Apostila de Aulas praticas

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UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ 
Campus Niterói 
 
 
 
 
Apostila de aulas práticas de Química Geral 
Elaborada por: Profª Marilza Sampaio Aguilar 
(Revisada por Prof. Guilherme Bretz Lopes e Profa. Rafaela Landeiro) 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Guilherme Bretz Lopes 
 
 
 
 
 
 
2018.1 
Apostila aulas práticas de Química Geral 2 
 
 
Sumário 
 
 Página 
Normas de Segurança ....................................................................................... 3 
Equipamentos e Aparelhagens ........................................................................ .. 4 
PRÁTICAS 
1. Técnicas de medidas de massa, volume, temperatura. Cálculo de densidade... 8 
2. Configuração eletrônica e periodicidade..................................................... 12 
3. Ligação química......................................................................................... 15 
4. Polaridade molecular: solubilidade e miscibilidade ..................................... 18 
5. Teor do álcool na gasolina.......................................................................... 20 
6. Cálculos químicos...................................................................................... 22 
7. Preparo de soluções................................................................................... 24 
8. Cinética: fatores que influenciam a velocidade das reações........................ 27 
9. Termodinâmica: exemplos de reações exotérmicas e endotérmica... .......... 29 
10. Transferência Eletrônica ......................................................................... ... 31 
11. Pilhas Eletroquímicas ................................................................................ 33 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 3 
 
Normas de segurança para aulas no laboratório de Química 
As técnicas e normas de segurança no laboratório de química têm como objetivo a preservação 
e defesa da saúde individual e coletiva das pessoas, a conservação dos equipamentos de 
laboratório e de suas dependências e a criação de condições propícias para obtenção de 
resultados corretos e dignos de segurança. 
 
 Antes do início de cada experiência é necessário ler com atenção a prática a ser 
executada; 
 Durante o trabalho, atenção e cuidados não devem ser negligenciados; 
 Manter sempre limpa a aparelhagem e a mesa de trabalho; 
 Não é permitido fumar, beber, comer ou manter alimentos no laboratório; 
 É proibido o uso de lentes de contato nas aulas de laboratório de química; 
 É proibido pipetar qualquer produto com a boca; 
 É proibido correr ou fazer brincadeiras com materiais; 
 É proibido levar as mãos aos olhos quando manusear produtos químicos; 
 É proibido testar amostras ou reagentes pelo odor ou sabor; 
 É obrigatório o uso do guarda-pó abotoado, branco, de algodão, tendo em vista que fibras 
sintéticas são infamáveis; 
 É obrigatório o uso de calça comprida e sapato fechado; 
 Vidrarias danificadas não devem ser utilizadas, favor informar aos técnicos; 
 O uso de óculos de segurança é obrigatório na manipulação de produtos químicos, sempre 
que as instruções de trabalho recomendarem; 
 Nos trabalhos em que se exige o emprego de pressão reduzida (frasco de Dewar, 
dessecadores a vácuo, destilação a vácuo etc.) ou de metais alcalinos, é obrigatório o uso 
de vidrarias adequadas, luvas e óculos; 
 Caso ocorra algum acidente com mercúrio, por derramamento, procure imediatamente o 
técnico do laboratório; 
 O manuseio de gases venenosos ou irritantes deve ser feito na capela; 
 Evitar derramamentos, caso ocorram, procure imediatamente o técnico do laboratório; 
 Ao final de cada experiência, todo o material que foi utilizado deverá ser devolvido nas 
mesmas condições que foi recebido; 
 Nunca trabalhe sozinho no laboratório. Em caso de acidente, procure socorro imediato, com 
o professor ou técnico do laboratório; 
 Trabalhe com substâncias inócuas como se fossem tóxicas. Em hipótese alguma deve-se 
descartar material químico nas pias, pois o meio ambiente poderá ser atingido; 
 Para descarte de material químico é obrigatório chamar o técnico do laboratório; 
 É proibido permanecer com cabelos soltos no laboratório; e 
 Lavar cuidadosamente as mãos, com bastante água e sabão, após o término da aula. 
 
Notas: 
✓ Qualquer dano causado pelo aluno, de forma proposital, aos equipamentos/materiais do 
laboratório será cobrado pelo valor integral correspondente a um produto novo. 
✓ Tanto o professor quanto os técnicos possuem autoridade para impedir a entrada ou 
solicitar que o aluno se retire do laboratório, caso não atenda às NORMAS supracitadas 
✓ Caberá ao professor ou técnico relatar à Coordenação Acadêmica qualquer transgressão 
às presentes NORMAS, para que sejam tomadas as devidas providências. 
 
Nenhum aluno poderá assistir às aulas sem antes atestar ciência das presentes NORMAS 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 4 
 
EQUIPAMENTOS E APARELHAGENS 
 
A seguir são apresentados alguns equipamentos e aparelhagens que são utilizados durante as 
aulas práticas. 
 
 
1 – Balão Volumétrico: 
É um balão de fundo chato e gargalo comprido, 
calibrado para conter determinado volume de 
líquido, que é indicado por um traço de referência 
presente no gargalo. Ao ajustar o volume, a 
tangente inferior do menisco deve coincidir com o 
traço de referência. É utilizado no preparo de 
soluções. Não deve ser aquecido. 
 
