Apostila Experimental II

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CURSO: Bacharelado em Ciência e Tecnologia 
 
UNIDADE CURRICULAR: ICT 34 
 
 
 
 
 
 
 
2014 
 
 
 
 
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CONTEÚDO 
 
COMO ELABORAR UM RELATÓRIO DE UMA ATIVIDADE EXPERIMENTAL .............................................. 3 
EXPERIMENTO 1 SÍNTESE E PURIFICAÇÃO DA ACETANILIDA ................................................................ 5 
EXPERIMENTO 2– SOLUBILIDADE E SOLUÇÃO SUPERSATURADA ......................................................... 11 
EXPERIMENTO 3 – DETERMINAÇÃO DAS CURVAS DE SOLUBILIDADE DE KCl e CuSO4.5H2O ............... 15 
EXPERIMENTO 4 – PREPARO DE SOLUÇÕES A PARTIR DE REAGENTES SÓLIDOS E LÍQUIDOS .............. 18 
EXPERIMENTO 5 PADRONIZAÇAO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH ........................................................ 24 
EXPERIMENTO 6- CINÉTICA- VELOCIDADE DA REAÇÃO ENTRE PERMANGANATO DE POTÁSSIO COM O 
ÍON OXALATO EM MEIO ÁCIDO ............................................................................................................ 28 
EXPERIMENTO 7 - EQUILÍBRIO QUÍMICO – Princípio de Le Chatelier ................................................... 32 
EXPERIMENTO 8 – MEDIDAS DE pH E SOLUÇÃO-TAMPÃO ................................................................... 36 
EXPERIMENTO 9 - REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO ..................................................................................... 40 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
COMO ELABORAR UM RELATÓRIO DE UMA ATIVIDADE 
EXPERIMENTAL 
 
Um relatório deve ser redigido de forma impessoal, no tempo verbal passado, e deve 
indicar com clareza todo o desenvolvimento do trabalho, todas as observações, conclusões e 
críticas. 
Assim, num relatório de uma prática experimental deverão constar as seguintes partes: 
 
 Capa: Uma capa do relatório deve conter as informações necessárias para o leitor saber: 
- Local onde foi realizado o experimento: nome da universidade, nome do departamento ou 
instituto, nome do laboratório; 
- Nome e código da unidade curricular pela qual está sendo realizado o experimento, 
identificação da turma e nome do professor responsável; 
- Título do experimento: deve explicitar o assunto da experiência realizada. 
- Identificação do(s) operador(es): nome do aluno ou dos alunos autores do relatório; 
- Data da realização do experimento. 
 Corpo do relatório: o conteúdo do relatório deve ser organizado, de modo que o leitor 
possa acompanhar, de maneira lógica, a finalidade do experimento. Desta forma, a 
proposta é que o relatório seja organizado da seguinte maneira: 
 
1) Introdução: deve conter um resumo teórico do assunto sobre o qual se realizou a 
experiência, abordando conceitos e métodos utilizados durante o experimento. 
 
2) Objetivos: deve explicitar, de forma direta e no espaço de um parágrafo, o que 
efetivamente será feito no experimento. 
 
3) Metodologia Experimental: a metodologia experimental deve conter informações que 
permitam ao leitor, por exemplo, reproduzir este experimento. Esta seção deve ser 
redigida no seguinte formato: 
 
 
 
4 
Usando duas sub-seções para distribuir o conteúdo, ou seja, uma seção listando e 
enumerando os materiais utilizados (reagentes, vidraria, equipamentos) e a outra seção 
contendo os métodos empregados durante os experimentos (Ex: descrição de uma 
filtração, do preparo de uma solução, etc). 
 
 
4) Resultados e Discussão: Nesta seção, os resultados obtidos vão sendo apresentados, na 
forma de equações, cálculos, figuras ou tabelas, e em seguida discutidos, de forma que o 
leitor possa visualizar o resultado e saber quais são os argumentos apresentados na 
discussão de um resultado e quais as conclusões parciais/iniciais. 
 
5) Conclusões: as conclusões apresentadas devem ser reportadas de acordo com os 
objetivos propostos, além de relatar as dificuldades encontradas na realização da 
experiência e confrontar os resultados obtidos com os resultados esperados (baseado nos 
conhecimentos teóricos apresentados na introdução). 
 
6) Referências Bibliográficas: As referências bibliográficas constituem uma lista de 
publicações utilizadas, indicando, pela ordem referida, os seguintes elementos: 
identificação do autor (primeiro o sobrenome, em maiúsculas, e depois, os nomes, 
somente iniciais); título da obra, editora; ano de edição; local de edição. Estas 
publicações devem compreender principalmente os livros textos disponíveis na 
biblioteca e/ou artigos científicos. Embora as publicações disponíveis na internet sejam 
consideradas referências, elas podem não se constituírem fontes confiáveis de 
conhecimento, podendo conter erros graves de conceito. Para textos publicados na 
internet, a fonte localizadora completa (URL) ou endereço é necessário (não apenas a 
página principal de um site ou link), de maneira que, copiando o endereço completo em 
seus programas para navegação na internet, os leitores possam ser levados diretamente ao 
documento citado, e não a um site geral. A seguir estão dispostos alguns exemplos dos 
tipos mais comuns de referências: 
GIESBRECHT, E.; Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos, PEQ - Projetos de 
Ensino de Química, Ed. Moderna, São Paulo, 1982. 
ULHOA, C.J.; SILVA, R.N.; Biotecnologia farmacêutica e seus desafios. 
http://www.proec.ufg.br/revista_ufg/agosto2007/textos/biotecnologiaFarmaceutica.htm. Acesso em 15 
de março, 2012. 
VOGEL, A.I., Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981. 
 
 
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EXPERIMENTO 1 SÍNTESE E PURIFICAÇÃO DA ACETANILIDA 
 
1. Princípios básicos 
 
 Algumas aminas aromáticas aciladas como acetanilida, fenacetina (p-etoxiacetanilida) e 
acetaminofen (p-hidroxiacetanilida) encontram-se dentro do grupo de drogas utilizadas para combater 
a dor de cabeça. Estas substâncias têm ação analgésica suave (aliviam a dor) e antipirética (reduzem a 
febre). 
 A acetanilida (1), uma amida secundária, pode ser sintetizada através de uma reação de 
acetilação da anilina (2), a partir do ataque nucleofílico do grupo amino sobre o carbono carbonílico 
do anidrido acético (3), seguido de eliminação de ácido acético (4), formado como um sub-produto da 
reação. Como esta reação é dependente do pH, é necessário o uso de uma solução tampão (ácido 
acético/acetato de sódio, pH ~ 4,7) de modo que a reação ocorra com maior velocidade e rendimento. 
 
NH2
O
OH3C CH3
O
4
N CH3
O
H
+
O
OHH3C
+
AcOH,
AcONa
32 1
 
Figura 1: Reação de síntese da acetanilida. 
 
Após sua síntese, a acetanilida pode ser purificada através de uma recristalização, usando 
carvão ativo. 
 A purificação de compostos cristalinos impuros é geralmente feita por cristalização a partir de 
um solvente ou de misturas de solventes. Esta técnica é conhecida por recristalização, e baseia-se na 
diferença de solubilidade que pode existir entre um composto cristalino e as impurezas presentes no 
produto da reação. 
 Um solvente apropriado para a recristalização de uma determinada substância deve preencher 
os seguintes requisitos: 
a) Deve proporcionar uma fácil dissolução da substância a altas temperaturas; 
b) Deve proporcionar pouca solubilidade da substância a baixas temperaturas; 
c) Deve ser quimicamente inerte (ou seja, não deve reagir com a substância); 
 
 
6 
d) Deve possuir um ponto de ebulição relativamente baixo (para que possa ser facilmente 
removido da substância recristalizada); 
e) Deve solubilizar mais facilmente as impurezas que a substância. 
O resfriamento, durante o processo de recristalização, deve ser feito lentamente para que se 
permita a disposição das moléculas em retículos cristalinos,com formação de cristais grandes e puros. 
Caso se descubra que a substância é muito solúvel em um dado solvente para permitir uma 
recristalização satisfatória, mas é insolúvel em um outro, combinações de solventes podem ser 
empregadas. Os pares de solventes devem ser completamente miscíveis. (exemplos: metanol e água, 
etanol e clorofórmio, clorofórmio e hexano, etc.). 
 A acetanilida sintetizada é solúvel em água quente, mas pouco solúvel em água fria. 
Utilizando-se estes dados de solubilidade, pode-se recristalizar o produto, dissolvendo-o na menor 
quantidade possível de água quente e deixando resfriar a solução lentamente para a obtenção dos 
cristais, que são pouco solúveis em água fria. 
 As impurezas que permanecem insolúveis durante a dissolução inicial do composto são 
removidas por filtração a quente, usando papel de filtro pregueado, para aumentar a velocidade de 
filtração. Para remoção de impurezas no soluto pode-se usar o carvão ativo, que atua adsorvendo as 
impurezas coloridas e retendo a matéria resinosa e finamente dividida. 
 O ponto de fusão é utilizado para identificação do composto e como um critério de pureza. 
Compostos sólidos com faixas de pontos de fusão pequenas (< 2
o
C) são considerados puros. 
 
2. Objetivos específicos 
 Introduzir conceitos de reações orgânicas. 
 
3. Materiais necessários 
 
Primeira parte: 
- balança semi-analítica 
- 1 béquer de 250 mL 
- 1 béquer de 600 mL 
- 3 pipetas graduadas de 10 mL 
- pêra 
- bastão de vidro 
- acetato de sódio anidro 
- ácido acético glacial 
- anilina 
- anidrido acético 
- gelo 
- funil de Buchner 
- bomba de vácuo 
- dessecador 
- vidro de relógio 
 
 
 
7 
Segunda parte: 
- 2 erlenmeyers de 250 mL 
- pisseta com água destilada 
- pedrinhas de porcelana porosa 
- funil de filtração simples 
- 2 papéis de filtro 
- funil de Buchner 
- bomba de vácuo 
- vidro de relógio 
- balança semi-analítica 
8 
 
 
4. Procedimento experimental 
 
4.1. Primeira parte: Síntese da Acetanilida 
 
 Em um béquer de 250 mL, na capela, prepare uma suspensão de 2,1 g de acetato de sódio 
anidro em 7,9 mL de ácido acético glacial. Adicione, agitando constantemente, 3,5 mL de anilina. Em 
seguida adicione 4,0 mL de anidrido acético, em pequenas porções. A reação é rápida. 
 Terminada a reação, despeje a mistura reacional, com agitação, em 200 mL de H2O. A 
acetanilida separa-se em palhetas cristalinas incolores. Resfrie a mistura em banho de gelo, filtre os 
cristais usando um funil de Buchner e lave com H2O gelada. Secar o produto obtido em dessecador 
sob vácuo, pesar a massa final obtida e determinar o rendimento da reação e sua pureza através do 
ponto de fusão. 
 
