Apostila de Química Geral Experimental

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA 
CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Introdução ao Laboratório de Química 
 
QMC5119 
 
 
 
 
 
 
Professores: 
Alexandre Luis Parize 
Glaucio Régis Nagurniak 
José Carlos Gesser 
 
 
 
 
 
 
 
Semestre 2016.2 
 
 
SUMÁRIO 
 
Experiência 01 Algarismos significativos, medidas e tratamento de dados. Calibração de 
equipamentos volumétricos .............................................................................................. 6 
Experiência 02 Determinação da temperatura de fusão de substâncias ......................... 14 
Experiência 03 Determinação do calor de reação e calor de solidificação .................... 20 
Experiência 04 Determinação da densidade de líquidos e sólidos ................................. 26 
Experiência 05 Cromatografia em papel ........................................................................ 34 
Experiência 06 Determinação da massa molar de um gás.............................................. 40 
Experiência 07 Preparo de Solução a partir de Substâncias sólidas, Líquidas e de 
Solução Concentrada ...................................................................................................... 46 
Experiência 08 Titulação Ácido-Base ............................................................................ 53 
Experiência 09 Síntese do alúmen de alumínio e potássio ............................................. 59 
Experiência 10 Estudo do equilíbrio cromato-dicromato ............................................... 63 
Experiência 11 Recristalização e determinação da pureza de sólidos ............................ 71 
Experiência 12 Da água turva à água clara: o papel do coagulante ............................... 76 
 
 
 
INSTRUÇÕES PARA O TRABALHO EM LABORATÓRIO 
REGRAS DE SEGURANÇA 
 
1. Lembre-se que o laboratório é sempre um lugar de trabalho sério. 
2. Prepare-se para realizar cada experimento lendo antes a instrução correspondente 
fornecida pelo seu professor. Siga as instruções inteligentemente e respeite 
rigorosamente as precauções recomendadas. Consulte seu professor cada vez que 
observar algo anormal ou imprevisto. 
3. Faça apenas as experiências indicadas e aprovadas por seu professor. 
4. Não toque os dedos nos produtos químicos, a não ser que seu professor lhe diga que 
possa fazê-lo. 
5. Não provar ou ingerir os reagentes do laboratório. 
6. Não aspirar gases ou vapores sem antes se certificar de que não são tóxicos. Para 
sentir o odor de uma substância, não coloque diretamente seu rosto sobre o recipiente. 
Em vez disso, com a mão, traga um pouco de vapor para você. 
7. Deixe qualquer peça de vidro quente esfriar durante bastante tempo. Lembre-se de 
que o vidro quente tem a mesma aparência de vidro frio. 
8. Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa. 
9. Se qualquer substância cair na pele, lavar imediatamente com bastante água e avisar 
ao professor. 
10. Tenha cuidado com materiais inflamáveis. Não trabalhar com inflamáveis próximos 
a bicos de gás acesos ou qualquer outra chama. 
11. Fechar as torneiras de gás após o trabalho. 
12. Usar a capela quando receber instruções para isso. 
13. Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagentes antes de usá-lo. 
14. Nunca torne a colocar no frasco um reagente não utilizado. Não coloque objeto 
algum nos frascos de reagentes. 
15. Jogar sólidos e pedaços de papel sujos num frasco ou cesta destinada para isto. 
16. Nunca jogar nas pias: fósforos, papel filtro ou qualquer sólido ainda ligeiramente 
solúvel. 
17. Nunca juntar água a ácidos concentrados. 
18. Nunca usar uma quantidade maior de reagentes do que a sugerida pelo professor. 
19. Conservar limpo seu material e sua bancada. 
20. Em caso de dúvida, consulte o professor. 
 
ACIDENTES (não tome nenhuma medida sem antes consultar seu professor) 
 
1. Qualquer acidente deve ser comunicado imediatamente ao professor. 
2. Corte ou ferimento deve ser desinfetado e coberto. 
3. Queimadura pequena (leve) produzida por fogo ou material quente deverá ser 
resfriada em água corrente e posteriormente o professore encaminhará ao atendimento 
médico. 
4. Queimadura causada por ácido deve ser tratada com muita água e, em seguida, 
solução diluída de bicarbonato de sódio. 
 
5. Queimadura com álcalis deve ser lavada com muita água e, em seguida, com solução 
diluída de ácido acético. 
6. Queimaduras com fenol devem ser tratadas com álcool. 
7. Queimaduras oculares com ácidos devem ser lavadas com água e tratadas com 
colírios. Não se deve neutralizar com substâncias alcalinas, pois agravam a lesão. 
8. Ingestão de ácidos: tomar leite de magnésia ou água de cal e procurar um médico. O 
bicarbonato de sódio e carbonato de magnésio são contraindicados porque a presença de 
ácidos desprende abundante anidrido carbônico, que produz distensão e facilita a 
perfuração. 
9. Ingestão de álcalis: tomar imediatamente solução de ácido acético, a 100 por mil ou 
vinagre em água (100 g em um litro de água) ou água de limão. 
10. Intoxicação com gases ou vapores: respirar profundamente ao ar livre. 
11. Intoxicação com sais: tomar leite e procurar um médico. 
 
 
INSTRUÇÕES PARA A ELABORAÇÃO DOS RELATÓRIOS 
 
Elabore o relatório, com o seu colega de equipe e o entregue ao monitor da 
disciplina no início da próxima aula. Utilize o seguinte modelo para a elaboração dos 
relatórios nesta disciplina. 
 
UFSC – Departamento de Química 
QMC 5119 – Introdução ao Laboratório de Química – 2016/2 
 
Título do experimento: 
Data de realização do experimento: Turma: 
 
Equipe: ____________________________________________ 
Nome completo e matrícula 
____________________________________________ 
Nome completo e matrícula 
 
Data de elaboração do relatório: 
 
Os itens acima identificam o relatório e devem constituir a CAPA. Os seguintes itens se 
constituem no relatório em si e devem constar explicitamente (1. Introdução, etc.) em 
cada relatório. 
 
1) Introdução: Revisão bibliográfica referente ao tema e indicar os objetivos do 
experimento, destacando a sua importância para o trabalho experimental em Química. 
 
2) Materiais e procedimento experimental: Listar o principais reagentes, vidrarias e 
equipamentos utilizados e uma breve descrição de cada procedimento experimental 
realizado. 
 
3) Resultados e discussão: Apresentar os resultados em tabelas, observações e os 
cálculos realizados com os dados obtidos no experimento. Discutir os resultados 
obtidos. 
 
4) Conclusões: Apresentar (não explicar os resultados, pois a discussão já ocorreu no 
item anterior) as principais conclusões evidenciadas pelo experimento. 
 
5) Referências: Apresentar apenas as referências que efetivamente foram consultadas 
para a confecção do relatório. Você poderá indicar livros (veja o modelo apresentado no 
item Bibliografia Básica do plano de ensino da QMC 5119), artigos científicos e/ou 
sites da internet relacionados ao assunto trabalhado e relatado (NBR 6023/2002). 
 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 01 
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS, MEDIDAS E TRATAMENTO DE DADOS. CALIBRAÇÃO DE 
EQUIPAMENTOS VOLUMÉTRICOS 
 
1. Introdução 
 
Química é uma ciência teórica-experimental e por isso consideramos importante 
que você inicie a disciplina Introdução ao Laboratório de Química realizando 
experimentos sobre medidas e os tratamentos de dados. A validade dos dados obtidos 
dependerá de você se esforçar para realizar medidas precisas, mediantea utilização de 
instrumentos previamente calibrados. Geralmente, os alunos calouros não realizam 
experimentos no ensino médio e também imaginam que Química é uma ciência exata, o 
que é falso. Através desta experiência, você e seus colegas deverão realizar medidas de 
temperatura, de massa e de volume para depois realizarem o tratamento estatístico sobre 
as medidas realizadas. 
Medidas de massa, de volume e de temperatura, por exemplo, são realizadas 
através de balanças, de equipamentos volumétricos (proveta, bureta, etc.) e de 
termômetros, respectivamente, e conforme disponíveis no laboratório diferem no grau 
de precisão. Utilizamos algarismos significativos para expressar a precisão das medidas 
realizadas. Nas medidas apresentadas a seguir, embora o último dígito seja considerado 
duvidoso, pois ele é estimado, ainda é significativo para a medida. 
 
Medida Número de algarismos significativos 
2,5620 g 5 
3,891 mL 4 
25,5 °C 3 
 
Observe a seguinte tabela, em que apresentamos a notação científica e o número 
de algarismos significativos para cada medida de massas: 
 
Medida Notação científica Número de algarismos significativos 
0,00235 g 2,35 x 10
-3
 g 3 
0,25 g 2,5 x 10
-1
 g 2 
20,010 g 2,0010 x 10
1
 g 5 
20,01 g 2,001 x 10
1
 g 4 
 
Assim, entendemos que os dados apresentados na tabela anterior foram obtidos 
em balanças que diferem na precisão das medidas. Desse modo, para se ter confiança 
nas medidas realizadas, os instrumentos devem ser calibrados. 
 
• Exemplos de equipamentos de uso geral utilizados no laboratório 
 
 
 
 
A seguir são apresentados múltiplos de unidade de medida: 
 
Nome Símbolo Unidade 
mega M 10
6
 
quilo k 10
3
 
deci d 10
-1
 
centi c 10
-2
 
mili m 10
-3
 
micro µ 10
-6
 
nano n 10
-9
 
pico p 10
-12
 
 
Quilograma deve ser representado por k seguido de g (kg). É importante lembrar 
que o k deve ser minúsculo. 
 
Exercício de auto avaliação - Complete: 
 
i) 4 cm corresponde a _____m. 
ii) 10 nm corresponde a _____ m. 
iii) 2 mL corresponde a _____ L. 
 
