecerão na discussão devem estar presentes 
aqui. Pode-se, inclusive, contar uma história sobre a 
prática/reagente/produto/substância/método/etc, desde que cada conhecimento científico 
apresentado contenha a respectiva referência, seja como citação direta ou indireta 
segundo a NBR 10520/2002. 
É necessário descrever todos os materiais (reagentes, equipamentos, vidrarias, 
etc) utilizados na execução do experimento, a descrição seqüencial e detalhada do 
procedimento experimental e o esquema do aparato experimental. CUIDADO: Os 
procedimentos experimentais devem descrever o que, de fato, foi feito, e não “o que deve 
ser feito”. Esta consideração é relevante por que, às vezes, os materiais e métodos 
utilizados diferem dos descritos no roteiro experimental. 
Deve-se ter cuidado com a pessoa e tempo verbais utilizados na confecção do 
relatório experimental – TODO o corpo do texto deve seguir somente um tempo e pessoa. 
Os Resultados podem ser apresentados nas formas de tabelas e gráficos, desde 
que devidamente nomeados. O procedimento utilizado para efetuar os cálculos também 
deve ser apresentado. Quando o esquema de cálculos for repetitivo, deve ser ilustrado o 
 3 
roteiro de cálculos apenas para o primeiro dado apresentado na tabela. As unidades 
dimensionais devem ser padronizadas utilizando o SI (ou que for conveniente). A 
investigação da correlação entre variáveis deve ser feita por meio da análise estatística e 
também deve ser apresentada nos resultados. 
A Discussão se refere à qualidade dos resultados obtidos, possíveis fontes de erros 
e a validação, ou não, das hipóteses. Sempre à luz de teorias e referenciais deve-se fazer 
um comentário crítico, comparativo e explicativo dos resultados obtidos – desde que 
devidamente referenciados segundo a NBR 10520. 
A Conclusão (geralmente escrita em um ou dois parágrafos) está 
ESTREITAMENTE RELACIONADA COM OS OBJETIVOS do seu relatório. 
Nas referências bibliográficas deve-se incluir toda a relação de material 
bibliográfico utilizado na confecção do relatório, segundo a NBR 6023/2002. 
 
Exemplos importantes na confecção do relatório: 
a) Equações: Deverão ser numeradas em algarismos arábicos, escritas com o 
mesmo tipo e tamanho de letra. Exemplo: 
 
 
Observação: O número da equação deve ser alinhado no lado direito do texto, 
enquanto que a equação deve ser alinhada no lado esquerdo (ou centro) do texto. 
b) Tabelas: Deverão ser centralizadas no texto, identificadas com algarismos 
arábicos. O título da tabela deve ser iniciado em letra minúscula e a palavra tabela 
juntamente com o número que a identifica deve ser escrito em negrito e maiúscula. 
Exemplo: 
 
c) Figuras: Deverão ser centralizadas no texto, identificadas com algarismos 
arábicos, o título da figura deve ser iniciado com letra maiúscula e a palavra figura 
juntamente com o número que a identifica deve ser escrito em negrito e maiúscula. O 
texto deve se referir à figura. Exemplo: 
 4 
 
O relatório será avaliado de acordo com os seguintes critérios: 
- Coerência/coesão/clareza textuais: 10%; 
- Formatação/Organização: 10%; 
- Objetivos/Conclusões: 5%; 
- Introdução (Fundamentação Teórica)/Linguagem: 25%; 
- Procedimentos: 5%; 
- Resultados e Discussão/Linguagem 40%; 
- Referências/Citações: 5%. 
 
OBSERVAÇÃO: Relatórios idênticos (ou copiados de fontes quaisquer SEM a 
devida referência) terão nota automaticamente anulada. 
 
 
 
 5 
PRÁTICA 01: INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIOINTRODUÇÃO 
Os laboratórios de ensino são essencialmente semelhantes aos laboratórios de 
pesquisa ou de uma indústria, mas diferem nas finalidades e em outras particularidades. 
 Nesta aula você conhecerá o laboratório de Química Geral onde, provavelmente, 
fará o seu primeiro contato com equipamentos, materiais, reagentes e métodos de 
trabalho. Os conhecimentos, as habilidades e atitudes que aqui você desenvolverá serão 
úteis, não apenas durante o Curso de graduação, mas, também, nas suas atividades 
profissionais. 
 Uma ênfase especial será dada à segurança no trabalho. Um laboratório de 
química poderá tornar-se um local perigoso quando nele se tem uma conduta 
inadequada. Você conhecerá as normas gerais de segurança para os laboratórios de 
ensino de química; os procedimentos específicos serão abordados no transcorrer de cada 
aula e em cada experiência. 
 A adoção de medidas de segurança no trabalho é uma exigência legal: todas as 
Instituições, com um número mínimo de trabalhadores, são obrigadas a constituir uma 
Comissão Interna de Prevenção de Acidentes (CIPA), encarregada de planejar, implantar 
e manter um sistema específico de segurança. É muito importante que todas as pessoas 
que lidam num laboratório tenham uma noção bastante clara dos riscos existentes e de 
como diminuí-los. Nunca é demais repetir que o melhor combate aos acidentes é a sua 
prevenção. O descuido de uma única pessoa pode por em risco todos os demais no 
laboratório. Por esta razão, as normas de segurança descritas abaixo terão seu 
cumprimento exigido. Acima disto, porém, espera-se que todos tomem consciência da 
importância de se trabalhar em segurança, do que só resultarão benefícios para todos. 
OBJETIVOS: Conhecer as instalações do laboratório; Conhecer as Normas Gerais 
de Segurança; Identificar os materiais e equipamentos usuais de laboratório. 
MATERIAIS: 
- Balança; - Balão volumétrico; 
- Béquer 50, 100 e 250 mL; - Bico de gás; 
- Bureta; - Erlenmeyer; 
- Fósforo; - Garra metálica; 
- Pinça metálica; - Pinça para tubo; 
- Pipeta graduada; - Pipeta volumétrica; 
- Suporte para tubo; - Tela de amianto; 
 6 
- Termômetro; - Tripé ou aro metálico; 
- Tubo de ensaio; - Outros materiais disponíveis. 
PROCEDIMENTOS: 
1- O professor fará exposição e, quando couber, demonstração sobre: 
 a) O laboratório (instalações, sistemas elétrico, hidráulico, de gás, de exaustão, 
etc.). 
 b) Segurança no Trabalho (normas gerais de segurança, sistema de segurança do 
laboratório). 
c) Identificação e cuidados com materiais e equipamentos do laboratório: Vidrarias, 
bico de gás, balanças, termômetros e outros materiais de uso corrente em um laboratório. 
 2- Após a exposição do professor, os alunos ficarão à vontade para examinar as 
instalações, os aparelhos e os materiais apresentados. 
 
