Roteiros das práticas QGI 2018 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
I n s t i t u t o M u l t i d is c i p l i n ar em S aú d e 
CAMPUS ANÍSIO TEIXEIRA 
 
 
 
 
ROTEIRO DAS AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
Química Geral e Inorgânica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Semestre: 2018.1 
 
ATENÇÃO 
 
 
PREPARAÇÃO DAS AULAS 
 
Cada aula prática deve ser previamente preparada. Esta preparação deve ter em vista 
uma boa compreensão dos fundamentos teóricos das experiências a realizar, assim como um 
planejamento da sua execução laboratorial de forma a torná-la mais eficiente. 
 
CADERNO DE LABORATÓRIO 
 
Todos os alunos deverão ter um caderno identificado com o nome e nome da disciplina. 
Este caderno estará, obrigatoriamente, no laboratório durante a execução das aulas. Neste 
caderno, cada aula deve ser identificada com a data e o título da aula a realizar. Deve aí ser 
registrada informação geral, obtida durante a preparação da aula, nomeadamente nomes e 
fórmulas dos compostos a utilizar ou preparar, equações químicas das reações a executar, 
constantes físicas encontradas na literatura, assim como informação sobre a toxicidade dos 
reagentes a manipular e cuidados a ter. É fundamental que aí sejam registradas, ao longo da 
execução, todas as observações efetuadas, assim como possíveis alterações à técnica, 
cálculos, interpretação dos resultados obtidos e conclusões. 
 
ANTES DE DEIXAR O LABORATÓRIO... 
 
No final de cada aula prática deve verificar se as bancadas foram deixadas limpas, os 
reagentes utilizados arrumados nos devidos locais e o material utilizado lavado. Note também que 
os produtos obtidos devem ser guardados em recipientes devidamente rotulados e identificados. 
 
 
 
 
A ELABORAÇÃO DE RELATÓRIOS 
 
 
A elaboração de um relatório é um procedimento de rotina durante o exercício de 
qualquer profissão técnico-científica. Em certos casos, esta habilidade chega a ser usada como 
medida de capacidade profissional, uma vez que ser um bom profissional envolve também saber 
transmitir a outros os resultados de um bom trabalho. 
A seguir, você encontrará algumas orientações sobre redação de relatórios científicos, 
que devem ser seguidos na elaboração dos relatórios referentes às experiências realizadas nas 
aulas práticas. 
 
1 – NORMAS PARA O PREPARO DOS RELATÓRIOS 
 
É de praxe redigir relatórios de uma forma impessoal utilizando-se a voz passiva. 
Outro aspecto muito importante é ter sempre em mente que as pessoas que 
eventualmente lerão o relatório, poderão não ter tido nenhuma informação prévia sobre aquilo que 
está sendo relatado. Isto significa que o relato do que foi feito deve ser detalhado, cuidadoso e 
meticuloso, de modo que qualquer pessoa que leia o relatório consiga efetivamente entender o que 
foi feito e como foi feito. 
Normas: Margens superior 3,0 cm, inferior 2,0 cm, esquerda 3,0 cm e direita 2,0 cm; 
fonte Times; título centralizado, tamanho 12; subtítulos (Objetivos, Introdução, ...) alinhados à 
esquerda; texto justificado; 1½ espaços entre linhas. 
 
2 – PARTES DE UM RELATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cada uma dessas partes deve ser destacada em separado: 1ª página – CAPA 
 
CAPA 
1 – INTRODUÇÃO 
2 – OBJETIVO 
3 – MATERIAIS E MÉTODOS 
4 – RESULTADOS 
5 – DISCUSSÃO 
6 – CONCLUSÃO 
7 – REFERÊNCIAS 
BIBLIOGRÁFICAS 
 
INSTITUIÇÃO 
DISCIPLINA 
PROFESSOR 
 
 
TÍTULO 
Nome do aluno 
 
 
LOCALIDADE 
MÊS/ANO 
 
Páginas seguintes: 
INTRODUÇÃO: Revisão teórica sobre o assunto que foi abordado durante a prática. 
OBJETIVO(S): Objetivo do experimento. Este pode vir como um item ou pode ser 
apresentado no último parágrafo da introdução. 
MATERIAL E MÉTODOS: Descrever de forma clara as etapas desenvolvidas na 
realização do experimento de modo que, baseada nessa descrição, qualquer pessoa possa repeti-
la. Não inclua nos procedimentos as observações ou os resultados obtidos experimentalmente. 
RESULTADOS: Podem ser registrados na forma de tabelas ou gráficos, quando 
necessários. 
DISCUSSÃO: É a alma do relatório. Nesta parte deve-se comentar se as observações ou 
medidas forneceram bons resultados ou não, apontando-se explicações e fontes de erros 
experimentais. 
CONCLUSÃO: Finalmente, concluir se o objetivo foi alcançado ou não com o procedimento 
desenvolvido. Esta parte deve ser clara, concisa e conter apenas um parágrafo. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: mencionar as fontes bibliográficas consultadas 
(livros, periódicos, apostilas, etc.). Para tal, recomenda-se utilização das normas para citação 
bibliográfica recomendadas pela Associação Brasileira de Normas Técnicas – ABNT. 
E, por último, ANEXOS: Se você desejar anexar alguns dados da literatura 
(relacionados em tabelas ou gráficos), que considere necessário para a ilustração no decorrer da 
discussão dos resultados deve fazê-lo no final do relatório, neste item. 
 
3 – NORMAS DA ASSOCIAÇÃO BRASILEIRA DE NORMAS TÉCNICAS – ABNT 
 
Entende-se por referências o conjunto padronizado de elementos descritivos, 
retirados de documentos, de forma a permitir sua identificação individual. 
 
Os elementos da referência devem ser apresentados em seqüência padronizada. 
As referências são alinhadas somente à margem esquerda do texto e de forma a se 
identificar individualmente cada documento, em espaço simples e separadas entre si por 
espaço duplo. 
O recurso tipográfico (negrito, grifo ou itálico) utilizado para destacar o elemento 
título deve ser uniforme em todas as referências de um mesmo documento. Isto não se aplica 
às obras sem indicação de autoria, ou de responsabilidade, cujo elemento de entrada é o 
próprio título, já destacado pelo uso de letras maiúsculas na primeira palavra, com exclusão de 
artigos (definidos e indefinidos) e palavras monossilábicas. 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos a seguir: 
 
3.1 Livro 
 
CURTY, Marlene Gonçalves; CRUZ, Anamaria da Costa; MENDES, Maria Tereza Reis. 
Apresentação de trabalhos acadêmicos, dissertações e teses: (NBR 14724/2002). 
Maringá: Dental Press, 2002. 
 