1.1 Algarismos significativos 
 
Quando especificamos vinte pessoas em uma sala de aula ou nos 
referimos a uma dúzia de ovos temos certeza que são números exatos, 
ou seja, não existe dúvida com relação a estas grandezas. Entretanto, se 
tivermos diferentes medidas de uma mesma grandeza, os valores podem 
ser diferentes e devem ser representados pelo valor médio. Se você 
tivesse que determinar a temperatura, lendo diretamente em um 
termômetro, conforme ilustrado na figura ao lado, poderia anotar que 
seria 25,6 ou 25,7 °C. 
 
Na tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vírgula 
é necessário fazer-se uma estimativa do último algarismo. Você teria a certeza de que a 
temperatura é maior do que 25 °C, mas menor do que 26 °C, ou seja, o último algarismo 
é duvidoso. O valor da temperatura medida com esse termômetro possui 3 algarismos 
significativos, ou seja, os dois primeiros não são algarismos duvidosos, mas o último é 
considerado algarismo duvidoso. Não deve ser acrescentado um quarto algarismo, 
como, por exemplo, 25,63 °C, pois se o algarismo 6 já é duvidoso, não faz sentido 
incluir-se o algarismo 3, quando utiliza-se um termômetro com estas 
especificações. 
Com um termômetro mais preciso, uma medida com maior 
número de algarismos poderia ser obtida. O termômetro da figura ao 
lado possui divisões de 0,1 °C. Assim você poderá obter o valor da 
temperatura com 4 algarismos significativos, 25,78 °C ou 25,79 °C, 
sendo o último algarismo duvidoso. 
Na leitura do volume de água em uma proveta ou em uma 
bureta, você notará que a superfície da água não é plana e forma um 
menisco. Leia sempre o ponto mais baixo do menisco quando se tratar de água ou de 
solução aquosa. 
Os valores das medidas da figura abaixo são 20,46 mL e 14,60 mL, 
respectivamente. Observe que o algarismo zero da medida 14,60 deve ser escrito. Se 
você escrever somente 14,6 mL, você está indicando que o valor da medida está entre 
14,5 e 14,7 mL. Por outro lado, 14,60 significa um valor entre 14,59 e 14,61 ou entre 
14,58 e 14,62, dependendo do desvio médio nas medidas realizadas. Note também que 
escrever a unidade de medida é tão importante quanto anotar um número. 
 
 
 
O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores 
medidos, por exemplo: 
 
 20,46 mL 
 20,42 mL O desvio de cada medida será: 
 20,45 mL |20,46 - 20,46| = 0,00 
 20,48 mL |20,42 - 20,46| = 0,04 
 20,48 mL |20,45 - 20,46| = 0,01 
Média 20,46 mL |20,48 - 20,46| = 0,02 
 |20,48 - 20,46| = 0,02 
 Média dos desvios = 0,02 
 
 
Portanto, o desvio médio é de 0,02 e o valor da medida é: 20,46 ± 0,02 mL. 
 
Os valores a seguir que representam medidas de volume, possuem: 
22,48 mL ⇒ 4 algarismos significativos 
210,34 mL ⇒ 5 algarismos significativos 
1,0 L ⇒ 2 algarismos significativos 
 
Com relação ao algarismo zero, deve ser observado que: 
 
• Quando está entre dois outros dígitos é um algarismo significativo: 
i) 1.107 ⇒ 4 algarismos significativos 
ii) 50.002 ⇒ 5 algarismos significativos 
 
• Quando precede o primeiro algarismo diferente de zero, não é significativo: 
i) 0,000163 ou 1,63 x 10
-4
 ⇒ 3 algarismos significativos 
ii) 0,06801 ou 6,801 x 10
-2
 ⇒ 4 algarismos significativos 
 
• Quando se encontra no final de um número é significativo: 
i) 0,0200 ⇒ 3 algarismos significativos 
ii) 0,040120 ⇒ 5 algarismos significativos 
 
1.2 Operações com algarismos significativos 
 
Na multiplicação ou divisão, mantenha o número de algarismos significativos da 
medida que tiver menor número de algarismos significativos. 
 
Exemplo: 25,2 cm x 3.192 cm = 80.438,4 cm
2
 = 8,04 x 10
4
 cm
2
 
 
Na adição ou subtração, o número de dígitos à direita da vírgula, no resultado 
deve ser igual ao do número com menos dígitos dos números somados ou subtraídos. 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
Arredondamento de números: 
Na soma acima, se desejássemos expressar o resultado com 4 algarismos 
significativos = 148,8. 
O número 80.438,4 expresso com três algarismos significativos = 8,04 x 10
4
. 
 
O arredondamento é sempre feito com relação ao número superior ou inferior, 
em relação ao número 5, 50, 500. No caso de ser o algarismo 5 o último, procede-se 
conforme os exemplos: 
35,271 
11,30 
102,1920 
148,7630 = 148,76 
 
105,85 = 105,8 (8 é par, o algarismo 5 simplesmente cai). 
24,315 = 24,32 (1 é impar, aumenta 1 passando para 2). 
 
Exercício de auto avaliação - Calcule: 
 
i) 56,3 x 10,22 = 
ii) 42,175 + 32,8 = 
iii) 4,78 x 0,0453 = 
iv) (34,5 + 5,72) x 2,4 = 
 
• Diferença entre precisão e exatidão: 
 
Todas as medidas possuem um determinado erro, cuja medida muitas vezes é 
limitada pelo equipamento que está sendo utilizado. 
 
EXATIDÃO: refere-se à quão próximo uma medida concorda com o valor “correto” (ou 
mais correto), ou seja, aceito na literatura como valor padrão. 
 
PRECISÃO: refere-se à quão próximo diversos valores de uma medida estão entre si, 
ou seja, quanto menor seja o desvio médio, maior será a precisão na medida. 
 
O ideal seria que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser 
precisas e não serem exatas devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada 
medida. A média de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para 
uma medida do que uma única determinação. 
 
2. Pré-laboratório 
 
1. Quantos algarismos significativos existem em cada uma das medidas?(a) 212,9 cm (d) 4,021 x 10
-3
 m 
(b) 540,31 m (e) 5,10 x 10
18
 átomos 
(c) 0,02009 g (f) 4,1 x 10
22
 moléculas 
 
2. Arredonde os seguintes números de forma que fiquem com três algarismos 
significativos. 
(a) 8.100,402 (d) 14.010,2 
(b) 0,501070 (e) 135.200 
(c) 2,3001 x 10
-5
 (f) 0,40455 
 
3. Faça os cálculos abaixo e escreva a resposta com o número correto de algarismos 
significativos. 
(a) 821 x 250 (d) 8.119 x 0,23 
(b) (5,603 x 10
3
) x (7,2 x 10
3
) (e) 14,098 + 27,340 + 84,7593 
 
(c) 
3.928,0
22,10
 (f) 
42,07+0,259
28,4445
 
 
4. Um técnico de laboratório determinou a temperatura de ebulição de um solvente, 
obtendo os seguintes valores: 42,50; 41,10; 40,20; 42,25; 39,85; 40,70 e 40,00 °C. Qual 
é a média e o desvio dessas medidas? Com quantos algarismos significativos deve ser 
representada a média da temperatura? Justifique a resposta. 
 
3. Procedimento experimental 
 
A - Medidas de temperatura 
1. Coloque água de torneira em um béquer, até aproximadamente 2/3 do seu volume e 
meça a temperatura utilizando um termômetro. Obtenha o valor da temperatura com o 
número máximo possível de algarismos significativos. Durante a medida, mantenha o 
bulbo do termômetro totalmente imerso na água, sem tocar o vidro do béquer. Realize 3 
medidas. 
Temperatura: _________ _________ _________ 
 
2. Em um béquer, coloque certa quantidade de gelo picado e em seguida adicione um 
pouco de água. Agite esta mistura e determine a temperatura. Realize 3 medidas. 
Temperatura: _________ _________ _________ 
 
3. Adicione um pouco de cloreto de sódio ao béquer com água e gelo, sob agitação. 
Anote a temperatura quando permanecer constante. Novamente realize 3 medidas. 
Temperatura: _________ _________ _________ 
 
Obs1: Note que a água continua líquida a uma temperatura menor que zero 
grau. Lembre-se de colocar o sinal negativo para temperaturas abaixo de zero. 
Obs2: Apresente e explique no item Resultados e Discussão no relatório, o 
resultado deste procedimento experimental. 
 
B – Medidas de massa 
1. Considere três objetos que se encontram em sua bancada: uma rolha de borracha, um 
cadinho de porcelana e uma rolha de vidro. 
O professor e/ou o monitor lhe ensinará como utilizar as balanças disponíveis no 
laboratório, mas utilize sempre a mesma balança nas pesagens. Antes de pesá-los, pegue 
cada objeto e tente estimar o mais pesado e o mais leve. Em seguida, utilizando uma 
balança, pese cada um destes objetos. 
 
 Massa estimada Massa determinada na balança 
Rolha borracha ________ g ________ g 
Cadinho ________ g ________ g 
Rolha de vidro ________ g ________ g 
 
 
2. Inicialmente, pese um béquer pequeno. Em seguida adicione, com um conta-gotas, 30 
gotas de água destilada ao béquer e pese o conjunto. 
 
Obs3: O objetivo deste procedimento é encontrar o número aproximado de gotas 
em um mililitro e o volume de uma gota de água. 
 
Massa do béquer: ________ g 
Massa do béquer com 30 gotas de água: ________ g 
Massa das 30 gotas de água: ________ g 
 
Obs4: Utilizando este procedimento experimental, qual é o volume de cada 
gota? Apresente os cálculos no item Resultados e Discussão do relatório. 
 