QUESTIONÁRIO: 
1. Por que se deve trabalhar de jaleco (guarda pó) no laboratório? 
2. Por que é importante conhecer as instalações e as normas de funcionamento de 
um laboratório? 
3. O que é uma “capela”? Qual é a sua utilidade? 
4. Quais os cuidados que se deve ter no descarte de reagentes em pias? 
5. Por que não se deve adicionar água sobre ácidos em procedimentos 
experimentais? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 7 
 
 
PRÁTICA 02: MEDIDAS DE VOLUME 
INTRODUÇÃO: 
Medir é comparar uma grandeza com um padrão. Toda medida está 
intrinsecamente sujeita a incertezas (erros); as fontes de incerteza são associadas ao 
aparelho utilizado e ao analista. 
A incerteza pode ser expressa de várias maneiras: pelo erro absoluto, que é a 
diferença entre o valor da grandeza e o da medida; pelo erro relativo, que é o erro 
absoluto dividido pelo valor da medida; pelo erro percentual, que é o erro relativo 
multiplicado por cem; etc. 
Nos casos em que o conhecimento da incerteza for importante, ela deve ser 
expressa junto com a medida: (15,30 ± 0,02) mL, por exemplo. Na disciplina Química 
Geral Experimenta I, não haverá necessidade de explicitar o erro (o estudo devidamente 
aprofundado e fundamentado das incertezas tem espaço na disciplina Química Analítica 
I). Porém, uma medida deve, sempre, ser expressa com a sua unidade (padrão de 
comparação) e o número correto de algarismos significativos (AS), ou a quantidades de 
dígitos que têm significado em uma quantidade medida ou calculada. Quando se usam 
AS, a incerteza está associada ao último dígito. No exemplo acima, o valor real da medida 
está entre 15,28 mL e 15,32 mL, logo se faz conveniente expressar o dado com 4 
algarismos significativos pois a incerteza está relacionada ao 4 dígito. As operações 
envolvendo AS devem apresentar resultados contendo o mesmo número de algarismos 
significativos do dado com menor quantidade destes, pois é impossível obter um dado 
mais preciso do que os dados os quais foram fontes para sua obtenção. 
Cada vidraria e equipamento possui uma dada precisão. Para medir volumes de 
líquidos, os aparelhos denominados volumétricos possuem aferição referente a 
determinada capacidade. São utilizados dependendo da necessidade de maior ou menor 
precisão e da atribuição (conter ou transferir). 
Erros mais comuns: 
 
 Medição de volume de soluções quentes. 
 Uso de instrumento inadequado para medir volumes. 
 Uso de instrumento molhado ou sujo. 
 Formação de bolhas nos recipientes. 
 Controle indevido da velocidade de escoamento. 
 Erro de paralaxe. 
 
 8 
 
 
Erro de material 
Para se analisar e interpretar resultados de uma experiência torna-se necessário o 
conhecimento na precisão das medidas. É importante saber que sucessivas medidas de 
uma mesma grandeza não dão resultados iguais, ainda que feitas cuidadosamente. 
Para que a medida se aproxime da real e que contenha a menor margem de erro, é 
necessário que se determine o limite de erro do aparelho: esse limite é igual à metade da 
menor divisão da escala. 
Exemplo: Para se determinar o erro de um material graduado é necessário: 
a) Separar duas marcas de graduação, que indique um volume determinado. 
b) Contar o número de divisões entre essas marcas de graduação. 
c) Dividir o volume dado entre essas duas marcas de graduação pelo número de 
divisões correspondentes. 
Tomando-se, por exemplo, uma proveta de 10 mL, separando-se duas marcas (2 e 
3) temos o volume de 1mL. Após contar as divisões encontraremos 10 divisões. 
 
