QUIMICA GERAL Exp. II Lic. Química 2018 1

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UNIVERSIDADE DA INTEGRAÇÃO INTERNACIONAL DA LUSOFONIA 
AFRO-BRASILEIRA 
PRÓ-REITORIA DE GRADUAÇÃO 
 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
CAMPUS DAS AURORAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MANUAL DE LABORATÓRIO – 2018 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor (a): ___________________________________________________ 
 
Aluno (a) :______________________________________________________ 
 
Horário: ___________________________ 
2 
 
SUMÁRIO 
 
 
01. Reações Químicas................................................................................... 9 
02. Preparo de soluções e diluição............................................................... 16 
03. Preparo e padronização de uma solução básica.................................. 20 
04. Preparo e padronização de uma solução ácida.................................... 24 
05. Estequiometria........................................................................................ 26 
06. Reagente Limitante................................................................................. 31 
07. Determinação de cálcio, magnésio e dureza total de água.................. 35 
08. Cinética química..................................................................................... 41 
09. Equilíbrio químico.................................................................................. 49 
10. Processo de transferência de elétrons................................................... 53 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
1.0 INTRODUÇÃO 
Apesar do grande desenvolvimento teórico da Química, ela continua a ser uma 
ciência eminentemente experimental; daí a importância das aulas práticas de Química. 
A experiência adquirida em laboratório treina o aluno no uso de métodos, técnicas e 
instrumentos, além de permitir a aplicação prática dos conceitos teóricos aprendidos. 
 
2.0 NOÇÕES DE SEGURANÇA 
2.1 Conduta no laboratório 
O laboratório de química é o lugar privilegiado para a realização de 
experimentos, possuindo instalações de água, luz e gás de fácil acesso em todas as 
bancadas. Possui ainda um local especial para manipulação das substâncias tóxicas, 
denominado capela, que dispõe de sistema próprio de exaustão de gases. O laboratório é 
um local onde há um grande número de substâncias que possuem os mais variados 
níveis de toxicidade e periculosidade. Este é um local bastante vulnerável a acidentes, 
desde que não se trabalhe com as devidas precauções. Abaixo, apresentamos alguns 
cuidados que devem ser observados, para a realização das práticas, de modo a 
minimizar os riscos de acidentes. 
 
2.2. Antes, durante e após o Experimento 
Não se entra num laboratório sem um objetivo específico, portanto é necessária 
uma preparação prévia ao laboratório: O que vou fazer? Com que objetivo? Quais os 
princípios químicos envolvidos nesta atividade? 
Durante a realização dos experimentos são necessárias anotações dos 
fenômenos observados, das massas e volumes utilizados, do tempo decorrido, das 
condições iniciais e finais do sistema. Um caderno deve ser usado especialmente para o 
laboratório. Este caderno de laboratório possibilitará uma descrição precisa das 
atividades de laboratório. Não confie em sua memória, tudo deve ser anotado. 
 
DATA ____/____/_____ 
CONHECENDO O LABORTÓRIO DE QUIMICA 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
4 
 
Após o experimento vem o trabalho de compilação das etapas anteriores 
através de um relatório. O relatório é um modo de comunicação escrita de cunho 
científico sobre o trabalho laboratorial realizado. 
 
2.3. Pré-Laboratório 
Estude os conceitos teóricos envolvidos, leia com atenção o roteiro da prática e 
tire todas as dúvidas. 
Obtenha as propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos reagentes a 
serem utilizados. Essas instruções são encontradas no rótulo do reagente. 
 
2.4. Pós-Laboratório 
Lave todo o material logo após o término da experiência, pois conhecendo a 
natureza do resíduo pode-se usar o processo adequado de limpeza. 
Guarde todo o equipamento e vidraria. Guarde todos os frascos de reagentes, 
não os deixe nas bancadas ou capelas. Desligue todos os aparelhos e lâmpadas e feche 
as torneiras de gás. 
 
2.5. Instalações e equipamentos de segurança 
As instalações elétricas e hidráulicas devem ser aparentes ou sob piso falso, 
para facilitar a manutenção; 
Em locais onde se trabalha com solventes orgânicos inflamáveis, as instalações 
elétricas devem ser à prova de explosão; 
Os gases sob pressão devem passar por uma canalização visível; 
Os cilindros de gases de alimentação devem ser armazenados fora do 
laboratório, em área livre bem ventilada e sinalizada; 
Bancadas e pisos devem ser construídos com materiais que dificultem a 
combustão e que sejam resistentes ao ataque de produtos químicos; 
Deve existir uma capela, para se trabalhar com produtos voláteis e tóxicos; 
Os produtos químicos devem ser armazenados fora do laboratório, em local de 
boa ventilação, livre do Sol e bem sinalizado; 
Aprenda a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no 
laboratório. Este também deve estar localizado em lugar de fácil acesso e sinalizado. 
5 
 
Para se prevenir e contornar situações de emergência, devem ser previstas 
instalações como: 
 Proteção contra incêndios (portas corta-fogo e sinalização de alarme, 
ventilação geral diluidora, para evitar a formação de misturas 
explosivas); 
 Chuveiro de emergência (deve ser instalado em local de fácil acesso e 
seu funcionamento deve ser monitorado); 
 Lava-olhos (seu funcionamento deve ser monitorado); 
 Sinalização de segurança (faixas indicativas, cartazes e placas 
indicativas). 
 
2.6. Medidas de segurança usadas em operações específicas 
Antes de manusear um reagente químico qualquer, deve-se conhecer as 
propriedades químicas, físicas e toxicológicas deste, seu manuseio seguro e medidas de 
primeiros socorros em caso de acidente. Para isto deve-se consultar o Index Merck ou 
fichas toxicológicas dos produtos. 
Leia os rótulos dos frascos dos reagentes antes de usá-los. Eles devem ser 
periodicamente vistoriados e, nos casos de maior incidência, providenciar a proteção 
com parafina ou película plástica. 
Nunca use um reagente que não esteja identificado, rotulado. Qualquer etapa 
de trabalho durante a qual possa ocorrer desprendimento de gás ou vapores tóxicos 
dever ser feita DENTRO DA CAPELA; 
Não trabalhar com material imperfeito ou defeituoso, principalmente com vidro 
que tenha ponta ou aresta cortantes; 
NÃO SE DEVEM PIPETAR LÍQUIDOS COM A BOCA. Use a pêra de 
borracha ou outro material de sucção; 
Nunca cheire um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em 
direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão; 
NUNCA despejar ÁGUA em cima de um ÁCIDO concentrado; 
Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para o seu lado, nem para o 
lado de outra pessoa; 
Não aquecer nada em frascos volumétricos, pois o calor irá distorcer o vidro e 
mudar o volume calibrado; 
6 
 
Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando 
algum solvente orgânico; 
Verifique as condições da aparelhagem, evite montagens instáveis de 
aparelhos. Não use livros, lápis, caixas de fósforos, etc., como suportes; 
Mantenha as bancadas sempre limpas e livres de materiais estranhos ao 
trabalho; 
Faça uma limpeza prévia, com água, ao esvaziar um frasco de reagente, antes 
de colocá-lo para lavagem; 
Rotule imediatamente qualquer reagenteou solução preparada e as amostras 
coletadas; 
Use pinças e materiais de tamanho adequado e em perfeito estado de 
conservação; 
Limpe imediatamente qualquer derramamento de produtos de petróleo e 
reagentes. 
 
2.7. Cuidados pessoais 
O laboratório é um local de trabalho sério; portanto, EVITE 
BRINCADEIRAS que dispersem sua atenção e de seus colegas. 
Serão exigidos de todos os estudantes e professores o avental (jaleco), luvas e 
sapatos fechados. Evite jaleco de tecido sintético, pois estes são mais inflamáveis, 
prefira os de algodão. Quanta as luvas, normalmente as de látex (borracha natural) são 
mais empregadas, contudo existe também luvas de material sintético (vinil) que, além 
de mais resistentes aos perfuro cortantes, são indicadas para pessoas alérgicas ao látex.O 
não utilização destes matérias de proteção individual (EPI’s) pode ocasionar roupas 
furadas por agentes corrosivos, queimaduras, manchas, etc. 
Trabalhe com óculos de proteção. Lentes de contato não são adequadas a 
trabalhos no laboratório, pois podem ser afetadas por vapor de solventes orgânicos, por 
ácidos e por bases. Lentes porosas além de permitir que o vapor atinja a córnea, podem 
retê-los entre os óculos e a córnea. 
Não leve as mãos a boca ou aos olhos enquanto estiver manuseando produtos 
químicos. Para sua segurança utilize luvas. 
O cuidado e a aplicação de medidas de segurança são responsabilidade de cada 
indivíduo. Cada um deve proteger a si e ao outro contra perigos relativos ao seu próprio 
7 
 
trabalho. Consulte o professor sempre que tiver dúvidas, ocorrência de algo inesperado 
ou anormal. 
Faça apenas a experiência prevista; qualquer atividade extra não deve ser 
realizada sem a prévia consulta ao professor. 
Planeje o trabalho a ser realizado; 
Ao se retirar do laboratório, verifique se há torneiras (água ou gás) abertas. 
Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e lave as mãos; 
Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor. 
Reações desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 
É terminantemente proibido fumar, comer ou beber nos laboratórios; 
Não se coloca na boca qualquer substância do laboratório, mesmo que 
inofensiva. 
Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los 
longe de onde se executam as operações; 
Ao verter um líquido de um frasco, evitar deixar escorrer no rótulo, 
protegendo-o devidamente; 
Em caso de derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou 
corrosivos tome as seguintes providências: 
 Interrompa o trabalho; 
 Advirta as pessoas próximas sobre o ocorrido; 
 Solicite ou efetue a limpeza imediata; 
 Alerte seu supervisor; 
 Verifique e corrija a causa do problema; 
 Não utilize materiais de vidro quando trincados; 
 Coloque todo o material de vidro inservível no local identificado como 
"sucata de vidro"; 
 Não jogue caco de vidro em recipiente de lixo; 
 Use luvas de amianto sempre manusear peças de vidro que estejam quentes; 
 Não utilize frascos Dewar de vidro sem que estejam envolvidos em fitas 
adesivas ou invólucros apropriados; 
 Não deixe frascos quentes sem proteção sobre as bancadas do laboratório; 
 Coloque os frascos quentes sobre placas de amianto; 
8 
 