4.2. Segunda parte: Recristalização 
 
 Em um erlenmeyer de 250 mL aqueça 100 mL de água destilada. Num outro erlenmeyer 
coloque a acetanilida a ser recristalizada e algumas pedrinhas de porcelana porosa. Adicione, aos 
poucos, a água quente sobre a acetanilida até que esta seja totalmente dissolvida (use a menor 
quantidade de água possível). Adicione 0,5 g de carvão ativo - aproximadamente 2% em peso - (não 
adicione o carvão ativo à solução em ebulição), ferva por alguns minutos e filtre a solução quente 
através de papel filtro pregueado (Figuras 2 e 3). Deixe em repouso para permitir a formação de 
cristais. Filtre novamente usando um funil de Buchner. Deixe secar em dessecador, e, posteriormente, 
determine o ponto de fusão e o rendimento obtido. 
 
 
Figura 2: Filtração simples a quente. 
9 
 
 
 
Figura 3: Como preparar papel filtro pregueado. 
 
5. Atividade complementar 
 
1) Forneça as reações e os respectivos mecanismos envolvidos no experimento: 
2) Qual a função da mistura CH3COO
-
Na
+
/CH3COOH durante o processo de síntese? Considerando-
se o pKa da anilina, discuta qual deve ser o pH do meio reacional: 
3) Em cada um dos pares abaixo, indique o produto com ponto de fusão mais alto, justificando cada 
escolha: 
a) Um ácido carboxílico e o seu respectivo sal; 
b) Ácido propiônico e álcool n-pentílico; 
c) Éter etílico e álcool etílico; 
4) Qual é o solvente usado na recristalização da acetanilida? 
5) Por quê é recomendável utilizar apenas uma quantidade mínima de solvente no processo de 
recristalização? 
6) Por quê se usou o carvão ativo na etapa de recristalização? 
7) Quando e por quê se deve utilizar a filtração a quente? 
8) Por quê se usa o papel de filtro pregueado na filtração? 
9) Ao purificar um composto por recristalização, é aconselhável esfriar a solução lenta ou 
rapidamente? Explique: 
10) Além do resfriamento, cite outra(s) técnica(s) utilizada para iniciar a formação de cristais: 
11) Quais características deve ter um bom solvente, para que possa ser usado numa recristalização? 
10 
 
12) Como se deve proceder para verificar se os compostos acima foram realmente purificados após a 
recristalização dos mesmos? 
13) Qual o ponto de fusão teórico da acetanilida? Compare com aquele obtido experimentalmente e 
justifique, se existir, a diferença entre eles. 
14) Calcule os rendimentos teórico e prático da síntese e purificação da acetanilida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 2– SOLUBILIDADE E SOLUÇÃO SUPERSATURADA 
 
1. Princípios básicos 
 
 Experiências nos têm mostrado que as substâncias em geral, variam seu comportamento 
quanto à solubilidade, em diferentes solventes. Por exemplo, o Naftaleno (C10H8), dissolve-se 
facilmente em gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos. É menos solúvel em Etanol (C2H5OH), 
cujas moléculas apresentam cadeia carbônica curta, com um grupo hidroxila; e é praticamente 
insolúvel em água. Por outro lado o ácido bórico [B(OH)3] é moderadamente solúvel em água e álcool 
mas insolúvel em gasolina. 
O que explicaria estas diferenças de comportamento? A resposta estaria num exame 
cuidadoso das alterações estruturais que ocorrem durante o processo de dissolução além das forças que 
atuam entre as partículas do soluto e do solvente. Este novo ambiente, onde predomina 
quantitativamente o solvente, é que explicará a solubilidade de uma substância naquele solvente. 
 A razão pela qual substâncias tais como a gasolina ou o naftaleno não se dissolvem em água é 
que, em solução, suas moléculas não formariam ligações H-O-H com H-O-H, da água. Por outro lado, 
naftaleno dissolve-se facilmente em gasolina, pois, ambos são apolares e experimentam apenas forças 
de London, relativamente fracas. Assim a intensidade das forças atrativas entre pares de moléculas de 
naftaleno e entre pares de moléculas de hidrocarbonetos que compõe a gasolina são praticamente, de 
mesma intensidade; isto explica a solubilidade entre as duas substâncias, e no caso, como são líquidos 
utiliza-se o termo: MISCÍVEIS. 
 O ácido bórico é solúvel em água porque a ruptura das Pontes de Hidrogênio, entre as 
moléculas de água na água pura, é compensada pela formação de outras Pontes de Hidrogênio fortes 
entre as moléculas de água e os grupos hidroxila (OH
-
) do ácido bórico. Desta forma nota-se que, 
substâncias tendem a dissolver-se em solventes quimicamente semelhantes, devido à proximidade de 
intensidade das forças intermoleculares. Geralmente, a eficiência do processo de dissolução envolve a 
quebra de interações intermoleculares e/ou de dissociação (quebra de ligações). 
 Os fragmentos resultantes, se eletricamente carregados, movem-se em solução conduzindo 
corrente elétrica, o que pode ser utilizado como medida de condutividade elétrica da solução. 
Dependendoda intensidade desta condutividade, pode-se determinar o grau de dissociação da espécie 
em solução; conforme o comportamento desta solução classificamos as substâncias em: 
a) Eletrólitos: conduzem corrente elétrica em solução. O processo de formação de partículas 
condutoras de eletricidade, íons, pode ocorrer através de dissociação; os íons podem existir antes do 
processo de dissolução e seriam separados apenas pela intensidade das forças soluto-solvente. Pela 
12 
 
ionização, resultante das interações soluto-solvente de uma substância não iônica com o solvente, 
levando à ionização e separação das partículas eletricamente carregadas. Vejamos os exemplos: 
 
NaCl(s) + H2O  Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) (dissociação) 
 
HCl(g) + H2O  H
+
(aq) + Cl
-
(aq) (ionização) 
 
b) Não eletrólitos: não conduzem corrente elétrica em solução, em função da natureza das partículas 
geradas pelo processo de dissolução. 
No que diz respeito á uma solução supersaturada, tanto a precipitação como a cristalização 
descrevem a separação de excesso de soluto de uma solução supersaturada. No entanto, os sólidos 
formados por esses processos diferem, cada um, na sua aparência. Geralmente, pensa-se em 
precipitados como constituídos por pequenas partículas, enquanto os cristais podem ser grandes e bem 
formados. 
A quantidade máxima de produto que pode ser obtida de uma reação química é denominada 
rendimento teórico. Frequentemente, o rendimento de fato em laboratório é menor do que o 
rendimento teórico. Sempre ocorre alguma perda durante o isolamento e a purificação dos produtos; 
além disso, algumas reações não se processam completamente até os produtos, e algumas vezes as 
reações se tornam complicadas, formando outros produtos além do desejado. 
 
2. Objetivos específicos 
Verificar a variação de solubilidade em função da natureza do soluto e do solvente e estudar as 
propriedades de soluções supersaturadas. 
 
3. Materiais necessários 
 
- cloreto de sódio 
- sulfato de potássio 
- carbonato de cálcio 
- açúcar (sacarose) 
- pisseta com água destilada 
- espátulas 
- pipeta graduada de 5 mL 
- bastão de vidro 
- iodo sólido 
- clorofórmio 
- éter etílico 
- acetato de sódio 
- 13 tubos de ensaio 
- balança analítica 
- bico de Bunsen 
- papel de pesagem 
- hexano 
4. Procedimento experimental 
 
Procedimento A: Variação da solubilidade de diferentes solutos em água 
 Colocar 0,3g de cada um dos solutos citados na tabela, em tubos de ensaio separados, e adicionar 
cerca de 2 mL de água destilada. Agitar e observar a solubilidade de cada soluto. Adicionar mais 2 mL de 
água em cada tubo, agitar novamente e comparar as solubilidades. 
 
Tabela 1: Solubilidade de solutos em água. 
Solutos sólidos NaCl K2SO4 CaCO3 Açúcar 
(C12H22O11) 
2 mL de H2O destilada 
+ 2 mL de H2O destilada 
 
 
Procedimento B: Variação da solubilidade de diferentes solutos em diferentes solventes 
 
ATENÇÃO: OS SOLVENTES ORGÂNICOS DEVEM SER MANIPULADOS 
NO INTERIOR DA CAPELA! 
 
Colocar uma ponta de espátula (quantidade mínima possível) de cloreto de sódio em quatro tubos 
de ensaio, contendo cerca de 3 mL de água destilada, álcool etílico, clorofórmio, éter etílico e hexano, 
respectivamente. Agitar e observar a solubilidade em cada caso. Repetir o procedimento, utilizando alguns 
cristais de iodo. 
 
Tabela 2: Solubilidade de solutos em diferentes solventes. 
Soluto/ 
Solvente
 H2O C2H5OH CHCl3 (CH3CH2)2O C6H14 
NaCl(s) 
I2(s) 
 
Procedimento C: Solução supersaturada 
- A solubilidade do acetato de sódio CH3COONa em água é de 2500 gramas por litro de água a 100°C. 
- Calcule a massa de acetato de sódio que pode ser dissolvida em 1 mL de água a 100°C. 
- Pese essa massa e transfira para um tubo de ensaio. 
 
14 
 
- Adicione 1 mL de água destilada com pipeta e agite para dissolver o soluto. 
- Avalie a temperatura do tubo com a mão. 
- Aqueça o tubo na chama do bico de Bunsen até a dissolução total do soluto. Cuidado no aquecimento do 
tubo na chama. Não manter o tubo na chama por tempos prolongados (mais de 1s). 
- Deixe resfriar no suporte até a temperatura ambiente e anotar as observações. 
- Introduzir um pequeno cristal de acetato de sódio no tubo e anotar as observações. 
- Avalie a temperatura do tubo com a mão. 
 
5. Atividade complementar 
 
1) Procure na literatura os valores das constantes de solubilidade (Cs) em água dos reagentes sólidos 
utilizados no procedimento A. Explique os resultados observados de acordo com estes valores. 
 
