Apostila de Química Geral Experimental

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Apostila de Química Geral 
Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1° semana - Apresentação da disciplina e procedimentos de segurança e 
laboratório 
 
 
1- INTRODUÇÃO 
 
 Os laboratórios de química não precisam ser lugares perigosos de trabalho 
(apesar dos muitos riscos em potencial que neles existem), desde que certas 
precauções elementares sejam tomadas e que cada operador se conduza com bom 
senso e atenção. 
 Acidentes no laboratório ocorrem muito freqüentemente em virtude da pressa 
excessiva na obtenção de resultados. Cada um que trabalha deve ter responsabilidade 
no seu trabalho e evitar atitudes impensadas de desinformação ou pressa que possam 
acarretar um acidente e possíveis danos para si e para os demais. Deve-se prestar 
atenção a sua volta e prevenir-se contra perigos que possam surgir do trabalho de 
outros, assim como do seu próprio. O estudante de laboratório deve, portanto, adotar 
sempre uma atitude atenciosa, cuidadosa e metódica em tudo o que faz. Deve, 
particularmente, concentrar-se no seu trabalho e não permitir qualquer distração 
enquanto trabalha. Da mesma forma, não deve distrair os demais 
desnecessariamente. 
 2-NORMAS DE LABORATÓRIO 
Regras e recomendações básicas 
 01. Não se deve comer, beber, ou fumar dentro do laboratório. 
02. Cada aluno, professor e técnico deve usar, obrigatoriamente, um guarda-pó não 
sendo permitido a permanência no laboratório ou a execução de experimentos sem 
o mesmo. O guarda-pó deverá ser de brim ou algodão grosso e, nunca de tergal, 
nylon ou outra fibra sintética, pois ambos são inflamáveis. 
03. Sempre usar óculos de segurança, pois constituem proteção indispensável para 
os olhos contra respingos e explosões. 
04. Ao manipular compostos tóxicos ou irritantes a pele, usar luvas de borracha e 
na capela. 
05. A manipulação de compostos tóxicos ou irritantes, ou quando houver 
desprendimento de vapores ou gases, deve ser feita na capela. 
06. Leia com atenção cada experimento antes de iniciá-lo. Monte a aparelhagem, 
faça uma última revisão no sistema e só então comece o experimento. 
07. Aperfeiçoe o seu trabalho no laboratório, dividindo as tarefas entre os 
componentes de sua equipe. 
08. Antecipe cada ação no laboratório, prevendo possíveis riscos para você e seus 
vizinhos. Certifique-se ao acender uma chama de que não existem solventes 
próximos e destampados, especialmente aqueles mais voláteis (éter etílico, éter de 
petróleo, hexano, dissulfeto de carbono, benzeno, acetona, álcool etílico, acetato 
de etila). Mesmo uma chapa ou manta de aquecimento quente podem ocasionar 
incêndios, quando em contato com solventes como éter, acetona ou dissulfeto de 
carbono. 
09. Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes e solventes que 
utilizarmos. 
10. Seja cuidadoso sempre que misturar dois ou mais compostos. Muitas misturas 
são exotérmicas (ex. H2SO4 (conc.) + H2O), ou inflamáveis (ex. sódio metálico + 
H2O), ou ainda podem liberar gases tóxicos. Misture os reagentes vagarosamente, 
com agitação e, se necessário, resfriamento e sob a capela. 
11. Em qualquer refluxo ou destilação utilize "pedras de porcelana" a fim de evitar 
superaquecimento. Ao agitar líquidos voláteis em funis de decantação, equilibre a 
pressão do sistema, abrindo a torneira do funil ou destampando-o. 
12. Caso interrompa alguma experiência pela metade ou tenha que guardar algum 
produto, rotule-o claramente. O rótulo deve conter: nome do produto, data e nome 
da equipe. 
13. Utilize os recipientes apropriados para o descarte de resíduos, que estão 
dispostos no laboratório. Só derrame compostos orgânicos líquidos na pia, depois 
de estar seguro de que não são tóxicos e de não haver perigo de reações violentas 
ou desprendimento de gases. De qualquer modo, faça-o com abundância de água 
corrente. 
14. Cada equipe deve, no final de cada aula, lavar o material de vidro utilizado e 
limpar a bancada. Enfim, manter o laboratório LIMPO. 
 
3- COMPOSTOS TÓXICOS 
 
 Um grande número de compostos orgânicos e inorgânicos são tóxicos. 
Manipule-os com respeito, evitando a inalação ou contato direto. Muitos produtos 
que eram manipulados pelos químicos, sem receio, hoje são considerados nocivos 
à saúde e não há dúvidas de que a lista de produtos tóxicos deva aumentar. 
 A relação abaixo compreende alguns produtos tóxicos de uso comum em 
laboratórios: 
 
3.1- COMPOSTOS ALTAMENTE TÓXICOS: 
 
 São aqueles que podem provocar, rapidamente, sérios distúrbios ou morte. 
Compostos de mercúrio Ácido oxálico e seus sais 
Compostos arsênicos Cianetos inorgânicos 
Monóxido de carbono Cloro 
Flúor Pentóxido de vanádio 
Selênio e seus compostos 
 
3.2- LÍQUIDOS TÓXICOS E IRRITANTES AOS OLHOS E SISTEMA 
RESPIRATÓRIO: 
Sulfato de dietila Ácido fluorobórico 
Bromometano Alquil e arilnitrilas 
Dissulfeto de carbono Benzeno 
Sulfato de metila Brometo e cloreto de benzila 
Bromo Cloreto de acetila 
Acroleína Cloridrina etilênica 
 
3.3- COMPOSTOS POTENCIALMENTE NOCIVOS POR EXPOSIÇÃO 
PROLONGADA: 
 
a) Brometos e cloretos de alquila: Bromoetano, bromofórmio, tetracloreto de 
carbono, diclorometano, 1,2-dibromoetano, 1,2-dicloroetano, iodometano. 
b) Aminas alifáticas e aromáticas: Anilinas substituídas ou não, dimetilamina, 
trietilamina, diisopropilamina. 
c) Fenóis e compostos aromáticos nitrados: Fenóis substituídos ou não, cresóis, 
catecol, resorcinol, nitrobenzeno, nitrotolueno, nitrofenóis, naftóis. 
 