C - Medidas de volume e a calibrações de três equipamentos volumétricos 
1. Calibração de proveta 
a) Pese um béquer seco, em uma balança com duas casas decimais. Meça 20 mL de 
água da torneira com uma proveta, coloque-a no béquer e pese-o novamente. 
b) Adicione, ao mesmo béquer, mais 20 mL de água e pese-o novamente. Repita este 
procedimento, sempre acumulando as frações de 20 mL, mais cinco vezes e anote as 
massas obtidas. 
 Massa de cada 20 mL 
adicionados ao béquer 
Béquer seco: ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
 
 Valor médio ________ g Desvio ________ g 
 
2. Calibração de pipeta volumétrica 
a) Seque o béquer previamente utilizado e repita o procedimento anterior, utilizando 
uma pipeta volumétrica de 20 mL. Anote as massas obtidas. 
 Massa de cada 20 mL 
adicionados ao béquer 
Béquer seco: ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
+ 20 mL de água ________ g ________ g 
 
 Valor médio ________ g Desvio ________ g 
 
 
Obs5: A partir dos dados experimentais que você obteve nos itens 1 e 2 (medidas 
de volume), utilizando uma proveta e uma pipeta volumétrica, qual dos dois 
equipamentos possui maior precisão? Justifique a sua resposta e leve a sua conclusão 
para o relatório. 
 
3. Calibração de bureta 
a) Encha completamente uma bureta com água destilada. 
b) Escoe lentamente a água até tangenciar a marca zero na bureta. Certifique-se que o 
espaço abaixo da torneira está completo com água. 
c) Transfira alíquotas de aproximadamente 2 mL para um erlenmeyer, lendo o valor 
transferido na escala da bureta. 
d) Determine a massa do volume transferido da bureta para o erlenmeyer. 
e) Repetir cinco vezes o procedimento anterior, utilizando o mesmo erlenmeyer, 
transferindo volumes da mesma ordem. 
f) Determine a temperatura da água. 
g) Calcule os volumes escoados da bureta, a partir da massa que você determinou 
experimentalmente. Consulte um Handbook para obter a densidade da água na 
temperatura do experimento. 
 
Massa do erlenmeyer antes da adição da água: ________ g 
 
Volume lido Massa 
Volume calculado a 
partir da densidade da 
água 
 
 
 
 
 
 
Obs6: Construa um gráfico, colocando na ordenada os valores de volume lidos 
diretamente na bureta e na abscissa os volumes calculados a partir da massa da 
alíquota e da densidade da água, na temperatura em que foi feito o experimento. Este 
gráfico permite a correção dos valores de volume lidos na bureta, ou seja, essa será a 
curva de calibração da bureta utilizada no experimento. 
 
Ao término do experimento, deixe sua bancada limpa e organizada. 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 02 
DETERMINAÇÃO DA TEMPERATURA DE FUSÃO DE SUBSTÂNCIAS 
 
1. Introdução 
 
 O processo de mudança de estado físico, do sólido para o líquido (fusão) está 
associado a alterações em interações de várias naturezas. Para sólidos iônicos, a ligação 
iônica ocorre entre íons de cargas opostas, como no cloreto de sódio, onde cada íon Na
+
 
encontra-se “rodeado” por 6 (seis) íons cloretos. Essa força de atração eletrostática é, 
geralmente, muito forte, o que implica em pontos de fusão altos para os sólidos iônicos. 
Para moléculas o que é preponderante na observação do ponto de fusão, é o tipo de 
interação intermolecular. Por exemplo, são tipos de interação: a) dipolo induzido/ dipolo 
induzido, (Ex: molécula de H2, CO2) e b) dipolo/dipolo (Ex: NH3 e H2O), onde no caso 
da molécula de H2O interações adicionais ocorrem pelas “ligações de hidrogênio”. Para 
sólidos metálicos, os principais fatores são “os elétrons livres da camada de valência” e 
a estrutura cristalina. Uma descrição mais detalhada pode ser acessada nas referências 
elencadas do plano de ensino. A extensão em que ocorrem essas interações se reflete 
diretamente nas temperaturas de fusão das substâncias, já que o processo de fusão é a 
observação da mudança no estado físico da matéria e, para isso “barreiras de energia” 
devem ser “ultrapassadas”. Assim, quanto maior essa barreira de energia, uma maior 
temperatura de fusão seráobservada. A temperatura de fusão, também denominada 
ponto de fusão, de uma determinada substância pura é bem definida, porém é 
importante destacar que a temperatura de fusão não é um parâmetro suficiente para 
caracterizar uma substância! Podem existir dois compostos diferentes, por exemplo, p-
tert-butilfenol (C10H14O) e fenantreno (C14H10), com o mesmo valor da temperatura de 
fusão (101 °C). Assim, outras análises devem ser realizadas para a caracterização de 
uma substância pura. A determinação da temperatura de fusão é um critério importante 
para a determinação da “pureza” de determinada substância (Figura 1). Geralmente a 
temperatura de fusão está relacionada com a pureza da substância sólida e uma variação 
de ± 0,5 °C na temperatura de fusão em relação ao valor aceito na literatura, indica que 
se trata de uma substância “pura”. Impurezas, além de diminuírem o ponto de fusão, 
podem induzir uma variação da temperatura durante o processo de fusão, conforme 
ilustrado na Figura 2. 
 
 
 
 
2. Pré-laboratório 
 
1) Considere a seguinte situação: uma substância A e outra substância B possuem 
mesmo ponto de fusão (69
 o
C). Se usássemos a temperatura de fusão como a única 
técnica de identificação, qual procedimento experimental que você utilizaria para 
identificar se o conteúdo de um frasco (sem rótulo), com temperatura de fusão igual a 
69
 o
C é a substância A ou B? Considere que amostras puras dos dois produtos estão 
disponíveis em seu laboratório. 
2) Procure na literatura (CRC Handbook of Chemistry and Physics*) o ponto de fusão e 
a formula estrutural do naftaleno. Você vai precisar deste valor para comparar e discutir 
com os dados obtidos na prática. 
3) Faça uma revisão de seus conceitos, em nível de Química Geral, sobre interações 
intermoleculares, incluindo forças de van der Waals, e seus reflexos nas propriedades 
físicas, como temperatura de fusão de substâncias puras. 
* Referência: LIDE, David R. CRC handbook of chemistry and physics: a ready-
reference book of chemical and physical data: 1995-1996. 76th ed. Boca Raton: CRC 
Press, 1995. 
 
3. Procedimento experimental 
 
 Será determinada a temperatura de fusão de uma amostra de naftaleno (C10H8), a 
partir de dois procedimentos experimentais: 
i) uma grande quantidade de amostra, obtendo curvas de aquecimento e de resfriamento 
do composto (para obtenção de bons resultados, tanto o aquecimento como o 
resfriamento devem ser lentos); 
ii) uma pequena quantidade de amostra, utilizando o Tubo de Thiele. 
 
a) Curva de aquecimento 
1. Fixe o suporte universal com a tela de 
amianto acima do bico de Bunsen (8 a 12 cm), 
como indicado na figura ao lado (Figura 3). 
Com a garra metálica, fixe o tubo de ensaio que 
contém o naftaleno e o termômetro dentro de um 
béquer. Coloque água suficiente para que todo o 
naftaleno fique submerso. 
 
Obs: No início do aquecimento, não tente mexer 
o termômetro que está preso ao naftaleno 
sólido, pois poderá quebrá-lo. 
 
2. Inicie o aquecimento, lentamente. Quando a temperatura atingir 60 
o
C, comece a 
anotar o seu valor a cada 0,5 minutos na folha de dados, até 90 
o
C. A partir do momento 
que o termômetro ficar solto, use-o para agitar levemente a massa em fusão (com 
cuidado para não quebrar o termômetro). Quando a temperatura atingir 
 
F
Figura 3: Montagem experimental 
para determinação do ponto de 
fusão. 
 
 
aproximadamente 90 
o
C, apague a chama do bico de Bunsen, mas mantenha o conjunto 
fixo ao suporte universal, pois em seguida você iniciará o experimento para o 
resfriamento do naftaleno. 
b) Curva de resfriamento 
1. Sem retirar o tubo de ensaio com naftaleno de dentro do béquer, anote a temperatura 
de resfriamento do naftaleno a cada 0,5 minutos até atingir 60 
o
C. Com o termômetro, 
agite a massa fundida de naftaleno (com cuidado para não quebrar o termômetro) 
até o início da solidificação. 
CURVA DE AQUECIMENTO CURVA DE RESFRIAMENTO 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(
o
C) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(
o
C) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(
o
C) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(
o
C) 
0,0 60,0 15,5 0,0 90,0 15,5 
0,5 16,0 0,5 16,0 
1,0 16,5 1,0 16,5 
1,5 17,0 1,5 17,0 
2,0 17,5 2,0 17,5 
2,5 18,0 2,5 18,0 
3,0 18,5 3,0 18,5 
3,5 19,0 3,5 19,0 
4,0 19,5 4,0 19,5 
4,5 20,0 4,5 20,0 
5,0 20,5 5,0 20,5 
5,5 21,0 5,5 21,0 
6,0 21,5 6,0 21,5 
6,5 22,0 6,5 22,0 
7,0 22,5 7,0 22,5 
7,5 23,0 7,5 23,0 
8,0 23,5 8,0 23,5 
8,5 24,0 8,5 24,0 
9,0 24,5 9,0 24,5 
9,5 25,0 9,5 25,0 
10,0 25,5 10,0 25,5 
10,5 26,0 10,5 26,0 
11,0 26,5 11,0 26,5 
11,5 27,0 11,5 27,0 
12,0 27,5 12,0 27,5 
12,5 28,0 12,5 28,0 
13,0 28,5 13,0 28,5 
13,5 29,0 13,5 29,0 
14,0 29,5 14,0 29,5 
14,5 30,0 14,5 30,0 
15,0 30,5 15,0 30,5 
 
Em uma mesma folha de papel milimetrado, represente as curvas de 
aquecimento e de resfriamento. Coloque no eixo das abscissas o tempo e no eixo das 
ordenadas os valores das temperaturas obtidas nos experimentos. Faça o gráfico 
traçando a curva pelos pontos médios dos valores experimentais, ou seja, não una todos 
os pontos, mas apenas trace uma curva média. Explique o tipo de comportamento 
observado (regiões das curvas) para a variação de temperatura com o tempo, na fusão e 
na solidificação, e apresente no item resultados e discussão do seu relatório. 
 
c) Determinação da temperatura de fusão do naftaleno utilizando o Tubo de Thiele 
 
 Feche, com cuidado, a extremidade de um tudo capilar de vidro, utilizando a 
chama azul do bico de Bunsen. Com paciência e tranquilidade, coloque uma pequena 
quantidade de naftaleno no interior do capilar, de maneira que fique compactada junto a 
extremidade fechada (um fio de cobre fino poderá ajuda-lo a compactar a amostra). Fixe 
o capilar com a amostra próxima ao bulbo do termômetro utilizando um elástico de 
látex amarelo. Proceda a montagem conforme a Figura 4 abaixo, e observe a indicação 
da posição do bico de Bunsen em relação ao tubo de Thiele. Inicie o aquecimento de 
forma lenta e gradual. Anote a temperatura quando observar que o sólido dentro do tubo 
capilar estiver mudando de estado. Repita o procedimento mais duas vezes, utilizando 
novas amostras em novos capilares, para obter o valor médio da temperatura de fusão 
do naftaleno. 
 