2) Dê as definições para : solução insaturada, saturada e supersaturada. 
 
3) Classifique a interação soluto-solvente nas seguintes soluções da mais fraca para a mais forte, e indique 
o principal tipo de interação de cada caso: 
a) KCl em água; 
b) CH2Cl2 em benzeno (C6H6) 
c) metanol(CH3OH) em água 
 
4) O óleo e a água são imiscíveis. O que isso significa? Explique em termos de características estruturais 
de suas respectivas moléculas e as forças entre elas. 
 
5) A água e o glicerol são miscíveis em qualquer proporção. O que significa isso? Como o grupo OH do 
álcool contribui para essa miscibilidade? 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 3 – DETERMINAÇÃO DAS CURVAS DE SOLUBILIDADE DE 
KCl e CuSO4.5H2O 
 
1. Princípios básicos 
 
 Os depósitos de vários sais comercialmente importantes encontrados em várias partes do mundo, 
formaram-se na natureza por evaporação de soluções de sais produzidos por processos geológicos. A 
própria água do mar constitui uma fonte inesgotável, porém diluída de muitos sais importantes. 
 A produção industrial de vários sais, a partir dessas fontes, depende dos princípios de cristalização 
seletiva (ou fracionada) que, por sua vez, depende dos princípios de equilíbrio de solubilidade de misturas 
de sais e dos efeitos da temperatura e da concentração sobre esse equilíbrio. 
 A solubilidade de um sólido (ou soluto), em um certo solvente, pode ser especificada pela massa 
do sólido que, dissolvido em 100 g de solvente, a uma dada temperatura, produz uma solução saturada 
(solução que colocada em presença do soluto sólido não sofre variação de composição, isto é, a solução e 
o soluto estão em equilíbrio). Com a determinação da solubilidade de uma substância pode-se avaliar a 
pureza da mesma. 
 O processo de dissolução de um sólido em um solvente requer que a estrutura do sólido seja 
destruída e que suas partículas constituintes (moléculas e íons) sejam dispersas no solvente. Uma 
substância que, ao se dissolver, liberta energia (dissolução exotérmica) terá sua solubilidade diminuída por 
um aumento na temperatura. Se a dissolução for endotérmica, o aumento da temperatura aumenta a 
solubilidade. 
 Um dos métodos para se separar substâncias utiliza diferenças de solubilidade e o mais simples 
consiste em adicionar o solvente a uma dada temperatura, na qual a impureza seja solúvel, separando-a, 
depois, por filtração. Mas, desse modo, é difícil obter-se uma substância de alto grau de pureza, uma vez 
que as impurezas retidas dentro da estrutura cristalina não poderiam ser eliminadas. Seria, então, melhor 
dissolver toda a mistura, quer se utilizando um volume muito grande de solvente, quer aumentando a 
solubilidade pela variação de temperatura e, depois, conseguir a cristalização seletiva da substância de 
interesse, evaporando-se, parcialmente, o solvente ou variando a temperatura. 
A técnica de recristalização, na sua forma mais simplificada e para sólidos que se dissolvem 
endotermicamente, pode ser resumida da seguinte maneira: 
(a)Dissolve-se a substância a ser purificada no solvente à temperatura de ebulição ou perto desta; 
 
16 
 
(b) Filtra-se a solução à quente para remover partículas de material insolúvel; 
(c) Deixa-se que a solução esfrie até a cristalização da substância desejada. As impurezas solúveis 
presentes não devem cristalizar neste solvente a esta temperatura; 
(d) Separam-se por filtração os cristais da solução sobrenadante (solução-mãe) 
(e) Seca-se o sólido obtido. 
As características mais desejáveis de um solvente para recristalização são: 
(a) Alto poder de dissolução para a substância a ser purificada à temperaturas elevadas e um poder 
comparativamente baixo de dissolução à temperatura do laboratório ou abaixo dela (isto permite 
que o soluto cristalize com o resfriamento); 
(b) Deve dissolver as impurezas completamente (isto impede a recristalização das impurezas) ou 
apenas em uma extensão muito pequena (isto permite separá-las por filtração); 
(c) Deve ser de fácil remoção dos cristais do composto purificado, isto é, possuir um ponto de 
ebulição relativamente baixo. 
É suposto que o solvente não reage quimicamente com a substância a ser purificada. Se existir 
mais de um solvente que preencha esses requisitos deve-se levar em conta na seleção, fatores como 
facilidade de manipulação, toxidez, inflamabilidade, custo, etc. 
Nesta experiência serão coletados dados que permitam construir a curva de solubilidade do KCl e 
CuSO4.5H2O. 
 
2. Objetivos específicos 
 Aprender a determinar a curva de solubilidade de um sal inorgânico e extrair corretamente 
informações contidas nesta curva. 
 
3. Materiais necessários 
- Cloreto de potássio (KCl) 
- Sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O) 
- Pipeta graduada de 5 mL 
- 8 tubos de ensaio 
- banho-maria 
- bastão de vidro 
- balança semi-analítica 
- termômetro 
- papel para pesagem 
- suporte pra tubo de ensaio 
 
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4. Procedimento experimental 
 
1. Tomar 8 tubos de ensaio, numerá-los e carregá-los com as quantidades de sais inorgânicos 
indicados na tabela a seguir: 
 
Tubos Massa de sal Volume de água Temperatura ppt 
1 1,20 g KCl 2,5 mL 
2 1,10 g KCl 2,5 mL 
3 1,00 g KCl 2,5 mL 
4 0,90 g KCl 2,5 mL 
5 2,25 g CuSO4.5H2O 2,5 mL 
6 2,00 g CuSO4.5H2O 2,5 mL 
7 1,75 g CuSO4.5H2O 2,5 mL 
8 1,50 g CuSO4.5H2O 2,5 mL 
 
2. Coloque os tubos contendo KCl em banho-maria, eleve a temperatura da água até a completa 
dissolução do sal agitando as soluções. 
3. Retire o tubo 1 do banho-maria e agite com o bastão de vidro. 
4. Quando os primeiros cristais de sal se tornarem visíveis, anote na tabela o valor da temperatura da 
solução em que está ocorrendo o fenômeno. 
5. Tomar o tubo número 2 e repetir o procedimento até chegar ao tubo 4. 
6. Repetir os procedimentos descritos acima com os tubos contendo CuSO4.5H2O. 
 
5. Atividade Complementar 
 
1) A partir dos dados coletados durante o experimento, calcular o coeficiente de solubilidade do KCl, 
expressando-o em g(KCl)/100g H2O, e montar uma tabela e um gráfico (em papel milimetrado) destes 
valores em função da temperatura, ajustando os pontos em uma linha; 
2) Construir uma tabela e um gráfico da mesma maneira do exercício 1, porém para o CuSO4.5H2O. 
3) A partir dos gráficos obtidos nos exercícios 1 e 2 determine: 
a) qual o valor do coeficiente de solubilidade do KCl a 40
o
C? 
b) qual o valor do coeficiente de solubilidade do CuSO4.5H2O a 30
o
C? 
 
 
 
18 
 
EXPERIMENTO 4 – PREPARO DE SOLUÇÕES A PARTIR DE 
REAGENTES SÓLIDOS E LÍQUIDOS 
 
1. Princípios Básicos 
Uma solução no sentido amplo é uma dispersão homogênea de duas ou mais substâncias 
moleculares ou iônicas. Nas soluções, as partículas do soluto não se separam do solvente sob a ação 
de ultracentrífugas, não são retidas por ultrafiltros e não são vistas através de microscópios potentes. 
Portanto, numa solução, o soluto e o solvente constituem uma única fase e toda a mistura homogênea 
(aquela cujo aspecto é uniforme ponto a ponto) constitui uma solução. A concentração de uma solução 
é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as 
quantidades de solvente e soluto podem ser dadas em massa, volume ou quantidade de matéria há 
diversas formas de se expressar a concentração de soluções. As relações mais utilizadas são: 
 
Concentração em gramas por litro 
Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expressa em gramas, e o 
volume (V), da solução, em litros: C(g/L)= m(g) / V(L) 
 
Concentração em quantidade de matéria 
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (nsoluto) e o volume da solução (V), expresso 
em litros: C(mol/L)= nsoluto / Vsolução(L) 
Esta unidade de concentração é denominada molaridade ou concentração molar (mol.L
-1
). 
 
Molalidade 
Esta relação é utilizada sempre que se pretende expressar concentrações independentes da 
temperatura, pois é expressa em função da massa (e não do volume) do solvente. A molalidade de uma 
solução (não confundir com molaridade) é calculada como o quociente entre a quantidade de matéria 
do soluto (nsoluto, em mol) e massa total do solvente (em Kg): Molalidade = nsoluto / msolvente(Kg) 
 
Fração em mol 
Muito utilizada em cálculos físico-químicos, a fração em mol (X) de um componente A em 
solução (“fração molar”), é a razão da quantidade de matéria do componente (ncomponente) pela 
quantidade de matéria total de todas as substâncias presentes na solução (ntotal). Se os componentes da 
solução forem denominados A, B, C, etc, pode-se escrever: XA = nA / (nA+ nB+ nC+....) 
Note-se que: XA+ XB+ XC+.... = 1 
 
 
19 
 
 
ppm e ppb 
Geralmente concentrações de soluções muito diluídas são expressas em partes por milhão (ppm), 
definida como: ppm do componente = massa do componente da solução (g) x 10
-6 
 massa total da solução (g) 
 
Para soluções que sejam ainda mais diluídas, usa-se partes por bilhão (ppb). Uma concentração de 
1 ppb representa 1 g de soluto por bilhão (10
9
) de gramas de solução, ou seja: 
 
 ppb do componente = massa do componente da solução (g) x 10
-9 
 massa total da solução (g) 
 
Composição Percentual (Título) 
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição percentual da 
solução. Esta unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com a massa 
ou o volume do solvente ou solução, conduzindo a notações tais como: 10% (m/m); 10% (m/V) ou 
10% (V/V). 
A relação m/m corresponde à base percentual mais usada na expressão da concentração de 
soluções aquosas concentradas de ácidos inorgânicos (como o ácido clorídrico, ácido sulfúrico e o 
ácido nítrico). Exemplo: 100 g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contêm 36 g de cloreto 
de hidrogênio e 64 g de água. 
Normalmente, as informações fornecidas nos rótulos dos reagentes líquidos são: densidade 
(d); P.M. (peso molecular ou massa molar) e; teor (%). O teor de um componente em uma solução 
(título) corresponde à razão entre a massa do soluto e a massa da solução, geralmente é expressa em 
percentual em massa (% m/m ou % p/p). A porcentagem em massa pode ser convertida em 
concentração em quantidade de matéria conforme mostrado no exemplo a seguir: 
 