 
2 – Béquer: 
Copo de vidro de tamanho variado utilizado para 
aquecer e cristalizar substâncias, recolher 
filtrados, misturar reagentes, transferência de 
líquidos, realizar reações químicas, entre outras 
aplicações. Pode ser aquecido diretamente com o 
uso de tripé e tela de amianto, em banho–maria ou 
banho de óleo. 
 
3 – Termômetro de Mercúrio: 
É um utilizado para medir a temperatura de 
líquidos, possuindo ampla faixa de medidas que 
pode variar de temperaturas positivas a negativas. 
 
 
4 – Erlenmeyer: 
Recipiente de vidro utilizado principalmente em 
titulações, devido a sua forma que facilita a 
agitação sem que ocorra perda do líquido. 
Também pode ser utilizado para a realização de 
reações químicas, mistura de reagentes, 
transferência de líquidos. Pode ser aquecido sobre 
tripé com tela de amianto. 
 
 
 
5 – Estante: 
Suporte de vários tamanhos para tubos de ensaio. 
 
 
 
 
 
 
6 – Tubos de Ensaio: 
Tubo cilíndrico utilizado, principalmente, na 
execução de reações simples. Pode ser aquecido 
diretamente no Bico de Bunsen. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 5 
 
7 – Suporte Universal: 
Suporte metálico utilizado na montagem de 
aparelhagens mais complexas, tais como 
aparelhagens para filtração e destilação. 
 
 
 
 
 
8 – Anel ou Garra: 
Suporte para funil, tubo em U, destiladores e etc. 
 
9 – Funil de Vidro: 
É utilizado para filtração e para transferência de 
líquidos. Na filtração adapta-se ao funil um papel 
de filtro, algodão ou algodão de vidro. Para 
aumentar a velocidade da filtração deve 
apresentar colo longo. 
 
10 – Pinça de madeira: 
Usada para prender o tubo de ensaio durante o 
aquecimento. 
 
 
 
11 – Proveta: 
Recipiente de vidro ou plástico utilizado para medir 
ou transferir volumes de líquidos sem grande 
precisão. Não deve ser aquecida. 
 
 
 
 
 
 
12 – Frascos para Reagentes: 
São frasco nos quais se estocam soluções. 
Existem em diversos tamanhos. Podem ser de 
vidro ou de plástico, âmbar ou incolor. 
Nos frascos âmbar são colocadas as soluções que 
são sensíveis à luz. 
 
 
13 – Bicode Bunsen: 
E um bico de gás especialmente construído para 
uso em laboratório. O gás chega ao bico através 
de um tubo de borracha ligado a uma torneira 
existente na bancada do laboratório. O ar entra 
através de orifícios distribuídos em torno de um 
anel que existe na base do bico. O ar e o gás se 
misturam no tubo e a quantidade de ambos pode 
ser regulada manualmente. 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 6 
 
14 – Pipeta Volumétrica: 
E utilizada na medição precisa de volumes de 
líquidos. Possui na parte superior uma marca que 
indica ate onde devemos preencher a pipeta para 
obter o volume exato. Apresenta maior precisão 
que a pipeta graduada. 
 
 
15 – Pipeta Graduada: 
É um tubo de vidro alongado que serve para 
efetuar medições de volumes líquidos com boa 
precisão. 
 
 
 
16 – Frasco Lavador ou Pissete: 
Este dispositivo pode ser utilizado para completar 
o volume exato de líquido em um balão 
volumétrico, para lavagem de precipitados e para 
carrear precipitados. De uma forma geral contém 
água destilada, mas pode conter álcool etílico, 
acetona, solução de bicarbonato de sódio e etc. 
 
 
 
17 – Vidro de Relógio: 
É utilizado na pesagem direta de reagentes. 
 
 
 
 
 
 
18 – Tripé: 
É o suporte da tela de amianto. 
 
 
 
 
 
19 – Tela de Amianto: 
Tem a propriedade de moderar o aquecimento 
evitando a quebra de frascos de vidro que não 
suportam o aquecimento direto. Também pode ser 
utilizada simplesmente como suporte para 
vidrarias. 
 
20 – Balança Analítica: 
É um instrumento de pesagem capaz de pesar 
uma massa com uma precisão de até 0,0001 mg. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 7 
 
21 – Pera pipetadora: 
Acoplado a uma pipeta, ajuda a sugar e expelir os 
líquidos de dentro da pipeta. 
 
22 – Agitador magnético com aquecimento: 
Utilizado para a agitação de misturas, tendo por 
base um sistema eletromagnético, podendo 
aquecer as misturas. 
 
23 – Cadinho de porcelana: 
Usado para aquecimento e fusão de sólidos a 
altas temperaturas. 
 
24 – Cápsula de porcelana: 
Usada para a concentração e secagem de 
soluções. 
 
 
 
25 – Bastão de vidro: 
E usado na agitação manual de soluções. 
Também pode ser usado para fazer transferência 
de pequenas quantidades de material solido ou 
triturar pequenas amostras. Pode ser fabricado em 
vidro borosilicato, vidro neutro, plástico 
polipropileno ou teflon. 
 
26 – Almofariz e pistilo: 
Também chamado de Gral e pistilo, é usado para 
a trituração e pulverização de sólidos. 
 
27 – Espátula: 
Usado para a transferência de substâncias sólidas 
de frascos para outros recipientes e para 
pesagens. 
 