Figura 4: Montagem experimental para determinação 
do ponto de fusão usando tubo de Thiele. 
 
Apresente o valor da temperatura de fusão, obtido a partir da média das 3 análises 
(utilizando o tubo de Thiele), no item resultados e discussão do seu relatório. Compare 
esse valor com aquele obtido a partir da faixa de fusão (curva de aquecimento) na 
análise do naftaleno e interprete os resultados. 
Como conclusão, você deverá indicar qual a técnica (utilização de grande 
quantidade de amostra ou a utilização de pequena quantidade de amostra) é a mais 
indicada para se determinar a temperatura de fusão de uma substância pura. Comente 
também sobre qual das duas técnicas possibilitaria obter mais informações sobre o 
 
acompanhamento do processo de fusão (utilização de grande quantidade de amostra ou 
a utilização de pequena quantidade de amostra) e se a amostra analisada é uma 
substância pura ou não, justificando as suas afirmações. 
 
4. Questionário: (Não é necessário anexar ao relatório, apenas para ser resolvido.) 
 
1) Um grupo de alunos recebeu uma amostra de um sólido iônico para que a sua 
temperatura de fusão fosse determinada. Uma primeira mediçãoresultou num valor 
“X”. Outra amostra foi utilizada e a mesma temperatura “X” foi observada. Não 
satisfeitos precederam a uma medida com a mesma amostra depois de mesma passar 
pelo processo de fusão e ser cristalizada. Nesse caso, uma outra temperatura “Y” foi 
determinada e bem diferente de “X”. O que vocês sugerem como explicação para tal 
observação? 
 
2) Por que, em geral, metais alcalino-terrosos têm pontos de fusão maiores que os 
metais alcalinos? Considere a comparação com elementos de mesma série. 
 
3) Dióxido de carbono, CO2, na forma sólida é conhecido como “gelo seco”. Em 
temperatura ambiente pode-se observar a sublimação (passagem direta ao estado 
gasoso), fato este utilizado até em shows musicais. Explique por que tal fenômeno é 
observado. 
 
4) Procure os valores das temperaturas de fusão para as substâncias indicadas e 
organize-as em ordem de aumento na temperatura de fusão: H2, H2O, CHCl3, CCl4 e 
NaCl. Explique a sua resposta. 
 
 
Os seguintes dados foram obtidos do Handbook of Chemistry and Physics 
(CRC). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 03 
DETERMINAÇÃO DO CALOR DE REAÇÃO E CALOR DE SOLIDIFICAÇÃO 
 
1. Introdução 
 
As transformações químicas e físicas envolvem mudanças de energia que se 
manifestam, muitas vezes, na variação de temperatura de um sistema. Esta variação no 
fluxo de calor pode ser medida em um calorímetro que, de forma sintética, é definido 
como um recipiente com paredes isolantes. 
A partir de um bom isolante térmico, supõe-se que não exista troca de calor 
entre o calorímetro e o meio ambiente. A seguinte representação (Figura 1) ilustra os 
componentes do calorímetro, incluindo um termômetro para se medir a variação da 
temperatura no calorímetro. 
 
Figura 1. Representação dos componentes de um calorímetro. 
 
Um calorímetro pode ser utilizado na determinação do calor específico, c, de um 
material, que é definido como a quantidade de calor (em calorias), necessária para 
elevar a temperatura de um grama do material em estudo em 1 °C. A seguir encontram-
se alguns exemplos (Tabela 1) de calores específicos: 
 
Tabela 1: calor específico de materiais 
Materiais Calor específico (cal/g.°C) 
Pb 0,038 
Sn 0,052 
Ag 0,056 
Cu 0,092 
Zn 0,093 
Fe 0,11 
Vidro 0,12 
NaCl(sólido) 0,21 
Al 0,22 
Etanol 0,59 
Água 1,00 
 
Note que a unidade para calor específico é dada em caloria por grama por grau 
Celsius, indicando a quantidade de calor que seria necessária para elevar em 1 °C a 
 
temperatura de um grama de cada um dos materiais. No caso da água, por exemplo, cujo 
valor de calor específico é igual a 1,00 cal/gºC, seria necessário fornecer 1 caloria para 
elevar a temperatura de 1 g de água em 1 °C. Isso significa que uma pequena quantidade 
de água é capaz de absorver grande quantidade de calor, resultando em uma pequena 
variação de temperatura. Por outro lado, para o ferro seria necessário fornecer apenas 
0,11 calorias para elevar de 1 °C a temperatura de um grama desse metal. 
Quando uma determinada massa de um material sofre uma variação de 
temperatura, o calor necessário para essa mudança térmica pode ser calculado pela 
expressão Q = m.c.∆T, onde: Q = calor envolvido no processo; m = massa do material, 
em grama; c=calor específico; ∆T = variação de temperatura (temperatura final – 
temperatura inicial). 
 
Exemplo 1. Suponha que 20 g de água sejam aquecidos, de modo que a temperatura 
varia de 20 °C para 25
 
°C. Calcule o calor absorvido no processo. 
 
Q = 20 g x 1,00 cal/g°C x 5 °C  Q = 100 cal. Portanto, seriam absorvidas 100 
cal pela massa de 20 g de água. 
 
O calor específico de um metal pode ser determinado utilizando um calorímetro 
contendo água. Para isso, uma massa conhecida do metal a uma dada temperatura é 
adicionada a uma quantidade de água conhecida. Considerando o princípio da 
conservação da energia, todo o calor do metal será transferido para a água de modo que 
à medida que o metal tem a sua temperatura diminuída, a água terá a sua temperatura 
elevada. A seguinte igualdade pode ser utilizada para representar o fluxo de calor: Qmetal 
= Qágua  (m.c.∆T)metal = (m.c.∆T)água. Portanto, cmetal = (m.c.T)água / (m.T)metal. 
Haverá, com certeza, erro embutido no valor determinado (de medida, do método, do 
equipamento, erro pessoal etc.), mas é assim mesmo que se trabalha no laboratório, ou 
seja, partindo-se de uma hipótese otimista, tenta-se minimizar os erros e depois se 
compara a previsão com os dados obtidos no experimento. 
 
Exemplo 2. 50,03 g de um metal foram aquecidos a 100,0 °C e misturado com 40,11 
g de água a 21,5 °C. A temperatura final do experimento atingiu 30,6 °C. Identifique o 
metal. 
 
Qágua=(40,11 g) x 1,00 cal/g.
o
C x (30,6 – 21,5) °C = 365,0 cal. Considerando que 
o calor perdido pelo metal = calor recebido pela água  cmetal = 365,0 cal / 50,03 g x 
(100,0 – 30,6) °C = 0,105 cal/goC ≈ Ferro. 
 
A partir do valor do calor específico desse metal podemos calcular o valor 
aproximado de sua massa atômica, utilizando-se uma relação empírica, encontrada em 
1819, por de Pierre Dulong e Aléxis Petit: cmetal x massa atômica = 6,3 cal/mol.°C. Por 
exemplo, a massa atômica do ferro = 6,3 cal/mol °C / 0,11  57,3 g/mol. O valor aceito 
 
atualmente para a massa atômica do ferro = 55,847 g/mol, o que seria um método 
razoável para uma determinação exploratória para a massa atômica do elemento ferro. 
Nesta experiência você vai poder comparar o valor do calor liberado em uma 
reação química de redução-oxidação (a combustão de uma vela), com o valor do calor 
liberado em um processo físico (a solidificação da cera de uma vela) no calorímetro 
rústico. Também irá determinar (em um béquer) o valor do calor liberado em uma 
reação de neutralização. 
Para esta finalidade será utilizado um calorímetro constituído de uma lata 
pequena com água. Uma lata maior será usada para minimizar a perda de calor pelo 
movimento do ar conforme a representação (Figura 2) a seguir: 
 
 
Figura 2: representação de um calorímetro rústico 
 
Reações de combustão desprendem calor e são caracterizadas por transferência 
de elétrons, entre o redutor e o oxidante (que são os reagentes na reação), enquanto que 
em uma reação ácido-base não existe esse processo redox. Em uma reação de 
neutralização são formados somente sal e água como produtos da reação, porém efeitos 
térmicos também são perceptíveis. 
O calor liberado na reação química provém do balanço energético entre a ruptura 
de ligações químicas intramoleculares (ligações entre átomos na molécula) nos 
reagentes e a formação de novas ligações no produto da reação. Para o rompimento de 
ligações químicas, as moléculas absorvem energia, mas, com a formação de ligações há 
liberação de energia. Se o saldo na reação for a liberação de calor para o meio ambiente, 
temos uma reação exotérmica (H0), caso contrário, será endotérmica (H0). Por 
outro lado, o calor envolvido em um processo de mudança de estado físico está 
relacionado com mudanças nas ligações intermoleculares (entre moléculas) e nesse 
caso, a solidificação da cera líquida de uma vela deverá também liberar calor. Portanto, 
você deverá distinguir entre o calor da reação de combustão, o calor de solidificação da 
vela e o calor da reação de neutralização. Esse entendimento deverá se refletir no 
relatório, durante a parte de discussão dos seus dados. 
 Na primeira parte da experiência você irá determinar o calor de combustão da 
vela (o calorímetro será uma lata) e o calor de solidificação da cera da vela (o 
calorímetro será um béquer). Na última parte, você irá determinaro calor de 
neutralização (o calorímetro será um béquer) para a reação entre um ácido forte (HCl) e 
uma base forte (NaOH). Considere que o calor liberado nesses processos será 
transferido para a água e para a lata do calorímetro, aumentando a sua temperatura. 
 