 3.4- SUBSTÂNCIAS CARCINOGÊNICAS 
 
 Muitos compostos orgânicos causam tumores cancerosos no homem. Deve-
se ter todo o cuidado no manuseio de compostos suspeitos de causarem câncer, 
evitando-se a todo custo a inalação de vapores e a contaminação da pele. Devem 
ser manipulados exclusivamente em capelas e com uso de luvas protetoras. Entre 
os grupos de compostos comuns em laboratório se incluem: 
 
a) Aminas aromáticas e seus derivados: Anilinas N-substituídas ou não, 
naftilaminas, benzidinas, 2-naftilamina e azoderivados. 
b) Compostos N-nitroso: Nitrosoaminas (R'-N(NO)-R) e nitrosamidas. 
c) Agentes alquilantes: Diazometano, sulfato de dimetila, iodeto de metila, 
propiolactona, óxido de etileno. 
d) Hidrocarbonetos aromáticos policíclicos: Benzopireno, dibenzoantraceno, etc. 
e) Compostos que contém enxofre: Tioacetamida, tiouréia. 
f) Benzeno: Um composto carcinogênico, cuja concentração mínima tolerável é 
inferior aquela normalmente percebida pelo olfato humano. Se você sente cheiro de 
benzeno‚ é porque a sua concentração no ambiente é superior ao mínimo tolerável. 
Evite usá-lo como solvente e sempre que possível substitua-o por outro solvente 
semelhante e menos tóxico (por exemplo, tolueno). 
g) Amianto: A inalação por via respiratória de amianto pode conduzir a uma doença 
de pulmão, a asbestose, uma moléstia dos pulmões que aleija e eventualmente 
mata. Em estágios mais adiantados geralmente se transforma em câncer dos 
pulmões. 
 
4- INSTRUÇÕES PARA ELIMINAÇÃO DE PRODUTOS QUÍMICOS PERIGOSOS 
 
Hidretos alcalinos, dispersão de sódio 
Suspender em dioxano, lentamente adicionar o isopropano, agitar até completa 
reação do hidreto ou do metal: adicionar cautelosamente água até formação de 
solução límpida, neutralizar e verter em recipiente adequado. 
 
Hidreto de lítio e alumínio 
Suspender em éter ou THF ou dioxano, gotejar acetato de etila até total 
transformação do hidreto, resfriar em banho de gelo e água, adicionar ácido 2N até 
formação de solução límpida, neutralizar e verter em recipiente adequado. 
 
Boroidreto alcalino 
Dissolver em metanol, diluir em muita água, adicionar etanol, agitar ou deixarem 
repouso até completa dissolução e formação de solução límpida, neutralizar e 
verter em recipiente adequado. 
 
Organolíticos e compostos de Grignard 
Dissolver ou suspender em solvente inerte (p.ex.: éter, dioxano, tolueno), adicionar 
álcool, depois água, no final ácido 2N, até formação de solução límpida, verter em 
recipiente adequado. 
 
Sódio 
Introduzir pequenos pedaços do sódio em metanol e deixar em repouso até 
completa dissolução do metal, adicionar água com cuidado até solução límpida, 
neutralizar, verter em recipiente adequado. 
 
Potássio 
Introduzir em n-butanol ou t-butanol anidro, diluir com etanol, no final com água, 
neutralizar, verter em recipiente adequado. 
 
Mercúrio 
Mercúrio metálico: Recuperá-lo para novo emprego. 
Sais de mercúrio ou suas soluções: Precipitar o mercúrio sob forma de sulfeto, 
filtrar e guardá-lo. 
 
Metais pesados e seus sais 
Precipitar soba a forma de compostos insolúveis (carbonatos, hidróxidos, sulfetos, 
etc.), filtrar e armazenar. 
 
Cloro, bromo, dióxido de enxofre 
Absorver em NaOH 2N, verter em recipiente adequado. 
 
Cloretos de ácido, anidridos de ácido, PCl3, PCl5, cloreto de tionila, cloreto de 
sulfurila. 
Sob agitação, com cuidado e em porções, adicionar a muita água ou NaOH 2N, 
neutralizar, verter em recipiente adequado. 
 
Ácido clorosulfônico, ácido sulfúrico concentrado, óleum, ácido nítrico 
concentrado 
Gotejar, sob agitação, com cuidado, em pequenas porções, sobre gelo ou gelo 
mais água, neutralizar, verter em recipiente adequado. 
 
Dimetilsulfato, iodeto de metila 
Cautelosamente, adicionar a uma solução concentrada de NH3, neutralizar, verter 
em recipiente adequado. 
 
Presença de peróxidos, peróxidos em solventes, (éter, THF, dioxano) 
Reduzir em solução aquosa ácida (Fe(II) - sais, bissulfito), neutralizar, verter em 
recipiente adequado. 
 
Sulfeto de hidrogênio, mercaptanas, tiofenóis, ácido cianídrico, bromo e 
clorocianos 
Oxidar com hipoclorito (NaOCl). 
 
 
5- AQUECIMENTO NO LABORATÓRIO 
 
 Ao se aquecerem substâncias voláteis e inflamáveis no laboratório, devem-se 
sempre levar em conta o perigo de incêndio. 
 Para temperaturas inferiores a 100°C use preferencialmente banho-maria ou 
banho a vapor. 
 Para temperaturas superiores a 100°C use banhos de óleo. Parafina aquecida 
funciona bem para temperaturas de até 220°C; glicerina pode ser aquecida até 
150°C sem desprendimento apreciável de vapores desagradáveis. Banhos de 
silicone são os melhores, mas são também os mais caros. 
 Uma alternativa quase tão segura quanto os banhos são as mantas de 
aquecimento. O aquecimento é rápido, mas o controle da temperatura não é tão 
eficiente como no uso de banhos de aquecimento. Mantas de aquecimento não são 
recomendadas para a destilação de produtos muito voláteis e inflamáveis, como 
éter de petróleo e éter etílico. 
 Para temperaturas altas (>200°C) pode-se empregar um banho de areia. 
Neste caso o aquecimento e o resfriamento do banho devem ser lentos. 
 Chapas de aquecimento podem ser empregadas para solventes menos 
voláteis e inflamáveis. Nunca aqueça solventes voláteis em chapas de aquecimento 
(éter, CS2, etc.). Ao aquecer solvente como etanol ou metanol em chapas, use um 
sistema munido de condensador. 
 Aquecimento direto com chamas sobre a tela de amianto só é recomendado 
para líquidos não inflamáveis (por exemplo, água). 
6- Rótulos dos frascos químicos 
Os rótulos dos frascos são importantes para providenciar a informação dos 
produtos como nome, periculosidade e riscos à saúde, informação analítica, 
pictogramas, fórmula química, número de CAS. O exemplo abaixo é uma etiqueta 
de um produto da Sigma-Aldrich® (figura 1). 
 