28 – Pinça tenaz: 
Usada para manipular objetos quentes, como 
cadinho de porcelana. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 8 
 
Técnicas de medidas de massa, volume e temperatura 
 
MEDIDAS E VOLUMES - ERROS MAIS COMUNS 
Para realizar a leitura de volume de uma solução líquida deve-se obedecer à posição do 
menisco. Dessa forma determina-se com precisão a leitura de volume de qualquer que 
seja a solução líquida. 
Erros mais comuns: 
1. Leitura da graduação volumétrica obtida pela parte superior do menisco. 
2. Medição de volume de soluções quentes. 
3. Uso de instrumento inadequado para medir volumes. 
4. Uso de instrumento molhado ou sujo. 
5. Formação de bolhas nos recipientes. 
6. Controle indevido da velocidade de escoamento. 
7. Erro de paralaxe. 
 
 
 As análises volumétricas que utilizam os aparelhos proveta, pipeta, bureta, entre outros, 
necessitam de uma atenção especial na hora de definir o menisco. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 9 
 
A curva que se forma na superfície do líquido assume o que chamamos de menisco. 
 
Exemplos de tipo de meniscos: 
 
 
1ª PARTE: Técnicas de medidas de massa, volume e temperatura. 
 
1.1 – Medida de massa: 
Com uma balança analítica, faça a medida da massa de alguns objetos fornecidos pelo 
professor e observe a capacidade e precisão da balança. 
1.2 – Medida de temperatura 
Coloque cerca de 50 mL de água em um béquer e aqueça em banho-maria até 
aproximadamente 60°C. Meça a temperatura exata com o termômetro. Retire o béquer do 
banho-maria. 
 
1.3 – Medida de volume 
Com uma pipeta de 5 mL e uma pera pipetadora, transfira 5 mL de água destilada (temperatura 
ambiente) para o béquer do item anterior, misture e meça novamente a temperatura. 
 
1.4 – Comparações de medidas de volumes 
Verifique a medida de 50 mL de água destilada (temperatura ambiente) nas seguintes vidrarias: 
béquer, proveta e pipeta. 
Com auxílio de uma pipeta de 10 mL e uma pera pipetadora, transfira 50 mL de água destilada 
para um béquer. Da mesma forma, com auxílio da pipeta, transfira 50 mL de água destilada 
para uma proveta. 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 10 
 
1. Determinação da Densidade 
 
OBJETIVO: 
Determinar a densidade de diferentes materiais e comparar com valores tabelados. 
INTRODUÇÃO: 
 
A densidade de uma substância é a razão da sua massa por unidade de volume; ela 
pode ser obtida, matematicamente, pela divisão entre esses dois valores de acordo com a 
Equação 1. 
v
m
ρ 
 (Equação 1) 
onde ρ (lê-se rô) é a densidade, m é a massa e v é o volume. Esta razão é constante a uma 
dada temperatura. As unidades de densidade mais empregadas são g/mL ou g/cm3. A 
temperatura deve ser mencionada, uma vez que o volume da substância varia com a 
temperatura e, consequentemente, a densidade também. 
 A densidade relativa (d) de uma substância é a razão da densidade de uma substância 
A, em relação à densidade de um material de referência (ρo), como por exemplo, a água, e 
pode ser obtida, matematicamente, de acordo com a Equação 2. 
o
A
água A,
ρ
ρ
d 
 (Equação 2) 
 x100teórico valor
alexperiment valor - teórico valor
% Erro 
 (Equação 3) 
 
Lembrete: 1 mL = 1 cm3. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
Densidade 1 
Determinar a densidade de um objeto sólido. Em nosso caso, vamos utilizar um pequeno 
cilindro de ferro. Assim, vamos determinar a densidade do ferro. 
1 – Pesar a peça de ferro. Anotar massa: m1 = _______ g 
2 – Determinar o volume da peça. Para isso, coloque 40 mL de água numa proveta e coloque, 
cuidadosamente, o cilindro na proveta. Observe que o volume de água deslocado representa o 
volume do cilindro. O volume do cilindro pode ser calculado pela fórmula: Vpeça = Vfinal – 40 mL. 
Vpeça = ____ mL. 
3 – Calcule a densidade do ferro pela equação (1) e o erro percentual pela equação 3. 
Apostila aulas práticas de Química Geral 11 
 
Densidade 2 
Determinar a densidade de um líquido. 
1 – Pesar uma proveta de 50 mL vazia. Anotar a sua massa: m2 = ________ g. 
2 – Colocar na proveta 50 mL de álcool etílico hidratado 96%. 
3 – Pesar a proveta com o álcool etílico. Anotar a massa: m3 = ________ g 
4 – Calcule a massa da amostra pela diferença de massas: m4 = m3 – m2. 
 m4 = __________ - ___________ = ____________ g 
onde m4 é a massa dos 50 mL de álcool etílico. 
5 – Calcule a densidade do álcool pela equação (1) e o erro percentual pela equação (3). 
 
Obs.: Pesquise, na literatura, as densidades teóricas das substâncias ferro e álcool etílico 
hidratado e compare com os valores calculados experimentalmente. No item Resultados e 
Discussão comente sobre a precisão dos métodos utilizados e o cálculo o erro percentual.Apostila aulas práticas de Química Geral 12 
 
2. CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E PERIODICIDADE 
 
 
OBJETIVOS: 
Observar a cor da chama associada à presença de elementos químicos metálicos constantes 
em sais. Identificar esses elementos pelo teste de chama. 
Estudar a reatividade dos metais, verificando a ocorrência ou não da reação proposta nos 
experimentos. 
 