 Teremos: 
divisão/mL1,0
divisões10
mL1
divisãoMenor 
 
 
 Cálculo do limite de erro: 
mL05,0
2
mL1,0
errodeLimite 
 
 
 
 
 
 9 
OBJETIVOS: 
1) Utilizar aparelhos volumétricos e expressar corretamente as medidas de volume. 
Operar com algarismos significativos. 2) Utilizar a análise dimensional para converter 
unidades. 
 MATERIAIS E REAGENTES: 
 Água destilada  Balão volumétrico 
 Bureta  Proveta 
 Béquer  Pipeta graduada 
 Régua 
 Pipeta volumétrica 
 
PROCEDIMENTO: 
1. Anote com os respectivos desvios, a capacidade de cada um dos seguintes aparelhos 
apresentados na tabela a seguir: 
 
Aparelho Limite de erro Capacidade 
Bureta 
Proveta 
Pipeta graduada 
Becker 
 
2. Meça 20 mL de água destilada em uma bureta e transfira para um Becker de 
capacidade 100 mL; 
3. Repita o procedimento 2 substituindo o becker de 100 mL por: 
a) Um becker de50 mL; 
b) Uma proveta de 100 mL; 
4. Medir 100 mL de água destilada em um béquer e transfira-a quantitativamente para 
um balão volumétrico de 100 mL. Houve coincidência de resultados? Esperava-se 
coincidência de resultados? 
5. Medir 10 mL de água destilada em um Becker; com uma pipeta graduada retire uma 
alíquota de 10 mL; 
6. Repita o procedimento 5 com uma pipeta volumétrica. 
7. Utilizando uma régua, meça o volume de diferentes objetos disponíveis; 
8. Em seguida, utilizando o princípio de Arquimedes, meça o volume dos mesmos 
objetos. 
OBS: Todos os dados devem ser expressos com os respectivos algarismos 
significativos. 
 10 
 PRÁTICA 03: TESTE DE CHAMA 
INTRODUÇÃO: 
A radiação eletromagnética é a emissão e transmissão de energia na forma de 
ondas eletromagnéticas. Em 1873, James Clerk Maxwell sugeriu que a luz visível era 
constituída por ondas eletromagnéticas, que por sua vez, possuem uma componente de 
campo elétrico e um componente de campo magnético, perpendiculares entre si e com 
mesma velocidade de propagação. As contribuições de Maxwell (mesmo que 
fundamentadas na Mecânica Clássica), a teoria quântica proposta por Max Planck no 
início do século XX, bem como o estudo do efeito fotoelétrico por Albert Einstein abriram 
caminho para a “solução” de uma incógnita da física desde o século XVIII: os espectros 
de emissão dos átomos. Com argumentos baseados nas interações eletrostáticas e nas 
leis do movimento de Newton, Niels Bohr propôs uma explicação satisfatória, até então, 
para o fenômeno de emissão do átomo de hidrogênio: o elétron de um átomo de H pode 
apenas apresentar valores específicos de energias, como mostra a equação de Rydberg: 
𝐸𝑛 = −𝑅𝑕
1
𝑛2
 (1) 
Onde, Rh é a constante de Rydberg, e n é um número inteiro denominado número 
quântico principal. Segundo Bohr, a energia absorvida (de frequência específica) pelo 
elétron o faz mover-se de um estado de menor energia – caracterizado por um menor 
valor de n – para um de maior energia – n maior. Analogamente, o retorno ao nível de 
energia inicial é acompanhado por uma emissão de fótons. A energia transferida pode ser 
determinada por: 
∆𝐸𝑛 = −𝑅𝑕 
1
𝑛𝑓
2 −
1
𝑛 𝑖
2 = 𝑕𝜈 (2) 
Onde h é a constante de Plank e 𝜈 é a frequência da radiação eletromagnética 
emitida ou absorvida. 
 
OBJETIVOS: 
Observar a emissão de luz de diferentes frequências por diversos materiais 
aquecidos em uma chama; Relacionar o fenômeno com o modelo atômico de Bohr para o 
átomo de hidrogênio. 
 
MATERIAIS E REAGENTES: 
 Cloreto de cálcio, cloreto de cobalto(II), cloreto de sódio, sulfato de cobre(II) e 
cloreto de potássio; 
 2 béqueres de 100 mL; 
 5 fios de platina, ou de níquel – cromo (de resistência de chuveiro); 
 Solução de ácido clorícrico 0,1 molL-1; 
 11 
 5 placas de petri. 
 Espátula 
 Bico de Bunsen (ou lamparina) 
 Pinça para tubo de ensaio 
 
PROCEDIMENTOS: 
1) Colocar uma pequena amostra de cada sal com o auxílio de uma espátula em 
5 placas de Petri diferentes (se houverem mais sais, serão necessárias novas placas); 
2) Acender a chama do bico de Bunsen (ou lamparina) e calibrar a entrada de ar 
para obter uma chama azulada quase transparente; 
3) Limpar os fios metálicos que serão utilizados no experimento, mergulhando-os 
em solução de HCl 0,1 molL-1 e em seguida, com o auxílio de uma pinça de tubo de 
ensaio, aquecendo-os em rubro na chama do bico de Bunsen. Esse processo deve ser 
repetido até que não haja mudança na coloração da chama do bico de Bunsen; 
4) Mergulhar o fio limpo em água destilada e, em seguida, tocar a ponta úmida do 
fio na porção de NaCl contida na placa de Petri. (Certificar que uma pequena quantidade 
do sal está presente na ponta do fio).; 
5) Levar, UTILIZANDO A PINÇA, o fio com a amostra até a chama; 
6) Anotar o resultado na tabela abaixo. Comparar seu resultado com os 
resultados dos outros grupos. 
7) Repetir os procedimentos 1-6 para os demais sais. 
 