Figura 1. Etiqueta de um produto da Sigma-aldrich. 
Legenda do Rótulo supracitado. 
A.Nome do produto. 
B. Número do catálogo do produto 
C.Informação descritiva 
D. Recomendações para manuseio e embalagem. 
E. Declaração de Periculosidade 
F. Análise de lote 
G. Tamanho da embalagem 
H.Número do lote 
I. Pictogramas de risco 
J. informações de risco 
K. Número de CAS 
L. Fórmula química e peso molecular 
M. País de origem 
N Disponibilidade da Ficha de segurança do material 
O. Número EC 
7. Pictogramas – Indicam a periculosidade dos produtos. Abaixo a legenda do 
mesmo (figura 2). 
 
Figura 2. Pictogramas de periculosidade. 
 
 
 
 
 
 
 
2° semana-Confecção de relatórios e atividades Práticas 
1. Padrão de relatório 
O relatório das atividades práticas deverá conter os seguintes tópicos: 
 
1.1Título da prática 
1.2 Objetivo: Descrição dos objetivos desejados com a realização da prática. 
1.3 Introdução: Descrição teórica sobre o assunto abordado na prática. 
Ex.: 
...“Um LED é uma fonte de luz que emite em uma determinada faixa de 
comprimento de onda. O laser emite de maneira semelhante a um LED. No 
LASER, no entanto, toda a luz obtida a partir do dispositivo, está focada 
em um único raio. Os LASERs foram primeiramente desenvolvidos a partir 
de tubos de gás e em outros aparatos fisicamente volumosos. Para se 
tornarem viáveis economicamente devem se tornar pequenos, baratos e 
menos frágeis, preferencialmente no estado sólido(1). O raio LASER é 
gerado quando o material sólido é submetido a uma carga elétrica 
específica, a qual excita seus elétrons, provocando a emissão dos fótons. 
Os fótons são então amplificados e refletidos através de microscópicos 
espelhos existentes nas camadas internas do sólido cristalino gerador 
“emergindo” em uma extremidade do cristal, com um único raio”... 
2.Procedimento experimental: Descrição dos procedimentos adotados para 
a realização da prática. Deverá conter também uma listagem de todos os 
reagentes e materiais utilizados. 
2.1.Resultados experimentais: Descrição dos resultados obtidos após a 
realização dos procedimentos experimentais. 
2.2 Tratamento matemático / cálculos: Descrição dos cálculos e do 
tratamento matemático dispensado aos resultados obtidos. 
3.Conclusões: Fechamento da atividade prática. Deverão ser descritas as 
conclusões obtidas com a realização da prática. As conclusões estão 
relacionadas aos objetivos. 
4.Referências bibliográficas: Listagem de toda a bibliografia e das fontes 
de pesquisa utilizadas para a elaboração do relatório. Deverão conter o 
nome dos autores, o título do artigo ou do tópico, o nome da publicação, 
revista, livro ou site, a página consultada e o ano da publicação. Os números 
entre colchetes se referem à ordem de aparecimento da referência no texto 
do relatório. A referência [1] está relacionada ao texto: ...” Para se tornarem 
viáveis economicamente devem se tornar pequenos, baratos e menos 
frágeis, preferencialmente no estado sólido(1)... 
 Ex.: 
 
[1] KOSELKA, R., “Into the Blue” , Forbes Magazine, 14 de junho de 1999 
[2] http://jota.sm.luth.se/~f93-jdg/rapport/node3.html - maio de 2001 
[3] AMANO, H. et al., “Metalorganic Vapor Phase Epitaxial Growth of a High Quality 
GaN Film Using an AlN Buffer Layer”, Applied Physics Letters, vol. 48, (5), pp 
353-355, (1986) 
[4] NAKAMURA, S, “GaN Growth Using GaN Buffer Layer”, Japanese Journal of 
Applied Physics, vol. 30, (10A), pp 1705-1707, (1991) 
 
 
 
 3° semana-Apresentação das vidrarias e aparelhagem de um laboratório de 
química 
 
Em um laboratório de química de uma maneira geral devemos utilizar vidrarias e 
equipamentos com diversos objetivos e funções. 
 
Nesta aula vamos abordar algumas destas vidrarias e equipamentos e verificar suas 
funções. 
 
Devemos utilizar para transporte de substâncias físicas ou líquidas estas vidrarias: 
-Becheres (figura 3) 
-Erlenmeyers (figura 3) 
-vidro de relógio-pesa- filtros 
 
 
Figura 3. Becher e Erlenmeyer 
 
Basicamente estas duas vidrarias são muito utilizadas em laboratório de química 
sendo a diferença está principalmente na abertura de ambas as vidrarias. Podemos 
observar que o erlemeyer apresenta uma abertura pequena oferecendo uma área 
muito pequena para a volatilização de substâncias ou seja vai diminuir a evaporação 
das substâncias. 
 
Ao contrário dos erlemeyers os bechers apresentam aberturas maiores que são ideais 
para transporte para substâncias líquidas ou ainda sólidos imersos em líquidos na qual 
podemos utilizar um bastão de vidro para operações na qual podemos utilizar 
aquecimento para a solubilização de algumas substâncias. Neste caso esta vidraria 
permite uma evaporação mais efetiva em comparação ao erlenmeyer. 
 
Estas vidrarias são oferecidas no mercado em diferentes volumes de 25 ml até 2 litros. 
O tipo de vidro também é importante na qual um vidro do tipo pyrex permite que as 
mesmas possam ser submetidas ao aquecimento. 
 
 
 
 
Há operações em um laboratório na qual precisamos uma vidraria analítica para medir 
uma adição de volume sobre um sólido ou ainda um líquido. Podemos ter uma proveta 
ou ainda pipetas graduadas, analíticas ou Pasteur e também balões volumétricos 
(figura 4). 
 
Para as pipetas é necessária a utilização de pêras de borracha para aspirar aos 
volumes. Em geral as provetas são menos precisas que as pipetas e os balões 
volumétricos. Este tipo de vidraria analítica não deve ir à estufa nem sofrer 
aquecimento, pois podem perder a precisão das mesmas devido à dilatação do vidro. 
A pipeta Pasteur em geral não apresenta precisão. 
 
 
Figura 4. Proveta, balão volumétrico e pipeta. 
 
 
Há vidrarias que estão relacionadas para o isolamento de sólidos e líquidos. Para o 
isolamento de líquidos utilizam-se funis analíticos comuns (figura 4). 
 
 
Figura 4. Funil analítico. 
 