Exemplo: Encontrar a concentração em quantidade de matéria de uma frasco de 1L de ácido clorídrico 
comercial com 37% m/m de teor de HCl: (dados dHCl= 1,19 g/mL; M.M. HCl = 36,46 g/mol): 
 
- Para encontrar onúmero de mols por litro de solução, temos: 
 
 1 mL de solução ------ 1,19 g de HCl 
 1000 mL de solução ------ x g de HCl  x = 1190 g de HCl em 1 L de solução 
 
 
20 
 
- Esta massa corresponde a 100% de HCl na solução, portanto em 37% temos: 
 1190 g ----- 100% 
 y g ----- 37%  y = 440,3 g de HCl em 1L de solução 
 
- A concentração em quantidade de matéria para 1 L de solução será: 
 C = 440,3 g/L__  C = 12,07 mol/L 
 36,46 g/mol 
 
2. Materiais Necessários 
 
- Balança analítica 
- Papel de pesagem 
- Espátula 
- NaCl sólido 
- Bastão de vidro 
- 3 béqueres de 100 mL 
- 1 balão volumétrico de 250 mL 
- 2 pipetas de 2 mL 
- 2 balões volumétricos de 50 mL 
- 1 pipeta volumétrica de 10 mL 
- 1 pipeta graduada de 25 mL 
- Ácido acético 
- NaOH sólido 
- 2 balões volumétricos de 200 mL 
- Pisseta com água 
 
- 1 balão volumétrico de 100 mL 
 
3. Procedimento Experimental 
Procedimento A: Solução estoque de NaCl 
A1. Recortar um pedaço de papel em formato retangular, de modo que o mesmo caiba em uma 
balança, tocando apenas no prato da mesma. 
A2. Dobra o papel ao meio e tornar a esticar. Colocar o papel na balança e zerar (tarar) a mesma. 
A3. Utilizando uma espátula, medir 7,3063 g de NaCl(s). Transferir para um béquer de 
aproximadamente 100 mL, tomando cuidando para não perder nenhum sólido. 
A4. Adicionar cerca de 20 mL de água e dissolver o sal. Se necessário, utilizar um bastão de vidro. 
A5. Transferir para um balão volumétrico de 250 mL, utilizando, se preferir, um bastão ou um funil de 
vidro. Lavar o béquer e o bastão de vidro com aproximadamente 20 mL de água, dirigindo o jato para 
as paredes verticais do béquer, de forma a aproveitar ao máximo a solução anterior. Transferir para o 
balão. Após todo o sal ser transferido (pela observação visual), repetir a lavagem de toda a vidraria 
(bastão, béquer e funil) por mais 3 vezes. 
A6. No balão, completar o volume até o traço de aferição, de tal forma que o traço de marcação 
“toque” na parte inferior do menisco, como na ilustração abaixo. Tapar e homogeneizar. 
 
21 
 
 
A7. Calcular a concentração molar de NaCl nessa solução (M = m / MM.V(L)). 
A8. Calcule a concentração comum (C = m / V(L)) e a porcentagem (% = 100*m / V) de NaCl nessa 
solução. 
 
Procedimento B: Soluções diluídas de NaCl 
B1. Pipetar 10 mL da solução anterior e transferir para um balão volumétrico de 50 mL. Adicionar 
água até o traço de marcação. Tampar e homogeneizar. 
B2. Calcular a concentração molar da solução diluída utilizando a concentração obtida no item A7. 
B3. Calcular a concentração comum da solução diluída, utilizando a concentração comum obtida no 
item A8. 
B4. Utilizando outra pipeta, transferir 15 mL da solução obtida no item anterior (B1) para um balão 
volumétrico de 200 mL. Completar, tampar, homogeneizar. 
B5. Calcular a concentração comum e molar nessa solução, utilizando os dados da solução de origem 
(solução preparada no item B1). 
 
Procedimento C: Cálculos com água de hidratação 
C1. Calcule a massa que é necessária ser pesada para preparar 50 mL de CuSO4 0,1 M. 
C2. Refaça o calculo anterior, considerando que o sal disponível no almoxarifado contenha 5 águas de 
hidratação (CuSO4.5H2O) e prepare esta solução. 
 
Procedimento D: Preparo de uma solução de hidróxido de sódio 
D1. Calcule a massa necessária para preparar 100 mL de solução de NaOH 0,1 mol.L
-1
 a partir do 
reagente sólido considerando o teor (pureza) indicado no frasco. 
D2. Prepare a solução de NaOH seguindo a mesma rotina de preparação utilizada no procedimento A. 
 
Procedimento E: Preparo de uma solução de ácido acético 
 
IMPORTANTE: 
- Verificar no rótulo e na ficha técnica do produto as medidas de emergência em caso de acidente; as 
substâncias ácidas são corrosivas!!! 
 
- Manipular somente na capela de exaustão, pois estes ácidos liberam vapores tóxicos; 
- Nunca adicionar água diretamente ao ácido concentrado (reação exotérmica!!!); por isso, adicionar 
primeiro (lentamente e sob agitação) o ácido concentrado em água; 
 
22 
 
 
E1. Efetuar os cálculos necessários para preparar 200 mL de solução de ácido acético 0,1 mol.L
-1
 a 
partir da solução estoque; 
E2. Transferir para o balão volumétrico um pouco de água destilada ( 20 mL); 
E3. Transferir para o béquer uma quantidade suficiente da solução estoque de ácido acético e pipetar o 
volume necessário; 
E4. Limpar a ponta da pipeta com um pedaço de papel antes de acertar o menisco; 
E5. Transferir o volume pipetado para o balão volumétrico. Completar o volume do balão com água 
destilada, homogeneizando periodicamente a solução; 
E6. Aferir o menisco e homogeneizar por inversão do balão. 
E7. Rotular a solução preparada 
 
4. Atividade Complementar 
 
1) Calcule o volume de ácido clorídrico concentrado que deve ser medido para permitir a preparação 
de 500 mL de uma solução de HCl 0,1 M. Considere que o reagente é uma solução com uma pureza de 
35% e apresenta densidade de 1,13 g/cm
3
. 
 
2) Calcule a massa de Sulfato ferroso amoniacal heptahidratado (Fe(NH4)2.SO4.7H2O) que deve ser 
pesada para permitir a preparação de um litro de solução que apresente uma concentração de íons Fe
2+
 
de 500 ppm. 
 
3) Calcule a concentração em mol/L do HCl concentrado, sabendo-se que a sua densidade é igual a 
1,20 g/mL e o teor é igual a 37,0% (m/m). Qual é o volume desse ácido necessário para preparar 500 
mL de solução 0,3 mol/L? 
 
4) Calcule a concentração em mol/L de H2SO4 concentrado (d = 1,89 g/mL; teor: 98,0%). Qual é o 
volume desse reagente necessário para preparar 500 mL de solução 0,5 mol/L? 
 
5) Qual é a concentração em mol/L de vinagre comercial sabendo-se que é fornecido com uma 
concentração de 4,0 % (m/m) expressa em ácido acético e densidade igual a 0,995 g/mL? Calcule 
também a %(m/v) e a concentração mássica em g/L. 
 
6) A água sanitária é fornecida com uma concentração média de 2,5% (m/m) expressa em hipoclorito 
de sódio e densidade igual a 1,05 g/mL. Qual é a concentração em mol/L? E em %(m/v)? 
 
23 
 
 
7) Qual é a percentagem (m/m) de ferro em uma amostra de água contendo 0,20 mmol/L de cloreto de 
ferro III, sabendo-se que esta solução apresenta densidade igual a 1,05 g/mL? 
 
8) Qual é a percentagem (m/m) de ácido acético em uma amostra de vinagre contendo 360 mmol/L, 
sabendo-se que esta solução apresenta densidade igual a 1,10 g/mL? 
 
9) Calcule a massa de NaOH (teor = 97%) necessária para preparar 500 mL de uma solução de NaOH 
0,1 Mol/L. 
 
10) Qual a concentração em mol/L de peróxido de hidrogênio presente na água oxigenada comercial 
(30% v/v)? Dado d = 1,4 g/mL. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
EXPERIMENTO 5  PADRONIZAÇAO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 
 
1. Princípios básicos 
 
As soluções concentradas de ácidos (e também de bases) podem ter suas concentrações 
determinadas medindo-se as suas densidades e, depois, consultando-se tabelas de densidade em função 
do título. Entretanto, este procedimento não é utilizado para soluções diluídas, uma vez que a 
determinação precisa de suas densidades é mais difícil. Nesse caso, o problema é resolvido utilizando-
se reações de neutralização. 
Ácidos e bases de Arrhenius são substâncias que, em solução aquosa, levam a um aumento da 
concentração dos íons H3O
+
 e OH
-
, respectivamente. Uma das propriedades desses íons é que eles 
reagemum com o outro num processo conhecido como reação de neutralização. A equação iônica 
que representa essa reação é: 
H3O (aq) + OH
-
 (aq) H2O (l) 
 Se após a reação o número de íons H3O
+
 for igual ao número de íons OH
-
, a solução, deixa de 
ser ácida ou básica, tornando-se neutra; daí, o nome reação de neutralização. Uma reação de 
neutralização típica é a reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio: 
HCl (aq) + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O (l) 
 
 Uma titulação é um processo em que se determina a quantidade de uma substância em 
solução, medindo-se a quantidade necessária de um reagente para reagir completamente com toda a 
substância. Normalmente, isso é feito adicionando-se, controladamente, um reagente de concentração 
conhecida à solução da substância, ou vice-versa, até que se julgue que ela reagiu por completo. Então, 
através do volume de reagente adicionado e da sua concentração, determina-se a quantidade de matéria 
de reagente consumido; em seguida, através da estequiometria da reação (equação química 
balanceada), determina-se a quantidade de matéria da substância e, se conhecido o volume da solução 
que a continha, a concentração da solução. 
 O reagente cuja quantidade de matéria é exatamente conhecida chama-se de solução padrão. 
A precisão com que se conhece sua concentração limita necessariamente a precisão da titulação. 
Portanto, deve-se tomar muito cuidado ao se preparar tais soluções. Comumente, a concentração de 
uma solução padrão é obtida por um dos seguintes modos: 
 
 - Preparando-se uma solução de volume exatamente conhecido, utilizando-se uma porção 
cuidadosamente pesada de um reagente puro - padrão primário (método direto); 
 
 
25 
 
 - Determinando-se qual o seu volume necessário para neutralizar uma quantidade de matéria 
exatamente conhecida (cuja massa correspondente foi cuidadosamente pesada) de um padrão primário 
(método indireto). 
 