Sal Cor esperada Cor observada 
NaCl 
CaCl2 
CuSO4 
KCl 
CoCl2 
 
 
 Questionamentos para auxiliar na Fundamentação Teórica/Discussão: 
 Por que, no teste de chama, os sais de metais diferentes apresentam colorações 
diferentes? Como se explica o brilho colorido de fogos de artifícios? De onde vem as 
cores? O que é cor? E cor complementar? Como funciona a lâmpada de filamento? Por 
que alguns postes têm luz amarelada, enquanto outros, esbranquiçada? Qual a diferença 
entre fluorescência, fosforescência, bioluminescência e quimioluminescência? Como se 
 12 
explica o funcionamento de dispositivos que (des)ativam “sozinhos”, tais como lâmpadas 
de postes que ascendem à noite, portas que se abrem automaticamente ou torneiras que 
acionam na presença de alguém? 
NÃO SE LIMITAR APENAS A RESPONDER OS QUESTIONAMENTOS. Tais questões 
servem para mostrar possíveis diretrizes e contextos a serem explorados na confecção do 
relatório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PRÁTICA 04: PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS 
 
INTRODUÇÃO: 
 
A Tabela Periódica atual é resultado do trabalho e estudo de inúmeros cientistas ao 
longo da história, que fundamentando-se em diferentes conhecimentos, a partir de 
observações ou experimentações, organizaram os elementos químicos em ordem 
crescente de número atômico a fim de reproduzir suas propriedades ao longo de 
períodos. Desse modo, átomos de elementos químicos pertencentes ao mesmo grupo 
possuem propriedades químicas semelhantes. Isto ocorre devido às suas configurações 
eletrônicas do nível energético mais externo serem iguais - pelo menos entre os 
elementos representativos. 
Dentre as propriedades periódicas dos elementos podemos destacar duas muito 
importantes: energia de ionização e afinidade eletrônica. Elas são diretamente 
relacionadas à reatividade química e ao poder oxidante e redutor das substâncias 
simples. 
A capacidade redutora de um metal pode ser avaliada pelo seguinte ciclo 
termodinâmico: 
 (I)Calor de sublimação 
M(s) M(g) 
 (II)Energia de Ionização 
 (III) Calor de hidratação 
Mn+(aq)+ ne- Mn+(g)+ ne- 
Observe que a etapa global de formação dos íons Mn+(aq) corresponte a soma das 
outras etapas: M(s) M
n+
(aq)+ ne
- equivale a soma (I) + (II) + (III). 
 13 
A energia de ionização é uma das etapas envolvidas na avaliação da força redutora 
de uma substância simples. Assim, a capacidade de um metal ser um agente redutor 
numa reação está estreitamente relacionada com a facilidade com que seus átomos 
perdem elétrons. 
De maneira análoga, a força oxidante das substâncias das substâncias simples 
formadas por halogênios deve ser avaliada através das energias envolvidas no ciclo a 
seguir: 
 ½ Calor de Fusão ½ Calor de vaporização (I) ½ Energia de ligação 
1
2 𝑋2(𝑠) 
1
2 𝑋2(𝑎𝑞 ) 
1
2 𝑋2(𝑎𝑞 ) 𝑋(𝑔) 
 
 (II) Afinidade Eletrônica
1 
 (III) Calor de hidratação 
 𝑋(𝑎𝑞 )
− 𝑋(𝑔)
− 
 
Observe que a etapa global de formaçãodos íons 𝑋(𝑎𝑞 )
− corresponde à soma das 
outras etapas: 
1
2
𝑋2(𝑔)
− + 𝑒− → 𝑋(𝑎𝑞 )
− equivale a soma (I) + (II) + (III). 
 
OBJETIVOS: 
Analisar alguns dos fatores que influenciam os poderes oxidantes e redutores 
de substâncias simples; Relacionar os poderes oxidantes e redutores das substâncias às 
propriedades periódicas dos elementos químicos; Discutir a ação antioxidante da vitamina 
C. 
 
MATERIAL E REAGENTES: 
 
- Placa de petri; 
- Proveta de 50 mL; 
- Solução de fenolftaleína; 
- Espátula; 
- Pinça Metálica; 
- Papel de filtro; 
-Tubos de ensaio; 
- KI 0,1 mol/L; 
- Sódio metálico; 
 
1 A afinidade eletrônica da espécie em questão foi arbitrariamente definida com energia liberada na estabilização de um 
elétron no nível de valência. Isso não indica que todos os processos semelhantes serão acompanhados com liberação de 
energia. 
 14 
- Fita de magnésio; 
- Lixa para metal; 
- Vitamina C (ácido ascórbico); 
- Solução de cloro (água sanitária). 
 
PROCEDIMENTOS 
 
 Parte I: 
1) Com o auxílio de uma pinça metálica, retirar um pequeno pedaço de sódio 
metálico. Em seguida, colocar sobre um papel de filtro e cortá-lo com uma espátula. 
Observar suas características; 
2) Usar um dos pedaços de sódio (do tamanho de um grão de arroz) e colocá-lo 
numa cápsula de porcelana com água aproximadamente 20 mL e algumas gotas de 
fenolftaleína. Observar; 
 
 Parte II: 
3) Tomar um pedaço de 2 a 3 cm de fita de magnésio e lixar; 
4) Em um tubo de ensaio, colocar 5 mL de água destilada e 1 a 2 gotas de 
fenolftaleína. Observar a coloração; 
 5) Colocar a fita de magnésio limpa no tubo de ensaio preparado no item 2 e 
observar. 
 