 Não use "frascos para amostra" sem certificar-se de que são adequados aos 
serviços a serem executados e de que estejam perfeitamente limpos; 
 Nunca inspecione o estado das bordas dos frascos de vidro com as mãos 
sem fazer uma inspeção prévia visual; 
 Tome cuidado ao aquecer recipiente de vidro com chama direta. Use sempre 
que possível, uma tela de amianto; 
 Não pressurize recipientes de vidro sem consultar seu supervisor sobre a 
resistência dos mesmos. 
9 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 Caracterizar uma reação de simples troca (ou deslocamento) como sendo uma 
reação de oxi- redução. 
 Caracterizar a espontaneidade de uma reação de simples troca. 
 Montar uma fila de reatividade para os metais e outra para os ametais utilizados. 
 Observar reações de oxi-redução que não se enquadram na classificação de 
simples troca. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
Reação de oxi-redução é toda reação em que ocorre variação do número de 
oxidação das espécies envolvidas. Neste tipo de reação há transferência de elétrons de 
uma espécie química para outra. Na espécie onde há perda de elétrons diz-se que 
ocorreu oxidação e naquela onde há ganho de elétrons, redução. 
A espécie química onde ocorre oxidação é responsável pela redução da outra 
espécie envolvida na reação e, por isso, é chamada agente redutor. 
A espécie química onde ocorre redução é responsável pela oxidação da outra 
espécie envolvida na reação e, por isso, é chamada agente oxidante. 
2.1 Série de atividade química 
Colocando-se uma lâmina de zinco, metal prateado, em uma solução contendo 
íons cobre II, de coloração azul, verifica-se que a lâmina de zinco fica recoberta por 
uma camada de metal vermelho, o cobre, e que a solução se torna incolor, solução de 
íons Zn
2+
. Realizou-se uma reação química denominada simples troca ou deslocamento, 
representada pela equação: 
Cu
2+
+ Zn
o
 → Zn2++Cuo 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 01 
REAÇÕES QUÍMICAS 
10 
 
 
Verifica-se que o zinco é mais ativo (ou reativo), pois perde elétrons mais facilmente do 
que o cobre. Quando um metal é mais reativo do que outro, diz-se que ele é menos 
nobre que o segundo. Sendo assim, o zinco é menos nobre que o cobre. 
Por meio de reações desse tipo, colocam-se os metais em ordem crescente de 
nobreza e, portanto, em ordem decrescente de reatividade química (quanto menos 
reativo mais nobre é o metal). Organiza-se assim a série de atividade química dos 
metais, também chamada série eletroquímica dos metais. 
O mesmo raciocínio serve para montar uma série de atividade para os ametais, 
sendo que neste caso, o mais reativo será aquele com maior tendência em receber 
elétrons. 
 
3.0 MATERIAIS UTILIZADOS 
3.1 MATERIAIS 3.2 REAGENTES/SOLUÇÕES 
Tubos de ensaio Magnésio (Mg 
o
) 
Estante para tubo de ensaio Cobre (Cu 
o
) 
Béquer de 150 mL Ferro (Fe 
o
). 
Tripé Ácido nítrico concentrado (HNO3); 
Tela de amianto Tetracloreto de carbono (CCl4) 
 Solução de íons cobre II (Cu
2+
) 0,1 mol/L 
 Solução de íons ferro II (Fe
2+
) 0,1 mol/L 
 Solução de íons magnésio (Mg
2+
)0,1 mol/L 
 Solução de ácido clorídrico (HCl ) 10 % v/v 
 Água de Cloro (Cl2) 
 Água de Bromo (Br2) 
 Solução de iodeto (I 
–
) 0,1 mol/L 
 Solução de brometo (Br 
–
) 0,1 mol/L 
 Solução de Cloreto (Cl
-
) 0,1 mol/L 
11 
 
 Solução de sulfato ferroso (FeSO4) 0,1 mol/L 
 Solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L 
 Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1 mol/L 
 Solução de permanganato de potássio (KMnO4) 
0,1mol/L 
 Solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 0,1 mol/L 
 Solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) 
 
4.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 reações de deslocamento entre metais e de metais com ácidos 
 
 
 
 
 
 
 
a) Colocar em três tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons prata (Ag+) e 
acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio metálico 
(Mg°), cobre metálico (Cu°) e ferro metálico (Fe°). Reservá-los para 
observação. 
b) Colocar em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons ferro (Fe2+) e 
acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio metálico 
(Mg°) , e cobre metálico (Cu°). Reservá-los para observação. 
c) Colocar em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons magnésio 
(Mg
2+
) e acrescentar a cada um deles,respectivamente, um pedaço de cobre 
metálico (Cu°) e ferro metálico (Fe°). Reservá-los para observação. 
Atenção 
Neste ensaio identifique os tubos de ensaio com etiquetas e observe todas as 
modificações ocorridas nos tubos, anotando-as devidamente. 
 
 
Importante 
Os tubos contendo Fe 
0 
devem ser aquecidos em banho Maria, em um béquer. Espere 
que a água ferva e então desligue o bico de gás. Deixando os tubos de ensaio dentro 
do béquer até o final da aula, quando serão feitas as observações. Deixe os demais 
tubos na estante, devidamente identificados, deixando para fazer as observações no 
final da aula. 
 
 
12 
 
d) Colocar em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons cobre (Cu2+) e 
acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio metálico 
(Mg°) e ferro metálico (Fe°). Reservá-los para observação. 
e) Colocar em três tubos de ensaio cerca de 1 mL de solução de íons hidrônio 
(H3O
+
) e acrescentar a cada um deles , respectivamente, um pedaço de magnésio 
metálico (Mg°), cobre metálico (Cu°) e ferro metálico (Fe°). Reservá-los para 
observação. 
 
4.1.1 Observações realizadas nos tubos 
 
Soluções 
 
+ Mg° 
 
+ Fe° 
 
+ Cu° 
 
Ag+ 
Cor: 
 
 
Fe
2+ 
Cor: 
 
 
Não ocorre 
reação 
 
 
 
Cu
2+
 
Cor: 
 
Não ocorre 
reação 
 
Mg
2+ 
Cor: 
 
Não ocorre 
reação 
 
 
 
H3O
+
 
Cor: 
 
 
 
13 
 
 
4.2 Reação de deslocamento entre nãometais 
 
 
 
a) Colocar em tubos de ensaio 1,0 mL de solução de brometo (Br - ) e 1,0 mL de 
solução de cloreto (Cl 
-
 ). Acrescentar, a cada um dos tubos, um pequeno cristal 
de iodo (I2). Agitar e observar as modificações ocorridas, anotando-as. Levar os 
tubos até a capela e adicionar em cada tubo 0,5 mL de tetracloreto de carbono, 
agitar vigorosamente contra a palma da mão e observar o que ocorre. 
b) Colocar em tubos de ensaio 1,0 mL de solução de iodeto (I - ) e 1,0 mL de 
solução de cloreto (Cl 
-
 ). Acrescentar, a cada um dos tubos, 2,0 mL de água de 
bromo (Br2). Agitar e observar as modificações ocorridas, anotando-as. Levar os 
tubos até a capela e adicionar em cada tubo 0,5 mL de tetracloreto de carbono, 
agitar vigorosamente contra a palma da mão e observar o que ocorre. 
c) Colocar em tubos de ensaio 1,0 mL de solução de iodeto (I - ) e 1,0 mL de 
solução de brometo (Br 
-
 ). Acrescentar, a cada um dos tubos, 2,0 mL de água de 
cloro (Cl2). Agitar e observar as modificações ocorridas, anotando-as. Levar os 
tubos até a capela e adicionar em cada tubo 0,5 mL de tetracloreto de carbono, 
agitar vigorosamente contra a palma da mão e observar o que ocorre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atenção 
Este procedimento será demonstrativo! 
 
 
14 
 
4.2.1 Observações realizadas nos tubos 
 
Soluções 
 
+ Cl2° 
(água de 
cloro) 
 
+ Br2° 
(água de 
bromo) 
 
+ I2° 
Coloração no 
CCl4 com 
adição de: 
 
I - (iodeto) 
Cor : 
 
Não ocorre 
reação 
 
 
Cl2: 
 
Br2: 
 
Br - (brometo) 
Cor : 
 
 
Não ocorre 
reação 
 
Cl2: 
 
I2: 
 
Cl - (cloreto) 
 
Cor : 
 
 
Não ocorre 
reação 
 
Br2: 
 
I2: 
 
4.3 Reações de oxi-redução que não são de deslocamento 
 a) Em um tubo de ensaio colocar, na ordem indicada, 1,0 mL de solução de 
iodeto de potássio, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico e 1,0 mL de solução de 
água oxigenada, agitar bem e observar. Anotar as observações. 
b) Em um tubo de ensaio colocar, na ordem indicada 1,0 mL de solução de 
permanganato de potássio, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico e 1,0 mL de 
solução de água oxigenada, agitar bem e observar. Anotar as observações. 
 
c) Em um tubo de ensaio colocar, na ordem indicada 1,0 mL de solução de 
sulfato ferroso, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico e 1,0 mL de solução de 
água oxigenada, agitar bem e observar. A seguir, acrescente 1,0 mL de 
solução de tiocianato de amônio, agite e anote as observações feitas. 
 
 
15 
 
5.0 PÓS-LABORATÓRIO 
5.1 Reações de deslocamento entre metais e de metais com ácidos 
a) Com quais soluções o magnésio metálico reagiu? Descrever todas as 
observações feitas e escrever as equações molecular e iônica das reações 
ocorridas. 
b) Com quais soluções o ferro metálico reagiu? Descrever todas as observações 
feitas e escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas. 
c) Com quais soluções o cobre metálico reagiu? Descrever todas as observações 
feitas e escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas. 
d) Em função das observações feitas nas questões anteriores, monte uma fila de 
reatividade decrescente para os elementos usados (não esqueça o hidrogênio). 
 