3.2 Artigo de revista 
 
GURGEL, C. Reforma do Estado e segurança pública. Política e Administração, Rio de Janeiro, 
v. 3, n. 2, p. 15-21, set. 1997. 
 
3.3 Artigo e/ou matéria de revista, boletim etc. em meio eletrônico 
 
MARQUES, Renata Ribeiro. Aspectos do comércio eletrônico aplicados ao Direito Brasileiro. 
Jus Navigandi, Teresina, a. 6, n. 52, nov. 2001. Disponível em: 
<http://www1.jus.com.br/doutrina/texto.asp?id=2467>. Acesso em: 20 set. 2003. 
 
3.3.4 Documento jurídico em meio eletrônico 
 
BRASIL. Constituição da República Federativa do Brasil. 8. ed. São Paulo: Revista dos 
Tribunais, 2003. RT Legislação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SEGURANÇA EM LABORATÓRIOS 
 
 
 Laboratório de química é um local de trabalho potencialmente perigoso, onde acidentes sérios 
podem ocorrer. Entretanto, se você trabalhar com o devido cuidado e seguindo as regras de 
segurança, os riscos de acidentes são minimizados. 
 Para sua segurança e de todos, e para uma maior eficiência no trabalho, manter o laboratório 
sempre organizado e limpo. 
 Não converse sobre assuntos não relacionados aos experimentos que estão sendo realizados. 
 Sempre utilize jaleco (guarda-pó), calça comprida e sapatos fechados (tênis). O jaleco deve 
ser utilizado apenas no laboratório, e não em áreas como secretaria, cantina e outros, uma 
vez que ele pode estar contaminado com produtos químicos. 
 No caso de pessoas com cabelos longos, os mesmo não devem estar soltos, pois podem 
ocasionar acidentes. 
 Dependendo domaterial que estiver sendo manuseado, é necessário o uso de luvas adequadas. 
 Para evitar perda de material durante a transferência de líquidos de um frasco para o outro, 
utilizar funil adequado para a operação. Se eventualmente qualquer material for derramado, 
providenciar a limpeza imediata do local. 
 Nunca acender um fósforo próximo a solventes inflamáveis como álcoois e hidrocarbonetos. 
 Não deixe vidro quente em local onde possam pegá-lo inadvertidamente. Deixe qualquer peça 
de vidro quente esfriar durante bastante tempo, ou deixe um aviso informando a hora em que 
foi aquecido. Lembre-se que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio. 
 Líquido inflamável deve ser aquecido apenas em mantas e placas aquecedoras. 
 O reconhecimento de produtos químicos pelo cheiro é uma prática comum adotada pelos químicos. 
Ao realizar esta prática, nunca inalar vapores diretamente a partir dos frascos. Neste caso, 
abane uma das mãos na abertura do frasco, de modo a diluir os vapores com ar, direcionando-o 
para o nariz. 
 Nunca aquecer frascos de vidros fechados, pois poderá ocorrer explosões. 
 Não aquecer o conteúdo de tubos de ensaio direcionando-os para si mesmo ou para outro 
estudante. 
 Compostos voláteis e tóxicos como ácidos, bases e reagentes lacrimejantes devem ser 
manuseados somente em capela de exaustão. 
 Ao final de cada experimento, os reagentes devem ser descartados de acordo com sua 
natureza. Pergunte sempre ao professor ou ao técnico responsável qual o melhor 
procedimento a ser realizado. 
 Sempre que for necessário verter resíduos na pia, principalmente se ela for de aço 
inoxidável, fazer com a torneira aberta. 
 O manuseio de cada reagente deve ser feito de acordo com sua natureza. Portanto, antes de 
abrir qualquer frasco, leia as instruções contidas nos rótulos. No caso de dúvidas, o professor 
deve ser consultado. 
 Na destilação de líquidos as conexões esmerilhadas também devem ser lubrificadas para 
evitar perda de material e facilitar a desmontagem da aparelhagem. Nunca destilar solventes 
até a secura. No caso de éteres, ocorre, com o tempo, a formação de peróxidos que são 
explosivos. 
 Pipete somente com pipetador automático. 
 Não retirar do frasco nenhum produto químico com as mãos. 
 Nunca trabalhar sozinho no laboratório, pois no caso de acidentes, as conseqüências poderão 
ser mais graves, devido a falta de socorro imediato. 
 O transporte de reagentes deve ser feito com segurança. 
 Antes de realizar qualquer experimento, tenha certeza de que entendeu todo o procedimento 
a ser realizado inclusive o manuseio correto dos equipamentos e dos reagentes. Faça uma 
avaliação dos possíveis acidentes que podem ocorrer com os reagentes utilizados, bem como 
produtos obtidos, e quais as medidas a serem tomadas no caso de acidentes. Qualquer dúvida 
consulte o professor antes de iniciar o experimento. 
 Qualquer acidente, por menor que seja, deve ser comunicado imediatamente ao instrutor. 
 
EM RESUMO, AO TRABALHAR EM UM LABORATÓRIO DE QUÍMICA VOCÊ DEVE ESTAR 
ATENTO PARA AS SEGUINTES NORMAS: 
 
1. Familiarize-se com os procedimentos de segurança do laboratório. 
2. Utilize jaleco e luvas quando necessário. 
3. Antes de iniciar qualquer experimento, leia atentamente as instruções de procedimento. 
4. Confira se as montagens dos equipamentos e aparelhagens estão corretas e seguras. 
5. Manuseie cuidadosamente os reagentes químicos. 
6. Mantenha o local de trabalho sempre limpo e organizado. 
7. No caso de derramar algum produto químico, limpe o local imediatamente. 
8. No caso de dúvida, converse com o professor. 
9. Lave suas mãos antes de sair do laboratório. 
10. Nunca coma, beba ou fume no laboratório. 
11. Não inale ou deguste produtos químicos. 
12. Não corra no laboratório. 
13. Não brinque ou distraia-se com os colegas. 
14. Nunca trabalhe sozinho. 
15. Não realize experimentos não autorizados. 
 