Parte III: 
6) Tomar um tubo de ensaio e colocar cerca de 2 mL de solução aquosa de iodeto 
de potássio; 
7) Adicionar água de cloro gota a gota e observar a coloração. 
 
Parte IV: 
8) Tomar um pequena porção (ponta de espátula) de ácido ascórbico (vitamina C) 
e colocar num tubo de ensaio; 
9) Adicionar cerca de 2 mL de solução de iodeto de potássio; 
10) Adicionar água de cloro gota a gota. Compare com os resultados observados 
no experimento III. 
 
 
 15 
Questionamentos para auxiliar na Fundamentação Teórica/Discussão: 
Utilize a linguagem química para descrever todos os fenômenos dos experimentos. 
O que pode ser discutido a respeito da transformação que ocorre quando o sódio entra 
em contato com a água? Qual das substâncias possui maior poder redutor dentre o sódio 
e o magnésio metálicos? Qual a relação entre o poder redutor da substância e a energia 
de ionização do átomo? Qual substância tem maior poder oxidante: o cloro ou o iodo? É 
possível relacionar o poder oxidante das substâncias com alguma propriedade periódica 
dos átomos? Qual seria? E como seria essa relação? Discuta com base nas propriedades 
do ácido ascórbico a capacidade antioxidante da vitamina C. Consulte a referência 
complementar “A importância da vitamina C através dos tempos”. 
 
 
PRÁTICA 05: SOLUBILIDADE DE SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS POR 
MOLÉCULAS POLARES E APOLARES 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Os átomos, apesar da neutralidade eletrônica, são em sua maioria espécies 
instáveis e reativas que tendem a se combinar a fim de adquirir estabilidade eletrônica 
(oito ou dois elétrons no nível de valência) e/ou estabilidade energética podendo, em 
alguns compostos, não apresentarem as configurações eletrônicas citadas e, mesmo 
assim, adquirir estabilidade. 
 Ligações químicas podem envolver átomos iguais ou diferentes. Além disso, terem 
naturezas distintas como a ligação entre um átomo metálico e um não metálico. Cada 
átomo possui propriedades intrínsecas (que foram discutidas na prática “Propriedades 
Químicas dos Elementos”) e propriedades relativas, tais como a eletronegatividade, que 
consiste na tendência relativa de um átomo atrair para si os pares de elétrons envolvidos 
em uma ligação química. 
 A polarização da ligação causa na molécula uma distorção na nuvem de elétrons 
fazendo assim uma separação de densidade eletrônica que podemos chamar de polos 
(ou cargas parciais), pois o vetor momento dipolo é não nulo. Podemos assim dizer: 
quando a ligação for estabelecida entre dois átomos de igual eletronegatividade não 
ocorre distorção desta nuvem de elétrons e a molécula não terá polos definidos (momento 
dipolo nulo) e, quando há uma diferença na eletronegatividade entre os dois átomos que 
 16 
formam a ligação química, ocorre a formação de cargas parciais na molécula.2 
Resumidamente podemos dizer que, moléculas que não possuem polos parciais são não 
polares ou apolares, e moléculas que possuem polos parciais são polares. A molécula de 
HCl, por exemplo, apresenta diferença de eletronegatividade entre seus átomos 
constituintes, logo o par de elétrons compartilhado na maior parte do tempo se encontra 
mais próximo do átomo mais eletronegativo, gerando sobre esse átomo uma carga parcial 
(polo parcial) negativa e por consequência, uma carga parcial positiva na região 
diametralmente oposta da molécula. O vetor momento dipolo pode ser descrito pela 
equação: 
𝜇 = 𝛿 𝑥 𝑟 (III) 
Onde, 𝜇 é o momento dipolo em Debye (1,34x 10-30 C.m), 𝛿 é a intensidade da carga 
parcial (em C), e r é a distância entre os centros de carga. 
 As moléculas polares ou apolares, numa substância, interagem umas com as 
outras, num balanço das forças atrativas e repulsivas – regiões com maior densidade 
eletrônica de uma molécula atraem regiões que apresentam a densidade de carga 
positiva de moléculas circunvizinhas. Esta aproximação é mantida pelas forças 
intermoleculares (entre moléculas) que, a depender da intensidade do momento dipolo 
podem ser fortes ou fracas (figura 1). As interações intermoleculares interferem 
diretamente em todas as propriedades físicas: solubilidade em dado solvente, ponto de 
fusão, densidade, ponto de ebulição, dureza, entre outras. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 7 Tubos de ensaio; 
 Suporte para tubos de ensaio; 
 Espátula; 
 .Béquer; 
 
2 Note que no exemplo citado a molécula é diatômica. Para moléculas com maior número de átomos, o fator geometria 
torna-se tão relevante quanto o momento dipolo. 
 17 
 Água destilada (H2O); 
 Álcool etílico (CH3CH2OH); 
 Acetona (CH3COCH3); 
 Hexano (CH3CH2CH2CH2CH2CH3); 
 Iodo (I2); 
 Iodeto de potássio (KI). 
 