Podemos utilizar para as filtrações papel de filtro que possui diversos poros e ainda 
algodão dependendo do material a ser filtrado. Alguns extratos de plantas, por 
exemplo, podem ser filtrados em algodão e o líquido filtrado límpido. 
 
Em filtrações onde o sólido é de interesse devemos empregar um outro equipamento 
denominado de Funil de Buchner (figura 5) na qual é empregado com um kitassato na 
qual está ligado a um sistema de vácuo. O funil de Buchner consiste em material 
porcelana to ou ainda de vidro onde há vários orifícios de pequeno diâmetro e tem 
como elemento filtrante o papel de filtro. Estas filtrações são rápidas e o material é 
vertido sobre o funil de Buchner onde está um papel de filtro sobre o mesmo. 
 
 
Figura 5. Funil de Buchner. 
 
 
 
 
 
Sistema de aquecimento 
 
Para alguns experimentos é necessário utilizar o aquecimento na qual podemos 
envolver algumas reações ou simplesmente aquecer o meio. Podemos utilizar para 
uma filtração a quente, fechamento de capilares, solubilização de substâncias. Há 
várias fontes de aquecimento como mantas para destilações, placas de aquecimento e 
o bico de Bunsen (figura 6). 
 
O bico de Bunsen é um combustor movido a gás e este equipamento possui furos na 
sua parte inferior para justar a entrada de ar e uma válvula que vai orientar a entrada 
de gás no mesmo. Este uma chama que pode ser dividida em regiões: uma oxidante 
(azulada) está ligada a altas temperaturas na porção superior e outra chamada de 
redutora de temperaturas mais baixas. As chamas fuliginosas (chama amarelada) 
devem-se pelo fato que a queima está incompleta pelo fato que a abertura inferior está 
fechada ou parcialmente fechada. 
 
 
Figura 6. Bico de Bunsen. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 4° Semana – Utilização de referências como Handbook e catálogos em um laboratório 
de química 
 
 
Muitas vezes para a purificação de certos compostos ou ainda para a caracterização 
dos mesmos é necessária uma investigação mais profunda da natureza dos mesmos 
bem como as suas propriedades físico-químicas. Esta literatura vai ajudar os 
profissionais nas questões acima e para isto temos uma literatura bem especializada 
na qual podemos destacar o Index Merck®, Handbook e catálogos específicos. 
 
O Index Merck® (Figura 7) possui dados físico-químicos, farmacologia e toxicidade 
destes compostos. Podem-se encontrar ainda referências bibliográficas sobre síntese 
e isolamento do composto. 
 
 
 
Figura 7. Exemplo de um composto do Index Merck®. 
 
Neste exemplo do Actiphenol podemos ver a sua fórmula molecular, mol, pode 
apresentar a sua estrutura química, solubilidade, ponto e fusão e ou ebulição e 
referências do seu isolamento e purificação. 
 
Uma outra fonte de referência seria o Handbook of Chemistry and Physics onde 
possuem várias informações físico-químicas bem como a nomenclatura oficial da 
IUPAC. 
 
Podemos ter nos laboratórios catálogos que também possuem informações relevantes 
como é o exemplo abaixo do catálogo da Fluka® (figura 8). 
 
 
Figura 8. Catálogo da Fluka®. 
 
Legenda dos itens importantes. 
1. Setas. Significa o início ou fim de um grupo de produtos. 
2. Nome do grupo. 
3. Cabeçalho comum. Informações comuns. 
4. Sinônimo(s) 
5. Número de registro no Chemical Abstracts (CAS RN) 
6. Número de comissão enzimática 
7. Nome do produto (s) 
8. Fonte biológica 
9. Seta virada para a direita produtos que compartilham nome comum, fonte 
biológica... 
10. Atividade enzimática. 
11. Definição de unidade 
12. Literatura citada 
13. Número do catálogo 
14. Tamanho da embalagem 
15. Preço 
16. Informação descritiva 
17. Pictogramas de periculosidade 
18. Produto novo 
19. Logo da Marca 
20. Embarque em gelo 
21. Estrutura química 
22. Referências 
23. Fórmula molecular 
24. Risco 
25. Condições de armazenamento 
 
5° Semana – Medidas em química: massas e volume. 
 
Unidades e dimensões 
 
Objetivo: 
 
Apresentar o conceito de unidades e a metodologia adotada para a conversão 
de unidades nos diferentes sistemas. 
 
1. Dimensões: São os nossos conceitos básicos de medida, tais como: 
comprimento, tempo, massa, temperatura, etc.. 
2. Unidades: São os meios de expressar as dimensões, tais como: metro 
(m) ou pé (ft) para comprimento, horas (h) ou segundos (s) para 
tempo, etc.. 
 
3. Sistemas de unidades: Sistema Internacional (SI); Sistema 
Inglês; CGS 
 
Unidades básicas: 
Dimensão Unidade Símbolo 
comprimento metro (SI) 
centímetro (CGS) 
pé (Sist. Inglês) 
m 
cm 
ft 
massa quilograma (SI) 
grama (CGS) 
libra (Sist. Inglês) 
kg 
g 
lb 
moles grama-mol (SI) 
libra-mol (Sist. Inglês) 
mol ou g-mol 
lb-mol 
tempo segundo (SI) s 
temperatura Kelvin (SI) 
Celsius 
Rankine (Sist. Inglês) 
Fahrenheit 
K 
oC 
oR 
oF 
corrente elétrica Ampère A 
intensidade de luz candela cd 
Unidades múltiplas 
 
tera (T) 1012 centi (c) 10-2 
giga (G) 109 mili (m) 10-3 
mega (M) 106 micro () 10-6 
quilo (k) 103 nano (n) 10-9 
 
 
Unidades derivadas 
Dimensão Unidade Símbolo equivalente em termos de unidades básicas 
volume litro L ou l 0,001 m3 
1000 cm3 
força Newton (SI) 
dina (CGS) 
N 
DYN 
1kg.m.s-2 
1g.cm. s-2 
pressão Pascal (SI) Pa N.m-2 = 1kg.m.s-2.m-2 = 1kg.m-1.s-2 
energia, Joule (SI) J 1N.m = 1kg.m.s-2.m = 1kg.m2.s-2 
trabalho erg (CGS) 
caloria 
erg 
cal 
1g.cm2.s-2 
4,184 J = 4,184 kg.m2.s-2 
potência Watt W 1 J.s-1 = 1kg.m2.s-3 
 