ALGUMAS RECOMENDAÇÕES NA REALIZAÇÃO DOS EXPERIMENTOS 
 
1. Prepare-se para realizar cada experimento lendo antes os conceitos referentes ao mesmo e, 
a seguir, o roteiro da aula prática; 
2. Para que o aluno alcance a eficiência desejada é necessário que o mesmo seja pontual, 
assíduo, ordeiro, asseado e ter conhecimento prévio do trabalho a ser executado; 
3. Coloque sobre o balcão apenas o material estritamente necessário como lápis, bloco ou 
caderno de anotações e apostila de aula prática. Deixe bolsas e outros materiais fora do 
balcão onde será realizado o experimento; 
4. Respeite rigorosamente as precauções recomendadas e realize todos os experimentos com 
atenção, rigor técnico e disciplina. A inobservância de quaisquer dos requisitos técnicos 
pode introduzir erros que poderão invalidar parcial ou totalmente o trabalho realizado 
levando ao desperdício de tempo e de reagentes caros; 
5. Faça apenas a experiência recomendada pelo instrutor. Experiências não autorizadas são 
proibidas, pois além de desperdiçar reagentes, são riscos desnecessariamente perigosos; 
6. Para evitar contaminação, não voltar para o frasco os restos das soluções que deles foram 
retiradas e ter o cuidado de não usar a mesma pipeta para medir ao mesmo tempo soluções 
diferentes. Na dúvida lave-as bastante ou utilize outra pipeta limpa; 
7. Ao término do período da aula, lave o material utilizado e deixe-o na ordem em que encontrou 
no início da aula. 
 
 
ACIDENTES DE LABORATÓRIO E PRIMEIROS 
SOCORROS 
 
 
PRIMEIRO SOCORROS 
 
Manter, numa posição de fácil aceso no laboratório, uma caixa de primeiro socorros 
 
 Se qualquer substância cair na pele, lavá-la imediatamente com bastante água; 
 Cortes ou ferimentos leves devem ser logo desinfetados e protegidos com gaze e 
esparadrapo; 
 Queimaduras: 
o As provocadas por calor não devem ser lavadas e sim cobertas com vaselina; 
o As provocadas por ácidos devem ser lavadas com bastante água e com solução saturada de 
bicarbonato de sódio; 
o As provocadas por bases devem ser lavadas com água e solução de ácido bórico; 
o As provocadas por álcoois devem ser lavadas com água e com ácido acético 1%; 
o As provocadas por fenóis devem ser lavadas com etanol; 
 Intoxicações: 
o Procurar local com ar puro para respirar. Nas intoxicações com ácidos beber leite de 
magnésia ou solução de bicarbonato de sódio; 
 Se os olhos forem atingidos por qualquer substância, lavá-los com bastante água; 
 Se derramar ácido ou base concentrados na própria veste, lavar imediatamente no chuveiro 
de emergência a parte afetada; 
 Fogo: 
o Sobre bancadas - deve ser controlado com areia ou extintor de incêndio. 
o Sobre vestes - deve ser abafado com panos grandes (de preferência molhados). 
 
ACIDENTES POR AGENTES FÍSICOS 
 
Produtos químicos inflamáveis em combustão 
 
 Se durante um processo químico que ocorre no interior de um béquer ou em qualquer 
outro frasco de vidro ocorrer a queima de um produto químico, primeiramente retire a fonte de 
calor e, posteriormente, retire o oxigênio livre, tapando o frasco com um pano úmido ou um vidro 
de relógio. Dependendo do tamanho do frasco em combustão, utilizar amianto ou extintores de 
CO2, mas não água primeiramente. Se a fonte de energia para a combustão for corrente elétrica, 
jamais use água, mesmo após desligar a corrente. Se o combustível for óleo, utilize areia com 
bicarbonato de sódio ou cloreto de amônio. Se dispuser de extintor de CO2, utilizá-lo. Neste caso 
jamais use água para extinção, porque servirá apenas para espalhar ainda mais o fogo. Se ocorrer 
a queimada roupa de um operador, não o faça correr, abafe-o com um cobertor ou o leve ao 
chuveiro, se estiver perto. Encaminhe-o imediatamente para atendimento médico. 
 Fogos “pequenos” podem ser apagados com extintores à base de tetracloreto de carbono 
sob pressão alta de CO2; a mistura é orientada em direção à chama e o efeito de “acobertamento” 
do CO2 e o peso dos vapores de tetracloreto de carbono extinguirão o fogo. 
 Notar bem que: 
a. Em caso de pequenas queimaduras com fogo ou material aquecido, deve ser feita a 
aplicação, no local, da pomada de picrato de butesin ou a base de acriflavina. Caso esta 
não seja disponível, pode-se usar vaselina ou simplesmente ácido pícrico. 
b. Em caso de corte, o ferimento deve ser desinfetado com tintura mertiolato 1:1000 ou 
solução de mercurocromo. Para diminuir o sangramento, pode ser usada uma solução 
diluída de cloreto férrico (FeCl3), que tem propriedades coagulantes; 
c. Em caso de vidro nos olhos, remover os cacos cuidadosamente com pinça ou com auxílio de 
um copo lava-olho. Procurar o médico imediatamente. A irritação que se segue, em geral 
para pequenos acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de rícino nos 
cantos do olho. 
 
Acidentes por agentes químicos 
 
Serão citados as principais ações e os locais em que certas substâncias de uso comum 
agem sobre o organismo, bem como as medidas que logo devem ser tomadas a fim de reduzir seus 
prejudiciais efeitos. 
É de conhecimento clássico o chamado antídoto universal, composto de 20 g de carvão 
ativado pulverizado, 30 g de óxido de magnésio e 4 g de tanino, por litro de água. Sua indicação 
seria o combate a todos os envenenamentos. Na prática, porém, sua ação não é tão diversificada, 
sendo, no entanto, útil em muitas ocasiões, o que justifica o interesse de tê-lo disponível. 
O carvão, pela sua importante propriedade de absorção, é um elemento essencial, 
principalmente quando o propósito é inativar o tóxico. 
 
Ácidos 
 
Queimaduras com ácidos são acusadas por forte ardência, havendo corrosão dos tecidos. 
As lesões com ácido sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3) aparecem, respectivamente, com uma 
coloração esbranquiçada ou amarelada. São ainda bem agressivos: ácido clorídrico (HCl) e ácido 
acético (CH3COOH), quando concentrados. 
A providência imediata consiste na neutralização do ácido. Para casos em que houve a 
ingestão, é recomendável um neutralizante por via oral, como leite de magnésia, solução de óxido 
de magnésio ou até mesmo hidróxido de cálcio (água de cal). 
Na hipótese do ácido ter atingido a pele ou mucosa oral, é indicada a lavagem abundante 
do local com solução de sulfato de magnésio (MgSO4), bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou até 
mesmo amônia (NH4OH), sendo esta última utilizada apenas quando a queimadura for na pele. 
Para queimaduras graves, aplicar um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada a 
base de acriflavina. 
Caso o corrosivo tenha atingido os olhos, deve ser procedida uma lavagem abundante com 
uma solução de borato de sódio (Na2BO3) ou bicarbonato de sódio a 5%. É então utilizado o copo 
lava-olho. Se o ácido for concentrado, lavar primeiro o olho com grande quantidade de água e 
continuar com a solução de bicarbonato. 
Em caso de ingestão de ácidos é totalmente contra-indicada a indução do vômito. 
 