 No primeiro caso, obtém-se uma solução conhecida como solução padrão primária; no 
segundo caso, uma solução padrão secundária. Nos dois casos, uma substância química altamente 
purificada, conhecida como padrão primário, faz-se necessária. A utilização de um padrão primário 
para determinar a concentração de uma solução padrão secundária é denominada de padronização. 
 Existem padrões primários ácidos e padrões primários alcalinos (básicos) para o caso de 
padronizações de soluções de ácidos e bases, respectivamente. Os padrões primários alcalinos mais 
comuns são o carbonato de sódio, Na2CO3 (massa molar 105,99 g/mol) e o tetraborato de sódio 
decahidratado, conhecido como bórax, Na2B4O7.10H2O (massa molar 381,36 g/mol). Os padrões 
primários ácidos mais comuns são o ácido oxálico dihidratado, H2C2O4.2H2O (massa molar 126,06 
g/mol) e o biftalato ácido de potássio, KHC8H4O4 (massa molar 204,21 g/mol). 
 Toda titulação envolve a reação de uma solução padrão em quantidade tal que seja 
exatamente, e tão-somente, a necessária para reagir com toda a substância que está sendo titulada. Essa 
condição é atingida no ponto de equivalência, que é encontrado utilizando-se indicadores ácido-base. 
 Os indicadores ácido-base são uma série de corantes orgânicos que apresentam uma cor em 
solução ácida e outra cor diferente em solução básica. Assim, eles podem ser utilizados para assinalar 
quando a reação de neutralização ocorre totalmente; daí são denominados indicadores. Fenolftaleína, 
azul de bromotimol, vermelho de cresol, azul de timol e verde de bromocresol são alguns dos corantes 
utilizados para assinalar o ponto de equivalência numa titulação. A fenolftaleína, por exemplo, em 
uma solução ácida é totalmente incolor e em uma solução básica vermelha. 
 
2. Materiais necessários 
- Biftalato de potássio seco em estufa 
- NaOH 0,1 mol/L (preparado na aula anterior) 
- Solução de fenolftaleína 
- 1 balão volumétrico de 50 mL 
- 1 balão volumétrico de 25 mL 
- 2 béquers de 50 mL 
- 1 erlenmeyer de 125 mL 
- 1 pipeta graduada de 10 mL 
- 1 pipeta volumétrica de 5 mL 
- 1 bureta de 25 mL 
- 1 suporte universal 
- Uma garra 
- 1 funil de vidro 
 
 
 
 
 
26 
 
3. Procedimento experimental 
PERIGO - Hidróxido de sódio, quando ingerido, tem um efeito corrosivo sobre as mucosas, causando 
vômitos, dor intensa e diarréia. O contato de soluções concentradas com os olhos pode chegar a 
destruir a córnea. Em caso de contato com os olhos ou com a pele, lavar com água; em seguida, com 
uma solução de ácido acético 1%. 
 
- Preparo das soluções 
 A partir da solução aquosa de NaOH 0,1 mol/L preparada na aula anterior, prepare 25 mL de 
solução 0,02 mol/L. 
 
- Padronização da solução de base 
 Inicialmente, há necessidade de se calcular qual é a massa de padrão primário ácido (biftalato 
ácido de potássio, KHC8H4O4) necessária para neutralizar a quantidade de matéria de NaOH contida, 
por exemplo, num volume correspondente a 60% da capacidade da bureta utilizada. Use, como 
concentração da solução aquosa de NaOH, aquela nominalmente preparada. 
 Em seguida, pese, cuidadosamente, uma amostra de biftalato de potássio de massa próxima 
daquela calculada num erlenmeyer de 125 mL. Anote o valor exato dessa massa. Acrescente cerca de 
50 mL de água destilada ao erlenmeyer e agite cuidadosamente até dissolver todo o ácido. Junte, 
então, 3 gotas da solução do indicador (fenolftaleína). 
 Prepare uma bureta para receber a solução de NaOH a ser padronizada. Com um funil 
pequeno, adicione cerca de 5 mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L. Retire a bureta do 
suporte e, com movimentos cuidadosos, faça com que a solução banhe todo o seu interior. Escoe e 
rejeite a solução usada. 
 Com o auxílio de um funil, encha novamente a bureta com a solução de NaOH 0,1 mol/L até 
acima da marca do zero. Cuidado, verifique se a torneira está fechada e evite um possível 
transbordamento da solução pela parte superior. Abrindo a torneira, deixe escapar, rapidamente, uma 
pequena porção de solução, de forma a eliminar qualquer bolha de ar que ficar retida abaixo da 
torneira. 
 Coloque o erlenmeyer com a solução de ácido sob a torneira e inicie a titulação deixando 
gotejar lentamente a solução alcalina, ao mesmo tempo em que o erlenmeyer é agitado com 
movimentos circulares. Observe a cor contra o fundo branco. Prossiga até o momento em que a 
coloração rósea desapareça lentamente com a agitação. Continue, então, adicionando, gota a gota 
lentamente, a solução alcalina, fechando a torneira da bureta no momento em que surgir coloração 
persistente por cerca de 1 minuto. Anote a leitura e calcule o volume total empregado. Repita a 
padronização da base mais uma vez. Calcule a concentração exata da solução de hidróxido de sódio a 
 
27 
 
partir da massa de biftalato de potássio empregada e o volume de solução de hidróxido gasto. Depois, 
decida se há necessidade de repetição adicional (caso necessário, discuta isso com o seu professor). 
Repita o mesmo procedimento com a solução de NaOH 0,02 mol/L. 
 
4. Atividade Complementar 
1) Determine a equação de reação de neutralização. 
2) Desenhe o perfil de uma curva de titulação do NaOH (curva de variação de pH em função do 
volume de NaOH adicionado. 
3) Sabendo que a fenolftaleina tem seu ponto de viragem em torno de pH=8,2, porque este indicador 
pode ser utilizado para determinar o ponto de equivalência? 
4) Para determinar a acidez de uma amostra de vinagre, um estudante do BICT retirou uma alíquota 
de 25,0 mL da amostra e dilui, com água destilada, em balão volumétrico de 250 mL. Uma alíquota de 
25,0 mL da solução diluída foi retirada, transferida para erlenmeyer e titulada com uma solução 
padrão de NaOH0,1000 M até viragem do indicador fenolftaleína, gastando-se 18, 56mL da solução 
alcalina. Calcule o teor de ácido acético na amostra, expressando o resultado em %(m/v). 
5) 25,0mL de uma solução de ácido fosfórico de concentração desconhecida, foi titulado com uma 
solução padrão de NaOH 0,1000M, empregando-se verde de bromocresol como indicador. Gastou-se 
13,40 mL da solução alcalina para promover a viragem do indicador. Outra amostra da mesma solução 
de ácido fosfórico, foi novamente titulada com o NaOH 0,1000 M, empregando-se fenolftaleína como 
indicador, e o volume gasto da solução alcalina foi 26,80 mL. 
a) Explique o motivo da existência de diferentes volumes gastos de NaOH nas duas titulações 
realizadas para a mesma amostra de ácido fosfórico. 
b) Calcule a molaridade da solução de H3PO4. 
6) Calcule a concentração exata da solução de hidróxido de sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
EXPERIMENTO 6 - CINÉTICA- VELOCIDADE DA REAÇÃO ENTRE 
PERMANGANATO DE POTÁSSIO COM O ÍON OXALATO EM MEIO ÁCIDO 
 
1. Princípios Básicos 
 
Ao se estudar uma determinada reação química, deve-se levar em conta a espontaneidade do 
processo (estudo termodinâmico) e, também com que rapidez ela ocorre (estudo cinético). Por 
exemplo, o nitrogênio e o oxigênio da atmosfera terrestre podem reagir com a água nos oceanos 
formando ácido nítrico diluído, de acordo com a equação: 
 
2 H2O + 2N2 +5O2 → 4HNO3 ∆G = - 85 Kcal.mol
-1 
 
O valor negativo da energia livre indica que essa reação pode acontecer espontaneamente. 
Entretanto ela se processa com uma velocidade praticamente nula. 
A cinética química estuda as reações químicas do ponto de vista da velocidade com que essas 
reações se processam, dos fatores que afetam essa velocidade e do mecanismo pelo qual elas se dão. 
As leis das velocidades para a maioria das reações têm a forma geral: 
 
Velocidade= k [reagente 1]
m
[reagente 2]
n
... 
 
Os expoentes m e n em uma lei de velocidade são chamados ordens de reação. Por exemplo, 
considere outra vez a lei de velocidade para a reação de NH4
+
 com NO2
-
: 
 
Velocidade = k [NH4
+
][NO2
-
] 
 
Uma vez que o expoente de [NH4
+
] é um, a velocidade é de primeira ordem em NH4
+
. A 
velocidade também é de primeira ordem em NO2
-
, pois o expoente 1 não é mostrado explicitamente 
nas leis das velocidades. 
As velocidades das reações químicas são determinadas através de leis empíricas, chamadas leis 
das velocidades, deduzidas a partir do efeito da concentração dos reagentes e produtos na velocidade 
de reação. 
As velocidades das reações químicas dependem de outros fatores como, por exemplo, pressão, 
temperatura e catalisadores. O efeito da temperatura é particularmente importante, pois permite 
conclusões a respeito de fatores energéticos envolvidos na reação. 
 
29 
 
A velocidade de uma reação não depende apenas dos estados inicial e final do sistema (como é o 
caso, por exemplo, do ∆H), mas, de cada etapa intermediária pela qual o sistema alcança o estado 
final. Um estudo cinético da reação permite perceber quais as etapas envolvidas, esclarecendo-se, 
assim, o “mecanismo” pelo qual a reação se processa. 
A velocidade instantânea compreende a avaliação da velocidade em um momento específico da 
reação, sendo determinada pela inclinação (ou tangente) dessa curva no ponto de interesse. 
Sem dúvida, paralelamente aos estudos dos mecanismos de reação, os dados sobre as velocidades 
das reações são de grande interesse prático. Com freqüência é importante conhecer, por exemplo, sob 
que condições uma reação pode se desenvolver mais rapidamente para se obter um produto, enquanto 
que, ao mesmo tempo, se determinam as condições para que uma reação paralela, que conduz a um 
produto não desejável, se desenvolva mais lentamente. 
 