Conversão de unidades 
Converter 
2s
cm
1
 em 
2ano
km . 
2
9
2
2
2
2
2
2
2 ano
km
1095,9
m1000
km1
cm100
m1
)ano1(
)dias365(
)dia1(
)h24(
)h1(
)s3600(
s
cm
1 
 
Unidade molar 
Mol é a quantidade de uma substância que contém tantas espécies elementares 
quantoexistem de átomos em 12 g de 12C. 
No SI e CGS: 1 mol (ou 1g-mol) = 6,02.1023 moléculas ou átomos 
No Sist. Inglês: 1 lb-mol = 454.6,02.1023 moléculas ou átomos 
 
Ex.: Um recipiente contém 2 lb de NaOH (PM=23+16+1=40). 
Em termos de lb-mol: 
mollb05,0
lb40
mollb1
lb2 


 
Em termos de mol (ou g-mol): 
mol7,22
mollb1
mol454
lb40
mollb1
lb2 




 
 
Exercícios: 
 
1) Através de pesquisa bibliográfica, indique os fatores de conversão para as 
seguintes unidades: 
a) Grama para libras; (massa) 
b) Pascal para atmosferas; (pressão) 
c) mmHg para atmosferas; (pressão) 
d) mmHg para Pascal; (pressão) 
e) Bar para Torr; (pressão) 
f) Litros para m3; (volume) 
g) Joule para caloria; (energia) 
h) Metro para pé; (comprimento) 
i) Pé para cm; (comprimento) 
j) Metro3 para pé3; (volume) 
k) Lb-mol para g-mol; (quantidade de matéria) 
l) Kelvin para Celsius; (temperatura) 
 
2) Faça a conversão para as seguintes unidades derivadas: 
a) 10 ano x (Litro/ft) em dia x (m3/cm) 
b) 50 Joules/segundo em Cal/dia 
c) 300 gramas/hora em Lb/segundos 
d) 400 cm3 x (Joule/hora) em ft3 x (Cal/segundo) 
e) 15 lb-mol/(hora x m) em g-mol/(segundo x metro) 
f) 100 mmHg/segundo em atm/hora 
 
 
Sugestões de práticas 
 
1. Densidade 
 
Os materiais homogêneos em geral, nas quantidades que habitualmente 
manipulamos, apresentam uma razão constante entre sua massa e seu volume; a 
essa razão, que pode ser definida como “massa por unidade de volume”, chamamos 
de densidade absoluta ou de massa específica do material. Representamos a 
densidade através da fórmula: 
 
d = m/v onde m expressa em Kilo (Kg) e o volume em Litros (L). Podendo ser 
representado também por g/ml. 
 
 
Objetivo da prática 
 
Medir a massa de um líquido e seu volume variando sua temperatura. 
 
Procedimento 
 
Pipetar 1 ml de água na temperatura correspondente e pesar em uma balança 
analítica em uma proveta de 10 ml. Fazer este tipo de medida em cada temperatura 
conforme a tabela abaixo. 
 
Temperatura (◦C) Densidade (g/ml) 
0 
5 
10 
20 
25 
30 
40 
 
 
Verificar a variação da densidade em função da temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.2Densidade 
 
Determinação do teor de açúcar em bebidas comerciais por densidade. 
 
Material 
Vidraria: Balão volumétrico, sacarose, balança de precisão, provetas de 10 ml, pipetas 
volumétricas ou de maior precisão. 
Padrão: Sacarose. 
Amostras: bebidas comerciais, sendo importante uma light ou ainda diet, esta de 
preferência. 
Padrão de referência: Água de preferência deionizada. 
 
Padrões 
Preparar soluções padrões de sacarose em balões volumétricos de 100ml. Estas 
soluções deverão apresentar concentrações de 1, 3, 5, 10 e 15 %. Estes padrões 
deverão ser acondicionados em geladeira e a validade é curta no máximo uma 
semana. 
 
Procedimento 
 
Padrões de solução de sacarose 
Pesar com precisão as soluções padrões de sacarose (1,3,5,10 e 15%) pipetando 1,0 
ml e colocando sobre a proveta ou ainda um becher pequeno em uma balança 
analítica de precisão. Posteriormente após a medida a balança deverá ser adicionada 
a “tara” da mesma e uma nova medida deverá ser adicionada na mesma proveta. 
 Este procedimento deverá ser repetido três vezes para cada concentração destas 
soluções e anotado os seus valores. 
Deverá ser feito à média dos pesos de cada concentração. 
 
Amostra 
Pipetar 1,0 ml com precisão de cada amostra e esta deverá ser colocada sobre a 
proveta ou ainda um becher pequeno em uma balança analítica de precisão e anotar 
os valores de cada pesada. Este procedimento deverá ser repetido três vezes para 
cada amostra. 
Deverá ser feito à média dos pesos de cada amostra 
 
Padrão de referência 
Pesar a água como padrão de referência pipetando 1,0 ml e colocada sobre a proveta 
ou ainda um becher pequeno em uma balança analítica de precisão. Este 
procedimento deverá ser repetido três vezes para cada amostra. 
Deverá ser feito à média dos pesos de cada amostra 
 
 
Resultados 
 
 Os alunos deverão traçar um gráfico entre e densidade (g/ml) X concentração 
% açúcar. Os valores deverão ter a média dos valores das soluções padrões 
de sacarose e o aluno deverá adicionar a linha de tendência bem como a 
equação da reta bem como o coeficiente relativo da mesma no programa 
Excell no modelo de gráfico de dispersão. 
 Verificar os valores das amostras. 
 
Conclusão 
 
 Verificar a reta bem como os valores da mesma; 
 Verificar os desvios padrões da reta e se a curva é aceitável ou não; 
 Caso não esteja satisfatória a curva indique qual ou quais as ações corretivas; 
 
 
 
Referência 
 
Henderson,S. et al. Journal of Chemical Education 75(9) 1122 ( 1998). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6° semana – Reações Redox 
 
Objetivo 
 
Conhecer os fenômenos que acompanham as reações redox, avaliando as 
condições que tornam tais reações espontâneas ou não. Nesta prática vários metais 
serão mergulhados em soluções contendo cations de outros metais e verificaremos se 
houve ou não reação, bem como determinar os produtos de tais reações. 
 
Introdução 
 
As reações redox são caracterizadas pela transferência de elétrons entre duas 
espécies químicas, uma perdendo elétrons (oxidando) e outra ganhando elétrons 
(reduzindo). Os potenciais elétricos padrão associados a esses processos, acham-se 
tabelados para a maioria dos íons e substâncias orgânicas mais utilizadas e, através 
dos potenciais podemos predizer se determinada reação redox vai ou não ocorrer. 
 