INTRODUÇÃO 
 
I- Identificação de elementos químicos pelo teste de chama 
 
O teste de chama é um procedimento utilizado em Química para detectar a presença de 
alguns íons metálicos, tendo como base o espectro de emissão característico de cada 
elemento. O teste envolve a introdução da amostra em uma chama e a observação da cor 
resultante. As amostras geralmente são manuseadas com um fio de platina previamente limpo 
com ácido clorídrico para retirar resíduos de analitos anteriores. 
O teste de chama é baseado no fato de que, quando uma certa quantidade de energia é 
fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), 
alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível 
de energia mais elevado e produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um 
desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida 
anteriormente em forma de radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento de 
onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única 
para cada elemento. 
A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do 
espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é 
possível identificar a presença de certos elementos em uma amostra devido à cor característica 
que eles emitem quando aquecidos numa chama (Tabela 2.1). 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 13 
 
 
Tabela 2.1. Cor de referência para elementos químicos metálicos 
Elemento químico Cor da chama 
Sódio Amarelo 
Potássio Violeta 
Sódio + Potássio Amarelo – Laranja 
Cálcio Vermelho – tijolo 
Bário Verde – limão 
Cobre Verde 
Magnésio Branco 
Chumbo Azul – Branco 
Estrôncio Vermelho carmim 
 
II. Reatividade dos metais 
 
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e 
aparecem no início da fila de reatividade. Os metais menos reativos, com menor 
tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os 
menos reativos espontaneamente, estabelecendo, assim, as reações espontâneas. 
Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal 
mais reativo, constitui-se uma reação não espontânea. 
 
 Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au 
 
Maior reatividade 
 
A fila de reatividade dos metais determina a ordem decrescente de sua reatividade e, 
para que se possa afirmar se uma reação ocorre ou não, basta comparar a força reativa do 
metal e do íon metálico. Se o metal for mais reativo que o íon metálico, a reação ocorrerá 
espontaneamente. 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Vidro de relógio, alça de platina, béquer e tubo de ensaio. 
 
REAGENTES: 
Cloreto de sódio, cloreto de potássio, cloreto de bário, cloreto de cálcio e sulfato de 
cobre. 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 14 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1- Teste de chama 
a) Coloque uma pequena porção de cada um dos sais da Tabela 2.2 em um vidro de relógio, 
devidamente identificada. 
b) Aqueça a argola metálica do fio no cone superior da chama do bico de Bunsen. Se 
apresentar coloração, é porque a argola está suja. Se assim for, mergulhe a mesma na solução 
de HCl concentrado, e leve de novo à chama. Havendo necessidade, repita esse procedimento 
até não haver coloração. 
c) Mergulhe a argola na substância, "agarrando" a substância que adere à argola. 
d) Leve a argola à chama, observe e registre a cor. 
e) Proceda como nos itens b, c e d para as substâncias restantes 
g) Compare as cores das chamas obtidas com as da tabela de referência (Tabela 2.1). 
i) Coloque numa cápsula uma pequena porção da mistura de cloreto de sódio e cloreto de 
potássio. 
j) Proceda como nos itens b, c e d para esta mistura. 
k) Observe a coloração da chama e registre. 
l) Compare a cor da chama obtida com a tabelada. 
m) Preencha a Tabela 2.2 
Tabela 2.2. Registro da cor da chama das amostras e identificação dos elementos metálicos 
 
Amostra Cor da chama Elemento metálico 
Cloreto de sódio 
Cloreto de potássio 
Cloreto de bário 
Cloreto de cálcio 
Sulfato de cobre 
 
 
2- Reatividade dos metais: Reação de Metais com Ácidos 
a) Adicione HCl 10 % em 3 tubos de ensaio até 1/3 do volume de cada um. 
b) A cada um dos cinco tubos, adicione aparas de zinco, ferro e cobre respectivamente. Espere 
alguns minutos e observe se ocorreram reações. 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 15 
 
3. LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
OBJETIVO: Estudar ligações iônicas e covalentes. Verificar o caráter iônico-covalente das 
ligações químicas. 
 
Introdução: 
 
A ocorrência de ligações químicas gera sistemas mais estáveis, em especial compostos 
iônicos ou covalentes. O que determina a formação de um composto iônico ou covalente é, 
principalmente, o número de elétrons da camada de valência dos átomos envolvidos na 
ligação. 
De um modo geral, as ligações químicas são classificadas em iônicas, covalentes ou 
metálicas. Nesta prática será feito um estudo das ligações iônicas e covalentes. 
 
I- Ligações Iônicas 
 Nas ligações iônicas, forças eletrostáticas atraem íons com cargas opostas. Elas 
ocorrem entre metais e não-metais ou entre o hidrogênio e um metal. Como as forças 
eletrostáticas são muito fortes, os compostos iônicos são sólidos e possuem alto ponto de 
fusão. 
 Os compostos iônicos não são moléculas. Na realidade são aglomerados de íons 
distribuídos de forma regular e fortemente ligados entre si num retículo cristalino. 
 Em estado sólido, os compostos iônicos não são bons condutores de eletricidade, 
porém, no estado líquido ou em solução aquosa são bons condutores, uma vez que os íons 
podem se deslocar sob ação de um campo elétrico. 
 