Entretanto, de fato, uma parte do calor se dissipa para o ambiente, levando a um erro 
experimental e isso deverá ser comentado no relatório, na discussão dos dados. 
 
2. Pré-laboratório 
 
1. Apresente a equação da reação química para a combustão completa da cera de uma 
vela. Considere como cera o composto C25H52. 
2. Apresente a equação da reação química para a neutralização de NaOH(aq) com HCl(aq). 
3. Dadas duas amostras, com iguais massas, de etanol e água, qual desses dois líquidos 
irá absorver mais calor? Por quê? 
 
3. Parte experimental 
 
A. Calor de combustão da vela 
1. Pese a vela com suporte e anote a massa na folha de dados. Pese também a lata vazia 
e, posteriormente, a lata com 2/3 de sua capacidade preenchida com água da torneira. 
Utilize sempre a mesma balança. 
 
2. Monte o calorímetro conforme a Figura 2 e meça a temperatura da água. 
 
3. Acenda a vela e deixe aquecer a água do calorímetro (a lata pequena) durante mais ou 
menos 5 minutos. Após esse intervalo de tempo, apague a vela soprando-a 
cuidadosamente para não perder massa. Agite a água lentamente com o termômetro até 
que a temperatura pare de subir. Anote então a temperatura mais alta que o termômetro 
marcar e pese novamente a vela com o suporte. 
 
Massa da vela com suporte antes de queimar: __________ g 
Massa da vela com suporte depois de queimar: __________ g 
Massa da lata vazia: __________ g 
Massa da lata com água: __________ g 
Temperatura da água antes do aquecimento: __________ °C 
Temperatura da água depois do aquecimento: __________ °C 
 
B. Calor de solidificação da vela: 
O calor liberado durante a solidificação da vela será transferido para a água do 
béquer aumentando a temperatura. 
 
1. Pese o tubo de ensaio com a cera, com precisão de 0,01 g. A massa do tubo de ensaio 
vazio já está anotada no próprio tubo. 
 
2. Pese um béquer vazio com precisão de 0,01 g. Esse béquer será o calorímetro 
utilizado nesta parte do experimento. Coloque água suficiente para cobrir a cera contida 
no tubo de ensaio, conforme ilustrado na Figura B. Meça a temperatura da água e pese o 
béquer com a água. 
 
 
3. Coloque água da torneira na lata pequena utilizada no item A, preenchendo 
aproximadamente 2/3 de sua capacidade. Em seguida, coloque o tubo de ensaio com 
cera dentro da lata, de modo que a cera contida no tubo de ensaio fique abaixo do nível 
da água, conforme a Figura A. Aqueça até a completa fusão da cera. 
 
Figura A Figura B 
 
4. Retire o tubo de ensaio com a cera líquida do banho-maria, seque a parte molhada 
com papel toalha e espere até que o primeiro sinal de solidificação apareça (a cera 
começa a apresentar manchas opacas). Quando isso acontecer, coloque rapidamente o 
tubo com a cera no béquer que serve de calorímetro (Figura B), agitando levemente a 
água com o próprio tubo de ensaio até notar que a temperatura parou de subir. Anote 
então a temperatura máxima alcançada pelo termômetro. 
 
Massa do tubo de ensaio: __________ g 
Massa do tubo de ensaio com cera: __________ g 
Massa do béquer vazio: __________ g 
Massa do béquer com água: __________ g 
Temperatura da água antes do aquecimento: __________ °C 
Temperatura da água depois do aquecimento: __________ °C 
 
C. Calor de Neutralização 
Nesta etapa você irá medir o calor de neutralização da reação entre um ácido 
forte, HCl, e uma base forte, NaOH. O calorímetro será um béquer. 
 
1. Adicione 50 mL de solução de NaOH 1,0 mol L
-1
 em um béquer e anote a 
temperatura da solução. A seguir, adicione 50 mL da solução de HCl 1,0 mol L
-1
 e anote 
a temperatura máxima atingida. Determine a variação observada na temperatura. 
 
2. Repita o mesmo procedimento utilizando soluções de NaOH e HCl, ambas em 
concentração 0,5 mol L
-1
. 
 
Obs: Considere que todo calor produzido na reação de neutralização é absorvido pela 
solução e pelo béquer. Considere também que a densidade das soluções (do ácido e da 
base) é igual a 1,0 g/mL e que o calor específico dessas soluções é igual a 1,0 cal/ g °C. 
 
 
 
4. Questionário 
 
1. Utilizando os calores específicos da água (c = 1,00 cal/g °C) e o da lata (c = 0,10 
cal/g °C), e considerando que o calor liberado pela combustão da vela é totalmente 
absorvido pela água e lata, calcule a quantidade de calor total de calor liberado nesta 
reação. Expresse o resultado em kJ. 
 
Lembre-se; Q = m. c. ∆T 
1 cal = 4,18 J 
 
2. Calcule o calor de combustão da vela em kJ/g. Expresse o resultado na forma da 
variação de entalpia de combustão, ∆Hcomb. Lembre-se, ∆H = - calor liberado a pressão 
constante (que foi o caso dessa experiência). 
 
3. Com os dados obtidos na etapa B, determine a quantidade de calor transmitida para a 
água e para o béquer (cvidro = 0, 12 cal/g ºC) e calcule o calor de solidificação da cera em 
kJ/g. Compare e discuta os valores obtidos para os calores de combustão e de 
solidificação da vela. 
 
4. Calcule os calores de neutralização para as reações realizadas na etapa C. Expresse o 
resultado em termos de kJ/mol. Compare e discuta o seu resultado com os obtidos da 
literatura. 
 
5. Sugira como melhorar o calorímetro usado no experimento para que os resultados 
sejam mais próximos dos obtidos por um calorímetro ideal, isto é, que todo o calor 
liberado na combustão ou na solidificação da vela, seja transmitido para a água do 
calorímetro, e que a perda do calor seja mínima. 
 
 
EXPERIÊNCIA 04 
DETERMINAÇÃO DA DENSIDADE DE LÍQUIDOS E SÓLIDOS 
 
1. Densidade 
 
 Densidade (d) é uma grandeza expressa pela relação massa(g)/volume(mL), sendo 
útil para a identificação preliminar de produtos na indústria, no controle de qualidade da 
produção de um determinado produto, bem como para determinar a concentração de 
soluções. Gasolina, álcool etílico hidratado e álcool etílico adicionado à gasolina, por 
exemplo, são combustíveis utilizados em veículos no Brasil, sendo que a composição da 
mistura pode ser rapidamente avaliada através da determinação da densidade. Do 
mesmo modo, a concentração da solução aquosa de ácido sulfúrico, contida entre os 
eletrodos de uma bateria normal de Pb/PbO, pode ser avaliada através da medida da sua 
densidade. 
 A densidade de sólidos e líquidos, segundo o sistema internacional de unidades é 
expressa em quilograma por metro cúbico (kg/m
3
). Entretanto, é mais comumente 
expressa em unidades de gramas por centímetro cúbico (g/cm
3
) ou gramas por mililitro 
(g/mL). 
Você realizou, na experiência 01, medidas para a calibração de material 
volumétrico (pipeta, proveta e bureta) utilizando água e uma balança de precisão. Nesta 
prática você irá utilizar um picnômetro, por ser apropriado para determinar a densidade 
de líquidos (em nosso caso, soluções aquosa de sacarose = açúcar comum) e sólidos 
(escolhemos o poliestireno). Este é semelhante a um balão volumétrico (figura 1), onde 
a tampa é substituída por um tubo capilar, e que pode ser encontrado comercialmente 
com volumes que variam de 1 a 100 mL. Para se obter a densidade, a massa pode ser 
determinada diretamente utilizando-se uma balança e o volume através do volume do 
picnômetro. Como o volume do picnômetro na temperatura de trabalho deve ser 
conferido é necessário calibrar o picnômetro, utilizando-se para isso um líquido (água, 
por exemplo) de densidade conhecida nessatemperatura. 
 
 
Figura 1. Representação do picnômetro. 
 
2. Pré-laboratório 
 
1. Procure na literatura informações (composição química, propriedades, utilizações 
etc.) sobre poliestireno. 
2. Massas diferentes de uma mesma substância devem apresentar necessariamente o 
mesmo valor de densidade? Justifique a sua resposta. 
 
3. Um aluno misturou volumes iguais de etanol puro (C2H5OH) de densidade igual a 
0,789 g mL
-1
 e água de densidade igual a 0,998 g mL
-1
, a 20
o
C. Qual é a concentração 
em mol L
-1
 do etanol se a densidade da mistura é igual a 0,926 g mL
-1
? 
4. Diferencie conceitualmente densidade de concentração comum. 
5. Procure na literatura e sugira outros experimentos relacionados a densidade de 
sólidos e de líquidos. 
 
3. Parte experimental 
 
3.1 Calibração do picnômetro 
 
 Será utilizada água destilada para calibrar o picnômetro. Como existem gases 
dissolvidos na água, para minimizar erros experimentais esses gases devem ser 
eliminados através do aquecimento, em um béquer, da água até ebulição, durante alguns 
minutos. 
i) pese o picnômetro vazio e complete com água destilada, desgaseificada, 
na temperatura ambiente; 
ii) coloque a tampa no picnômetro de modo que o excesso de água possa 
sair pelo capilar, secando-o com papel absorvente; 
iii) pese o picnômetro com a água. A diferença entre essa massa e a massa 
do picnômetro vazio permitirá determinar a massa da água contida no 
picnômetro. Cada equipe deve realizar 3 vezes esse procedimento. 
 