 
Materiais 
 
 Solução aquosa de FeSO4 1 N; 
 solução aquosa de CuSO4 1N; 
 solução aquosa de Pb(NO3)2 1N; 
 lâminas de cobre, zinco e chumbo. 
 
Procedimento Experimental 
 
Inicialmente limpe as lâminas para retirar a camada de óxido formado em cada 
uma delas. Em 3 bécheres de 50 ml coloque um pequeno volume das soluções de Fe 
(II), Cu (II) e Pb (II), uma em cada becher. Teste a reatividade de cada placa em cada 
uma destas soluções, organizando seus dados na tabela a seguir. 
 
 
 
 
 Solução de Fe (II) Solução de Pb (II) Solução de Cu (II) 
Lâmina de Pb 
Lâmina de Cu 
Lâmina de Zn 
 
Um exemplo do arranjo experimental, é mostrado a seguir, para o caso da 
imersão da placa de Zn em solução de sulfato de cobre. 
 
Questões: 
 
1) O que foi observado na prática? 
2) Como podem ser explicadas as deposições observadas nos experimentos? 
3) Como se justifica que em alguns sistemas não ocorreram deposições? 
4) Quais os potenciais padrões das pilhas formadas? 
 
7° semana – Velocidade de reação 
 
Estudo da influência da concentração de um reagente na velocidade de 
uma reação. 
1- Introdução 
 
Normalmente, quando queremos estudar cinética química e seus parâmetros 
fundamentais, escolhemos uma reação química não muito complexa, de modo que a 
determinação da velocidade reacional seja uma tarefa viável experimentalmente. Uma 
reação muito conhecida pela sua simplicidade é a reação do íon tiosulfato com ácidos. 
 
2- Objetivo da prática 
 
Determinar a velocidade de uma reação e relacionar essa velocidade com a 
concentração de um dos reagentes. Para esta determinação, será mantida constante a 
concentração de ácido cloridrico, variando-se gradativamente a concentração do íon 
tiosulfato e medindo-se o tempo necessário para a reação ocorrer. Serão feitas 5 
determinações, seguindo esta metodologia. 
 
3- Reagentes e materiais 
 
a) Soluções empregadas: 
 
tiosulfato de sódio ou potássio (Na2S2O3) 0,15 mol/l; 
ácido clorídrico 3,0 mol/l 
 
b) Material utilizado: 
 
5 erlenmeyers 125 mL 
pipeta de 5 mL 
provetasde 100 mL 
 
 
 
4- Procedimento experimental 
 
a) Influência da concentração do íon tiosulfato na velocidade da reação: 
Arrume 5 erlenmeyers de 125 ml sobre a bancada e identifique-os, fazendo 
uma marcação de 1 a 5. Coloque uma folha de papel branco com um “x” desenhado 
embaixo de cada erlenmeyer Em cada um deles adicione os volumes de água e 
tiosulfato determinados pela tabela abaixo. Adicione ao primeiro erlenmeyer, com 
agitação, 5 ml da solução de ácido clorídrico e imediatamente acione o cronômetro. 
Pare o cronômetro quando a turvação se tornar intensa e não conseguir visualizar o 
“x” embaixo do erlenmeyer. Registre o tempo. Preencha a tabela com este valor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Proceda de maneira semelhante para os outros 4 erlenmeyers, anotando o 
tempo necessário para que a reação ocorra nas diferentes concentrações de 
tiosulfato. 
 
 
Erlenmeyer 
Volume de 
Na2S2O3 (ml) 
Volume de 
água (ml) 
Concentração 
de Na2S2O3 
(mol/l) 
Volume de HCl 
(ml) 
Tempo (s) 
1 25 0 5 
2 20 5 5 
3 15 10 5 
4 10 15 5 
5 5 20 5 
 
b)Influência da concentração do HCl na velocidade da reação: 
Repetir o procedimento anterior, variando, agora as concentrações do HCl e 
mantendo-se inalterada a concentração do tiosulfato, de acordo com a tabela. 
 
 
Erlenmeyer 
Volume de 
HCl (mL) 
Volume de 
água (mL) 
Concentração 
de HCl (mol/L) 
Volume de 
Na2S2O3 (mL) 
Tempo (s) 
1 25 0 5 
2 20 5 5 
3 15 10 5 
4 10 15 5 
5 5 20 5 
 
 
Questões: 
 
1) Quais as concentrações dos reagentes utilizadas nos experimentos? 
2) Como foram determinadas essas concentrações? Mostre os 
procedimentos de cálculo. 
3) O que foi observado ao se variar as concentrações de cada um dos 
reagentes, em relação à velocidade reacional? 
4) Quais as justificativas para o que foi observado na aula prática? 
 
 
 
 
 
8° semana – revisão das práticas passadas. 
 
9° semana – Teoria do ponto de fusão e ebulição 
 
Objetivos 
 
1. Identificar os compostos orgânicos pelos pontos de fusão e ebulição. 
2. Apresentar aparelhagens destinadas dos pontos de ebulição e de fusão. 
3. Relacionar a estrutura das moléculas com os pontos de fusão ou de ebulição. 
 
Fundamentos teóricos 
 
A identificação de um composto orgânico é importante para a identificação do mesmo 
e também para o controle de qualidade de uma matéria prima. È necessário para este 
ensaio precisão e exatidão. 
Um composto conhecido pode ser identificado pela determinação de umas das 
propriedades físicas em conjunto com uma série de propriedades químicas. 
Para compostos sólidos a constante física mais empregada é o ponto de fusão. Este é 
definido como a temperatura na qual a fase sólida e líquida se encontram em 
equilíbrio. È utilizado o método capilar onde uma pequena porção do material se funde 
e liquefaz no interior do capilar. Em alguns catálogos o ponto de fusão é abreviado 
pelas siglas PF ou melting point. A faixa de fusão de um composto orgânico puro é 
muita pequena entre 0,5 -1,0 °C. A presença de impurezas ou produtos de degradação 
podem influir diretamente nesta faixa e alguns casos alteram o ponto de fusão de um 
composto. 
 
No caso do ponto de ebuição, a técnica e objetivos são semelhantes, contudo usados 
amostras liquidas e como definição seria a passagem do líquido para a fase vapor 
sendo características de cada líquido e como tal pode ser utilizada para identificar o 
líquido em questão ou até mesmo em alguns casos verificar o seu grau de pureza. 
 