II- Ligações Covalentes 
 A ligação covalente ocorre quando dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e 
perder elétrons. Nessas condições, a transferência total de um elétron não acontece. Em vez 
disso, ocorre um compartilhamento de elétrons entre os átomos. Este tipo de ligação ocorre, 
em geral, entre não-metais ou entre não-metais e o hidrogênio. 
 Os compostos covalentes podem ser gases, líquidos ou sólidos, tendo este, em geral, 
baixo ponto de fusão. 
 Alguns compostos covalentes não se transformam em íons quando dissolvidos em água 
(não-eletrólitos), mas outros (como o HCl, por exemplo) se ioniziam em solução produzindo 
íons, e assim formando soluções que conduzem eletricidade (eletrólitos). Dependendo do grau 
de ionização das substâncias, é possível ter eletrólitos fortes ou fracos. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 16 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Cadinho de porcelana, béquer, espátula, chapa de aquecimento 
 
REAGENTES: 
Cloreto de sódio, sacarose, solução de HCl 0,1M, iodo, etanol, solução de ácido acético 
4% 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
Experimento 1- Ponto de fusão 
a) Coloque aproximadamente uma medida de espátula de sacarose em um cadinho de 
porcelana e aqueça em chapa de aquecimento, observando o tempo necessário para que 
ocorra a fusão. 
b) Concomitantemente, coloque aproximadamente a mesma quantidade de cloretode sódio em 
um cadinho de porcelana e aqueça pelo mesmo período de tempo e temperatura, observando 
o que acontece. 
 
Experimento 2- Condutividade elétrica 
 
Teste a condutividade elétrica usando um dispositivo simples, constituído por dois 
eletrodos ligados em série, com uma lâmpada, cujos terminais, por sua vez, são ligados a um 
gerador de corrente (nesse caso, a tomada da parede) de acordo com a Figura 3.1. 
 
 
 
 
Figura 3.1. Dispositivo simples para teste de condutividade elétrica 
Quando se coloca o material entre os eletrodos ou quando eles são mergulhados num 
líquido, fechando o circuito, se houver passagem de corrente, a lâmpada se acenderá e a 
intensidade da luz obtida poderá lhe dar uma ideia de sua alta ou baixa condutividade (do 
material, da solução ou do líquido puro). Anote os resultados na Tabela 3.1: 
a) imerja nas substâncias da Tabela 3.1 as pontas desencapadas dos fios de um aparelho para 
verificar a condutividade elétrica (ligado à corrente elétrica) e anotar na mesma tabela se a 
lâmpada acende ou não. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 17 
 
Obs. Utilize uma medida de espátula, no caso de substâncias sólidas, e cerca de 10mL de 
cada solução. 
 
Tabela 3.1. Resultados dos testes de condutividade elétrica com diferentes substâncias 
Substância Acende Não acende Justificativa 
Água destilada 
Água + solução de HCl 0,1M 
Água + álcool 
Sacarose sólida 
Solução aquosa de sacarose 
Cloreto de sódio sólido 
Solução aquosa de cloreto de 
sódio 
 
I2 sólido 
Solução etanólica de I2 
Solução de ácido acético 4% 
 
Para cada teste, a justificativa deve ser feita em relação ao tipo de ligação química das 
substâncias envolvidas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 18 
 
4. POLARIDADE MOLECULAR: SOLUBILIDADE E MISCIBILIDADE 
 
 
1) Objetivos 
Estudar a polaridade de diferentes substâncias a partir da solubilidade e da miscibilidade das 
mesmas. 
 
2) Introdução 
 
 
3) Materiais e reagentes 
• Tubos de ensaio 
• Estante (suporte) para tubos de ensaio 
• Pipetas Pasteur 
• Bécheres de 50 mL 
• Espátulas 
• Água destilada 
• I2 
• NaCl 
• Álcool etílico 
• Acetona 
• Óleo mineral 
• Gasolina 
• Sacarose 
 
4) Procedimento experimental 
 
1- Solubilidade 
Experimento 1: Variação da solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes 
a) Enumere dois tubos de ensaio. Coloque uma ponta de espátula de cloreto de sódio em cada 
um e adicione 2 mL de água destilada e etanol respectivamente. Agite, observe a solubilidade 
e anote o resultado na Tabela 4.1. 
b) Repita o procedimento descrito no item a utilizando sacarose e iodo no lugar do cloreto de 
sódio. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 19 
 
Tabela 4.1. Solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes 
Soluto / 
Solvente 
NaCl Sacarose Iodo 
Água 
Álcool etílico 
 
2- Miscibilidade 
Prepare 8 tubos de ensaio com as misturas abaixo. Agite e depois deixe em repouso. 
Anote as observações. 
CUIDADO! Etanol, acetona e gasolina são inflamáveis. Portanto, não trabalhe próximo a 
chamas. 
a) 5 mL de água + 2 mL de etanol 
b) 5 mL de água + 2 mL de acetona 
c) 5 mL de água + 2 mL de gasolina 
d) 5 mL de água + 2 mL de óleo mineral 
e) 5 mL de etanol + 2 mL de acetona 
f) 5 mL de etanol + 2 mL de óleo mineral 
g) 5 mL de acetona + 2 mL de gasolina 
h) 5 mL de acetona + 2 mL de óleo mineral 
 
5) Discussão: Discuta os resultados sobre solubilidade e miscibilidade das misturas em 
relação à fórmula química e à polaridade apresentada por cada substância. 
 