Bases 
 
A ingestão de base como hidróxido de sódio (NaOH) ou hidróxido de potássio (KOH) é 
seguida de dor violenta, resultando posteriormente na estenose (estreitamento do esôfago). 
Como providência imediata, deve ser tomada, por via oral, solução diluída de ácido acético 
(vinagre ou suco de frutas cítricas). Neste caso, é também contra-indicada a indução do vômito. 
As lesões de pele provocadas pelas bases são sentidas como uma sensação da pele 
escorregadia, havendo uma conseqüente dessa ação do epitélio. De então ser feita a lavagem 
abundante no local, com uma solução diluída de ácido acético. 
Para queimaduras mais sérias, aplicar finalmente um desinfetante, secar a pele e cobrir 
com pomada a base de acriflavina. 
Nos olhos, procede-se à neutralização com uma solução de ácido bórico (H3BO3) a 5%, 
precedida de lavagem com água pura. 
 
Bromo, cloro e iodo 
 
A aspiração dos vapores do bromo ou do gás cloro conduz a uma irritação grave da mucosa 
respiratória. 
Como providência imediata, deve ser abandonado o local e feita uma inalação com gás 
amoníaco ou um gargarejo com bicarbonato de sódio. A seguir, dar ao paciente pastilhas à base de 
eucalipto ou essência diluída de menta pipérica ou de canela, para aliviar a traquéia e os pulmões. 
Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração artificial. 
No caso da ingestão de bromo, é eficaz a administração oral de leite ou albumina. Na pele, 
o combate pode ser feito usando amônia diretamente. Nos olhos, deve-se lavar continuamente 
com grande quantidade de água e, a seguir, com solução de bicarbonato de sódio. Pode-se também 
lavar imediatamente a parte afetada com éter de petróleo à vontade, friccionando bem a pele 
com glicerina. Decorrido algum tempo, remover a glicerina superficial e aplicar uma pomada à 
base de acriflavina ou de picrato de butesin. 
O iodo sólido corrói a pele, conferindo-lhe coloração amarela. Deve então ser diluído com 
álcool até sua completa remoção. Seus vapores, quando da sua sublimação, são também altamente 
irritantes. No caso de intoxicações, é indicada a inalação de vapores de éter dietílico. 
 
Fenol 
 
O fenol (C6H5OH) lesa a pele, tornando-a esbranquiçada. Sua ação pode ser combatida 
pela lavagem com álcool comum (C2H5OH). 
Em caso de ingestão, recomenda-se, por via oral, uma solução de álcool a 55 °GL, ou 
bebidas de forte teor alcoólico como o uísque e o conhaque. 
 
Metanol ou álcool metílico 
 
O álcool metílico pode promover sérios distúrbios metabólicos e até cegueira. Como 
providência imediata, deve ser provocado o vômito e feita a ingestão de álcool etílico diluído ou 
de bebidas alcoólicas fortes. Seu contato com a pele deve ser evitado. 
 
Substâncias orgânicas na pele 
 
Lavar a vontade com álcool, depois com sabão e água quente. 
 
Em caso de acidentes os números de bombeiro, ambulância (SAMU), posto médico, 
hospital devem estar acessíveis de modo que possa ser acionado, com rapidez o auxílio preciso. 
 
MATERIAIS COMUNS DE LABORATÓRIOS 
 
Para se desenvolver um experimento é necessário, dentre outros cuidados, o 
conhecimento do material a ser utilizado. 
O equipamento de laboratório de química constitui-se de, basicamente, vidro, porcelana, 
polietileno e madeira. O emprego e o manuseio adequados são indispensáveis não só para evitar 
acidentes, mas também perdas ou danos no instrumental. 
Deve-se observar também o tamanho ou a capacidade dos instrumentos que vão ser 
utilizados, de acordo com a quantidade de substância empregada. 
Os utensílios usados em laboratório podem ser divididos em: 
a. Utensílios para conter volumes: são enquadrados, neste item, aqueles utensílios usados 
no preparo de soluções, em evaporações, armazenamento de líquidos, para conter reagentes 
durante uma reação, receber produtos de uma reação etc. 
b. Utensílios de usos variados: as operações em química requerem, utensílios mais 
específicos, de funções definidas, que auxiliem na manipulação, montagem de aparelhos e nos 
processos analíticos. 
c. Utensílios para medir volumes: são destinados a fornecer volumes variados ou definidos 
no preparo de soluções e reagentes durante uma reação e em outras operações de laboratório. 
Nunca devem ser levados a estufa de secagem em temperaturas elevadas. 
 
 15 
LAVAGEM DO MATERIAL DE LABORATÓRIO 
 
 Toda aparelhagem de vidro deve ser absolutamentelimpa, a fim de possibilitar a 
realização dos experimentos com confiança. Deste modo, tomar como regra: 
 Todo material de vidro ou de porcelana deve ser lavado imediatamente após o seu uso; 
 Os resíduos de soluções ou de precipitados, com o tempo atacam o vidro e a porcelana, 
tornando-se difícil a sua remoção e alterando a capacidade dos recipientes; 
 Os aparelhos volumétricos devem ser totalmente desengordurados. A presença de 
traços de gordura provoca a retenção do líquido sob forma de gotículas nas paredes dos 
recipientes, impedindo o seu escoamento total; 
 Lavar os frascos, balões, béqueres, pipetas, buretas etc. primeiro com água e sabão ou 
outro detergente e, se necessário, com auxílio de escova; 
 Em seguida, lavar repetidas vezes em água corrente; 
 Finalmente, lavar com uma solução ácida para a remoção dos últimos traços de gordura; 
 Após a lavagem, deixar secar a vidraria invertendo-a sobre uma toalha ou sobre um 
suporte, podendo os mesmos ser secos em estufas (apenas os materiais volumétricos não 
podem ser secos em estufas; 
 Guardar todo material, depois de ter sido submetido a uma limpeza adequada; 
 JAMAIS GUARDAR VIDRARIA SUJA; 
 Ordem e limpeza são características essenciais em um laboratório. 
As marcas de volume são feitas pelos fabricantes com os equipamentos 
volumétricos bem limpos. Um nível de limpeza análogo deve ser mantido no laboratório para 
estas marcas serem usadas com confiança. Somente superfícies de vidro limpas sustentam 
um filme uniforme de líquido. Poeira ou óleo rompe este filme. Portanto, a existência de 
rupturas no filme é uma indicação de uma superfície "suja". 
Uma breve agitação com uma solução quente de detergente é geralmente suficiente 
para remover graxa e poeira. 
Depois de ser limpo, o aparato deve ser bem enxaguado com água de torneira e 
então duas a três vezes com água destilada. Raramente é necessário secar vidraria 
volumétrica. 
 