2. Objetivos específicos 
 Verificar como a concentração dos reagentes e a temperatura influenciam na velocidade da 
reação. 
 
3. Materiais Necessários 
Parte A: Influência da concentração na velocidade de reação 
- 6 copos de erlenmeyer 
- 1 pipeta graduada de 10,00 mL 
- 1 pipeta graduada de 5,00 mL 
- Água destilada 
- Cronômetro 
- 1 Proveta de 50,00 mL 
- Solução de H2SO4 2,5 mol.L
-1
 
- Solução de H2C2O4 0,5 mol.L
-1
 
- Solução de KMnO4 0,04 mol.L
-1
 
- Agitador magnético
 
Parte B: Influência da temperatura na velocidade de reação 
- 4 copos de erlenmeyer 
- 1 pipeta graduada de 10,00 mL 
- 1 pipeta graduada de 5,00 mL 
- Água destilada 
- Cronômetro 
- 1 Proveta de 50,00 mL 
- Solução de H2SO4 2,5 mol.L
-1
 
- Solução de H2C2O4 0,5 mol.L
-1 
- Solução de KMnO4 0,04 mol.L
-1 
- Termômetro 
 
4. Procedimento Experimental 
Parte A: Influência da concentração na velocidade de reação 
- Colocar em cada um dos 6 copos erlenmeyer os volumes de cada solução de H2SO4, H2C2O4 e água 
destilada, conforme descrito na Tabela 1. 
 
30 
 
- Em cada copo, um por vez, adicionar a solução de KMnO4, acionando o cronômetro sempre no 
mesmo instante, isto é, ao iniciar a adição , ou ao terminar a adição do permanganato. 
- Homogeneizar a solução reagente sempre da mesma forma e velocidade de agitação. 
- Para o cronômetro no momento do descoramento total do permanganato. 
- Ler e registrar o t (tempo), em segundos. Preencher a Tabela 1. 
 
Tabela 1 - Estudo da influência da concentração na velocidade de uma reação. 
Copo 
erlenmeyer 
Solução 
de 
H2SO4 
Solução 
de 
H2C2O4 
H2O Solução 
de 
KMnO4 
Volume 
total 
(mL) 
Concentração 
do KMnO4 * 
Δt (s) Vmédia 
mol.L
-1
.s
-1 
1 10,0 5,0 0,0 4,0 
2 10,0 5,0 10,0 4,0 
3 10,0 5,0 20,0 4,0 
4 10,0 5,0 30,0 4,0 
5 10,0 5,0 40,0 4,0 
6 10,0 5,0 50,0 4,0 
* concentração em mol.L
-1 
 
 
5.1. Atividade Avaliativa - Cálculos e gráfico 
 
1) Fazer os cálculos da concentração do KMnO4 na solução final de cada copo erlenmeyer. 
2) Calcular a velocidade média (vmédia) da reação pela equação 1 e preencher a Tabela 1. 
 
 
 Equação 1 
 
 
3) Num papel milimetrado fazer o gráfico da velocidade da reação vmédia (ordenadas) versus 
concentração de KMnO4 (abscissa). Qual a conclusão a tirar do gráfico? 
 
Parte B: Influência da temperatura na velocidade de reação 
 
- Colocar em cada um dos 4 copos erlenmeyer os volumes de cada solução de H2SO4, H2C2O4 e água 
destilada, conforme descrito na Tabela 2. 









sL
mol
t
KMnO
vmédia
.
][
.
2
1 4
 
31 
 
- No copo 1, à temperatura ambiente (registrar a temperatura), adicionar a solução de KMnO4, 
acionando o cronômetro sempre no mesmo instante, isto é, ao iniciar a adição , ou ao terminar a adição 
do permanganato. 
I - Homogeneizar a solução reagente sempre da mesma forma e velocidade de agitação. 
II - Para o cronômetro no momento do descoramento total do permanganato. 
III - Ler e registrar o t (tempo), em segundos. Preencher a Tabela 2. 
 
- Levar o copo 2 com os reagentes a um banho-maria e aquecer o mesmo a um temperatura de 20
o
C 
mais elevada do que a ambiente. Isto é, t = tambiente + 20
o
C. Ao mesmo tempo aquecer à mesma 
temperatura a solução de KMnO4. 
- Adicionar à solução do copo do erlenmeyer a solução de permanganato, que deve estar na mesma 
temperatura. 
- Depois seguir as etapas I a III. 
- Levar o copo erlenmeyer 3 com os reagentes a um banho-maria e aquecer o mesmo a um temperatura 
de 30
o
C mais elevada do que a ambiente. Isto é, t = tambiente + 30
o
C. Ao mesmo tempoaquecer à mesma 
temperatura a solução de KMnO4. 
- Depois seguir as etapas I a III. 
 
Tabela 2 - Estudo da influência da temperatura na velocidade de uma reação. 
Copo 
erlenmeyer 
Solução 
de 
H2SO4 
Solução de 
H2C2O4 
H2O Temp 
(
o
C) 
Solução 
de 
KMnO4 
Volume 
total 
(mL) 
Concentração 
do KMnO4 
Δt 
(s) 
Vmédia 
mol.L
-1
.s
-1 
1 10,0 5,0 50,0 +15 4,0 
2 10,0 5,0 50,0 +20 4,0 
3 10,0 5,0 50,0 +25 4,0 
4 10,0 5,0 50,0 +30 4,0 
 
5.2. Atividade Avaliativa - Cálculos e gráfico 
 
1) Fazer os cálculos da concentração do KMNO4 na solução final. 
2) Calcular a velocidade média (vmédia) da reação pela equação 1 e preencher a Tabela 2. 
3) Num papel milimetrado fazer o gráfico da velocidade da reação vmédia (ordenadas) versus 
temperatura inicial dos reagentes de KMNO4 (abscissa) em graus Kelvim [T=273 + t (
o
C)]. Qual a 
conclusão a tirar do gráfico? 
 
 
32 
 
EXPERIMENTO 7 - EQUILÍBRIO QUÍMICO – Princípio de Le Chatelier 
 
1. Princípios básicos 
 
 Todos os processos que ocorrem em um sistema isolado (onde não ocorre troca de matéria ou 
de energia com as vizinhanças) atingem um estado de equilíbrio. No estado de equilíbrio, as 
propriedades macroscópicas do sistema (pressão, temperatura, volume, coloração, entre outras) 
permanecem inalteradas com o tempo. 
 Equilíbrios químicos são sempre dinâmicos. Quando se diz que um sistema atingiu o 
equilíbrio, não se quer sugerir que toda transformação foi interrompida ou completada. Ao invés disso, 
as reações direta e inversa continuam, e elas ocorrem com velocidades iguais. 
 Henry Louis de Le Chatelier, cientista francês, enunciou o princípio geral do deslocamento de 
equilíbrios químicos: “Quando uma força atua sobre um sistema em equilíbrio químico, este se 
desloca no sentido de anular a força aplicada”. É o princípio de Le Chatelier da fuga ante a força. A 
concentração, a pressão e a temperatura são as forças que atuam sobre os equilíbrios químicos. Os 
estudos do equilíbrio químico se farão em função da concentração, fato que indiretamente comprova a 
existência do equilíbrio. 
- Quando se aumenta a concentração de um dos componentes do equilíbrio, este se desloca no sentido 
de consumir o reagente adicionado. 
- Quando se diminui a concentração de um dos componentes do equilíbrio, este se desloca para repor o 
componente retirado. 
 Um dos equilíbrios que é mais utilizado para demonstrações é representado pela reação: 
 
FeCl3 + 3 NH4SCN  Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl 
 
porque o Fe(SCN)3 é um sal solúvel de cor vermelha característica. É fácil concluir que, deslocando-se 
o equilíbrio para a direita, ocorrerá uma intensificação na cor vermelho sangue do meio e vice-versa. 
 Outro equilíbrio bastante interessante é o que ocorre com os cromatos (soluções amarelas) e os 
dicromatos (soluções alaranjadas), em solução aquosa. Dissolvendo-se uma certa quantidade de 
dicromato de potássio em água, ocorrerá a dissolução do sal. 
 
K2Cr2O7  2 K
+
 + Cr2O7
— 
 
 
O ânion Cr2O7
2-
 e a água entram em equilíbrio: 
 
33 
 
 
Cr2O7
2-
 + H2O  2 CrO4
2--
 + 2 H
+
 
 alaranjado amarelo 
 
Deslocando-se o equilíbrio para a direita, o meio tornar-se-á amarelo e para a esquerda, alaranjado. 
 
Outra aplicação importante do princípio de Le Chatelier é o estudo das reações envolvendo o 
chamado efeito do íon comum. Por exemplo, numa solução de hidróxido de amônio (também 
chamada solução de amônia) existe o equilíbrio: 
 
NH3 (aq) + H2O  NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
 A adição do NH4Cl, (NH4)2SO4 ou qualquer outro sal de amônio solúvel, aumentará a 
concentração de NH4
+
. Consequentemente, o equilíbrio se deslocará para a esquerda e a concentração 
dos íons OH
-
 diminuirá. O íon NH4
+
, por ser comum ao hidróxido de amônio e ao sal de amônio 
adicionado, é chamado de íon comum. Analogamente, sais pouco solúveis podem se tornar ainda 
menos solúveis através do efeito do íon comum, se não ocorrerem reações secundárias. Por exemplo, 
o equilíbrio entre o sal pouco solúvel CaSO4 e seus íons em solução são representados pela equação: 
 
CaSO4 (s)  Ca
+2
 (aq) + SO4 
-2
(aq) 
 
 A adição de Ca
+2
 ou SO4
–2
 (adição de um sal solúvel contendo um desses íons) deslocará o 
equilíbrio para a esquerda, diminuindo a solubilidade do sulfato de cálcio. 
 
2. Objetivos específicos 
 Demonstrar o princípio de deslocamento de equilíbrio. 
 
3. Materiais necessários 
- 9 Tubos de ensaio 
- Estante para tubos de ensaio 
- 1 Pipeta graduada de 10 mL 
- 6 Pipetas graduadas de 5 mL 
- Proveta de 50 mL 
- Espátulas 
- Dicromato de potássio (K2Cr2O7) a 0,5 % 
- Cromato de potássio (K2CrO4) a 1 % 
- Cloreto férrico (FeCl3) 0,05 % 
- Hidróxido de sódio (NaOH) a 0,5 % 
- Ácido Clorídrico (HCl) a 5 % 
- Cloreto de amônio sólido (NH4Cl) 
-Tiocianato de Amônio (NH4SCN) 0,005 
mol/L
 
34 
 
4. Procedimento experimental 
 
4.1. Equilíbrio Cloreto de Ferro-Tiocianato de Ferro 
 
4.1.1. Em uma proveta de 50 mL, adicionar 1 mL de solução de FeCl3, 1 mL de solução de NH4SCN e 
38 mL de água. Agitar. Anotar as observações e a reação envolvida. 
 