5.2 Reação de deslocamento entre não metais 
a) Escrever todas as observações feitas. 
b) Escrever as equações molecular e iônica das reações ocorridas. 
c) Porque a preferência dos halogênios (em sua forma molecular) pelo tetracloreto 
de carbono e de que maneira as cores encontradas confirmam a ocorrência ou 
não de reação química? 
d) Monte uma fila de reatividade decrescente para os elementos usados. 
 
5.3 Reações de oxi-redução que não são de deslocamento 
a) Quais foram às observações feitas?Escrever as equações molecular e iônica da 
reação, dizendo quem são os agentes oxidante e redutor. 
b) Quais foram as observações feitas?Escrever as equações molecular e iônica da 
reação, dizendo quem são os agentes oxidante e redutor. Por que há 
descoramento da solução?Qual é o gás desprendido? 
c) Quais foram as observações feitas?Escrever as equações molecular e iônica da 
reação, dizendo quem são os agentes oxidante e redutor. Por que adicionamos 
solução de tiocianato de amônio ao tubo onde ocorreu a reação anterior? Escreva 
a equação química correspondente. 
16 
 
 
 
1.0 OBJETIVO 
 Aprender métodos de preparação de diferentes tipos de soluções de uso comum 
em laboratórios. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
2.1. Soluções 
Uma solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de 
substâncias moleculares ou iônicas. É um tipo especial de mistura, em que as partículas 
dispersas são de tamanho molecular. Em química, trata-se principalmente das soluções 
no estado líquido, constituídas por gases, líquidos ou sólidos, dispersos em um líquido. 
Os componentes de uma solução são denominados de solvente e soluto, onde o 
solvente é o componente mais abundante. De acordo com a quantidade de soluto e 
solvente, as soluções podem ser classificadas em: 
 Soluções diluídas; 
 Soluções concentradas; 
 Soluções saturadas; 
 Soluções supersaturadas. 
O ponto de saturação depende do soluto, do solvente, e das condições físicas, 
como temperatura e pressão. A quantidade de uma substância necessária para saturar 
uma quantidade padrão (100 g) de um solvente em uma dada pressão e temperatura, é 
chamada coeficiente ou grau de solubilidade. O gráfico que apresenta o coeficiente de 
solubilidade de uma substancia em função da temperatura, chama-se curva de 
solubilidade e é de grande importância nas soluções de sólidos em líquidos. 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 02 
PREPARO DE SOLUÇÕES E DILUIÇÃO 
17 
 
Uma vez que as quantidades dos solventes e de soluto podem ser medidas em 
peso,volume ou número de moles, há diversos métodos para descrever suas 
concentrações, tais como: 
C -Concentração em grama por litro (g/L); 
C - Concentração em mol por litro (mol/L); 
% - Composição percentual (% m/m, % m/V, % V/V) 
 Neste experimento, essasunidades de concentrações serão aplicadas para 
determinar a massa ou volume de ácido, base e sal que serão utilizadas para preparar e 
diluir soluções aquosas.Nesses tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado 
(Não importa se na solução existir mais de um solvente. Se a água estiver presente, ela 
será o solvente da solução, independentemente de sua quantidade), sendo conhecida por 
solvente universal. Essas soluções são chamadas soluções aquosas. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.1. Preparo de uma solução de base forte - KOH 0,1 mol/L 
a) Calcule a massa necessária para se obter 50 mL de uma solução 0,1 M de KOH. 
b) Pese corretamente a massa de KOH em um béquer de 100 mL, tomando o 
cuidado de não deixar nenhum resíduo na boca da vidraria. 
c) Acrescente água destilada até a marca de 20 mL do béquer e agite 
cuidadosamente, em movimentos circulares, até a dissolução completa do KOH. 
d) Transfira o conteúdo do béquer para um balão volumétrico, faça sucessivas 
lavagens no béquer para garantir que toda massa de KOH encontrar-se-á dentro 
do balão volumétrico. 
e) Complete com água destilada, até a aferição do balão e agite para homogeneizar 
a solução preparada. 
f) Esta deve ser armazenada em um frasco coletor de plástico, ideal para soluções 
alcalinas. OBS.:Antes do armazenamento, deve-se ambientar o frasco da 
seguinte maneira - coloca-se um pouco da solução preparada no frasco coletor e 
agita-se para enxaguar as predes do recipiente. A quantidade de solução que foi 
agitada deve ser descartada. 
g) Após ambientar o frasco, transfere-se a solução para o mesmo e etiqueta-o. A 
etiqueta deve conter informações sobre a data de preparo, condição de 
18 
 
armazenamento (geladeira ou temperatura ambiente, por exemplo) e nome dos 
alunos que preparam. 
 
3.2. Preparo de uma solução de ácido forte – H2SO4 0,1 mol/L 
a) Determine, partindo-se da densidade e do titulo, a molaridade do H2SO4. Com 
este dado e a equação fundamental de diluição de soluções, calcule o volume de 
ácido necessário para se preparar uma solução 0,1 mol/L de H2SO4. 
b) Com o auxílio de uma pipeta, transporte para um béquer, com 20 mL de água 
destilada no seu interior, o volume de H2SO4 concentrado calculado 
anteriormente. 
c) Agite a solução até homogeneização total e faça sua transferência para um balão 
volumétrico. 
d) Complete o volume e torne a agitar. 
e) Em seguida transporte essa solução para o frasco coletor (previamente 
ambientado), devidamente etiquetado com informações de armazenamento e 
nome dos alunos que prepararam. 
 
3.3.Preparo de uma solução de um sal 
 Para preparar a solução de sulfato de cobre, consultar, no rótulo ou na tabela 
periódica, a massa molar (em g/mol) do sal. De posse dessas informações: 
a) Calcule a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 25mL de solução 0,2 
mol/L. Observe que esse sal é hidratado e, portanto, considere essa informação 
no cálculo. 
b) Pese a quantidade calculada de CuSO4.5H2O em um béquer de 100 mL. 
c) Acrescente um pequeno volume de água destilada ao béquer e transfira o sal 
dissolvido para um balão volumétrico de 50 mL. Repita esse procedimento até 
que não haja mais sulfato de cobre no béquer. Mas, ATENÇÃO: cuidado para 
que a quantidade de água utilizada na dissolução do sal não ultrapasse o volume 
final desejado (50 mL). Por isso, é importante que as dissoluções sejam feitas 
com um mínimo de água. 
d) Complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do 
balão (menisco). 
e) Tampe e agite o balão volumétrico para a completa homogeneização. 
19 
 
f) Esta deve ser armazenada em um frasco coletor ideal para cada tipo de solução 
preparada. Deve-se proceder da seguinte maneira: coloca-se um pouco da 
solução preparada no frasco coletor e agita-se para enxaguar totalmente. Esta 
quantidade de solução deve ser desprezada. 
g) Em seguida transporta-se a solução para o frasco coletor, devidamente 
etiquetado. 
 
3.4. Diluição das soluções 
 Utilizar as soluções preparadas anteriormente nos itens 3.1 e 3.2 e fazer as 
seguintes diluições: 
a) 1:10 (volume); 
b) 1:100 (volume); 
c) 0,05 mol.L-1; 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas: Editora Átomo. 2008. 
 
ROSITO, B.; FERRARO, C.; REMOR, C.; COSTA, I; ALBUQUERQUE, R. 
Experimentos em Química. Ed. Sulina. 1981. 2 v. 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. Ed. Moderna.1993. 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral. Ed. McGraw-Hill, 1982. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
1.0. OBJETIVO 
 
 Preparar e padronizar uma solução de NaOH 0,1 mol.L-1 utilizando um padrão 
primário. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
2.1. Titulação 
 Titulação (ou Volumetria)é uma técnica experimental, muito empregada em 
análise química quantitativa, para determinar a concentração desconhecida de uma 
solução ou reagente.O método consiste em reagir completamente um volume conhecido 
de uma amostra com um volume determinado de um reagente de natureza e 
concentração conhecida (solução padrão). A substância a qual se deseja determinar a 
concentração recebe o nome de analito, enquanto que a substância com a concentração 
definida recebe o nome de titulante. A solução a ter sua concentração determinada 
recebe o nome de titulado (Figura 1). 
Fig.1 - Vidrarias e procedimento para realizar uma titulação 
 
 
 
 
 
 
 
Em uma bureta coloca-se a solução de concentração conhecida e sob ela 
um erlenmeyer contendo a solução de concentração desconhecida, com algumas gotas 
do indicador (indicador, irá auxiliar na identificação do ponto de viragem ou ponto final 
da titulação).Abrindo-se a torneira da bureta (de modo que fique um gotejamento 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 03 
PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO BÁSICA 
21 
 
constante) e com agitação permanente do erlenmeyer até mudança na coloração do seu 
conteúdo, anota-se o valor gasto para alteração da cor e calcula-se (através da 
estequiometria da reação balanceada) o valor da concentração desconhecida do titulado. 
 
2.2. Preparação de soluções 
As soluções podem ser preparadas por dois métodos: 
a) Método direto – Utiliza-se como soluto uma substância primária padrão. 
Este tipo de soluto se caracteriza por: ser de fácil obtenção, purificação, 
dessecação e conservação; por apresentar impurezas facilmente detectáveis; por 
não ser higroscópico ou eflorescente; por ser bastante solúvel.Para preparar 
soluções por este método pesa-se o soluto em balança analítica. O volume é 
medido em balão volumétrico (volume exato) e como resultado, obtém-se uma 
solução de concentração perfeitamente conhecida. Exemplo: Na2CO3, Na2C2O4, 
K2Cr2O7, H2C2O4. 
Observação: precisão nas medidas, leituras, pesagens... é de grande importância, pois 
erros nestas operações acarretam uma solução cuja concentração não é exata 
b) Método indireto – Neste método o soluto utilizado não é uma substância padrão 
primário. Exemplo: NaOH (muito higroscópico). Neste caso o soluto é pesado 
em balança semi-analítica e dissolvido num volume aproximado. Como 
resultado obtém-se uma solução de concentração aproximada. Para determinar 
exatamente a concentração desta solução, devemos utilizar a técnica da 
padronização. 
Por ambos os métodos se obtém as soluções padrão, as quais se caracterizam por serem: 
estáveis; de concentração constante e perfeitamente conhecida. 
 