Lavagem de Material 
 
1. Inicialmente os materiais são lavados com detergente seguida da lavagem com água 
corrente. 
Obs: a lavagem com detergente deve ser evitada no caso da determinação de fósforo pois o 
detergente se constitui em fonte potencial de fósforo. 
2. Usar solução de limpeza ácida no material a ser limpo, imprimindo um movimento de 
rotação ao recipiente, de modo a molhar toda parede interna do mesmo. 
3. Lavar novamente o recipiente com água corrente e, finalmente duas a três vezes com 
pequenas porções de água destilada. Se o recipiente foi adequadamente desengordurado, a 
água escoará uniformemente, sem haver retenção de gotículas nas paredes. 
OBSERVAÇÃO: 
 
 16 
* Solução de ácido clorídrico (1:1) e solução de ácido nítrico (1:1) se constituem excelentes 
soluções de limpeza de materiais de laboratório. 
* Solução de etanoato de sódio também pode ser usada na limpeza de materiais de teflon. 
Lavagem de Pipetas 
 
1. Usar uma pêra para aspirar solução de detergente a um nível de 2 a 3 cm acima da marca 
de calibração da pipeta. 
2. Drenar esta solução e enxaguar a pipeta com várias porções de água de torneira. 
3. Verificar se o filme de água na parede da pipeta é homogêneo ou se há rupturas do filme. 
Se houver rupturas, introduzir na pipeta com auxílio de uma pêra de sucção a solução ácida. 
Manter a solução no recipiente durante 3 a 5 minutos deixando-a escoar em seguida. 
4. Preencher a pipeta com água destilada com um terço de sua capacidade rodando até 
molhar toda a sua superfície interna. 
5. Repetir este procedimento com água destilada pelo menos duas vezes. 
 
PESQUISAR 
 
Por que devemos evitar o uso de solução sulfocrômica (mistura de K2Cr2O7 em H2SO4 
conc.) na limpeza? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Normas de Segurança no Laboratório 
 
A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como 
possa parecer. Visando diminuir a ocorrência e a gravidade destes eventos, é 
absolutamente imprescindível que sejam observadas as normas de segurança, 
descritas abaixo, durante os trabalhos em laboratório: 
 
1) Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. 
2) Localize os instrumentos antiincêndio e se familiarize com o seu uso. 
3) Certifique-se do funcionamento dos chuveiros de emergência. 
4) Nunca fume no laboratório. 
5) Use sempre avental apropriado sob pena de não poder assistir a aula 
prática e sofrer as punições previstas pela ausência em cada disciplina. 
6) Nunca deixe frascos abertos ou próximos à chama. 
7) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja extremamente 
cuidadoso ao manusear quaisquer substâncias. 
8) Todas as experiências que envolvem liberação de gases ou vapores tóxicos 
devem ser realizadas na capela (câmara de exaustão). 
9) Sempre que proceder à diluição de um ácido ou hidróxido concentrado, 
adicione-o lentamente, sob agitação, sobre a água, e não o inverso. 
10) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte a 
extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa próxima. 
11) Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
12) Sempre que possível trabalhe com óculos de proteção. 
13) Ao introduzir rolhas em vidrarias, umedeça-a convenientemente e enrole a 
peça de vidro numa toalha para proteger as mãos. 
14) Quando for testar produto químico pelo odor não coloque o frasco sob o 
nariz. Desloque, com a mão, os vapores que se desprendem do frasco para 
a sua direção. 
15) Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que envolva grande quantidade de energia. 
16) Ao se retirar do laboratório verifique se não há torneiras (água ou gás) 
abertas. Desligue todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e 
lave as mãos. 
 18 
Em um laboratório químico, devemos observar alguns símbolos de advertência 
para o manuseio de reagentes e a execução de procedimentos. Alguns destes 
símbolos são comuns em rótulos de reagentes e nas entradas de laboratórios. 
Assim, é importante saber o significado destes símbolos para que sejam 
tomados os cuidados necessários. Os principais símbolos são: 
 
 
Substância 
Tóxica 
Substância 
Irritante 
Substância 
corrosiva 
Substância 
inflamável 
 
Radiação ou Raio-
X 
Risco Biológico Entrada restrita Equipe de Limpeza 
 
ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS 
SOCORROS 
 
1) Queimaduras: 
a) Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos): 
- No caso de queimaduras leves, aplicar vaselina líquida; 
- No caso de queimaduras graves, cobrí-las com gaze esterilizada 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. 
- Procurar um médico imediatamente. 
b) Queimaduras por ácidos: 
- Lave o local imediatamente com água em abundância, durante cerca de 
cinco minutos. A seguir, lave com solução saturada de bicarbonato de 
sódio e novamente com água. 
- Queimaduras por álcalis (bases): 
 19 
- Lave, imediatamente, o local atingindo com bastante água durante cinco 
minutos. Trate com solução de ácido acético a 1% e lave novamente 
com água. 
- Ácido nos olhos: 
- Nos laboratórios existem lavadores de olhos acoplados aos chuveiros de 
emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, após a qual 
se aplica solução de bicarbonato de sódio a 1%. 
2) Álcali nos olhos: 
- Proceder como no item anterior, substituindo a solução de bicarbonato 
de sódio por uma de ácido bórico a 1%. 
3) Intoxicações por gases: 
- Remova a vítima para um ambiente arejado deixando-o descansar. 
4) Ingestão de substâncias tóxicas: 
- Deve-se administrar uma colher desopa de “antídoto universal”, que é 
constituído de: duas partes de carvão ativo, uma de óxido de magnésio 
e uma de ácido tônico (vitamina do complexo B). 
Normas e procedimentos no laboratório 
 
1. O aluno deverá possuir a apostila contendo todos os roteiros das aulas 
práticas ministradas no corrente período letivo. 
2. O aluno não poderá fazer a prática sem a apostila (roteiro) da mesma. 
3. É obrigatório o uso do avental, calça comprida e sapato fechado em todas as 
aulas práticas,. 
4. É proibido fumar e comer nos laboratórios. 
5. É proibido usar qualquer material do laboratório sem autorização do técnico 
responsável. 
6. O laboratório não deverá ser usado como sala de estudo. 
7. O aluno é responsável pelo material que será usado nas aulas práticas, 
portanto, deverá ter o cuidado de não quebrá-lo ou estragá-lo. 
8. Usar óculos de segurança quando indicado pelo professor. 
9. Secar em estufa apenas o material de vidro necessário. 
10. Identificar sempre o material que for colocado em estufa. 
 20 
11. O material específico recebido para determinado experimento deve ser 
devolvido limpo e em condições de uso. 
12. Providenciar a limpeza do piso ou balcão no caso de queda de material 
(chamar o técnico, se for necessário). 
13. Avisar imediatamente os professores ou técnicos em caso de acidente. 
14. Colocar todos os resíduos de reação em frascos apropriados. 
15. Usar balança analítica somente quando for estritamente necessário 
(existem balanças semianalíticas à disposição). 
16. Manter o local de trabalho limpo e organizado. 
17. É proibida a entrada no laboratório em aulas práticas de outros professores. 
18. O aluno não deverá deixar sobre as bancadas, em hora de aulas, materiais 
como bolsas, paletós, cadernos, livros e outros. Só devem ficar sobre a 
bancada a apostila da prática, o caderno e a caneta. 
 21 
Prática 01: MEDIÇÕES DE MASSAS E VOLUMES 
 