6) Referências Bibliográficas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 20 
 
5. TEOR DE ÁLCOOL NA GASOLINA 
 
 OBJETIVOS 
Determinar a densidade da gasolina; 
Verificar o teor de álcool na gasolina. 
Verificar se o teor de álcool encontrado está dentro das normas técnicas. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
• Proveta 
• Bastão de vidro 
• Balão volumétrico 
• Balança analítica 
• Béquer 
• Água destilada 
• Cloreto de sódio (NaCl) 
• Espátula 
• Gasolina A 
• Gasolina B 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Determinação da densidade da gasolina 
• Pese a proveta vazia. Anote a massa correspondente. 
• Coloque 50 mL de gasolina na proveta. 
• Pese a proveta com gasolina. Anote a massa correspondente. 
• Calcule a massa referente aos 50 mL de gasolina. 
• Calcule a densidade da gasolina. 
Determinação do teor de álcool na gasolina 
• Prepare uma solução 10% m/v de NaCl. 
• Adicione à proveta com gasolina do experimento anterior 50 mL da solução de NaCl 
preparada. 
• Com auxílio de um bastão de vidro misture bem as fases formadas na proveta. 
• Deixe em repouso por 15 minutos e faça a leitura de ambas as fases. 
• Denominar o volume da fase aquosa de V’. 
• Calcular V” subtraindo de V’ o valor de 50 mL. Isto é, V” = V’ - 50 
V” corresponderá à quantidade de álcool presente em 50 mL da amostra de gasolina. 
• Calcule o percentual de álcool na gasolina, através da seguinte relação: 
50 mL — 100% 
V" — x % 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 21 
 
Temas para discussão no relatório: 
1) Calcule a densidade da amostra de gasolina utilizada e compare com valor tabelado; 
2) Calcule a porcentagem de álcool v/v (volume/volume) na amostra; 
3) Verifique se o valor encontrado está dentro dos limites estabelecidos pela ANP 
(Agência Nacional do Petróleo, Gás Natural e Biocombustíveis) 
4) Compare o método utilizado nesta prática com o método da ANP. Comente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 22 
 
 
6. CÁLCULOS QUÍMICOS 
 
Título: DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO DE COBRE 
 
Objetivo: 
Determinar experimentalmente, através do aquecimento, o número de moléculas de água na 
molécula de CuSO4.nH2O. 
 
Introdução: 
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes 
compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida. 
Cada um desses compostos contém um número constante de moles de água combinados com 
1 mol de substância anidra. 
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas de água que hidratam o sulfato de 
cobre. Obtêm-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, 
retirando a água e pesando depois o sal anidro. 
 
 X .(H2O)Y  X + YH2O 
 sal hidratado sal anidro 
 
O aquecimento não deve ultrapassar os 230oC , pois à temperatura mais elevada pode ocorrer 
uma reação secundária indesejável, ou seja, o aparecimento de um sal cinzento: 
Cu2(OH)2SO4. 
Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação da 
água, e consequentemente, o fim do aquecimento. 
 
Material necessário: 
 1 cápsula de porcelana, almofariz e pistilo, pinça de madeira, tripé e tela de amianto. 
 
Reagentes: 
 CuSO4.nH2O (sulfato de cobre n hidratado). 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Tarar a balança e pesar uma cápsula de porcelana limpo. Anotar a massa: 
 
m1 = ____________________ g 
 
2. Colocar na cápsula 1,0 - 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau (ou 
almofariz). Pesar novamente e anotar a massa: 
 
m2 = ____________________ g 
 
A diferença entre asduas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado (antes de retirada 
da água). 
 
m3 = m2 - m1 = ____________ - ___________ = __________ g 
 
3. Colocar a cápsula com a substância sobre o tripé com a tela de amianto. 
4. Aquecer a cápsula cuidadosamente até que a substância se torne branca. 
Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC. 
5. Transferir a cápsula, com a pinça de madeira para a bancada. 
6. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. Anotar a massa. 
 
m4 = ____________________ g 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 23 
 
 
Cálculos: 
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g) 
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1 
 
m5 = ______________ - ______________ = __________________ g 
 
Número de mols de CuSO4 = n1, 
 
n1 = m5/M1 
 
Onde: M1 = massa molar do CuSO4 
 
n1 = ______________ / ______________ = ____________________ mols. 
 
Massa de água = m6 = m3 - m5 
 
m6 = ______________ - ______________ = __________________ g 
 
Número de mols de H2O = n2, 
 
n2 = m6/M2 
 
Onde: M2 = massa molar da água 
 
n2 = ______________ / ______________ = ____________________ mols. 
 
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre = X 
 
n2 n1 
 
X 1 mol 
 
 
X mols = (n2x1)/n1 = ________ / ______ = ________ mols 
 
Dados: 
Massas Atômicas: Cu = 63,5u H = 1u S = 32u O = 16u. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 24 
 
7. PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
OBJETIVO: Aprender a preparar diferentes tipos de soluções de uso comum em laboratório. 
 