4.1.2. Numerar 4 tubos de ensaio. Colocar em cada tubo 10 mL da solução da proveta. Ao tubo n
o
 1 
adicionar 2 mL de solução de FeCl3. Agitar. Anotar as observações, comparando a coloração obtida 
com a coloração da solução do tubo n
o
 4. Anotar as observações. Porque isto ocorreu? 
 
4.1.3. Ao tubo n° 2, adicionar NH4SCN sólido. Agitar. Comparar com a cor da solução do tubo n° 4. 
Anotar as observações. Porque isto ocorreu? 
 
4.1.4. Ao tubo n° 3, adicionar uma ponta de espátula de NH4Cl solido. Agitar. Comparar a coloração 
obtida com o tubo n° 4. Anotar as observações. Porque isto ocorreu? 
 
4.2. Equilíbrio Cromato-Dicromato 
 
4.2.1. Numerar outros 4 tubos de ensaio. Nos tubos 5 e 6 colocar solução de K2CrO4 até 1/3 do seu 
volume e aos tubos 7 e 8, adicionar quantidade (volume) semelhante de K2Cr2O7. 
 
4.2.2. Ao tubo 5 adicionar cerca de 3 mL de solução de HCl e agitar. Comparar agora com a coloração 
da solução do tubo 6. Anotar as observações. Porque isto ocorreu? 
 
4.2.3. Ao tubo 7 adicionar 3 mL de solução de NaOH. Agitar. Comparar a cor obtida com a da solução 
do tubo 8. Anotar as observações. Porque isto ocorreu? 
 
4.3. Equilíbrio NO2 / N2O4 
O equilíbrio da reação: 
2NO2(g)↔N2O4(g) 
 
é um excelente exemplo para verificar a influência da temperatura no estado de equilíbrio. 
 
35 
 
O gás NO2 é um gás de coloração marrom, enquanto o gás N2O4 é incolor. A reação descrita 
acima é exotérmica no sentido direto, e, portanto, a variação da temperatura pode deslocar o 
equilíbrio. 
Procedimento: 
 
a) Gerar o gás NO2, a partir da adição de ácido Nítrico concentrado sobre cobre metálico (Atenção: 
Peça ao técnico ou ao professor responsável para efetuar a produção de NO2) e recolha o gás dentro de 
um tubo de ensaio com rolha ou uma proveta pequena com tampa. (Escreva a equação balanceada 
da reação entre o Cu e o HNO3 concentrado) 
 
b) Coloque o recipiente contendo o gás recolhido no item “a” dentro de um banho de gelo. Espere 
alguns minutos e observe as mudanças que ocorrerão. 
 
c) Retire o recipiente contendo o gás do banho de gelo e coloque em banho de água fervente. Espere 
alguns minutos e observe as mudanças que ocorrerão. 
Explique as modificações que foram observadas no sistema quando ele foi resfriado e 
posteriormenteaquecido, aplicando conhecimentos sobre as leis que regem o deslocamento de 
equilíbrio. 
 
5. Atividade avaliativa 
 
 Como atividade avaliativa deverá ser entregue na próxima aula todos os resultados obtidos 
durante as etapas da aula prática e também as respostas aos questionamentos do roteiro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
EXPERIMENTO 8 – MEDIDAS DE pH E SOLUÇÃO-TAMPÃO 
 
 
1. Príncipios básicos 
 
 Em muitas aplicações é inconveniente utilizar as concentrações dos íons hidrogênio e 
hidroxila em mols/L, uma vez que, a concentração hidrogeniônica de uma solução pode variar de 10 
mol/L a menos de 1.10
-5
 mol/L. Assim, a escala de pH foi proposta em 1909 por S.P.L. Srensen para 
expressar este grande intervalo de acidez de uma maneira mais conveniente, podendo-se expressar os 
estados de acidez e basicidade em uma escala numérica entre 0 e 14. Matematicamente, pH é definido 
como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica: 
 
pH = - log10 [H
+
] ou [H
+
] = 10
-pH 
 
 Assim sendo, a medida de acidez ou basicidade de uma solução dependerá da [H
+
] dissolvida 
na solução. Sabe-se que, eletrólitos fracos dissociam-se parcialmente em íons quando dissolvidos em 
líquidos com elevada constante dielétrica, como a água. Alguns ácidos e bases, além de outros 
compostos, classificam-se como eletrólitos fracos. Por exemplo, o ácido acético, cuja equação 
simplificada da dissociação é: 
 
CH3COOH (aq) H
+
 (aq) + CH3COO
-
 (aq) 
 
A dissociação do ácido acético em água constitui em um equilíbrio químico, podendo ser 
afetado pelo aumento/diminuição da concentração de íons H
+
, ou da concentração dos íons acetato. A 
“resistência” de uma solução a mudanças da [H+] ao adicionar pequenas quantidades de um ácido ou 
base é chamada de efeito tampão e a solução que tem esta propriedade é denominada solução 
tampão. 
Nesta prática avaliaremos o pH de diferentes soluções e estudaremos uma solução tampão e 
seu efeito tamponante. 
 
2. Materiais Necessários 
 
- Solução de Ácido Acético 0,1 M 
- Solução de Acetato de Sódio 0,1 M 
- Solução de HCl a 0,01 M 
- Solução de NaOH a 0,01 M 
- Indicador Alaranjado de Metila (ALM) 
- Indicador Azul de Bromotimol (ABT) 
 
37 
 
- Indicador Fenolftaleína (FFT) 
- 1 erlenmeyer 
- Água destilada 
- Pinça de madeira 
- 13 tubos de ensaio 
- 1 estante 
- 2 pipetas graduadas de 2 mL 
- 3 pipetas graduadas de 10 mL 
- pHmetro 
3. Procedimento experimental 
 
 Numere os tubos de ensaio de 1 a 13. Meça a quantidade de líquido com as pipetas e transfira 
para os respectivos tubos de ensaio como indicado nos itens a seguir. Avalie o pH de tais líquidos. 
 
- Avaliação do pH da água destilada 
 
Coloque cerca de 70 mL de água destilada num erlenmeyer. Transfira 10 mL desta água 
destilada para cada um dos tubos de ensaio numerados de 1, 2 e 3. 
 Acrescente aos 3 tubos de ensaio 4 gotas dos indicadores conforme indicados na tabela 1. 
Anote a cor observada em cada tubo e o pH correspondente, empregando os dados a tabela 1. 
Finalmente faça a avaliação do pH da água destilada. 
 
Tabela 1: pH da água destilada. 
Tubo Indicadores Cor Intervalo de pH pH da água 
1 ALM 
2 ABT 
3 FFT 
 
 
- Avaliação do pH de soluções aquosas 
 
 Nos tubos de ensaio de 4 a 12 coloque os volumes de solução (mL), e 4 gotas dos indicadores, 
como indicados na tabela 2. Anote suas observações: 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
Tabela 2: pH de soluções aquosas 
Tubo 
Ácido 
acético 
(mL) 
Acetato 
de sódio 
(mL) 
H2O 
(mL) 
Indicador Cor 
Intervalo 
de 
pH 
pH das 
soluções 
4 8 0 2 ALM 
5 8 0 2 ABT 
6 8 0 2 FFT 
7 0 8 2 ALM 
8 0 8 2 ABT 
9 0 8 2 FFT 
10 8 2 0 ALM 
11 8 2 0 ABT 
12 8 2 0 FFT 
 
 
- Estudo do efeito tamponante 
 
 Esse estudo é realizado com as soluções contidas nos tubos 1, 3 e 10. Divida a solução do tubo 
10 em duas, passando metade para o tubo 13. 
 A estes tubos adicione 1 mL de solução 0,01 mol/L de HCl ou de solução 0,01 mol/L de 
NaOH ( ver tabela 3). Anote suas observações. 
 
 Tabela 3: Avaliação do pH da água e da solução-tampão com adição de ácido ou base 
Tubos 
HCl 
(mL) 
NaOH 
(mL) 
Cor inicial 
pH 
inicial 
Cor final pH final 
1 1 X 
3 X 1 
10 1 X 
13 X 1 
 
 
 O pH das soluções pode ser avaliado pelo emprego de indicadores, de acordo com critérios de 
cor, ver tabela: 
 
 
39 
 
Tabela 4: Correspondência entre pH e cores dos indicadores 
Indicador Cor da Solução pH da Solução 
Alaranjado de Metila (ALM) 
Vermelha 
Laranja 
Amarela 
<3,1 
3,1-4,4 
>4,4 
Azul de Bromotimol (ABT) 
Amarela 
Verde 
Azul 
<6,0 
6,0-7,6 
>7,6 
Fenolftaleína (FFT) 
Incolor 
Rósea 
Púrpura 
<8,0 
8,0-10,0 
>10,0 
 
4. Atividade complementar 
 
Será exigido um relatório completo referente a este experimento, o qual deve ser entregue na 
semana seguinte e conter, obrigatoriamente, as tabelas completas e as respostas aos seguintes 
questionamentos: 
 
1) Qual a concentração da solução contida nos tubos 4, 5 e 6 ? Calcule o pH destas soluções? 
2) Qual a concentração da solução contida nos tubos 7, 8 e 9 ? Calcule o pH destas soluções? 
3) Qual o pH calculado das soluções contidas nos tubos 10, 11 e 12 ? 
4) Calcule o pH das soluções do tubo 10 e 13. 
5) Compare os valores de pH calculados com aqueles encontrados experimentalmente. 
6) O que ocorreu com o pH da água destilada (tubos 1 e 3) quando a ela se acrescenta 1 mL de HCl 0,1 
mol/L? E quando se acrescenta 1 mL de NaOH 0,1 mol/L? Explique. 
7) O que ocorre com o pH da solução que contém ácido acético e acetato de sódio ( tubos 10 e 13) 
quando a ela se acrescenta 1 mL de HCl 0,1 mol/L? E quando se acrescenta 1 mL de NaOH 0,1 
mol/L? Explique. 
8) O que é uma solução-tampão e qual sua função? 
 