 
Aparelhagens para os pontos de fusão e ebulição 
 
È necessário uma fonte de calor adequada que no caso será utilizado o bico de 
Bunsen e deve estar conjugado com uma vidraria específica chamada de Thiele. Este 
tubo de Thiele deverá ser preeenchido com um volume de líquido termoestável como 
óleo mineral, óleo de silicone de tal forma que a maior parte do calor seja absorvido 
pelo óleo e não pela pequena amostra (figura 9 e 10). O termômetro é fixado o mais 
próximo possível do capilar que contém a amostra. 
 
 
 
Figura 9. Aparelhagem de ponto de fusão. 
 
 
 
Figura 10. Técnica de ponto de ebulição. 
 
 
 
10° Semana – Prática do ponto de fusão 
 
Procedimento. 
 
Preparar três capilares selando uma das extrermidades. Após o esfriamento, os 
capilares deverão receber as amostras. As amostras devem ficar em um vidro de 
relógio e mergulha-se nelas o capilar e bate-se cuidadosamente o pó para o fundo do 
mesmo com pequenas batidas na bancada. Deve-se observar que o pó tem que estar 
fino, caso contrário é necessário uma trituração com gral e pistilo. 
 
Uma vez preparado o capilar ele deve-se unir ao termômetro com uma borracha sendo 
a amostra deve ficar junto ao bulbo do termômetro (figura 9). 
 
Atenção, pois esta borracha deve ficar acima do nível do óleo do Thiele e é importante 
que o óleo não entre no capilar. 
 
O tubo de Thiele é aquecido de uma maneira branda até a fusão da substância na 
qual deve-se anotar a temperatura. 
 
Determine o PF aproximado empregando uma velocidade de aquecimento de 15– 
20°C por minuto. Após a fusão, remova a chama e deixe a temperatura do banho 
baixar 20°C ou mais, abaixo do PF aproximado. 
Este procedimento é tomado em todos os casos onde o PF é desconhecido. 
Identifique a amostra desconhecida consultando a lista de amostras. 
 
Deve-se fazer da mesma amostra três pontos de fusão. 
 
Nome do composto PF experimental (°C) PF literatura (°C) 
 
 
 
 
Ponto de fusão de misturas de (a) e (b) em °C: 
___________________________________ 
Identificação de um Composto Desconhecido 
No do desconhecido: 
________________________________________________________ 
PF do desconhecido: 
________________________________________________________ 
Resultado: 
_________________________________________________________________ 
Discussão dos Resultados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11° Semana - Prática do ponto de ebulição 
 
Procedimento 
 
È muito semelhante a prática do ponto de fusão diferenciando-se na preparação da 
amostra. 
 
Fecha-se uma das extremidades de um capilar. Nesta técnica utiliza-se preso ao 
termômetro um microtubo na qual está a substância que se desejar determinar o ponto 
de fusão e um capilar com a extremidade fechada colocada para cima e a extremidade 
aberta mergulhada no líquido (figura 10). 
 
Deve-se fazer da mesma amostra três pontos de ebulição. 
 
Nome do composto PE experimental (°C) PE literatura (°C) 
 
 
 
 
Ponto de ebulição de misturas de (a) e (b) em °C: 
___________________________________ 
Identificação de um Composto Desconhecido 
No do desconhecido: 
________________________________________________________ 
PE do desconhecido: 
________________________________________________________ 
Resultado: 
_________________________________________________________________ 
Discussão dos Resultados 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 °Semana - Calorimetria e termoquímica 
 
1) Introdução 
 
A termoquímica é o ramo da termodinâmica que se ocupa do estudo da liberação e 
absorção de calor durante uma transformação. Quando uma transformação se dá a 
pressão constante e o único trabalho possível é o trabalho de expansão, o calor 
liberado é igual a H, sendo: 
H = QP = calor de reação à pressão constante 
 
O calor de reação se refere às variações de entalpia, embora seja empregado 
freqüentemente o termo entalpia de reação. 
 
2) Objetivo 
 
Observar os aspectos qualitativos de reações exotérmicas e endotérmicas. 
 
3) Materiais e reagentes 
 
Prática A 
 
Experiência 1: Reação exotérmica 
 
1. Coloque em um tubo de ensaio cerca de 10 ml de água. 
2. Coloque no interior do tubo um termômetroe anote a temperatura. 
3. Adicione cuidadosamente cerca de 2 mL de H2SO4 concentrado 
4. Sinta com as pontas dos dedos o aquecimento do tubo de ensaio. 
5. Anote a temperatura após o término da adição do ácido. 
 
A ionização do ácido sulfúrico é um processo exotérmico 
 
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + 2SO4
2- + calor 
 
Experiência 2: Reação endotérmica 
 
1. Coloque em um Bécher de 50 ml seco, cerca de 1 grama de NaHCO3 
2. Insira um termômetro e anote a temperatura do sistema 
3. Adicionar cerca de 5 mL de HCl 1:1 
4. Sinta com as pontas dos dedos o resfriamento do tubo de ensaio 
5. Anote a temperatura do sistema após a adição do HCl. 
 
A reação entre o ácido e o bicarbonato de sódio é endotérmica. 
 
HCl + NaHCO3  NaCl + H2O + CO2 - calor 
Questões: 
 
1) O que foi observado na experimento de reação exotérmica? Qual a variação 
de temperatura verificada? 
2) O que foi observado no experimento de reação endotérmica? Qual a 
variação de temperatura observada? 
3) Explique os fenômenos observados nas questões (1) e (2). 
13° Semana - Montagem de uma pilha Galvânica 
 
Montagem de uma pilha galvânica 
 
Objetivo 
 
Medir o potencial eletromotriz (fem) de duas células eletrolíticas, usando 
diferentes arranjos e eletrodos. 
 
Introdução 
 
O processo espontâneo de uma reação redox pode ser usado para gerar 
trabalho elétrico e isso é obtido na prática através da construção de uma célula 
galvânica ou célula voltaica, mais comumente chamada de pilha. É interessante notar 
que o processo de transferência de elétrons ocorre através de um caminho externo (fio 
condutor), e não através de contato direto, como ocorre em reações redox em solução. 
 
Reagentes e equipamentos empregados 
 
a) Reagentes: 
 
 solução de Zn(NO3)2 1,0 N; 
 solução de CuSO4 1,0 N; 
 solução de KCl 3 N; 
 suco de laranja; 
 Soluções de HCl 0,1M, 0,01M e 0,001M 
 lâminas de Mg, Cu e Zn. 
 
b) Equipamentos empregados: 
 
 tubo em U; 
 multímetro. 
 