3.0 PARTE EXPERIMENTAL 
3.1. Preparo de100,00mL de NaOH 0,1 mol/L 
a) Conhecendo-se o volume de solução a ser preparada e sua concentração, calcule 
a massa de soluto necessária.Ver as indicações contidas no rótulo do mesmo, 
como: fabricante, massa molecular, pureza. A partir destes efetuam-se os 
referidos cálculos. 
22 
 
b) Pese a massa calculada. 
c) Dissolva inicialmente o soluto em um béquer de 100 mL, utilizando cerca de 10 
mL de água. 
d) Após a dissolução transfira este conteúdo para o balão volumétrico. Lave o 
béquer com um pouco de água destilada e transfira novamente para o balão. 
Repita a mesma operação no mínimo 3 vezes e então complete o volume do 
balão com água destilada, tendo o cuidado de não ultrapassar a marcação. Use a 
técnica de leitura. Agite bem para homogeneizar a solução. 
 
3.2. Padronização de uma solução de NaOH 0,1 mol/L 
Preencha uma bureta, previamente lavada, com uma solução de NaOH 0,1 
mol/L, tendo o cuidado de retirar bolhas e zerar o volume (cuidado para não cometer 
erro de paralaxe, use a técnica de leitura de volume). 
a) Pese em um béquer 0,2 g de biftalato de potássio previamente seco na estufa e 
transfira para um erlenmeyer. Em seguida adicione 10 mL de água e 2 gotas de 
fenolftaleína. (Obs:Prepare dois erlenmeyers com o biftalato de potássio e a 
fenolftaleína, para realização de um ensaio em duplicata). 
b) Inicie a titulação. Deixe escoar lentamente o volume de NaOH 0,1 mol/L (no 
erlenmeyer com o biftalato de potássio), até ocorrer uma mudança de coloração 
na solução (solução de cor róseo). (Obs.: Cuidado para não ultrapassar o 
volume necessário e solução ficar com coloração rósea intensa!) Anote o 
volume gasto. 
c) Repita novamente as operações 1, 2 e 3. Verifique se há boa precisão entre as 
medidas. Caso seja necessário repita mais uma vez o processo de titulação até 
encontrar concordância em pelo menos dois volumes de biftalato de potássio. 
d) Descarte a solução de NaOH 0,1mol/L da bureta. Lave a bureta com 
detergente, enxague com bastante água. Finalize o processo de lavagem 
passando água destilada três vezes ou até achar que está limpa. 
e) Identifique a equipe no rótulo e guarde a solução restante de NaOH em frasco 
apropriado para utilização na próxima prática de laboratório 
 
 
 
23 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas: Editora Átomo. 2008. 
 
ROSITO, B.; FERRARO, C.; REMOR, C.; COSTA, I; ALBUQUERQUE, R. 
Experimentos em Química. Ed. Sulina. 1981. 2 v. 
 
OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. Ed. Moderna.1993. 
 
RUSSEL, J. B. Química Geral. Ed. McGraw-Hill, 1982. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
1.0 OBJETIVO 
 Preparar e padronizar uma solução de ácido forte, HCl 0,1 mol.L-1 utilizando um 
padrão secundário 
 
2.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
2.1 Preparo de 100,00 mL de HCl 0,1 mol/L 
a) Observar, no rótulo do frasco que contém a solução concentrada de HCl, a 
densidade e a percentagem (m/m) do ácido. A partir desses dados, calcular a 
massa de HCl necessária para preparar 50,00 mL de solução 0,100 mol/L e 
determinar o volume da solução concentrada que contém essa massa. 
b) Com auxílio de uma pipeta graduada ou bureta, medir o volume calculado e 
transferi-lo para um béquer que já contenha uma pequena quantidade de água 
destilada. Utilizar um bastão de vidro e um funil para transferir 
quantitativamente o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 50,00 
mL. 
c) Completar o volume da solução com água destilada até a marca de aferição do 
balão, tampar e agitar para a completa homogeneização. Guardar a solução 
preparada num frasco limpo, seco e rotulado. 
Exemplo: Para preparar uma solução de HCl 0,1 mol/L 
1. Calcule a massa do soluto (m1): m1 = MM x C x V(L); 
2. Cálculo do Volume do Soluto: (V1) = (mL); 
Onde: 
d = densidade em g/mL; 
T = Título (%) 
 
 
 
 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 04 
PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO ÁCIDA 
25 
 
2.2. Padronização de solução de HCl 0,1 mol/L 
1. Preencha uma bureta, previamente lavada, com a solução de HCl 0,1 mol/L, 
padronizada, tendo o cuidado de retirar as bolhas e zerar o volume (use a técnica de 
leitura de volume). 
2. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica retire uma alíquota de 10 mL do HCl 0,1 
mol/L e transfira para um erlenmeyer. Adicione 2 gotas de fenolftaleína. (OBS.: 
Prepare dois erlenmeyers com o HCl e a fenolftaleína, para realização de uma 
medida em duplicata). 
3. Inicie a titulação. Deixe escoar lentamente o HCl 0,1 mol/L (no erlenmeyer com o 
HCl), até ocorrer uma mudança de coloração na solução. Cuidado para não 
ultrapassar o volume necessário. Anote o volume gasto. 
4. Repita novamente as operações 1, 2 e 3. Verifique se há boa precisão entre as 
medidas. Caso seja necessário repita mais uma vez o processo de titulação até 
encontrar concordância em pelo menos duas medidas. 
5. Faça o cálculo da concentração real das soluções e também do seu fator de 
correção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 Verificar as relações quantitativas entre as substâncias que participam de uma 
reação; 
 Determinar o rendimento percentual da reação. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
Para se estudar efetivamente os compostos químicos em laboratório é necessário 
ter conhecimento das relações quantitativas que existem entre substâncias que 
participam das reações químicas. O cálculo destas quantidades utilizando equações 
balanceadas é conhecido como estequiometria. Para uma certa quantidade de reagente 
pode-se determinar quanto será necessário do outro reagente qual será a quantidade de 
produto formado. 
Na reação: Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 
Verificamos que 1 mol de Mg reage com 2 moles de HCl produzindo 1 mol de MgCL2 e 
1 mol de H2. A relação entre os coeficiente da equação é ditada pela natureza, não se 
pode mudá-la. No exemplo acima a quantidade relativa de molesserá sempre 
equivalente 1:2:1:1. Pode-se alterar apenas a escala da reação. Isto é, quanto se deseja 
usar ou obter. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 05 
ESTEQUIOMETRIA 
27 
 
É possível ter: 
 Assim podemos relacionar qualquer quantidade de reagente a ser consumido 
com produto a ser formado. 
 Se usarmos as quantidades de reagentes previstas pela equação, não haverá nem 
excesso de reagente nem reagente limitante. Os reagentes deverão ser consumidos, 
dando origem ao(s) produto(s). No exemplo acima,o rendimento teórico do MgCl2 no 
primeiro caso é de 95 ge o do H2é de 2 g. O rendimento teórico é portanto, o rendimento 
previsto, calculado através da equação balanceada. Ao fazermos entretanto esta reação 
no laboratório, dificilmente obteremos a quantidade prevista. Há muitas razões para 
isto: a reação pode não se completar, podem ocorrer reações laterais, parte do produto 
pode ser perdido nas etapas de separação e purificação, etc. O redimento real é, 
portanto, inferior ao rendimento teórico. Podemos definir o rendimento percentual como 
uma medida da eficiência da reação, pela equação: 
Rendimento percentual = (rendimento real/rendimento teórico) × 100 
No laboratório, sempre que possível,reações são feitas em solução. Desta forma facilita-
se o encontro dos reagentes a nível de moléculas ou íons. Muitos tipos de reações 
ocorrem em solução. Por exemplo: reações de oxidação e redução, reações de 
precipitação e etc. Esta prática estuda a estequiometria de uma reação de precipitação. A 
constatação de qual dos produtosformados é insolúvel no meio e qual forma o 
precipitado observado, é obtida através de uma série de testes. Nestes testes a exclusão 
sucessiva de cada um dos íons em estudo permite concluir se o mesmo é essencial ou 
não na formação do precipitado. 
 