Dados experimentais medida 1 medida 2 medida 3 
massa do picnômetro vazio _________ g _________ g _________ g 
massa do picnômetro com água _________ g _________ g _________ g 
massa da água 
 
_________ g _________ g _________ g 
temperatura da água __________ °C 
densidade da água na temperatura de trabalho ____________ (g/mL) 
 
volume do picnômetro  _______________ mL 
 
3.2 Densidade de líquidos: solução aquosa de sacarose 
 
 Prepare 6 soluções de sacarose em meio aquoso nas seguintes concentrações em 
unidades de g/100 mL: 5,0 (solução 1), 10,0; 15,0; 20,0; 25,0; 30,0 (solução 6). O 
professor irá conduzir e ensinar o procedimento para o preparo destas soluções. 
Cada solução deverá ser preparada por 2 equipes. Cada equipe deve realizar, de 
acordo com o seguinte procedimento, apenas uma vez a medida da densidade para a 
solução que ficar responsável em preparar e analisar: 
 
 
i) lave o picnômetro com acetona (para secá-lo), cujo volume foi 
determinado anteriormente e determine a massa do picnômetro após 
secá-lo; 
ii) adicione a solução de sacarose e coloque a tampa de maneira que a 
solução complete todo o volume do picnômetro até a parte superior do 
capilar; 
iii) pese o picnômetro com a solução de sacarose e, por diferença, determine 
a massa da solução aquosa de sacarose. Como o volume da solução 
corresponde ao volume do picnômetro determinado anteriormente, você 
poderá determinar a densidade de cada solução. 
 
Esquema para análise da solução de concentração ___________ g/100 mL 
 
Dados experimentais: 
 
 
Medida 1 
 
Medida 2 
 
Medida 3 
massa do picnômetro vazio ___________ g ___________ g ___________ g 
massa do picnômetro 
com solução 
___________ g ___________ g ___________ g 
massa da solução ___________ g ___________ g ___________ g 
volume da solução ___________ mL ___________ mL ___________ mL 
densidade da solução ___________ g/mL ___________ g/mL ___________ g/mL 
 
Dados de densidade das soluções analisadas 
 
Concentração 
da solução 
Medidas de densidade (g/mL) 
Média ± desvio Medida 1 Medida 2 Medida 3 
5 g/100 mL ___________ ___________ ___________ ___________ 
10 g/100 mL ___________ ___________ ___________ ___________ 
15 g/100 mL ___________ ___________ ___________ ___________ 
20 g/100 mL ___________ ___________ ___________ ___________ 
25 g/100 mL ___________ ___________ ___________ ___________ 
30 g/100 mL ___________ ___________ ___________ ___________ 
 
 Com os valores obtidos, construa a seguir um gráfico de densidade versus 
concentração da solução. 
 
 
 
 
3.3. Densidade de líquidos: solução aquosa com concentração desconhecida de sacarose 
 
Neste procedimento você ira utilizar os valores de densidade obtidos 
anteriormente, como base para a construção da curva densidade versus concentração de 
sacarose. Esta curva servirá para você determinar a concentração de sacarose em 
soluções desconhecidas, utilizando o seguinte procedimento: 
 
i) lave com acetona o picnômetro, cujo volume foi determinado anteriormente e 
determine a massa do picnômetro após seca-lo. 
ii) adicione a solução de sacarose e coloque a tampa de maneira que a solução 
complete todo o volume do picnômetro até a parte superior do capilar. 
iii) pese o picnômetro com a solução de sacarose e, por diferença, determine a 
massa da solução aquosa de sacarose. Como o volume da solução corresponde 
ao volume do picnômetro determinado anteriormente, a densidade da solução 
pode ser facilmente determinada. 
 
Dados experimentais: 
 
 
Medida 1 
 
Medida 2 
 
Medida 3 
massa do picnômetro vazio ___________ g ___________ g ___________ g 
massa do picnômetro 
com solução 
___________ g ___________ g ___________ g 
massa da solução ___________ g ___________ g ___________ g 
volume da solução ___________ mL ___________ mL ___________ mL 
densidade da solução ___________ g/mL ___________ g/mL ___________ g/mL 
 
Com o valor de densidade determinado, determine a concentração da solução 
desconhecida de sacarose, utilizando a curva de calibração construída na etapa 3.2. 
 
 
Concentração da solução desconhecida: ___________ g/100 mL 
 
3.4. Densidade de sólidos: poliestireno 
 
Cada equipe deve realizar apenas uma vez o seguinte procedimento: 
 
i) lave o picnômetro diversas vezes com água e depois com acetona; 
ii) após secá-lo determine a massa do picnômetro vazio; 
iii) efetue um teste, colocando um pedaço de poliestireno em um tubo de 
ensaio, adicione 5 mL de água ao tubo e certifique-se que o poliestireno 
possui densidade maior do que a da água. 
iv) adicione poliestireno ao picnômetro, até um pouco mais da metade do 
volume do picnômetro e pese-o. 
 
A determinação do volume ocupado pelo poliestireno no interior do picnômetro 
pode ser realizada adicionando-se um não solvente, ou seja, um líquido que não dissolva 
a amostra, neste caso água, e do qual se conheça a densidade na temperatura de 
trabalho. A diferença do volume do picnômetro pelo volume ocupado pelo não solvente 
permite determinar o volume do poliestireno. 
 
v) adicione água ao picnômetro com poliestireno (Importante: lembre-se 
de remover todas as bolhas de ar que ficam presas ao poliestireno com 
leves batidas no picnômetro); 
vi) coloque a tampa e pese o conjunto. 
 
Dados experimentais obtidos: 
 
Dados experimentais Medida 1 
massa do picnômetro vazio _________ g 
massa do picnômetro com poliestireno _________ g 
massa do poliestireno _________ g 
massa do picnômetro poliestireno e água _________ g 
massa da água _________ g 
volume da água _________ mL 
volume do poliestireno _________ mL 
 
temperatura da água __________ °C 
volume do picnômetro __________ mL 
 
densidade do poliestireno 
 
_________ g/mL 
 
 Considere os seguintes pontos em seu relatório: 
 
 
1. A partir do gráfico da densidade em função da concentração da solução de 
sacarose, seria possível se determinar o valor para a concentração de uma 
solução de sacarose, cuja concentração édesconhecida. Apresente os dados, 
o gráfico e discuta essa possibilidade. 
2. Compare o valor obtido para a densidade do poliestireno com o valor 
publicado na literatura. Apresente os valores e discuta procedimentos que 
poderiam ser realizados para minimizar uma possível diferença. 
3. Procure dados sobre a aplicação e reciclagem de poliestireno no Brasil. Cite 
as fontes. 
 
As seguintes tabelas foram obtidas do Handbook of Chemistry and Physics 
(CRC). 
 
 
 
 
 
 
 
 
8-82 
 
 
 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 05 
CROMATOGRAFIA EM PAPEL 
 
1. Cromatografia 
 
 Uma das técnicas de separação de mistura bastante utilizada é a cromatografia. 
Esta técnica foi desenvolvida por Michael Tswett (botânico russo), no começo do século 
XX, passando através de uma coluna cromatográfica, preenchida com carbonato de 
cálcio (CaCO
3
), pigmentos extraídos de plantas. 
A cromatografia pode ser utilizada para a análise de misturas em seus 
componentes. É utilizada para separar e identificar (mediante a comparação com 
padrões) substâncias no trabalho policial-químico, por exemplo, drogas e narcóticos 
podem ser identificados na urina ou em uma amostra do sangue. Existem vários tipos 
de técnicas cromatográficas, entre eles: cromatografia em coluna, HPLC (High 
Performance Liquid Choromatography), TLC (Thin Layer Choromatography), GLC 
(Gas – Liquid Choromatography) e cromatografia em papel. 
 O conhecimento sobre a polaridade das moléculas das substâncias é muito 
importante na cromatografia em papel. Sabe-se que as substâncias cujas moléculas são 
polares interagem mais intensamente com solventes polares. As substâncias apolares 
têm mais afinidade com solventes apolares. Assim, variando a polaridade do solvente, 
ou misturas de solventes, podem-se separar os componentes de uma amostra. 
Na cromatografia em papel, utilizamos o papel 
como fase estacionária, sobre o qual será aplicada 
a amostra. Marca-se no papel com um lápis o 
ponto de partida da amostra a ser aplicada no papel 
(1,5 cm de altura). Aplica-se a amostra sobre o 
ponto de partida já marcado, e o papel é colocado 
em um béquer fechado (cuba cromatográfica), com 
solvente suficiente para molhar apenas a parte 
inferior do papel (o solvente não deve tocar a 
amostra, vide a Figura 1). O solvente sobe, por 
capilaridade, pelo papel separando os 
componentes da mistura (Figura 2). As manchas 
dos componentes da mistura que são menos 
adsorvidos ao papel deslocam-se mais do que os 
componentes mais adsorvidos ao papel. 
 
 A seguir é apresentada a definição de alguns termos utilizados na cromatografia 
em papel: 
- suporte: papel sobre o qual fica retida a fase estacionária; 
- fase móvel: líquido ou mistura de líquidos que sobe por capilaridade pelo papel, 
arrastando os solutos aplicados no papel. Este líquido ou mistura de líquidos é o que se 
denominou acima de solventes; 
- cromatograma: papel que apresenta as substâncias separadas 
Grampo
Origem
Solvente
Figura 1: Representação da 
montagem experimental da 
cromatografia em papel. 
 
- revelador ou agente cromogênico: agente físico ou químico que possibilita visualizar 
substâncias separadas pela cromatografia em papel 
Na cromatografia, a razão entre a distância percorrida pelo composto (da origem 
ao centro da mancha) e a distância percorrida pelo solvente é constante e denotado por 
Rf, ou seja, 
 
S
C
R f 
 
 
C = distância percorrida pelo composto, da origem ao centro da mancha. 
S = distância percorrida pelo solvente da origem a linha superior (linha do solvente). 
Rf = razão de frente do solvente/ fator de retardamento (valor característico de uma 
determinada substância) 
A Figura 2 representa um cromatograma em papel com 4 compostos (A, B, C e 
D) e com 4 misturas desses compostos (i, ii, iii e iv). 
 
 
Figura 2: Representação de um cromatograma em papel. 
 