PROCEDIMENTOS 
1) Enumere os tubos de ensaios de um a sete. 
 a- No tubo 1 coloque cerca de 2 mL de água destilada e acrescente cerca de 2mL de 
álcool etílico. Agite, observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? O tubo de 
ensaio aqueceu? 
 b- No tubo 2 coloque cerca de 2 mL de água destilada e acrescente cerca de 2 mL de 
acetona. Agite, observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? O tubo de ensaio 
aqueceu? 
c- No tubo 3 coloque cerca de 2 mL de água destilada e acrescente cerca de 2 mL 
hexano. Agite, observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? O tubo de ensaio 
aqueceu? 
 d- No tubo 4 coloque cerca de 2 mL de água destilada e acrescente uma pequena porção 
de iodo. Agite, observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? 
 e- No tubo 5 coloque cerca de 2 mL de água destilada e acrescente uma pequena porção 
de iodeto de potássio. Agite, observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? 
 f- No tubo 6 coloque cerca de 2 mL de hexano e acrescente uma pequena porção deiodo. Agite, observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? 
 g- No tubo 7 coloque cerca de 2 mL de hexano e acrescente uma pequena porção de 
iodeto de potássio. Observe e anote o que aconteceu. Houve solubilização? 
2) No tubo 3 adicione uma pequena porção de iodo, agite e observe o que acontece. 
Explique sua observação. 
3) No tubo 5 adicione uma pequena porção de iodo, agite e observe o que acontece. 
Explique sua observação. 
 
 
 
 
 18 
PRATICA 06: A FASE LÍQUIDA 
 
INTRODUÇÃO 
 
Grande parte das reações químicas de interesse para estudo ocorre em fase 
aquosa ou em outros solventes líquidos. Com base nos modelos de representação para 
os estados físicos da matéria, um líquido assemelhasse ao sólido no que se refere à 
proximidade de suas partículas constituintes, mas ao mesmo tempo, se parece com um 
gás, pois suas partículas não estão precisamente ordenadas. 
Um líquido é constituído de espécies químicas que se movem constantemente e 
caoticamente. Cada uma dessas espécies sobre bilhões de colisões por segundo sem, no 
entanto, se separarem completamente, uma vez que as forças atrativas impedem o livre 
movimento, limitando a difusão dessas partículas, ao contrário do gás. 
Algumas propriedades dos líquidos, tais como a tensão superficial e capilaridade, 
úteis para possíveis caracterizações, são consequência direta das propriedades das 
espécies constituintes, seja um composto iônico, metálico ou molecular. A tensão 
superficial pode ser descrita qualitativamente como a força que representa a tendência de 
um líquido de minimizar sua área superficial em decorrência do desequilíbrio de forças 
atrativas das espécies na superfície. A capilaridade é o resultado do balanço entre as 
forças de atração entre as partículas constituintes da substância (forças de coesão) e as 
interações destas com as paredes do recipiente (geralmente um tubo capilar) que as 
contém – forças de adesão. 
Nesse experimento busca-se observar algumas propriedades que caracterizam o 
estado líquido e estudar a relação existente entre algumas propriedades de um líquido, a 
polaridade e o tipo de interação interpartículas existente entre suas moléculas. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
• Permanganato de potássio (solução diluída); 
• Água; 
• Gelo; 
• Hexano; 
• Detergente doméstico; 
• Chapa de aquecimento; 
• Tubo de ensaio grande (3); 
• Porta tubo de ensaios; 
• Placa de Petri; 
 19 
• Bastão de vidro; 
• Tubo de vidro; 
• Becker (100 mL, 500 mL); 
• Seringa; 
• Lâmina de barbear. 
 
PROCEDIMENTOS 
 
1) Parte I: Difusão em estado líquido 
a) Enumere três tubos de ensaio; coloque no tubo 1 água previamente 
resfriada (use o gelo se necessário) até ¾ do seu volume; no tubo 2 o mesmo volume de 
água à temperatura ambiente; e no tubo três, a mesma quantidade de água previamente 
aquecida; 
b) Usando o porta tubo de ensaio, coloque uma folha de papel branco por trás 
dos tubos; 
c) Adicione simultaneamente uma gota de permanganato de potássio em cada 
um dos tubos de ensaio; 
d) Observe o percurso das gotas; 
 
2) Parte II: Tensão Superficial 
a) Preencha uma placa de petri com água destilada; 
b) Disponha, cuidadosamente, na posição horizontal, a lâmina de barbear 
sobre a superfície líquida; 
c) Agite a água utilizando o bastão de vidro. Cuidado para não tocar a lâmina; 
d) Adicione uma gota de detergente à água e continue agitando. Observe. 
 
3) Parte III: Pressão de Vapor 
a) Aqueça cerca de 100 mL de água até uma temperatura de aproximadamente 
60 ºC; 
b) Utilizando uma seringa, retire uma alíquota da água aquecida até cerca de ½ 
da capacidade do instrumento; 
c) Segure firmemente a saída da seringa com um dos dedos e, com cuidado, 
puxe o êmbolo. Observe. 
 
 
 20 
4) Parte IV: Capilaridade/Forças de adesão e coesão 
a) Em um Becker de 100 mL, coloque cerca de 40 mL de água; 
b) Repita o procedimento com hexano; 
c) Mergulhe a extremidade de um tubo capilar, na posição vertical na superfície 
da água; 
d) Repita o procedimento com o hexano. Observe qual dos dois líquidos atingiu 
uma altura maior. Observe também o formato do menisco. 
 