 
Mg (s) 2 HCl (aq) MgCl2 (aq) H2 (g) 
1 mol 2 moles 1 mol 1 mol 
24 g 73 g 95 g 2 g 
0,5 mol 1 moles 0,5 mol 0,5 mol 
12 g 36,5 g 47,5 g 1 g 
0,1 mol 0,2 moles 0,1 mol 0,1 mol 
2,4 g 7,3 g 9,5 g 0,2 g 
28 
 
2.0 PRÉ-LABORATÓRIO 
1. Escreva a equação balanceada da reação do iodeto de potássio (KI) com o nitrato de 
chumbo (Pb(NO3)2); 
2. Calcule quanto de cada reagente você deve utilizar para obter uma massa de 2 g de 
iodeto de chumbo (PbI2); 
3. Determine o volume mínimo de água necessário para dissolver as quantidades de KI 
e Pb(NO3)2 
3.0 NOTAS DE SEGURANÇA 
 PbI2-Iodeto de chumbo – Tóxicos e irritantes, suspeita de ser teratogênico. Evite 
contato com os olhos, pele e mucosas. 
 Pb(NO3)2 – Nitarto de chumbo- Oxidante, irritante. Evite contato com olhos, 
pele e mucosas. 
 KI – Iodeto de potássio – Irritante. Evite contato com os olhos, pele e mucosas. 
4.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1. Determinação do rendimento percentual de uma reação química 
a) Em um béquer limpo e seco pese a quantidade, calculada por você no pré-
laboratório, de Pb(NO3)2. 
b) Em outro béquer limpo e seco pese a quantidade calculada de KI. 
c) Dissolver cada um dos sólidos na menor quantidade possível de H2O destilada 
calculada por você no pós-laboratório. Se achar necessário, aquecer as soluções 
para promover uma melhor dissolução. 
d) Adicionar a solução de Pb(NO3)2 à solução de KI. 
e) Determinar a massa de uma folha de papel filtro, dobre-a e coloque-a no funil. 
f) Filtrar a mistura. 
g) Lavar as paredes do béquer com auxílio de uma pisseta, dirigindo o jato de H20 
(em pequenas porções) para as paredes do béquer, até que todo o resíduo seja 
transferido para o papel de filtro. 
29 
 
h) Lavar o precipitado com um pouco de álcool etílico. 
i) Transferir cuidadosamente o papel de filtro com o sólido para uma placa de Petri 
marcada, colocando-a em seguida numa estufa para secar. 
j) Após a secagem, determinara massa do papel de filtro mais o sólido. 
k) Colocar o sólido obtido em um frasco apropriado. 
l) Evaporar o filtrado em um béquer previamente pesado, usando uma chapa de 
aquecimento, tendo o cuidado de evitar o superaquecimento. 
4.2 Identificação do precipitado 
A determinação dos íons constituintes do precipitado será feita removendo-se um 
íon reagente da mistura reacional de cada vez, observando-se se na sua ausência houve 
formação do precipitado esperado. 
a) Teste da função do íon I- presente no KI – Adicione com uma pipeta, 2 mL de 
KNO3 0,4 M em um tubo de ensaio. Acrescente 2 mL de Pb(NO3)2e observe. 
b) Teste da função do íon K+presente no KI – Adicione 2 mL de NaI 0, 4 M a 2 mL 
de Pb(NO3)20,4 M e observe. 
c) Teste da função do íon Pb2+ presente no Pb(NO3)2– Adicione 2 mL de KI 0,4 M 
a 2 mL de KNO3 0,4 M e observe. 
d) Analise suas observações experimentais e confirme a identificação do 
precipitado. Para ajudar nas suas conclusões procure no Handbook of 
Chemistry and Physics, as propriedades dos possíveis precipitados (KNO3 e 
PbI2). Examine e compare as propriedades dos próprios reagentes com aquelas 
de produto precipitado. 
 
4.3. Determinação do rendimento real 
a) Após verificar uma completa secagem do material colocado na estufa 
determine a massa do papel filtro acrescido do sólido. 
b) Disponha o sólido obtido em um frasco apropriado. 
 
30 
 
5.0 PÓS-LABORATÓRIO 
1. Indique a cor dos produtos formados e sua solubilidade relativa; 
2. Qual o rendimento real de PbI2? 
3. Qual o rendimento percentual do PbI2? 
4. Apresente, especificando para cada etapa do procedimento, as razões da diferença 
entre o rendimento teórico e o rendimento real nesta prática. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MASTERTON, W.L.; SLOWINSKI, E.J. e STANITSKI, C.L. Princípios de Química. 
6. ed. Editora Guanabara. 1990. 
 
KENER, N. K. Chemical Investigations. The Benjamin Curmings Publishing Company, 
Inc. California, 1986. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 Determinar a composição percentual de cada substancia em uma mistura; 
 Identificar o reagente limitante de uma mistura; 
 Determinar os rendimentos teórico e real de uma reação. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
Vários fatores afetam o rendimento dos produtos em uma reação química: a 
quantidade de reagentes, reversibilidade da reação, condições de reação etc. Condições 
experimentais como, por exemplo, a temperatura e a pressão podem ser ajustadas de 
modo a aumentar o rendimento de um produto em uma reação química, mas devido aos 
reagentes interagirem de acordo com uma dada razão em moles (estequiometricamente), 
esse acréscimo é limitado às quantidades iniciais dos reagentes. Nesta prática iremos 
observar a reação de fosfato de sódio hidratado (Na3PO4. 12H2O) com cloreto de Bário 
hidratado (BaCl2.2H2O) em sistema aquoso. A reação é a seguinte: 
2 Na3PO4. 12H2O + 3 BaCl2.2H2O Ba3(PO4)2 + 6 NaCl + 30 H2O (1) 
Como os dois sais que reagem e o NaCl são solúveis em água e o fosfato de 
bário é insolúvel, o precipitado formado na reação é o Ba3(PO4)2 (s). 
Pela equação (1) temos que 2 moles de Na3PO4.12H2O (massa molar = 380,2 
g/mol) reagem com 3 moles de BaCl2.2H2O (massa molar 244,2 g/mol). Se o 
rendimento for 100%, 1 mol de Ba3(PO4)2 (massa molar = 601,96 g/mol) ou seja 601, 
96 g de precipitado serão formadas.Essas quantidades, ou múltiplos ou submúltiplos 
delas são denominadas estequiométricas, pois estão de acordo com as relações 
estabelecidas pela equação ajustada da reação. 
Se em um experimento, proporções diferentes das acima mencionadas são 
utilizadas, a quantidade do produto formado dependerá do reagente cuja quantidade é 
insuficiente quando confrontado com a quantidade presente do outro reagente, 
considerando a relação estequiométrica. O reagente que limitará a quantidade de 
produto formado é por isso mesmo denominado reagente limitante. 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 06 
REAGENTE LIMITANTE 
32 
 
Em uma mistura qualquer a composição é determinada primeiramente por meio 
de um teste para verificar qual é o reagente limitante. No caso desta prática, esse teste 
será realizado em duas etapas: 
(1) O filtrado é testado para o excesso de íons Ba2+ com um reagente fosfato. 
A formação de precipitado indica que existe excesso de Ba
2+
 na mistura: 
(2) O filtrado é testado para excesso de íons fosfato com Ba2+. A formação de 
precipitado indica que o fosfato estava em excesso na mistura. 
 
2.1. Notas de segurança 
 BaCl2– Cloreto de Bário – Este sal é venenoso e irritante - Evite contato com os 
olhos, pele e roupas. 
 Na3(PO4)2 – Fosfato de sódio – Este sal é irritante. Evite contato com os olhos, 
pele e roupas. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.1. Obtenção do Precipitado Ba3(PO4)2 
a) Anote o número da amostra, que contém uma mistura de BaCl2. 2 H2O e 
Na3PO4. 12 H2O, presente em sua bancada. 
b) Pese 2 g da mistura em um vidro de relógio e transfira para um béquer de 250 
mL. 
c) Adicione 200 mL de água destilada e agite a solução com um bastão de vidro 
por cerca de 1 minuto. Espere o precipitado sedimentar (deixe o bastão dentro 
de béquer e cubra este com vidro de relógio) 
 
 
 
d) Coloque o béquer em banho-maria por 20 minutos. 
33 
 
e) Enquanto o precipitado é mantido aquecido pese um papel defiltro (anote a 
massa do papel) e dobre-o conforme a indicação abaixo. Em seguida, adapte 
o papel ao funil utilizando água destilada para fixá-lo. 
 
f) Filtre o precipitado, inicialmente sem agitar, ainda morno. Do filtrado retire 
duas alíquotas de 50 mL com uma proveta e coloque cada uma dessas duas 
amostras em erlenmeyers de 100 mL. Reserve para a segunda parte do 
experimento (item 3.2). 
 
 
g) Lave o precipitado com água morna (5 mL de água consecutivos). Lave 
também com um pouco de etanol (5 mL). 
h) Remova o papel de filtro e coloque-o em uma placa de petri para secar na 
estufa. Verifique a massa a cada 5 minutos até atingir peso constante. 
 
 
34 
 
3.2. Determinação de reagente limitante 
a) Teste para excesso de PO4
3-
: 
Adicione 2 gotas de BaCl2.2H2O 0,5 M ao erlenmeyer que contém 50 mL do 
filtrado. Se aparecer um precipitado é porque o íon PO4
2-
 está em excesso. 
b) Teste para excesso de Ba2+ 
Adicione 2 gotas de Na3PO4.12H2O 0,5 M ao erlenmeyer que contém 50 mL do 
filtrado. Se aparecer um precipitado é porque o íon Ba
2+
 está em excesso. 
 
4.0 PÓS – LABORATÓRIO 
1. Qual o rendimento real obtido? 
2. Qual o reagente limitante? 
3. Como você testaria a presença de Na3PO4. 12H2O em excesso numa mistura 
desconhecida? 
4. Qual a composição percentual da mistura? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFIAS 
 
BROWN, T. L.; LeMAY,Jr,H. E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE,J.R. Química a Ciência 
Central. 9ª ed. São Paulo: Pearson, 2005 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: Questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
 
1.0 OBJETIVO 
 
 Determinar componentes químicos em uma amostra de água; 
 Utilizar resina catiônica para abrandamento da água. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
A maioria dos sais é solúvel em maior ou menor proporção em água. Qualquer 
amostra da mesma contém diferentes quantidades e tipos de cátions e ânions 
dissolvidos, refletindo a natureza do solo sobre o qual a água escorreu ou foi 
armazenada. A composição da água de um rio é determinada principalmente pela 
interação da água da chuva com as rochas e o solo no caminho da mesma para o mar. 
Gipsita (CaSO4.2H2O) e calcita (CaCO3) são comumente encontradas em depósitos 
sedimentares na superfície da terra. Um mineral comum em rochas antigas é a dolomita 
(MgCa(CO3)2). Gipsita é ligeiramente solúvel em água e todos os carbonatos são 
solúveis em água contendo traços de ácido. A não ser que a chuva seja ácida por 
poluição industrial, a acidez da água é devida ao CO2 presente no ar que se dissolveu 
formando uma solução levemente ácida:
 