A separação dos componentes de uma mistura neste tipo de cromatografia está 
baseada nas diferenças de solubilidade dos seus componentes na fase móvel e 
estacionária. Os componentes com menor solubilidade na fase estacionária têm um 
deslocamento mais rápido ao longo do papel. De outra parte, os componentes com 
maior solubilidade na fase estacionária serão consequentemente retidos e terão uma 
movimentação mais lenta. 
Portanto, o processo de separação envolve a interação dos solutos com as duas 
fases. Existem outros fatores que influenciam nas interações do soluto com as duas 
fases, como: adsorção na superfície da fase estacionária e carga do composto. 
Resumindo, temos que os vários componentes de uma mistura, devido a diferentes 
interações com a fase estacionária e móvel, são separados em seus componentes, mas 
para se reproduzir a análise cromatográfica precisamos utilizar as mesmas condições 
experimentais. 
 
 
 
2. Pré-laboratório 
 
1. Apresente uma escala de polaridade de solventes, iniciando com água (mais polar) e 
finalizando com tetracloreto de carbono (menos polar). 
2. Quais os fatores envolvidos na separação de uma mistura de compostos por 
cromatografia? 
3. Em relação às tintas de caneta hidrocor marque a opção a abaixo que expressa a sua 
hipótese em relação à sua constituição: 
a) ( ) a tinta de canetas hidrocor é formada por apenas um composto químico. 
b) ( ) a tinta de caneta hidrocor é formada pela mistura de diferentes compostos. 
c) ( ) Outra:______________________________________________________ 
4. Por que se utiliza lápis grafite (e não caneta) para marcar no papel? 
5. O que significa capilaridade? 
6. Qual a composição química do papel? Cite exemplos. Como ele é fabricado? 
7. Seria possível separar uma mistura de íons metálicos em solução pela técnica da 
cromatografia em papel? 
 
3. Procedimentos: 
 
A. Utilização da tinta de caneta hidrocor 
Utilizando uma régua, trace uma linha reta com um lápis a 1,5 cm das 
extremidades do papel maior. Marque, em uma das extremidades, seis pontos 
equidistantes com um lápis ao longo da reta, numerando-os de 1 a 6. 
 Faça pequenos pontos com cada uma das canetas seguindo a ordem das cores. 
 
 
 
Enrole o papel na forma de um cilindro e coloque grampos para manter a forma 
de cilindro (veja a Figura 1). Obs: deixe um pequeno espaço ( 1mm) entre as duas 
extremidades de forma a não se tocarem. 
 
Coloque esse cilindro de papel no béquer contendo a mistura de solventes na 
proporção 1:1:1 de etanol/1-butanol/amônia 2 mol L
-1
 (esta será a fase móvel utilizada 
neste experimento). 
 
Cubra o béquer com um plástico e amarre com uma liga de borracha, para evitar 
a evaporação da mistura de solventes. Não agite o béquer. 
 
Quando a linha do solvente atingir a marca superior no papel, remova-o do béquer. 
 
 
 Remova os grampos e deixe-o secar naturalmente. 
 
 Depois de seco, faça um círculo com um lápis ao redor de cada mancha e calcule 
todos os Rf. 
 
Distância entre a origem e a linha do solvente: _______ mm 
 
Caneta Cor Dist Rf Cor Dist Rf Cor Dist Rf Cor Dist Rf 
Vermelha 
Azul 
Amarela 
Verde 
Marrom 
Preta 
 
B. Utilização de cátions em solução 
Utilizando o papel menor, e após marcar com um lápis a linha para as duas 
extremidades, faça pequenos pontos com as soluções dos íons metálicos e com a 
solução desconhecida, usando um tubo capilar (um capilar para cada solução). 
 
Grampeie o papel na forma de um cilindro, como você fez para o cromatograma 
anterior. Importante! O grampo inferior não deve ficar submerso na mistura solvente. 
Coloqueno béquer contendo a mistura HCl/acetona (7 mL de HCl 6 mol L
-1
/ 25 mL de 
acetona). 
 
Cubra o béquer, como anteriormente, com um plástico para evitar a evaporação 
da mistura solvente. Não agite o béquer. Atenção: o solvente sobe rapidamente nesta 
segunda parte. 
 
 Quando a linha do solvente atingir a marca superior no papel, remova-o do 
béquer. 
 
Seque o cromatograma dos íons metálicos, ao ar quente utilizando um soprador 
térmico (Atenção! Para não queimar o cromatograma deve-se manter a saída de ar 
distante do papel). Circule com um lápis qualquer mancha no cromatograma e anote a 
cor. 
 
Para “revelar todas as cores” desse cromatograma, coloque-o aberto sobre o 
béquer (na capela química com o exaustor ligado) que contém amônia 6 mol L
-1
 e 
cubra-o com um vidro de relógio por 5 minutos (repita o mesmo procedimento para a 
outra metade do cromatograma). Este processo de “revelação” se constitui de reações 
entre os cátions com moléculas de amônia (NH3). 
 
 
Seque o cromatograma novamente demarcando e anotando a cor de cada 
mancha. 
 
Marque a posição de qualquer mancha nova que aparecer, anote qualquer 
mudança observada e calcule todos os Rf. 
 
Distância entre a origem e a linha do solvente: _______ mm 
 
Solução Íon 
Cor 
Distância 
em mm 
Rf Após 1ª 
secagem 
Após 
revelação 
com NH3 
Após 2ª 
secagem 
01 Fe
3+
 
02 Cu
2+
 
03 Co
2+
 
04 Mn
2+
 
mistura 
de 
cátions 
Fe
3+
 
Cu
2+
 
Co
2+
 
Mn
2+
 
Amostra Letra ___ 
 
4. Cromatografia em Giz 
 
Leia o artigo indicado abaixo sobre uma possibilidade didática a ser explorada 
no ensino médio de desenvolvimento de cromatografia em giz. Com os devidos 
cuidados, você pode realizar facilmente este experimento em casa. Para tanto, você 
precisa de barra de giz branco para fazer o experimento. É preciso ter a disposição 
ainda, pelo menos, álcool etílico e caneta hidrocor. Compare o resultado obtido no 
experimento com aquele da cromatografia em papel feito em sala de aula. Qual a sua 
opinião sobre a utilização didática do experimento de “cromatografia em giz”? Coloque 
fotos deste experimento realizado por você no relatório. 
 
Artigo sobre cromatografia em giz: 
PALOSCHI, Rosiléia; ZENI, Mara; RIVEROS, Raul. Cromatografia em giz no ensino 
de química: didática e economia. Química Nova na Escola, n.7, p.35-36, 1998. 
Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc07/exper1.pdf. 
 
5. Questionário 
 
1. Através dos cromatogramas que você obteve: 
 
i) Indique quais os pigmentos que constituem a cor preta. 
 
ii) Que pigmentos, se existirem, estão presentes na tinta da caneta marrom e 
preta e não estão em nenhuma das outras tintas? 
iii) Calcule o Rf para cada pigmento que compõe a tinta da caneta hidrocor. 
 
2. Calcule o Rf para cada íon metálico, a partir do cromatograma obtido. Qual a 
composição da amostra desconhecida? 
 
3. Se no cromatograma da questão anterior, a frente do solvente chegasse somente até 
a metade da altura, ou seja, se deixássemos um tempo menor com a parte inferior 
imersa no solvente, o valor do Rf correspondente a cada íon seria diferente? 
Justifique a resposta. 
 
4. Os valores do Rf de compostos polares tenderiam a aumentar ou a diminuir com o 
aumento da polaridade do solvente? Justifique a sua resposta. 
 
5. Por que é conveniente fazer manchas bem pequenas para a obtenção de um 
cromatograma? 
 
6. Ao se fazer uma cromatografia em papel de uma determinada amostra, que 
estávamos suspeitando que seria de íons cobre ou manganês, obtivemos um valor de 
Rf igual a 0,6. Pergunta-se: 
 
i) Se a distância do limite superior que a mistura solvente chegou à mancha 
que corresponde a posição da amostra foi de 2,0 cm, qual a distância desta 
mancha à posição de partida? 
ii) Comente se o valor de Rf é característico para amostra de um mesmo 
composto, independente do sistema solvente utilizado. 
iii) Qual o procedimento para se tirar a dúvida se a amostra desconhecida 
contém íons cobre ou manganês? 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 06 
DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM GÁS 
 
1. Comportamento dos gases 
 
 Ao se examinar o comportamento experimental de diversos parâmetros de 
diferentes gases, através das medidas de volume, pressão, temperatura e quantidade de 
matéria, observa-se um desvio do comportamento que seria esperado para um gás que é 
denominado de “gás ideal”. Neste último a relação pV/nRT deve ser igual a 1 (um). A 
Figura 1 ao lado mostra a razão 
(pV/nRT) em função da pressão para 
diferentes gases na temperatura de 
200 K. O valor para um 
comportamento ideal, que obedece a 
equação pV = nRT, seria igual a 
unidade (Constante dos gases ideiais: 
R = 0,082 atm L mol
-1
 K
-1
). É 
importante notar que o 
comportamento de gás ideal restringe-
se, como pode ser verificado na 
Figura 1, apenas para pressões muito 
baixas. Outra condição para tal 
comportamento é a de temperaturas 
altas. Localize na Figura 1 a linha reta 
que corresponderia ao comportamento 
de um gás ideal. No experimento a ser realizado, as condições de pressão e temperatura 
permitem considerar o comportanmento como o de um gás ideal. 
 
2. Pré-laboratório 
 
1) Veja um link na internet, com simulações em java, sobre gases ideais 
http://www.walter-fendt.de/ph14br e procure no item Termodinâmica, o link Processos 
Especiais de um Gás Ideal. Faça um breve comentário. 
2) Conforme o procedimento inicial descrito no item 3.1 (Determinação da massa molar 
de um gás), você considera que poderia determinar a massa molar de outros gases, por 
exemplo NH3 e SO2, utilizando água? Explique a sua resposta. 
 
3. Procedimento experimental 
 
3.1 Determinação da massa molar de um gás 
 Pese um isqueiro. Antes disso, pense o porquê deste procedimento e escreva sua 
opinião para discutir com o professor. 
 