1. Objetivos 
 
Aprender a utilizar e obter medidas usando balança analítica 
Aprender a técnica correta no uso de equipamentos volumétricos 
 
2. Introdução 
 
Na maioria das análises químicas, uma balança analítica é usada para 
se obter massas com alta exatidão. Balanças semi-analíticas são também 
usadas para medidas nas quais a necessidade de resultados confiáveis não é 
críticas. 
 A operação de pesar consiste inicialmente em colocar um recipiente 
limpo no prato da balança. A massa do recipiente vazio é chamada de tara. Na 
maioria das balanças existe um botão que desconta a tara zerando a balança. 
Adicione ao recipiente a substância a ser pesada e leia a nova massa. Se não 
há a operação de tara automática, anote a massa do recipiente vazio e 
subtraia-a da massa do recipiente cheio. Substâncias químicas não devem ser 
colocadas diretamente sobre o prato da balança. Essa precaução protege a 
balança de corrosão e permite recuperar toda a substância que foi pesada. 
Uma balança analítica é um instrumento delicado que deve ser 
manipulado com extremo cuidado. Quase toda a análise química envolve uma 
operação de pesagem. Observe as seguintes regras gerais para se trabalhar 
com uma balança analítica independentemente de sua marca ou modelo. 
 
a. Centre o peso do prato da melhor forma possível 
b. Proteja a balança contra corrosão. Objetos a serem colocados no prato 
devem se limitar a metais não reativos, plásticos não reativos e materiais 
vítreos. Nunca colocar reagentes diretamente sobre os pratos da balança. 
c. Precauções especiais devem ser tomadas ao se pesar líquidos 
d. Consulte seu professor se a balança precisar de ajustes 
e. Mantenha a balança sempre limpa. Um pincel macio é útil para a remoção 
de material derrubado ou poeira. 
f. Sempre espere que um objeto quente volte à temperatura ambiente antes 
de pesá-lo, evitando assim a formação de corrente de convecção de ar. 
g. Use luvas, pinças ou papéis para segurar objetos secos, não transferindo 
assim a eles a umidade de suas mãos. Nunca tocar com as mãos os 
objetos a serem pesados. 
h. Manter sempre as laterais da câmara de pesagens fechadas quando se faz 
a leitura do peso, pois qualquer corrente de ar externa pode causar erro na 
leitura. 
i. Nunca deixar pesos na balança após a pesagem. Voltar o marcador para a 
posição zero sempre que terminar esta operação. 
j. Antes de qualquer pesagem, verificar se a balança está nivelada. Se não 
estiver, acertar o nível movimentando os parafusos que servem de pé para 
a balança. 
 
Quando se deseja medir volumes aproximados de líquidos, pode-se 
fazê-lo com um material volumétrico não muito preciso e prático que é a 
 22 
proveta ou cilindro graduado, enquanto, para medidas precisas, deve-se utilizar 
materiais precisos tais como buretas, pipetas e balões volumétricos. 
Estes equipamentos são calibrados pelo fabricante a uma temperatura 
padrão de 20°C, devendo-se, portanto, trabalhar, de preferência nesta 
temperatura para evitar desvios em virtude de dilatação do aquecimento. 
Medidas confiáveis de volume são realizadas com uma pipeta 
volumétrica, uma bureta ou um balão volumétrico. O equipamento volumétrico 
é marcado pelo fabricante para indicar a maneira de calibração (geralmente TD 
para dispensar ou transferir e TC para conter), mas também a temperatura na 
qual a calibração se aplica. Pipetas volumétricas e buretas são calibradas com 
freqüência para transferir volumes específicos. 
A superfície de um líquido confinado num tudo estreito exibe uma 
curvatura marcante, ou menisco. É comum utilizar a parte inferior do menisco 
como ponto de referência na calibração e no uso de equipamentos volumétrico. 
Este ponto mínimo pode ser melhor visualizado segurando-se um cartão de 
papel opaco atrás da coluna graduada. 
Ao se ler volumes, seu olho deve estar no nível da superfície do líquido 
para assim evitar um erro devido à paralaxe. Paralaxe é um fenômeno que 
provoca a sensação do volume ser menor que seu valor real se o menisco for 
olhado por cima da superfície ou do volume ser maior se o menisco for olhado 
abaixo da superfície do líquido. 
 
 Materiais e equipamentos 
 béquer 
 proveta 
 pipeta graduada 
 pipeta volumétrica 
 vidro de relógio 
 frasco para armazenar solução 
 balança analítica 
 espátulas 
 pinças 
 pêra 
 NaCl 
 Água destilada 
 
3. Métodos 
 
4.1 Medições de Massas 
 
1. Pegue um béquer com auxílio de uma pinça e transfira para o prato da 
balança 
2. Com uma espátula, cuidadosamente pese 1,0 g de NaCl. 
3. Repita o procedimento pesando 0,5 g de NaCl. 
 
4.2 Medições de Volumes 
 
1. Use uma pêra para aspirar um pequeno volume do líquido a ser 
amostrado para a pipeta e molhe sua superfície interna com este líquido 
2. Repita isto com outras duas porções do líquido 
 23 
3. Cuidadosamente, preencha a pipeta com o volume na marca da 
calibração 
4. Certifique-se que não há bolhas no líquido e nem espuma em sua 
superfície 
5. Incline um pouco a pipeta e enxugue sua parede externa com papel 
absorvente 
6. Toque a ponta da pipeta dentro do frasco receptor da alíquota e deixe o 
líquido escorrer livremente 
7. Descanse então a ponta da pipeta na parede interna do frasco por 
poucos segundos 
8. Retire a pipeta com um movimento de rotação para remover qualquer 
líquido aderido na sua ponta 
9. O pequeno volume retido na ponta de uma pipeta volumétrica nunca 
deve ser soprado para ser liberado 
10. Enxágüe a pipeta muito bem após cada vez que for usada 
 
4. Questionário 
 
a. Como devemos proceder durante a pesagem de materiais e de 
substâncias usando a balança analítica? 
b. Qual a diferença da balança analítica para a semi-analítica? Qual é a 
mais precisa? 
c. Por que é necessário o uso de pinça para fazer a pesagem de material?d. Na avaliação da medida de água, pode-se usar uma pipeta ou uma 
proveta. Qual das duas possui melhor precisão? Explique sua resposta. 
e. O que é menisco? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 24 
Prática 02 – Ligações iônicas e moleculares 
 
OBJETIVOS 
 Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias 
iônicas e moleculares. 
 Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica de 
uma substância influi na solubilidade em determinados solventes. 
 