 
 
 
 
PRATICA 07: PREVISÃO DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Como muitas reações químicas de interesse acontecem em soluções aquosas, faz-
se necessária a distinção de solutos (substância presente em solução em menor 
quantidade) em duas categorias: eletrólitos e não-eletrólitos. Um eletrólito é uma 
substância que, quando dissolvida em água, produz uma solução capaz de conduzir 
eletricidade. Um não-eletrólito não conduz eletricidade quando dissolvido em água. Desse 
modo, substâncias que sofrem ionização (ácidos de Arrhenius) ou dissociação iônica 
(substâncias iônicas e bases de Arrhenius) são exemplos de eletrólitos. A extensão na 
qual uma substância se ioniza (ou dissocia) em solução aquosa revela se tal composto é 
um eletrólito forte ou fraco: água, ácidos fracos, bases e sais pouco solúveis são 
exemplos de eletrólitos fracos. 
Para prever o acontecimento de reações químicas em solução aquosa, uma regra 
geral pode ser utilizada: a reação acontece na direção da formação do eletrólito mais 
fraco. Um exemplo é a reação entre o ácido acético e o hidróxido de potássio. É possível 
prever que a reação acontece devido à formação de um eletrólito mais fraco: apesar do 
ácido acético ser um ácido fraco, a água é um ácido ainda mais fraco (as constantes de 
hidrólise – Kw – são fundamentais para justificar tal afirmação). 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐾𝑂𝐻 𝑎𝑞 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐾 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙) (1) 
A reação (1) pode ser escrita no modelo de equação iônica, na qual são explícitas 
as espécies como íons livres: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞 + 𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝐾+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻− 𝑎𝑞 → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− 𝑎𝑞 + 𝐾+ 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙) (2) 
 21 
Note que o ânion acetato e cátion potássio aparecem em ambos os lados da 
equação sem sofrer nenhuma alteração. Por isso, nesse caso, são chamados íons 
espectadores. Algumas vezes é conveniente expressar somente as espécies que 
participam da reação a fim de salientar a transformação. Para isso usa-se a equação 
iônica simplificada, que adaptando à reação (2), fica: 
𝐻+ 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) → 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 
• 3 Tubos de ensaio pequenos; 
• 3 béckeres (50 mL); 
• 3 pipetas; 
• Porta tubos de ensaio. 
• Soluções de reagentes disponibilizadas pelo professor. 
 
PROCEDIMENTOS 
1) A partir dos grupos de reagentes abaixo relacionados, escreva as equações iônicas 
de todas as possibilidades de reações entre cada par de reagentes; 
2) Justifique a ocorrência ou não das reações; 
3) Faça a comprovação prática de todos os processos – em um tubo de ensaio 
coloque aproximadamente 2 mL de um dos reagentes e adicione lentamente 2 mL do 
outro; 
4) Anote as observações; 
5) Apresente em aproximadamente 5 minutos os resultados obtidos; 
6) Quando necessário, discutir quais as maneiras de comprovar a ocorrência da 
reação. 
GRUPO I: Hidróxido de sódio, ácido clorídrico, nitrato de chumbo II; 
GRUPO II: Amônia, ácido sulfúrico, carbonato de sódio; 
GRUPO III: Cloreto de amônio, hidróxido de sódio, nitrato de bário; 
GRUPO IV: Iodeto de potássio, hidróxido de sódio, nitrato de chumbo. 
 22 
PRÁTICA 08: PREPARO DE SOLUÇÃO E PROCESSO DE DILUIÇÃO 
 
INTRODUÇÃO 
 
Muitas reações químicas são processadas com os reagentes dissolvidos, pois isso 
aumenta a superfície de contato entre tais partículas, favorecendo o acontecimento de 
colisões. Esse tipo de sistema constitui uma mistura homogênea ou SOLUÇÃO. Uma 
solução é composta por um solvente (substânciaem que se dissolve) e um soluto 
(substância que será dissolvida). Um exemplo de solução é a água salgada, onde o 
solvente é a água e os solutos são os sais dissolvidos. 
 A água é o mais importante dos solventes, pois é capaz de dissolver grande 
número de outras substâncias. Ela é denominada de SOLVENTE UNIVERSAL. As 
soluções onde a água é o solvente são chamadas de SOLUÇÕES AQUOSAS. Estas 
possuem relevante importância na Química pois muitos processos acontecem em 
sistemas similares. 
 Freqüentemente, a solubilidade de uma substância em um dado solvente pode ser 
aumentada mediante aquecimento. A solubilidade de uma substância, que pode ser 
determinada experimentalmente, é normalmente catalogada em livros de referência 
(Handbook) em gramas de soluto em cada 100 gramas de solvente numa temperatura 
específica. 
 Muitas vezes é importante conhecer as quantidades dos solutos dissolvidos em 
uma dada quantidade de solvente ou da solução total. Existem diversas maneiras de 
expressar a relação entre as quantidades de soluto e solvente em soluções, dentre as 
quais são demasiado importantes as seguintes: 
• Relação entre a quantidade de matéria de uma substância e a quantidade 
de matéria da mistura - É denominada fração em quantidade de matéria ou 
fração molar (xi); 
• Concentração em massa - Relação entre a massa da substância em grama 
e o volume da mistura em litros; 
• Concentração em quantidade de matéria (Cx ou [x]) - Relação entre a 
quantidade de matéria da substância x e o volume da solução em litros. 
 Em alguns casos, as soluções são estocadas ou comercializadas em 
concentrações elevadas, e em casos específicos necessitamos fazer uma diluição para 
alcançar a concentração desejada. Assim, o método de diluição da solução estoque é 
 23 
bastante útil. Basta apenas acrescentar determinado volume de solvente a uma 
quantidade específica da solução estoque para se chegar à nova concentração desejada. 
 