CO2(g)+ 2H2O(l)  H3O
+
(aq) + HCO3
–
 (aq) 
O ácido formado reage com as rochas contendo carbonato de cálcio e 
magnésio. 
H3O
+
(aq) + CaCO3(s)  Ca
2+
(aq) + HCO3
–
(aq) + H2O(l) 
Estes processos geoquímicos justificam a maior abundância de cálcio e 
magnésio em relação a outros cátions e a presença de bicarbonato como ânion mais 
abundante na água de um rio. Para algumas aplicações, pequenas quantidades de cátions 
como Na
+
 e K
+
 não resulta em nenhum problema, mas a presença de Ca
2+
, Mg
2+
 e Fe
2+
, 
devido a tendência destes íons de precipitar na forma de carbonatos, fosfatos e 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 07 
DETERMINAÇÃO DE CÁLCIO, MAGNÉSIO E DUREZA 
TOTAL DE ÁGUA 
36 
 
hidróxidos, tem que ser controlada. Quando a precipitação destes íons ocorre em 
tubulações ou caldeiras, o fluxo é reduzido e obstruído de forma crítica e situações 
perigosas, como explosões, podem ocorrer. O problema é agravado por terem estes sais, 
solubilidade inversamente proporcional à temperatura. O aquecimento faz aumentar a 
precipitação, formando incrustações que funcionam como isolante térmico. Se há 
necessidade de aquecimento no processo, ocorre então uma elevada perda de calor. No 
âmbito doméstico, a formação de sais insolúveis de Ca
2+
 e Mg
2+
 com sabão era mais 
comumente observada antes do uso de detergentes que têm a distinta vantagem de 
serem mais efetivos nestas situações. 
Água com alto conteúdo de Mg
2+
 e Ca
2+
 é denominada de água dura e o grau 
de dureza é relacionado à concentração destes dois cátions. Dureza total é a soma das 
durezas individuais dos dois íons. Água branda, em contrapartida é aquela com baixa 
concentração destes íons. Os outros cátions que se encontram associados a estes dois 
são mascarados ou precipitados antes da determinação. Em geral, as quantidades de 
Fe
2+
, Al
3+
e Cu
2+
 são tão baixas que não têm influência. A análise da água para 
determinar o seu grau de dureza, torna-se então necessária para adotar as devidas 
correções conforme o uso a que se destina. 
A dureza de uma amostra de água pode ser determinada por titulação dos 
cátions alcalino-terrosos com ácido etilenodiaminotetracético (EDTA). Este reagente é 
um ácido fraco que pode perder quatro prótons em neutralização completa. Sua forma 
estrutural é: 
 
 
 N - CH2 - CH2 - N 
 
 
As quatro posições ácidas e os dois átomos de nitrogênio contêm pares de 
elétrons não ligantes de forma que uma molécula de EDTA pode formar até seis 
ligações simultâneas envolvendo o íon metálico. O composto assim formado do tipo 
denominado complexo é bastante estável e as condições para sua formação podem ser 
controladas, mantendo, por exemplo, o pH constante, para discriminar o íon metálico e 
manter a proporção EDTA: metal na relação 1:1. 
HOOC-CH2 
HOOC-CH2 
CH2COOH 
CH2COOH 
37 
 
A titulação é acompanhada por indicadores que formam também complexo 
com os íons metálicos. Este complexo deve apresentar uma coloração diferente daquela 
do indicador livre. O ponto final da titulação de um íon metálico com EDTA em 
presença de um indicador envolve uma reação do tipo: 
M – Ind + EDTA  M – EDTA + Ind 
O processo que ocorre durante uma titulação com EDTA, empregando o 
indicador negro de eriocromo T, pode ser descrito da seguinte forma: uma pequena 
quantidade do indicador é adicionada à solução do íon metálico, de tal modo que apenas 
uma pequena parte do metal se combina com o indicador, produzindo o complexo que 
dará a cor vermelho-vinho à solução. À medida que a solução de EDTA é adicionada, 
este reagente se combina com os íons metálicos livres em solução. Quando todo íon 
metálico estiver complexado, uma gota a mais da solução de EDTA deslocará o metal 
que se encontra complexado com o indicador, provocando o aparecimento da coloração 
azul do indicador livre que assinala o ponto final da titulação. 
A dureza é frequentemente expressa em partes por milhão (ppm) de carbonato 
de cálcio. Uma fonte de água com dureza de 100 ppm conteria o equivalente a 100 
gramas de CaCO3 em um milhão de gramas de água ou 0,1 g em um litro de água. 
O abrandamento da água (redução da quantidade de íons como Ca
2+
 e Mg
2+
) 
pode ser obtido por diversos modos. Atualmente, as indústrias utilizam resinas de trocas 
iônicas com a finalidade de remover cátions e/ou ânions. As resinas mais eficientes são 
polímeros sintéticos, os quais possuem uma cadeia principal de hidrocarboneto com 
grupos funcionais carregados ligados a elas (Figura 1). 
Se estes grupos funcionais são negativamente carregados, a carga negativa é 
contrabalanceada por íons positivos (cátions). Devido os cátions não estarem ligados 
quimicamente à resina esses podemser substituídos por outros cátions que possuam 
uma carga positiva equivalente. Estas resinas são denominadas resinas catiônicas e 
funcionam da seguinte forma: 
2RZ – SO3

H
+ 
+ Ca
2+  (RZ – SO3

)2Ca
2+ 
+ 2H
+ 
Onde RZ representa o polímero orgânico. Ocorre, portanto, um aumento da 
acidez da amostra pela liberação de íons H
+
. Se os grupos funcionais ligados à resina 
38 
 
são carregados positivamente, por exemplo, N
+
(CH3)3OH, o contra íon será carregado 
negativamente e a resina será denominada resina aniônica, havendo uma liberação de 
íons OH

. 
RZ – N+(CH3)3OH

 + Cl
 RZ – N+(CH3 )Cl
-
 + OH
- 
SO3
_
SO3
_
SO3
_
SO3
_
SO3
_
H+
H+
H+
H+
H+ (CH3)3N
+
(CH3)3N
+
(CH3)3N
+
(CH3)3N
+
(CH3)3N
+
OH-
OH-
OH-
OH-
OH-
Ca
2+
 + 2Cl
-
 H+ + OH- H2O
Resina Catiônica Resina aniônica
 
Fig. 1 – Exemplo de funcionamento de uma resina de Troca Iônica 
 
Se quantidades equivalentes de resinas catiônicas e aniônicas forem 
misturadas, a combinação removerá todo sal dissolvido, e o H
+
 produzido pela troca de 
cátions neutralizará o OH

 produzido pela troca do ânion. Então, a água após o 
tratamento, será uma água deionizada pura. 
 
2.1. Notas de segurança 
 
 Na2H2C10O8N2H12.2H2O – Sal dissódico de ácido etilenodiaminotetracético – 
Irritante para olhos, pele e sistema respiratório. 
 HCl – Ácido clorídrico – Ácido corrosivo e também inflamável. Evite contato 
com os olhos, pele ou roupa. 
 Murexida e Negro de eriocromo T – Todas as soluções podem ser irritantes, 
evite contato com os olhos, pele ou roupa. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.1 Determinação de Ca
2+ 
em uma amostra de água 
a) Utilizando uma proveta, retire uma alíquota de 50 mL da amostra de água 
fornecida pelo seu professor e transfira para um erlenmeyer de 125mL. 
b) Adicione a esta amostra, 2,0 mL de KOH a 10% e uma pitada do indicador 
murexida, que é específico para o cálcio, mesmo em presença de magnésio. 
39 
 
c) Titule esta mistura com solução de EDTA 0,01 mol L-1 até mudança de cor do 
indicador. Volume de EDTA utilizado: ________mL. 
 
 
 
Obs.: Caso a quantidade de EDTA necessária para mudar a cor do indicador seja 
muito pequena, aumente o volume da amostra de água. 
 
3.2. Determinação de Ca
2+ 
e Mg
2+
 em uma amostra de água 
a) Transfira para um erlenmeyer de 125mL uma alíquota de 50 mL da amostra de 
água e 3,0 mL da solução tampão pH=10 (NH4Cl/NH3). 
b) Adicione a seguir o indicador negro de eriocromo T,para que permita a 
determinação simultânea dos íons Ca
2+
 e Mg
2+
. 
c) Continue o procedimento acrescentando EDTA 0,01 mol L-1 gota a gota, sob 
agitação, até mudança de cor do indicador. 
Volume de EDTA utilizado: ________mL. 
 
3.3. Abrandamento da amostra de água 
a) Coloque em um erlenmeyer de 250 mL, 100 mL da água fornecida pelo seu 
professor. 
b) Adicione ao mesmo, a resina catiônica (5 g se estiver seca ou 8 g se a resina 
estiver úmida) e misture por 10 minutos. 
 
c) Retire a água sobrenadante e repita o procedimento da parte B para 
determinação da dureza total. 
40 
 
d) Compare o resultado com o obtido na parte B. (Volume de EDTA utilizado: 
________mL.) 
 
 
4.0 PÓS-LABORATÓRIO 
1. Determine a quantidade de Ca
2+
 presente (em gramas) em cada alíquota de 50 mL de 
água analisada. 
2.Expresse os resultados do item anterior em ppm (mg/L). 
3. Calcule a dureza total da água e expresse na forma de CaCO3 (mg de CaCO3/L) 
considerando como se o Mg
2+
 porventura presente fosse todo Ca
2+
. 
4. Calcule a dureza total da água após abrandamento. 
5. Cite e comente dois outros métodos de abrandamento da água. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
VOGEL, J. Análise Inorgânica Quantitativa. 4. ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 
1986. 
BAIRD, C.;CANN, M.;GRASSI, M. T. Química Ambiental. Porto Alegre: Artmed, 
2011.
41 
 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 
 Determinar a relação entre velocidade de reação e a concentração dos reagentes; 
 Discutir mecanismos de reação; 
 Verificar a diferença entre catalisador e reagentes; 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
A velocidade de muitos processos é de interesse para nós. A velocidade do 
carro em Km/h, o número de quilowatt de eletricidade usado em sua casa por mês ou o 
custo por minuto de um telefonema. Verifique que a velocidade desses processos é 
expressa em unidades de alguma quantidade (distância, energia, reais) dividida por um 
período de tempo. 
A velocidade das reações químicas expressa pela variação da quantidade de 
reagente químico (frequentemente em moles/ litro) dividido pelo tempo (usualmente 
em segundos) é de grande significado em aspectos práticos e teóricos da química. Do 
ponto de vista prático, é desejável ajustar as condições para uma reação a fim de que 
essa ocorra em um tempo razoável (minutos, horas, ou dias) não devendo ser tão 
devagar a ponto de se esperar anos ou tão rápida que resulte em uma explosão. De uma 
perspectiva teórica, um estudo da variação de velocidade com concentração e 
temperatura ajuda a elucidar mecanismos de reação. 
 