Figura. 1: pV/nRT em função da pressão para 
diferentes gases reais na temperatura de 200 K 
 
Massa do isqueiro: _________ g 
 
 Uma proveta deve ser totalmente preenchida com água e invertida numa bacia 
com água até 2/3 de seu volume. Segure a proveta com uma das mãos. 
 
 Uma das extremidades de um tubo de 
borracha deve ser colocado no interior da proveta 
e a outra extremidade conectada a um isqueiro de 
gás, conforme ilustrado na figura ao lado. 
Atenção! Retire toda a água que possa estar 
contida no tubo de borracha. Peça ajuda ao 
monitor para isso. Quando a válvula do isqueiro 
for aberta, pressionando levemente o botão, gás 
butano (C4H10) será liberado, deslocando a água 
do interior da proveta. 
 
 Libere o gás vagarosamente, para evitar o congelamento do gás na saída 
do isqueiro. 
 
Obs: Verifique se as janelas do laboratório estão abertas. 
 
 Transfira uma quantidade de gás, suficiente para que os níveis de água dentro e 
fora da proveta fiquem iguais. Deste modo, as pressões interna (devido ao gás e à 
pressão de vapor da água) e externa (pressão atmosférica) serão iguais. Responda: por 
que a pressão interna e externa precisam ser iguais? 
 
 Leia o volume do gás na proveta. 
 
Volume de gás: _______ mL 
 
Nota: Se a conexão do tubo ao isqueiro apresentar vazamento, seus resultados 
apresentarão erros. 
 
 Pese o isqueiro, após transferir uma massa de gás para o interior da proveta. 
Caso o isqueiro esteja molhado, use uma toalha de papel para secá-lo antes da pesagem. 
 
massa do isqueiro após transferir gás para o interior da proveta _______ g 
massa dogás transferido _______ g 
temperatura em que foi feito o experimento _______ °C 
 
Quanto ao valor da pressão atmosférica, será considerado o valor de 1,00 atm. 
 
Figura 2. Esquema de coleta do 
gás butano 
 
Com a temperatura devidamente verificada, observe a Tabela 1 a seguir e 
verifique a pressão de vapor de água em função da temperatura observada. Anote o 
valor para o seu experimento. 
 
Tabela 1. Variação da pressão de vapor de água com temperatura (1 atm = 760 mmHg) 
Temperatura (°C) Pressão (mmHg) Temperatura (°C) Pressão (mmHg) 
15 12,8 23 21,1 
16 13,16 24 22,4 
17 14,5 25 23,8 
18 15,5 26 25,2 
19 16,5 27 26,7 
20 17,5 28 28,8 
21 18,6 29 30,0 
22 19,8 30 31,8 
 
Pressão de vapor da água: ________ atm 
 
A pressão medida em comparação com a atmosférica e considerada igual a 1 
atm, deve ser as contribuições do gás e do vapor de água. Assim, calcule a pressão do 
gás no interior da proveta, que deve ser, com valores em atm: 
 
P(gás) = 1 - P(vapor de água) 
 
 Utilizando a equação geral dos gases pV = nRT e lembrando que a quantidade 
de matéria (n) é igual a razão da massa pela massa molar, pode-se calcular a massa 
molar do gás. 
 
3.2 Determinação do teor de carbonato 
 
(i) Curva padrão para determinação do teor de carbonato 
 
 A determinação do teor de carbonato em uma amostra será feita através da 
reação dessa amostra com uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl(aq)), de acordo 
com a seguinte equação: 
 
Na2CO3(s) + 2 HCl(aq)  2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
 
 
Monte o sistema como indicado na Figura 3 
ao lado, sendo o isqueiro substituído por um 
kitassato, onde será feita a reação de uma 
determinada quantidade de carbonato de sódio 
sólido com solução de ácido clorídrico. 
Figura 3. Esquema de coleta 
do gás CO2. 
 
Encha a proveta de 250 mL com água e mantenha-a de boca para baixo, de 
maneira a não entrar ar. 
 
Transfira, com cuidado, 20,0 mL de solução aquosa 6 mol L
-1
 de HCl para o 
kitassato e tampe-o com a rolha de borracha. Atenção! Tenha cuidado ao trabalhar com 
a solução de ácido clorídrico, evitando que ela seja derramada nas bordas do kitassato 
 
Para a construção da curva de calibração, siga as orientações do professor, de 
acordo com a seguinte tabela: 
 
 
Pese a quantidade de amostra de carbonato de sódio (indicada pelo professor, 
seguindo as orientações da Tabela 2), num pedaço de papel fornecido pelo monitor, 
embrulhe-o e transfira o conjunto para o interior do kitassato. Verifique se a outra 
extremidade da mangueira está dentro da proveta de 250 mL. Gentilmente coloque a 
bolinha de papel com o carbonato de sódio dentro do kitassato. 
 
Feche rapidamente o kitassato com a rolha de maneira que o gás desprendido 
seja transferido para o interior da proveta. Esta operação deve ser efetuada com muito 
cuidado para evitar a perda do gás produzido durante a reação. 
 
Anote a temperatura da água e leia o volume do gás carbônico contido no 
interior da proveta. 
 
temperatura: _______
 o
C 
 
 volume de gás no interior da proveta: _______ mL 
 
Responsáveis 
pela medida 
Massa de 
Na2CO3 (g) 
Massa 
pesada de 
Na2CO3 (g) 
Média das 
massas 
pesadas (g) 
Volume de 
CO2 (mL) 
Média dos 
volumes de 
CO2 (mL) 
Dupla 1 
0,1 
 
 
Dupla 2 
Dupla 3 
0,2 
 
 
Dupla 4 
Dupla 5 
0,4 
 
 
Dupla 6 
Dupla 7 
0,6 
 
 
Dupla 8 
Dupla 9 
0,8 
 
 
Dupla 10 
Dupla 11 
1,0 
 
 
Dupla 12 
 
 Atenção: descarte o resíduo da reação no local indicado no laboratório e lave 
todo o material utilizado nesta etapa. 
 
Com as médias das massas pesadas e as médias dos volumes obtidos, construa 
no papel milimetrado a curva de calibração, que servirá como base para a determinação 
do teor de carbonato na amostra desconhecida. 
 
 
 
 
(ii) Determinação do teor de carbonato em amostra desconhecida 
 
 Obtenha a amostra desconhecida com o monitor/professor. Essa amostra 
consiste em uma mistura de carbonato de sódio e areia. 
 Repita o procedimento realizado, agora utilizando uma massa de 0,50 g da 
amostra com teor de carbonato desconhecido. 
 Anote o volume de CO2 produzido. 
 
 volume de gás no interior da proveta: _______ mL 
 
1. Considerando o gráfico obtido na etapa anterior, determine a quantidade de 
carbonato presente na amostra desconhecida. 
2. Considerando a contribuição da pressão de vapor da água e utilizando a equação 
dos gases ideais, calcule a quantidade de matéria (n) de CO2 formado na reação. 
 
4. Observações para o relatório: 
 
1. Calcule a massa molar do butano, a partir dos dados experimentais que você obteve e 
compare esse valor experimental com o valor calculado a partir das massas atômicas de 
cada componente da molécula e determine o erro relativo. 
 
 
2. Calcule a quantidade de matéria (n) de carbonato de sódio contido nas amostras 
adicionadas no kitassato, a partir da leitura do volume do gás produzido, da temperatura 
do experimento, da pressão do gás e da massa da amostra utilizada. 
 
3. Comente sobre possíveis erros (considere a possivel reação entre o gás liberado com 
a água) nos procedimentos (i) e (ii). 
 
 
Atenção: Você deve estudar desde a Experiência 01 até a Experiência 06 para realizar a 
primeira prova. Pergunte ao seu professor onde será a sala para esta prova. 
Boa prova. 
 
 
Questões a serem consideradas: 
 
1. Na primeira parte do experimento você teve que deixar os níveis de água dentro e 
fora da proveta iguais. Pergunta-se: 
a) Por que você teve que efetura este procedimento? 
b) A unidade de pressão no SI (Sistema Internacional) é Pascal, equivalente a N/m
2
. 
Dessa forma, como você explica utilizar a relação de pressão de 1 atm como 760 mm de 
Hg, já que mm é unidade para comprimento. 
 
2. Por que você deve subtrair a pressão de vapor água nos dois sistemas estudados? O 
erro experimental é relevante ou não se você considerar a pressão dentro da proveta 
como sendo apenas devido à presença do gás? Explique. 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 07 
PREPARO DE SOLUÇÃO A PARTIR DE SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS, LÍQUIDAS E DE SOLUÇÃO 
CONCENTRADA 
 
1. Unidades de concentração de soluções 
 
A presente experiência tem como um dos objetivos o preparo de soluções 
aquosas para serem utilizadas na experiência 08 (titulação ácido-base). Outro objetivo 
será você aprender, vivenciando no laboratório de Química, a técnica para o preparo de 
soluções. Considerando que a maioria do trabalho experimental em Química é realizada 
em solução, inicialmente serão definidas as unidades de concentração de soluções 
normalmente utilizadas em Química. 
Soluções, ou misturas homogêneas, são classificadas em função do estado físico 
em sólidas, líquidas ou gasosas. Para uma mistura binária, a substância presente em 
maior quantidade é denominada solvente e aquela em menor quantidade é considerada o 
soluto. Quando uma solução apresenta a capacidade de conduzir a eletricidade é 
classificada como eletrolítica ou iônica e quando a solução não conduz eletricidade é 
denominada não eletrolítica ou molecular. Como exemplo do primeiro caso, considere a 
dissolução de cloreto de sódio em água, em que os íons Na
+
(aq) e Cl
-
(aq) são os 
responsáveis pela condução de eletricidade. Por outro lado, quando dissolvemos açúcar 
de cana (sacarose = C12H22O11) em água, a solução não é capaz de conduzir 
eletricidade, pois as moléculas dissolvidas não apresentam cargas. 
 A razão entre a massa do soluto, que é a espécie ativa