 
 
 
 
 
40 
 
EXPERIMENTO 9 - REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 
1. Princípios Básicos 
 
Uma reação química onde ocorre a transferência de elétrons de uma espécie para outra é 
chamada de reação de oxidação-redução, reação de oxi-redução ou simplesmente reação redox. 
O processo de oxidação envolve a perda de elétrons por parte de uma substância, enquanto 
que a redução envolve um ganho de elétrons para a espécie química em consideração. Esta perda ou 
ganho de elétrons, formalmente, é indicada pela variação do número de oxidação (NOX) das várias 
espécies envolvidas na reação considerada. 
Exemplos: 
a) 
Zn
0
 + Cu
2+
  Zn2+ + Cu0 
 
- Exemplo de envolvimento de íons simples na reação redox. 
- O número de oxidação do zinco variou de 0 para +2, ou seja, ele perdeu elétrons, sofreu oxidação e é 
um agente redutor. 
- O número de oxidação do cobre variou de +2 para 0, ou seja, ele ganhou elétrons, sofreu redução e é 
um agente oxidante. 
 
b) 
Cr2O7
2-
 + 14H
+
 + 6Fe
2+
  2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O 
 
- Exemplo de envolvimento de átomo em agrupamentos iônicos (crômio contido no Cr2O7
2-
). 
- O número de oxidação do crômio variou de +6 para +3 (ganhou e-, reduziu e é agente oxidante). 
- O número de oxidação do ferro variou de +2 para +3 (perdeu e-, oxidou e é agente redutor). 
 
c) 
C + O2  CO2 
 
- Exemplo envolvendo substâncias moleculares, sólidas e gasosas. 
- O número de oxidação do carbono variou de 0 para +4 (perdeu e-, oxidou e é agente redutor). 
- O número de oxidação do oxigênio variou de 0 para-2 (ganhou e-, reduziu e é agente oxidante). 
Ao se estudar uma determinada reação química, deve-se levar em conta a espontaneidade do 
processo (estudo termodinâmico) e também com que rapidez ela ocorre (estudo cinético). Por 

 
41 
 
exemplo, o nitrogênio e o oxigênio da atmosfera terrestre podem reagir com a água nos oceanos 
formando ácido nítrico diluído, de acordo com a eq. (1): 
 
2 H2O + 2N2 +5O2 → 4HNO3 ∆G = - 85 Kcal.mol
-1 
(1) 
 
 O valor negativo da energia livre indica que essa reação pode acontecer espontaneamente. 
Entretanto ela se processa com uma velocidade praticamente nula. 
 No caso de reações envolvendo oxi-redução,o valor da energia livre de Gibbs (ΔG) pode ser 
determinada pela eq. (2): 
ΔG = -nFE (2) 
Onde n = número de e- transferidos; F = constante de Faraday (1F = 96500 C/mol); E= força 
eletromotriz (f.e.m.). Desta forma, um valor positivo de E indica um processo espontâneo. 
 
2. Objetivos específicos 
 Estudar as reações de oxi-redução utilizando conceitos e medidas de potencial de redução. 
 
3. Materiais Necessários 
Parte A: 
- 3 Tubos de ensaio 
- solução 0,10 M de sulfato de cobre 
- 2 pipetas de 5 mL 
- 1 prego de ferro 
- solução 0,10 M de sulfato de ferro 
- 2 pedaços de fio de cobre 
- solução 0,10 M de nitrato de prata 
 
Parte B: 
- 1 Tubo de ensaio 
- banho Maria 
- kitassato 
- Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 
a 0,5 % 
- 1 pipeta de 1mL 
- 1 pipeta de 10 mL 
- 1 canudinho 
 
Parte C: 
- 1 Tubo de ensaio 
- solução de peróxido de hidrogênio 0,6% v/v 
- solução 0,04 M de permanganato de potássio 
- solução 0,1 M de ácido sulfúrico 
- 2 pipetas de 1 mL 
- 1 pipeta plástica
 
 
42 
 
4. Procedimento Experimental 
Parte A: Verificação da espontaneidade de uma reação de óxido-redução 
 
 - Para todas as reações observe as condições iniciais e anote alguma evidência de transformação com 
o passar do tempo 
- Colocar 5 mL da solução de sulfato de cobre (II) no tubo de ensaio (Tubo 1) e em seguida um prego 
limpo (caso necessário, passar uma palha de aço), fazendo com que parte do mesmo fique 
mergulhada na solução e outra fora da solução. 
- Colocar, em outro tubo de ensaio (Tubo 2) 5 mL da solução de sulfato de ferro (II) e em seguida um 
pedaço de fio de cobre, tomando o mesmo cuidado que o do prego. 
- Colocar, em outro tubo de ensaio (Tubo 3) 5 mL da solução de nitrato de prata e em seguida um 
pedaço de fio de cobre, tomando o mesmo cuidado que o do prego. 
 
Parte B: Reação de oxidação do etanol (teste do bafômetro) 
 
- Colocar cerca de 0,5 mL de solução da dicromato de potássio em um tubo de ensaio e adicionar 10 
mL de ácido sulfúrico 2,5 M; aquecer em banho-maria a 60 
o
C por 5 min. 
- Com a ajuda de um técnico ou do professor, colete no tubo de ensaio o vapor de álcool obtido pelo 
borbulhamento de álcool etílico em um kitassato; 
- Aguardar alguns minutos, anotar as observações e explicar o fenômeno através da equação da reação 
redox. 
 
Parte C: Reação de redução da água oxigenada 
 
- Em um tubo de ensaio adicionar 0,5 mL de uma solução de permanganato de potássio 0,04 M + 1 
mL de ácido sulfúrico 0,1 M + 1mL (lentamente, com pipeta plástica) de água oxigenada (H2O2 6% 
v/v) . Observar e explicar o que acontece. 
 
 
5. Atividade complementar 
Responder aos seguintes questionamentos referentes às reações de oxidação-redução: 
 
1) Na Parte A, explique as observações nos tubos 1 e 2 através dos potenciais padrão de eletrodo das 
semi-reações envolvidas (ver Tabela de potenciais padrão na literatura). As reações são espontâneas? 
 
 
43 
 
2) Na Parte B, descreva o teste do bafômetro indicando a equação de óxi-redução global balanceada e 
a mudança de coloração observada. 
 
3) Na Parte C, escreva a equação de oxi-redução global balanceada e indique pelo menos 2 outros 
exemplos de reações de oxi-redução onde o permanganato de potássio é utilizado como agente 
oxidante. 
TABELA DE POTENCIAIS DE OXI-REDUÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Potenciais de oxidação 
(E
o
ox), em volt 
 Potenciais de redução 
(E
o
red), 
em volt 
+ 3,04 Li+ + 1e Li 3,04 
+ 2,87 Ca2+ + 2e Ca 2,87 
+ 2,71 
 Na+ + 1e Na 2,71 
+ 2,36 Mg2+ + 2e Mg 2,36 
+ 1,66 Al3+ + 3e Al 1,66 
+ 0,76 Zn2+ + 2e Zn 0,76 
+ 0,44 Fe2+ + 2e Fe 0,44 
+ 0,28 Co2+ + 2e Co 0,28 
+ 0,25 Ni2+ + 2e Ni 0,25 
+ 0,14 Sn2+ + 2e Sn 0,14 
+ 0,13 Pb2+ + 2e Pb 0,13 
 0,00 2H+ + 2e H2 0,00 
 –0,34 Cu2+ + 2e Cu +0,34 
 –0,80 Ag+ + e Ago +0,80 
 –0,85 Hg2+ + 2e Hg +0,85 
 –1,07 Br2 + 2e 2Br 
+1,07 
 –1,36 Cl2 + 2e 2Cl 
+1,36 
 –1,50 Au3+ + 3e Au +1,50 
 
44 
 
Referências bibliográficas 
 
CHANG, R. Química Geral. p. 411. 4ª edição. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. 
GIESBRECHT, E. (Coord.), Experiências de Química: técnicas e conceitos básicos, PEQ - Projetos de 
Ensino de Química, São Paulo: Ed. Moderna, 1982, p. 57-58. 
KOTZ, J. C; TREICHEL, Jr. P. M. Química geral e reações químicas. p. 115-517. 5ª edição, Cengage 
Learning. 2005. 
SEMICHIN, V. Práticas de Química geral inorgânica. São Paulo, Editor Mir, 1979. 
SILVA, R.R; BOCCHI, N.; ROCHA FILHO, R.C. Introdução à Química Experimental. São Paulo: McGraw-
Hill, 1990. 
BRADY,J.; HUMISTON, G. E. Química Geral, 2 ed. Rio de janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1986. p. 
187-188, 347-351. 
BROWN, T.L. et al. Química, a ciência central. p. 458-459. 9ª edição. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005. 
VOGEL, A. Análise Química Quantitativa, Ed. Guanabara-Koogan, 5ª Ed., São Paulo, 1989. 
BACCAN, N. Química analítica quantitativa elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, Campinas: 
Universidade Estadual de Campinas, 1979, p. 42-50 e 177. 
COTTON, F. A. & LINCH, L. D. Manual do curso de Química, Rio de Janeiro: Forum, 1968, p. 322-336. 
OLIVEIRA, É. A. Aulas Práticas de Química, 2. ed. São Paulo: Ed. Moderna, 1986; p. 172-174. 
PIMENTEL, G.C. e SPRATLEY, R.D., Química: um Tratamento Moderno, São Paulo: Ed. Edgard Blücher, 
1974, p.69-79. 
HEIN, M.; ARENA, S. Fundamentos de Química Geral. Trad. Gerardo Souza, 9ª edição. Rio de 
Janeiro: LTC Livros Técnicos e Científicos S.A. 1998. 
MENDHAM, J. et al Vogel. Análise Química Quantitativa. 6 ed. Trad. Júlio Carlos Afonso. Rio de 
Janeiro: LTC Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 2002. p.10-12. 
RUSSEL, J.B. Química Geral. Trad. Márcia Guekezian, 2ª edição. São Paulo: Pearson Makron Books, 
1994. Vol 2. 
BACCAN, N.; ANDRADE, J.C.; GODINHO, O.E.S; BARONE, J.S., Química Analítica Quantitativa 
Elementar, 3ª. Ed. Revisada, Ed. Edgard Blücher, 2008, p. 103-108. 
MAHAN, B. H., Química, um curso universitário, 2a edição, Edgard Blucher, 1972, p.270.