INTRODUÇÃO 
 A química em soluções é amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse sentido, 
o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância, tendo em vista que 
grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não aquosa. 
Uma solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que podem ser 
iônicas ou moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As outras substâncias 
são chamadas de solutos. 
 Os principais conceitos que envolvem as soluções são: 
- Soluto: componente minoritário na mistura. 
- Solvente: componente majoritário na mistura; substância que dissolve o soluto e que dá 
corpo à solução. O solvente universal utilizado em química é a água. 
- Concentração: é a quantidade de soluto existente em um determinado volume ou massa de 
solução. A concentração pode ser expressa de várias maneiras, sendo as mais comuns: 
I – Concentração (C) comum 
V
m
C 
 (Equação 7.1) 
Esta notação é usada para indicar a massa de soluto (m) em gramas por volume de 
solução (V) em litros. É expressa em g.L-1. 
II – Concentrações percentuais (% m/m ou % m/v) 
Existem dois tipos: volumétrica e ponderal. 
II.1 - Percentual volumétrica (% m/v): é aquela que encerra determinada massa de soluto 
(msoluto) em gramas por 100 mL de solução (Vsolução= 100 mL). 
solução
soluto
V
m
m/v % 
x 100 (Equação 7.2) 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 25 
 
II.2 - Percentual ponderal (% m/m): é aquela que encerra determinada massa de soluto (msoluto) 
em gramas por 100 g de solução (msolução = 100g). 
solução
soluto
m
m
m/m % 
 x 100 (Equação 7.3) 
 
III – Molaridade (M) 
V
n
M 
 (Equação 7.4) 
Esta notação é usada para indicar o número de mols do soluto (n) por volume de 
solução (V) em litros e é expressa em mol.L-1. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Experimento 1 – Soluções molares 
Experimento 1.1 – Preparar 100 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) a 3 
mol . L-1. 
a) Calcule a massa do soluto. 
b) Pese o soluto em um vidro de relógio. 
c) Transfira o soluto para um béquer. 
d) Dissolva o soluto, com o auxílio do bastão de vidro, em aproximadamente metade do volume 
da solução a ser preparada. 
e) Transfira a mistura para o balão volumétrico, com o auxílio de um funil de vidro. 
f) Complete o volume da solução observando a regra do menisco e homogeneizar. 
g) Transfira a solução preparada para um recipiente adequado. 
h) Rotule a solução final incluindo todas as especificações importantes como sua fórmula 
química, concentração, nome do responsável e data. 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 26 
 
Experimento 2 – Soluções percentuais 
Experimento 2.1 - Preparar 100 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 5 
% m/v. 
- Repita o procedimento realizado no Experimento 1. 
 
Experimento 3 – Preparo de soluções a partir de diluição. 
Experimento 3.1: A partir da solução preparada do Experimento 2.1, prepare uma solução 1 % 
m/v de NaOH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 27 
 
8. CINÉTICA QUÍMICA 
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVO 
Verificar a influência de catalisador, concentração, área de contato e temperatura na 
velocidade das reações. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
Estante para tubos de ensaio, 9 tubos de ensaio, pipeta volumétrica de 5 mL, chapa de 
aquecimento, termômetro, conta-gotas. 
 
REAGENTES 
Soluções de: permanganato de potássio (KMnO4) 0,005 mol/L; ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol/L 
e 6,0 mol/L; ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L; tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,5%. 
Dióxido de manganês (MnO2); ferro em pó; pregos de ferro; nitrato de sódio (NaNO3); zinco em 
pó. 
 
INTRODUÇÃO 
A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou 
um produto é formado. 
Muitos fatores influenciam na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a 
concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de 
contato entre os reagentes. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Efeito da temperatura: 
 Em três tubos de ensaio colocar cerca de 5 mL de solução de permanganato de 
potássio (KMnO4) 0,005 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um prego pequeno 
novo. 
a) 1o tubo: deixar à temperatura ambiente. 
b) 2o tubo: aquecer à 40-50oC, em banho-maria. 
c) 3o tubo: aquecer diretamente na chama (CUIDADO!!! Peça orientação ao seu 
professor!!!). 
Anotar as observações. Explique o que ocorreu. 
 
2. Efeito da concentração: 
Em dois tubos de ensaio colocar 5,0 mL de solução 0,5% de tiossulfato de sódio (Na2S2O3). A 
um dos tubos adicionar 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 ml de HCl 0,6 
mol/L. 
O que ocorre? 
Equação química da reação: 
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 28 
 
3. Efeito do catalisador: 
 
a) Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida, 
adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Tente equacionar a reação química 
em questão. 
b) Em dois tubos de ensaio colocar um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 
mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a liberação de gás hidrogênio (H2), juntar 2 
gotas de KMnO4 0,005 mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicionar um pequeno 
cristal de nitrato de sódio (NaNO3). 
 
Observar o que sucede. Junto ao seu professor, questione como funciona o mecanismo dessa 
CATÁLISE. 
Equações químicas: 
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) 
 
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) +K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
4. Superfície de contato: 
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos 
tubos adicionar 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitar os tubos de 
ensaio e comparar os tempos de reação. 
 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 29 
 
9. TERMODINÂMICA 
Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas 
 
 
OBJETIVO: 
 
O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas 
(reações que liberam calor) e reações endotérmicas (reações que absorvem calor). 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção 
de calor, durante uma transformação química. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
4 tubos de ensaio, estante para tubos, conta-gotas, proveta, papel alumínio, espátulas, 
balança, béquers, pinça de madeira e pissete com água destilada. 
 