INTRODUÇÃO 
 
Substâncias iônicas são aquelas formadas por íons (cátions e ânions) 
ligados entre si por forças de natureza elétrica. 
Substâncias moleculares ou covalentes são formadas a partir do 
compartilhamento de elétrons entre os átomos dos elementos que estão se 
ligando. Apesar de não possuírem íons em sua constituição, as moléculas 
podem apresentar pólos elétricos, devido à diferença de eletronegatividade dos 
elementos; neste caso, são denominadas moléculas polares. Quando não há 
diferença de eletronegatividade ou quando a resultante dessas diferenças é 
nula, a molécula é denominada apolar. 
As substâncias moleculares têm suas moléculas atraídas entre si por 
forças denominadas de intermoleculares. 
No caso de substâncias cujas moléculas sejam apolares a força de 
atração que justifica sua existência nos estados sólido e líquido é denominada 
de dipolo induzido – dipolo induzido; no caso de substancias cujas moléculas 
sejam polares a força intermolecular é denominada dipolo permanente – dipolo 
permanente ou simplesmente dipolo – dipolo. 
Há um tipo de dipolo – dipolo, muito forte, que ocorre entre moléculas 
onde o hidrogênio esteja ligado a oxigênio, nitrogênio ou flúor. Esta força 
recebe o nome particular de ponte de hidrogênio (ou ligação de hidrogênio). 
Nas substâncias moleculares, de um modo geral, dois fatores influem 
nos PF e PE: 
A)Tipo de força intermolecular: 
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores os seus PF e PE 
B)Tamanho das moléculas: 
Quanto maior for o tamanho de uma molécula, maior será a sua superfície, o 
que propicia um maior número de interações com as moléculas vizinhas, 
acarretando PF e PE maiores. 
Para comparar os pontos de fusão e ebulição de diferentes substâncias, 
devemos considerar esses dois fatores: 
• Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais: 
 
Quanto maior a intensidade da interação, maiores os PF e PE. 
 
• Em moléculas com mesmo tipo de interação: 
 
Quanto maior o tamanho da molécula, maiores os PF e PE. 
 
 
 25 
A solubilidade de uma substância (denominada soluto) em outra 
(denominada solvente), está relacionada à semelhança das forças atuantes 
nas mesmas (iônicas ou intermoleculares). Em conseqüência disso, 
substâncias iônicas e substâncias moleculares polares tendem a se solubilizar 
em solventes também polares, enquanto que substâncias apolares tendem a 
se solubilizar em solventes apolares. O envolvimento das partículas do soluto 
pelas moléculas do solvente é denominado de solvatação e, no caso do 
solvente usado ser a água é comum substituir-se o termo por hidratação. 
O fenômeno da dissolução é fundamentalmente um processo físico-
químico, dependendo, em grande extensão, das forças de coesão que ligam: 
 
 • As moléculas do solvente; 
 • As partículas do soluto; 
 • As moléculas do solvente e as partículas do soluto. 
 
Embora não seja possível prever com precisão absoluta quando uma 
substância é solúvel em outra, podemos estabelecer genericamente que: 
Uma substância é solúvel em outra que lhe é semelhante, interpretando esta 
semelhança do ponto de vista estrutural, de polaridade e caráter das forças 
intermoleculares. Assim, um composto polar é solúvel em solvente polar. 
 
MATERIAIS E REAGENTES: 
 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
I. Substâncias iônicas e moleculares frente ao aquecimento: 
 
 • Procurar o professor (a), levando um tubo de ensaio, para que uma 
pequena quantidade de iodo seja adicionada ao tubo. Retorne a sua 
bancada e aqueça o tubo, com o auxílio de uma pinça de madeira, até 
observar alguma mudança no estado físico do iodo. 
 • Em dois tubos de ensaio, adicionar respectivamente cloreto de zinco e 
cloreto de sódio. 
 • Aquecer, com auxilio de uma pinça de madeira, cada um dos tubos até 
observar mudança no seu estado físico. 
 
II.Polaridade e Solubilidade 
 • Em três tubos de ensaio adicionar, utilizando as pipetas, 
respectivamente, 1,0 mL de água, 1,0 mL de álcool etílico e 1,0 mL de 
hexano. A cada um dos tubos adicionar duas gotas de óleo comestível, 
agitar intensamente e observar os resultados. 
 26 
 • Repetir o procedimento anterior, substituindo o óleo comestível por 
quantidades pequenas e equivalentes de: Cloreto de sódio; Naftaleno; 
Iodo. 
 
A dissolução ocorre com facilidade, quando as forças de ligação 
entre as moléculas do solvente, de um lado, e entre as partículas do 
soluto, de outro, são do mesmo tipo e magnitude. 
 
Atenção: 
Utilizar, nos ensaios abaixo, quantidades equivalentes e pequenas de 
sacarose, cloreto de zinco e cloreto de sódio. 
Comparar o tempo necessário para que sejam observadas mudanças nas 
substâncias usadas. Anote todas as suas observações. 
 
Atenção 
Por se tratar de um ensaio comparativo, é necessário utilizar-se 
quantidades equivalentes de reagentes nos tubos de ensaio. 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 Considerando o aquecimento das substâncias no item I, explique, 
levando em conta o tipo de ligação química, o tipo de forças intermoleculares, 
etc., a diferença de comportamento observada. 
 Pode-se observar que o iodo é uma substância que sublima. Todas as 
substâncias moleculares Sublimam? Justifique sua resposta 
 Apesar de termos aquecido o cloreto de sódio, não foi possível observar 
sua fusão. Todas as substâncias iônicas têm o ponto de fusão tão elevado 
quando o NaCl?Justifique. 
 Explique o comportamento observado no procedimento II da prática, 
levando em conta o tipo de ligação química, a polaridade ou não das 
substâncias usadas e, conseqüentemente, suas forças intermoleculares. 
 27 
Prática 03 – Poder oxidante e redutor 
 
Objetivos: 
Analisar os fatores que afetam o poder redutor de alguns metais. 
Analisar os fatores que afetam o poder oxidante de alguns halogênios. 
Evidenciar a ação anti-oxidante da vitamina C. 
 