2.1 Efeito da temperatura 
A velocidade de qualquer reação aumenta com o aumento da temperatura 
(como regra geral, cada aumento de 10° C duplica a velocidade da reação).Considere a 
reação potencialmente explosiva entre hidrogênio e oxigênio para produzir água. 
Embora que a reação seja altamente exotérmica, uma mistura de hidrogênio e oxigênio 
permanecerá em um frasco indefinidamente sem formação de água perceptível. Antes 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 08 
CINÉTICA QUÍMICA 
42 
 
que o oxigênio comece a formar ligações com o hidrogênio, as ligações hidrogênio-
hidrogênio e oxigênio-oxigênio devem ser rompidas. A quebra das ligações requer 
energia. Aparentemente esse processo requer mais energia do que a maioria das 
moléculas têm em temperatura ambiente. A proporção que a temperatura do sistema é 
aumentada, a fração das moléculas com energia suficiente para que ocorra a quebra por 
colisão aumenta dramaticamente e a velocidade da reação aumenta. 
 
2.2Efeito da concentração 
Um acréscimo na concentração dos reagentes aumentara a velocidade de uma 
reação. Considere a reação entre hidrogênio e iodo para produzir ácido iodídrico (HI). 
Para que haja reação, uma colisão entre o H2 e o I2 deve ocorrer. Deve-se esperar que 
duplicando a concentração do H2 ou a concentração do I2 se duplique o número de 
colisões e a velocidade. Uma duplicação de ambas H2 e I2 deve quadruplicar o número 
de colisões e a velocidade. Nessa reação a velocidade deve ser proporcional as 
concentrações de H2 e I2 ou 
Velocidade = k [H2] [I2] 
 
Onde k é chamada de constante de velocidade. A expressão para velocidade 
acima é consistente com a conclusão de que a duplicação da concentração tanto do 
hidrogênio quanto do iodo deve duplicar a velocidade. Deve-senotar que a constante de 
velocidade, k, é dependente da temperatura e cresce bastante com o aumento da 
temperatura, no mínimo, e, mais importante, na eficiência das colisões. A expressão da 
velocidade portanto para uma reação de uma etapa será proporcional ao produto das 
concentrações das espécies que reagem cada um elevado a potência dada pelo 
coeficiente das espécies na reação. 
 A  P v = k [A] 
A + B  P v = k [A] [B] 
2A + B  P v= k [A]2 [B] 
 
Se a reação ocorre em mais de uma etapa a expressão da velocidade dependerá 
da etapa determinante da velocidade que é a mais lenta. Nessa experiência estudaremos 
a cinéticada reação entre o íon iodeto e o íon persulfato 
 
43 
 
 
2I
– 
 + S2O8
–2 I2 + 2SO4
–2
 (1) 
Essa reação tal como ocorre, aparentemente requer a colisão simultânea de 3 
íons. A possibilidade dessa ocorrência é muito pequena. Reações que envolvem mais de 
duas moléculas ou íons, usualmente ocorrem em etapas. 
Para a reação entre dois iodetos e o persulfato, uma sequência possível seria o 
seguinte: 
 
 
Uma das reações será provavelmente mais lenta em um processo de muitas 
etapas e essa é chamada de etapa determinante da velocidade. Isto significa que a 
velocidade total do processo é determinada primariamente pela velocidade de etapa 
lenta. Para o mecanismo 1 se a primeira etapa for a determinante de velocidade, a 
expressão para a velocidade é somente a expressão para a primeira etapa: 
Velocidade: K [I
–
 ] [ S2O8
–2
]expressão da velocidade para o Mecanismo 1-a. 
Se, entretanto a segunda etapa é mais lenta que a primeira a expressão 
corresponde a mesma da reação em uma única etapa: 
Velocidade:K [I
–
 ]
2
 [ S2O8
–2
] expressão da velocidade para mecanismo 1 b e 
para uma improvável reação de etapa única. 
Uma segunda possível sequência seria: 
2I
– I 2
2 –
Mecanismo 2 
I 2
2 –
 + S2O8
–2 I2 + 2 SO4
–2 
Se a primeira etapa é o determinante, então: 
Velocidade:K [I
–
 ]
2
expressão da velocidade para Mecanismo 2-a 
 
Se a segunda etapa é a mais lenta então a expressão novamente corresponde a 
mesma da reação em uma única etapa: 
Velocidade:K [I
–
 ]
2
 [ S2O8
–2
] expressão da velocidade para Mecanismo 2-b 
 
 
 
 
 
I
– 
+ S2O8
–2 SO4
–2
 + SO4 I
–
Mecanismo 1 
SO4 I
–
 + I
– I2 + SO4
–2 
 
44 
 
Seus resultados experimentais deverão permitir distinguir entre as três expressões 
de velocidade e a eliminar alguns dos mecanismos citados. 
O método usado para medir a velocidade de reação envolve uma reação chamada 
frequentemente de relógio. Em adição a reação (1) iremos estudar a reação abaixo que 
ocorrerá simultaneamente no meio da reação: 
 
Comparada à reação (1) esta é essencialmente instantânea. O I2 produzido em (1) 
reage completamente com o tiosulfato, S2O3
-2
 na solução e até que todo tiosulfato tenha 
sido consumido a concentração de I2 é efetivamente zero. Assim que o S2O3
-2
 é 
consumido o I2 produzido em (1) permanece na solução e sua concentração começa a 
aumentar. A presença de I2 assim acumulado pode ser detectada pelo indicador amido, 
que é adicionado à mistura de reação, produzindo um composto azul escuro. 
Se fixarmos a quantidade de S2O3
-2 
a um valor pequeno comparado com as 
quantidades de I
-
 e de S2O8
-2
 adicionados inicialmente ao sistema, a mudança de cor 
ocorrerá antes que uma quantidade apreciável dos reagentes seja consumida. A 
concentração dos reagentes na expressão (1) permanecerá então essencialmente 
constante no intervalo de tempo em que a velocidade inicial é medida. 
Quantidades cuidadosamente medidas de I
-
 e S2O8
-2
 em solução aquosa serão 
misturadas na presença de quantidades relativamente pequenas de S2O3
-2
 e amido. O 
tempo para que a solução se torne azul será medido para várias soluções diferentes onde 
as quantidades, e, portanto a concentração de I
-
 e S2O8
-2
 são variadas, mas a quantidade 
de S2O3
-2
 é constante. 
Na realidade o que será medido é o tempo requerido para que a concentração 
do íon S2O8
-2
 decresça de um valor constante. Desde que a velocidade de reação é igual 
a variação da concentração do reagente dividido pelo tempo requerido para que a 
mudança ocorra, os dados obtidos experimentalmente fornecerão a informação 
necessária para encontrar a velocidade de reação para cada determinação. 
 
2.3. Efeito do catalisador 
Algumas substâncias adicionadas a uma mistura reacional aumentam 
substancialmente a velocidade de reação, por propiciar um caminho alternativo 
I2(aq) + 2S2O3
-2
(aq) 2I
-
(aq) + S4O6
-2
(aq)(2) 
 
45 
 
abaixando a energia das etapas para formação de produto. Uma característica do 
catalisador é que esse não é consumido no processo. 
A decomposição do peróxido de hidrogênio será utilizada para exemplificar 
esse efeito: 
2 H2O2 H2O  O2 
A velocidade dessa reação pode ser facilmente avaliada pela intensidade de 
desprendimento do oxigênio (bolhas de gás). Cabe ressaltar que oxidantes fortes reagem 
com peróxido de hidrogênio produzindo oxigênio, por exemplo: 
H2O2  Cl2  2 HCl O2 
Nesse caso, não se trata de uma reação catalisada, mas sim de uma reação 
estequiométrica, já que o cloro é consumido pela reação. 
 
2.4. Notas de Segurança 
 Soluções de iodo podem manchar a pele e roupas. 
 Iodeto de potássio (KI). Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, 
pele ou roupa. 
 Persulfato de sódio (Na2S2O8). Esta solução é irritante. Evite contato com 
olhos, pele ou roupa. 
 Cloreto de Potássio (KCl). Irritante. Evite contato. 
 Tiossulfato de Potássio (K2S2O3). Cuidado! Pode ser perigoso se inalado ou 
ingerido. Pode causar irritação na pele, olhos e aparelho respiratório. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.1. Influência da concentração 
a)De acordo com a Tabela 1abaixo prepare 08 tubos de ensaio com reagentes 
numerados de 01 a 05 deixando o 6º reagente para ser adicionado no momento do 
início da contagem do tempo. Anote o tempo necessário até a solução tornar-se 
 
 
46 
 
colorida. Verifique que a primeira determinação é repetida três vezes, tubos 1º,2ºe 
3º, para checar a precisão da experiência. 
 
Tabela 1 – Reagentes a serem adicionados nos respectivos tubos de ensaio 
Soluções 
Solução para cada experiência (mL) 
1
º 
2
º
 3
º
 4
º
 5
º
 6
º
 7
º
 8
º 
1) KI 0,2 Mol/L 2 2 2 1 0,5 2 2 2 
2) Na2S2O3 0,0050 Mol/L em amido 0,4% 1 1 1 1 1 1 1 1 
3) KCl 0,2 Mol/L 1 1,5 
4) K2SO4 0,1 Mol/L 1 1,5 
5) CuSO4 0,1 Mol/L 1 gota 
6) (NH4)2S2O8 0,1 Mol/L 2 2 2 2 2 1 0,5 2 
TEMPO (Segundos) 
 
3.2. Influência do catalisador 
a) Prepare três tubos de ensaio e adicione a cada um deles um dos reagentes abaixo 
especificados, utilizar cerca de 1 mL. 
b) NaOH 2,5 Mol/L 
c) H2SO4 2M +KMnO4 0,1 Mol/L 
d) H2SO4 2M +CuSO4 0,2 Mol/L 
e) Adicione a cada um desses tubos 2 mL de solução de H2O2 10% 
f) Descreva os efeitos observados em cada um dos tubos e faça as anotações. 
 