 
 
 
 
 
Procedimento Experimental 
 
Em um bécher despeje um volume correspondente a metade do volume nominal 
do becher, com a solução de Zn(NO3)2 1,0 N. Repita esse mesmo procedimento 
com outro bécher de mesmo volume, desta vez utilizando a solução de CuSO4 1,0 
N. Mergulhe no bécher contendo a solução de Zn2+, a lâmina de Zn, e no becher 
contendo a solução de Cu2+, mergulhe a lâmina de Cu. Pegue o tubo de U, e 
encha-o com solução de KCl, tampando as extremidades do tubo com algodão, 
tendo o cuidado de não deixar bolhas de ar no tubo. Mergulhe uma extremidade 
do tubo em U no bécher com a solução de Cu2+ e a outra extremidade do tubo no 
becher contendo a solução de Zn2+. Uma as duas lâminas dos dois becheres 
através das conexôes do multímetro e meça a diferença de potencial desta célula. 
 
A montagem pode ser vista na figura a seguir: 
 
 
 
 
Para a outra célula, utilizaremos uma montagem diferente, pois os eletrodos 
estarão mergulhados no mesmo eletrólito que, no caso, será o suco de laranja, que 
contém vários eletrólitos dissolvidos. Num becher de 50 ml coloque suco de laranja, 
num volume de cerca de metade do volume nominal do becher. Pegue uma lâmina de 
Zn, que irá ser um eletrodo e mergulhe-a no becher, mergulhando também uma placa 
de Cu. Conecte os dois eletrodos por meio dos terminais do multímetro e meça o 
potencial da célula, conforme a montagem da figura abaixo. Repita o procedimento 
com as diferentes soluções de HCl, anotando o valor do potencial medido para cada 
uma delas. 
 
 
Fundamentos teóricos 
 
 
 
O potencial padrão de uma célula galvânica é dado pela diferença dos 
potenciais de redução padrão do catodo e anodo. É interessante ressaltar que nem 
sempre temos as condições padrão em termos de temperatura e de concentração 
(atividade), de modo que o valor experimental nem sempre coincide com o valor 
teórico. Tomando como exemplo a reação redox na célula que utiliza o suco de 
laranja como eletrólito (solução ácida), observamos que as meias reações desta célula 
devem ser: 
Oxidação (anodo): Zn  Zn2+ + 2e E0 = 0,76 V 
Redução (catodo): 2H+ + 2e  H2(g) E
0 = 0,00 V 
 
O potencial da célula é calculado a partir das meias reações de redução, pela 
diferença do potencial de redução do catodo menos anodo, ou seja: 
 
E0pilha = 0,00V –(-0,76V) = 0,76V 
 
 
Questões: 
 
1) O que foi observado no multímetro? 
2) Como pode ser explicado este fenômeno? 
3) O valor do potencial medido era igual ao potencial padrão? 
4) Qual a função da ponte salina? 
5) Por que a pilha com o suco não necessitava de ponte salina? 
 
 
 
14° Semana – Catalisadores 
 
Efeito de catalisadores em uma reação química 
 
1- Introdução 
 
Catalisadores são substâncias que aceleram a velocidade de uma reação 
química sem serem consumidos durante o processo. O mecanismo pelo qual um 
catalisador atua é através da diminuição da energia de ativação da reação, acelerando 
a mesma. Os catalisadores biológicos são conhecidos como enzimas. Elas se ligam 
a um reagente específico chamado substrato, facilitando sua reação pela estabilização 
do estado de transição. A maior parte das enzimas são proteínas, mas seus sítios 
ativos geralmente contêm outros grupos além dos aminoácidos, normalmente metais 
de transição como o zinco, ferro, manganês, cobalto, e outros metais de transição. 
 
 
2- Objetivo da prática 
 
Nesta prática iremos estudar qualitativamente o efeito de 2 catalisadores 
inorgânicos (Fe2+ e Cu2+) na reação do íon tiosulfato com o ferro (III). Na outra 
experiência verificaremos o efeito de uma enzima (catalase), na decomposição da 
água oxigenada. A catalase é uma enzima cuja função, na maior parte dos 
organismos, é servir como mecanismo de defesa contra o radical anion superoxido, 
O2
-, um subproduto da oxidação metabólica de gorduras e carbohidratos. 
 
3- Reagentes e material utilizado 
 
a) Reagentes empregados: 
 
No teste dos catalisadores inorgânicos serão empregadas as seguintes 
soluções: 
 solução aquosa de Fe(NO3)3 0,1 mol/l; 
 solução aquosa de CuSO4 0,1 mol/l; 
 solução aquosa de FeSO4 0,1 mol/l; 
 solução aquosa de NiSO4 0,1 mol/l. 
 solução aquosa de NiSO4 0,1 mol/l. 
 
No teste da catalase serão empregadas as seguintes soluções: 
 
H2O2 a 3%; 
 extrato ou pedaço de fígado; 
 extrato ou pedaço de batata. 
 
b) Material utilizado: 
 
 Provetas de 50 e100 mL; 
 cronômetro; 
 Erlenmeyer de 50 mL 
 
4- Procedimento Experimental 
 
Catalisadores inorgânicos: 
 
Pegar uma folha de papel branco e desenhar um pequeno “X”. Em cima deste 
desenho colocar uma proveta de 100 ml, e adicionar 50 ml de solução de Fe(III). 
Adicionar 50 ml de tiosulfato de sódio e marcar o tempo necessário para que a 
marcação (X) se torne novamente visível. Repetir o procedimento, desta vez 
misturando cerca de 10 gotas da solução de Cu (II) à solução de Fe (III). Repetir esse 
mesmo procedimento para os catalisadores Fe (II) e Ni (II), anotando o tempo 
necessário para que a turvação desapareça. Complete a tabela a seguir com os 
dados obtidos. 
 
Reação Sem catalisador Com Cu (II) Com Fe (II) Com Ni (II) 
Tempo 
 
Catalise com enzimas: 
 
Em um erlenmeyer de 50 ml coloque 25 ml de solução de H2O2 a 3 %. 
Adicione um pequeno pedaço de fígado e observe o resultado. Em outro frasco repita 
o mesmo procedimento, desta vez substituindo o fígado por um pedaço de batata e 
observe o resultado. Tenha cuidado de colocar aproximadamente a mesma massa de 
fígado e de batata. Compare a evolução dos gases nas duas reações. 
Questões: 
a) O que foi observado na prática? 
b) O que são catalisadores? 
c) O que é a energia de ativação de uma reação? 
d) Como agem os catalisadores em uma reação?e) O que são enzimas? 
f) Qual a importância das enzimas para a manutenção da vida?