OBJETIVOS 
Compreender a natureza e importância das soluções; distinguir tipos de soluções; 
compreender o conceito de solubilidade; aprender a fazer diluições; 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
Balão volumétrico (100 mL, 250 mL); bastão de vidro; Becker (2, 100 mL; 1, 250 
mL); bureta 25 mL; 2 pipetas graduadas 10 mL; Balança analítica, água destilada, cloreto 
de cobalto II, permanganato de potássio, cloreto de sódio, ácido clorídrico 3 molL-1, funil, 
espátula, termômetro, placa de petri. 
 
 PROCEDIMENTOS 
 
1) Determinação de solubilidade em g de soluto/100 g de solvente 
a) Nesse procedimento, devem-se escolher as melhores vidrarias para (i) escoar 
uma quantidade conhecida de volume de solvente a uma massa previamente medida de 
soluto o mais lentamente possível até que se atinja um mínimo volume de solvente. (ii) 
Faz-se fundamental determinar a densidade do solvente na temperatura do experimento 
para relacionar o volume com a massa de tal constituinte. Com os dados obtidos, obtém-
se a solubilidade. Os resultados devem ser apresentados para os colegas. 
 
2) Preparo de solução a partir de um reagente sólido 
b) Nessa etapa deve-se utilizar o conceito de concentração em quantidade de 
matéria para selecionar as melhores vidrarias a fim de preparar uma solução de 
concentração conhecida. Deve-se (i) pesar a massa da substância sólida (soluto) referente 
à solução problema, (ii) diluir num bécker com uma pequena quantidade de solvente e (iii) 
transferir para o balão volumétrico de capacidade adequada. (iv) Então, homogeneíza-se a 
solução e (v) a rotula com: soluto e natureza do solvente, concentração, nome do(s) 
analista(s), data, disciplina. 
 
 
 24 
3) Preparo de solução pelo método da diluição 
c) Nessa etapa, utilizar-se-á o método da diluição com o uso de uma solução de 
concentração conhecida a fim de se obter uma solução menos concentrada. Para isso, (i) 
devem-se escolher quais vidrarias são mais adequadas para a transferência de um volume 
previamente determinado de solução mais concentrada para o balão volumétrico de 
capacidade especificada. (ii) Então o balão é preenchido com água destilada. Em seguida, 
(iii) homogeneíza-se a solução e a rotula com: soluto e natureza do solvente, concentração, 
nome do(s) analista(s), data, disciplina. 
 
 
GRUPO I: Determinar com o método 1) a solubilidade do NaCl à temperatura 
ambiente. 
GRUPO II: Preparar utilizando o método 2) uma solução 0,1 molL-1 de CoCl2. 
Determine a concentração em massa dessa solução. 
GRUPO III: Preparar, utilizando o método 2), uma solução 0,1 molL-1 de KMnO4. 
Determine a concentração em massa dessa solução. 
GRUPO IV: Preparar pelo método 3) uma solução 0,16 molL-1 de HCl. Determine a 
percentagem em volume dessa solução. 
 
Todos os resultados deverão ser apresentados em laboratório. NÃO INICIE 
QUALQUER PROCEDIMENTO SEM O CONSENTIMENTO E SUPERVISÃO DO 
PROFESSOR! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 25 
Referências Bibliográficas 
 
• CHANG, R. Química: Conceitos Essenciais. 6 ed. São Paulo. Ed. McGraw-Hill. 
2006. 
• ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. Editora Bookman, 2006. 
• BRADY, J.E & HUMISTON, G.E. Química geral. Volume 1 e 2. Rio de Janeiro: 
Livros Técnicos e Científicos, 1986. 
• RUSSEL, J.B. Química Geral. Volume 1 e 2. São Paulo. McGraw-Hill, 1992. 
• BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN Bruce E. Química: a 
ciência central. Ed. Pearson Education. 
• BOHR, N. Sobre a constituição de átomos e moléculas. Lisboa: fundação 
calouste gulbenkian, 1989. 
• BUENO, W. et alli.; Química Geral. São Paulo. Editora McGraw-Hill do Brasil 
LTDA., 1978 
• MAHAN, B.H. Química: um curso universitário. 2ª ed. São Paulo. Editora Edgard 
Blucher LTDA, 1978. 
• QUAGLIANO, J.V. e VALLARINO, L.M. Química. 3a ed. Rio de janeiro: Editora 
Guanabara Dois, 1985 
• BRAATHEN, P. C. Química Geral. 2 Ed. Viçosa, MG. Edições CRQ-MG, 2010. 
• SKOOG, D. A. et al. Fundamentos de Química Analítica. Trad. Marco Grassi. 
São Paulo: Cengage Learning, 2008. 
• BRAATHEN, P. C., RUBINGER, M. M. M. Experimentos de Química com 
Materiais Alternativos de Baixo Custo e Fácil Aquisição. 1 Ed. Viçosa, MG: Ed 
UFV, 2006. 
• FIORUCCI, A. R.; SOARES, M. H. F. B; CAVALHEIRO, E. T. G.; A importância da 
vitamina C na sociedade através dos tempos. Rev. Química nova na escola, n. 
17, maio 2003, p. 3-7.