47 
 
 
3.3Influencia da superfície de contato e temperatura 
a) Dividir dois comprimidos (contendo ácido cítrico e bicarbonato de sódio) em 
duas partes aproximadamente iguais. Pesar as partes 1, 2 e 3. A última parte(4), 
dividir novamente em duas partes aproximadamente iguais, conforme figura 
abaixo, e pesar as partes 5 e 6. 
 
 
 
 
 
 
 
Uma dessas partes, deixar como está (6) e pesar. Com auxílio de gral e pistilo, 
triturar a outra parte(5) e pesar. 
b) A um erlenmeyer contendo 50 mL de água gelada introduzir a parte 1 do 
comprimido e anotar o tempo de dissolução resultante da reação que ocorre. 
c) A um outro erlenmeyer contendo 50 mL de água na temperatura ambiente, fazer 
o mesmo com a parte 2 do comprimido. 
d) E, a um outro erlenmeyer contendo 50 mL de água na temperatura próxima à 
fervura, fazer o mesmo com a parte 3 do comprimido. 
e) A um outro erlenmeyer contendo 50 mL de água na temperatura ambiente, fazer 
o mesmo com a parte 6 do comprimido. 
f) A um outro erlenmeyer contendo 50mL de água na temperatura ambiente, fazer 
o mesmo com a parte 5 do comprimido, já triturado. 
g) De acordocom as observações feitas, preencha o quadro abaixo e calcule a 
velocidade média de transformação química que ocorreu com cada parte do 
comprimido: 
1 2 
3 4 4 
5 
6 
48 
 
 
Parte do 
comprimido 
Massa (g) 
Tempo de 
reação na 
água 
gelada (s) 
A 
Tempo de 
reação -
temperatura 
ambiente (s) 
 B 
Tempo de 
reação -
temperatura 
de 80 a 90ºC 
(s) C 
Velocidade média 
Vm = Massa 
 tempo 
A B C 
1 
2 
3 
5 
6 
 
4.0 PÓS-LABORATÓRIO 
1. Interprete os resultados da Parte A e indique qual a ordem de reação em relação aos 
íons I
–
e S2O8
–2
. 
2. Dos mecanismos propostos na introdução teórica qual pode ser indicado 
considerando o resultado experimental? 
3. Qual a função do CuSO4 nessa reação? 
4. Na Parte B em que sistemas podemos indicar a presença de catalisadores? 
5. Escreva a equação completa que traduz a reação do ácido cítrico com o bicarbonato: 
6. Escreva a velocidade média do ácido cítrico e a do bicarbonato de sódio em 
quantidade de matéria por tempo em segundos (número de mols por segundo): 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a 
Ciência Central. 9.ed. São Paulo: Pearson 2005. 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4.ed. São Paulo: McGraw-Hill, 
2006.
49 
 
 
 
1.0 OBJETIVO 
 Interpretar mudanças no equilíbrio com base no princípio de LE CHATELIER. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
Muitas reações químicas ocorrem essencialmente até completar-se, mas outras 
atingem equilíbrio em algum ponto entre reação nenhuma e essencialmente reação completa. 
O estado do equilíbrio é o ponto em que a velocidade da reação direta se iguala a velocidade 
da reação inversa. Para essas reações, o ponto de equilíbrio pode ser atingido a partir de 
qualquer direção pela mistura ou de reagentes ou de produtos, claramente indicando que a 
reação pode deslocar-se na direção direta ou inversa. 
Através da reação estudada nessa prática será possível observar que ao se mudar a 
concentração de reagentes ou produtos, o ponto de equilíbrio se desloca em uma direção que 
tende a minimizar a mudança. 
Fe 
+3
 + SCN 
– Fe(SCN)+2 
 
Esse comportamento foi sumarizado em um princípio geral, em 1884, por um 
químico francês HENRI LOUIS LE CHATELIER: “Uma reação química que é deslocada 
do equilíbrio por uma mudança de condição (concentração, temperatura, pressão e volume) 
procederá na busca de um novo estado de equilíbrio na direção que pelo menos parcialmente 
minimizará a mudança nessa condição. ” 
 
2.1. Notas de Segurança 
 Tiocianato de potássio: Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 Nitrato férrico: Evite contato com olhos, pele ou roupa. 
 
DATA ____/____/_____ 
PRÁTICA Nº 9 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
50 
 
 Hidróxido de sódio: Esta solução é irritante. Evite contato com olhos, pele ou 
roupa. 
 Ácido clorídrico: Evite contato com olhos, pele ou roupa. Evite contato com o 
vapor, líquido. 
 Sulfato de cobre – Irritante a pele e mucosa. Evite contato com os olhos, pele ou 
roupa. 
 
3.0 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
3.1. Parte A 
a) Solicite de seu professor 20 mL da solução preparada por ele(Solução composta da 
adição de 15 mL de Fe (NO3)3 0,1 Mol/L e 15 mL de KSCN 0,1 Mol/L seguido de 
diluição com água até o volume de 250 mL). 
b) Prepare quatro tubos de ensaio, em uma estante adequada. 
c) Transfira 5 mL dessa solução para um tubo de ensaio e misture com 1 mL de 
a. Fe(NO3)30,1Mol/L. 
d) Adicione outros 5 mL dessa amostra em um segundo tubo de ensaio e 1 mL de 
KSCN 0,1Mol/L 
e) Em um terceiro tubo de ensaio adicione a 5 mL dessa solução, 5 a 6 gotas de 
NaOH 6Mol/L. Observe a formação de Fe(OH)3, um precipitado insolúvel. 
f) Para efeito de comparação e controle da cor adicione 5 mL de solução em um 
quarto tubo de ensaio. 
g) Compare a intensidade relativa da cor vermelha do íon Fe(SCN)+2 em cada um 
dos três tubos com o conteúdo do quarto tubo que contém a solução original 
preparada pelo professor. 
 
 
51 
 
3.2. Parte B 
a) Prepare cinco tubos de ensaio, em uma estante adequada. 
b) Coloque, em cada tubo, 5 gotas de solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) 0,2 
mol/L. 
c) Dilua a solução contida no tubo 2 com 2 mL de água destilada e reserve-a para 
posterior comparação. 
d) Adicione, às soluções contidas nos tubos 3 e 4, ácido clorídrico (HCl) 
concentrado, gota a gota, até não observar mais mudanças aparentes (cerca de 10 
gotas). 
e) Acrescente, ao tubo 4, água destilada, gota a gota, até a solução atingir a 
coloração da solução do tubo 2. 
f) Ao tubo 5, adicione ácido clorídrico apenas o suficiente para produzir uma 
mudança perceptível de cor em relação ao tubo 1 (1-2 gotas) 
g) Compare e caracterize as cores das soluções nos cinco tubos. 
h) Mostre para o professor todas as soluções contidas nos tubos 1, 2, 3, 4 e 5 antes 
de descartá-las. 
 
3.3. Parte C 
a) Prepare três tubos de ensaio, numa estante adequada. 
b) Coloque 2 mL de solução de sulfato de cobre(II) 0,2 mol/L nos tubos. A solução 
do tubo 1 servirá como padrão de comparação. 
c) Adicione cloreto de amônio (NaCl) sólido aos tubos 2 e 3 em pequenas porções 
e sob agitação constante, até observar uma mudança pronunciada da cor da 
solução. A cor das duas soluções deve ser idêntica. 
d) Aqueça a solução do tubo 3 cuidadosamente (sem ferver) no banho-maria e 
verifique a mudança de cor em relação ao tubo 2 (mudou para mais amarelado 
ou para mais azulado?). 
e) Deixe esfriar o tubo 3 e verifique a cor da solução. 
 
 
 
 
52 
 
4.0 PÓS-LABORATÓRIO 
1.Interprete baseando-se no princípio de LE CHATELIER, as observações da Parte A, 
B e C. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, T. L; LeMAY, Jr, H. E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J. R. Química a 
Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson 2005. 
 
CHANG, R. Química Geral: Conceitos Essenciais. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 
2006. 
BRADY, J & HUMISTON, G.E. Química Geral volume II. Rio de Janeiro: 
Editora Livros Técnicos Científicos, 1981. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
1.0 OBJETIVOS 
 Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos 
 Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes 
 Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica. 
 Investigar o processo de corrosão. 
 
2.0 INTRODUÇÃO 
Nesta experiência nos concentraremos numa classe especial de reações, aquelas 
envolvendo redução e oxidação, isto é, reações redox. Estas reações envolvem a perda e 
ganho de elétrons. Por exemplo, se zinco é adicionado a uma solução aquosa de CuSO4, 
ocorre uma reação entre o zinco insolúvel e o sal dissociado. 
 
CuSO4(aq) + Zn (s)→ ZnSO4(aq) + Cu (s) 
A reação iônica é: 
Cu
+2
(aq) + SO4
- 2
(aq) + Zn (s)→ Zn
+2
(aq) + SO4
- 2
(aq) + Cu (s) 
Que pode ser simplificada para: 
Cu
+2
(aq) + Zn (s) → Zn
+2
(aq) + Cu (s) 
 
Esta é uma reação redox porque os estados de oxidação do Cu
+2
 e Zn mudam 
para Cu e Zn
+2
 respectivamente. A reação que envolve perda de elétrons é chamada de 
oxidação. O contrário seria redução e, portanto ganho de elétrons. No exemplo acima o 
cobre está sendo reduzido e o zinco está sendo oxidado. O processo de oxirredução é 
único, não podendo ocorrer oxidação sem redução ou vice-versa.