REAGENTES: 
H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado, I2 (s) (iodo), Zn (s) (zinco), NaHCO3 (s) (bicarbonato 
de sódio), solução de HCl 1:1 (v/v) (ácido clorídrico), NH4Cl (s) (cloreto de amônio). 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1ª EXPERIÊNCIA: 
 
Colocar em um tubo de ensaio 5,0mL de água. Adicionar com o conta-gotas, 
cuidadosamente, 10 gotas de solução de H2SO4 concentrado. Sinta com as pontas dos 
dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
 
H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H3O+ + SO4
–2 
 + Q (calor) 
 
A reação é: ____________________ 
 
 
2ª EXPERIÊNCIA: 
 
Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena 
quantidade de zinco em pó. Adicionar, cuidadosamente com um conta-gotas, 5 gotas de 
H2O. Sinta, cuidadosamente, com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura 
do tubo de ensaio. 
 
 I2 (s) + Zn (s)  ZnI2 (s) + Q (calor) 
 
A reação é: ____________________ 
 
3ª EXPERIÊNCIA: 
 
Colocar em um tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,5 g de NaHCO3 
(bicarbonato de sódio) e adicionar gotas de solução de HCl 1:1 (ácido clorídrico). Sinta 
com as pontas dos dedos o que acontece com a temperatura do tubo. 
 
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
 
A reação é: ______________________ 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 30 
 
4ª EXPERIÊNCIA: 
 
 
Colocar em um tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,5 g de Ba(OH)2 (hidróxido 
de bário) e adicionar gotas de solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. Sinta com as 
pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
 
 Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 
 
 
A reação é: ______________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 31 
 
10. TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA 
 
 
OBJETIVO: 
 
 Identificar, experimentalmente, reações espontâneas de oxirredução em que 
ocorrem transferências eletrônicas entre metais. 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 A transferência eletrônica baseia-se no princípio de OXIRREDUÇÃO, onde 
OXIDAÇÃO é a perda de elétrons por um átomo e REDUÇÃO é o ganho de elétrons por 
um átomo. 
As reações de oxirredução estão entre as reações químicas mais comuns e 
importantes. Elas estão envolvidas em uma grande variedade de processos importantes 
incluindo a ferrugem do ferro, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos 
animais. 
 Para átomos metálicos a perda e ganho de elétrons é medida pelo potencial 
elétrico “E°” que é medido em Volts. Todo o átomo que perde e ganha elétrons tem seu 
“E°”. Chama-se Transferência Eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em 
contato, pelo menos dois metais diferentes, em que se observa que o metal de menor E° 
de redução transfere elétrons para o metal (íon metálico) de maior E° de redução. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
 
Béquer 50mL (3) e Bombril. 
 
REAGENTES: 
 
Soluções: ZnSO4 1M, CuSO4 1M, Pb(NO3)2 1M, AgNO3 0,1M. 
Placas metálicas: Zn, Cu e Pb. Fio de cobre. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1. Separe lâminas de cobre (Cu), zinco (Zn) e chumbo (Pb). 
2. Limpe as lâminas com um Bombril para retirar a camada já oxidada existente. 
3. Em três Béqueres coloque (cerca de 1/3 do Béquer) solução de sulfato de zinco 
(ZnSO4), sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), respectivamente. 
4. Mergulhe as lâminas nos Bécheres conforme indicado nas figuras da próxima página. 
Aguarde 2 a 3 minutos a reação ocorrer. 
 
ATENÇÃO: Ao passar a lâmina de um Béquer para o outro, lave muito bem a mesma. 
 
 
 
OBSERVE CADA SISTEMA E VERIFIQUE 
SE HOUVE DEPOSIÇÃO DE ÍON METÁLICO NA LÂMINA. 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 32 
 
 
 
 
 
 
 
Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO 3) em Béquer 
e mergulhe cada lâmina durante um minuto. Observe. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 33 
 
11. PILHAS ELETROQUÍMICAS 
 
OBJETIVO: 
Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas montadas 
em laboratório. 
 
INTRODUÇÃO: 
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção ou o 
uso da eletricidade. Reações de oxirredução tanto podem gerar corrente elétrica, como serem 
iniciadas por uma corrente elétrica. As reações que produzem eletricidade são aquelas que 
ocorrem nas pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade 
através de um líquido são as chamadas reações de eletrólise. 
As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, 
mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas. 
Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a variação da 
corrente (d.d.p.) em volts. 
Para que a pilha se mantenha funcionando é necessário colocarmos uma PONTE 
SALINA, que tem a função de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico). 
 
 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Tubo em “U”, Béquer de 50mL (3), multímetro (ou um voltímetro), algodão, lã de aço 
(Bombril). 
 
REAGENTES: 
Soluções: NaCl 3M, ZnSO4 1M, CuSO4 1M, Pb(NO3)2 1M, placas metálicas: Zn, Pb, Cu. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Faça uma Ponte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão. 
(Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.) 
2. Limpe as lâminas a serem usadas com palha de aço. 
3. Monte a pilha abaixo, colocando o voltímetro na escala de 2V (leitura direta). 
Apostila aulas práticas de Química Geral 34 
 
 
 
 
 
 
 
Procure colocar os metais certos no 
Ânodo e Cátodo do voltímetro, caso 
contrário o valor do potencial será 
mostrado como NEGATIVO. 
 
 
 
 
 
Valor Teórico: E° = + 0,34 V – (–0,76 V) = + 1,10V E°red Zn = - 0,76 
Valor Prático: _______________________________ E°red Cu = + 0,34 
 
4. Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a 
anterior: 
 
 
 
 
Valores Teóricos: 
 
Pilha Zn – Pb: E° = – 0,13 V – (–0,76 V) = + 0,63V 
Pilha Cu – Pb: E° = + 0,34 V – (–0,13 V) = + 0,47V