Introdução 
Na Tabela Periódica atual os elementos estão distribuídos na ordem 
crescente de seus números atômicos, formando grupos e períodos. Elementos 
de um mesmo grupo possuem a mesma configuração eletrônica da última 
camada, o que resulta numa periodicidade das propriedades dos elementos. 
Dentre as propriedades periódicas dos elementos podemos destacar 
duas muito importantes, que são a energia de ionização e a afinidade 
eletrônica. Elas estão diretamente relacionadas à reatividade química e ao 
poder oxidante e redutor dos elementos. 
A energia de ionização é uma das etapas envolvidas na avaliação da 
força redutora de um dado elemento. Assim, a capacidade de um elemento 
atuar como agente redutor está relacionada com a facilidade de perder 
elétrons. A força oxidante dos não-metais, ou seja, a capacidade destes 
elementos de atuarem como agentes oxidantes, esta relacionado com as 
energias envolvidas no processo de mudanças de fases físicas. 
 
Parte Experimental 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
 
Experimento 1 
 1. Em um béquer colocar 50 mL de água destilada e 3 ou 4 gotas de 
fenolftaleína. 
 2. Com uma pinça, retirar o sódio metálico do recipiente onde ele está 
imerso em querosene e colocar sobre um pedaço de papel filtro. 
 3. Com uma espátula, cortar um pequeno fragmento de sódio e colocar 
no béquer com água e fenolftaleína e observar. 
 
Experimento2 
 1. Tomar um pedaço de 2 a 3 cm de fita de magnésio e lixar. 
 2. Em um tubo de ensaio, colocar 5 mL de água destilada e 1 a 2 gotas 
de fenolftaleína. Observar a cor dessa solução. 
 28 
 3. Colocar a fita de magnésio limpa no tubo de ensaio preparado no item 
2 e observar. 
 
Experimento 3 
 1. Tomar um pedaço de 2 a 3 cm de fita de magnésio e lixar. 
 2. Segurar com uma pinça e aquecer a uma chama de lamparina, até 
observar alguma transformação. 
 3. Recolher o produto dessa reação em um tubo de ensaio contendo 
água destilada e gotas de fenolftaleína. 
 4. Em outro tubo de ensaio contendo um pouco de ácido sulfúrico, 
adicionar um pedaço da fita de magnésio e observar. 
 
Experimento 4 
 1. Tomar um tubo de ensaio e colocar cerca de 2 mL de solução aquosa 
de iodeto. 
 2. Adicionar água de cloro gota a gota e observar a coloração. 
 
Experimento 5 
 1. Tomar uma porção pequena de vitamina C e colocar num tubo de 
ensaio. 
 2. Adicionar cerca de 2 mL de solução de iodeto de potássio. 
 3. Adicionar gotas de água de cloro. Compare com o resultado 
observado no experimento anterior. 
 
QUESTIONÁRIO 
 • O que você observou com o fragmento de sódio quando ele foi 
colocado na água? 
 • Discuta a transformação química que ocorre quando o sódio entra em 
contato com a água. Escreva as equações envolvidas. 
 • Com base nos experimentos 1 e 2, discuta qual elemento possui maior 
poder redutor: o Na ou o Mg? 
 • Qual a relação entre o poder redutor do metal e a energia de 
ionização? 
 • Descreva com equações químicas as transformações envolvidas nos 
experimentos 4 e 5. 
 • Qual elemento possui maior poder oxidante: o Cl ou o I? 
 • Qual a fórmula do ácido que faz parte da composição da vitamina C? 
 • A partir do observado, discuta a importante capacidade anti-oxidante 
da vitamina C. 
 
Referências Bibliográficas 
BARROS, H. Química Inorgânica – Uma introdução. Belo Horizonte: UFMG, 
1992. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 29 
PRÁTICA 04 - Estudo das Reações Químicas 
 
 
1. OBJETIVOS 
 
 a) Identificar os diferentes tipos de reações Químicas. 
 b) Classificar e equacionar reações. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras 
diferentes é que se chama de reação química. As espécies originais são 
chamadas reagentes e as que resultam após a reação são os produtos. 
 Numa reação de síntese, partimos de mais de um reagente e obtemos 
um único produto. Na reação de decomposição, obtemos mais de um produto 
a partir de um único reagente. Nas reações de simples troca ou deslocamento, 
uma substância simples reage com uma substância composta, deslocando 
desta última uma nova substância simples. Nas reações de dupla troca, dois 
reagentes permutam seus íons ou radicais entre si, dando origem a dois novos 
compostos. Nas reações de oxi-redução ocorre a troca de elétrons entre as 
espécies reagentes. As espécies que cedem elétrons são redutoras, e as que 
recebem elétrons são oxidantes. 
 Em muitas reações químicas há desprendimento de calor: são reações 
exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a reação é endotérmica. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
Material necessário: 
 
 - Estantes com tubos de ensaio 
 - Pipetas de 1,0 mL, 5,0 mL e 10 m 
 - Pinça tesoura 
 - Pinça madeira 
 - Cápsula de porcelana 
 - Espátula 
 - Béquer de 100 mL 
 - Provetas de 50 mL e 10 mL 
 - Termômetro 
 - Bastão de vidro 
 
Substâncias necessárias 
 
 - Solução de cloreto de sódio 0,1 M 
 - Solução de iodeto de potássio a 0,1 M 
 - Solução de brometo de potássio 0,1 M 
 - Magnésio em fita 
 - Solução de cloreto de ferro III a 3% 
 - Solução de amido 
 - Solução de hidróxido de sódio a 10% 
 - fenolftaleína 
 30 
 - Solução de hidróxido de sódio 1 M 
 - Fio de cobre 
 - Solução de nitrato de prata a 5% 
 - Palha de aço (bombril) 
 - Solução de sulfato de cobre II 1 M 
 - Carbonato de cálcio 
 - Solução de ácido clorídrico 1 M 
 - Água oxigenada 
 - Solução de ácido sulfúrico diluido 
 - Hidróxido de sódio 
 - Solução de tiocianato de amônio a 5% 
 - acetato de sódio 
 
Procedimento: 
 
1. Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 5,0 mL de solução de 
cloreto de sódio à 5,0 mL de solução de Brometo de Potássio. Observar. 
Anotar. 
 
2. Colocar em um tubo de ensaio de , 5,0 mL de solução de cloreto de ferro III 
e adicionar, a seguir, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 10%. 
Observar se houver formação de um precipitado, caso contrário, adicionar 
um pouco mais de base. Equacionar e classificar a reação. Indicar qual o 
composto insolúvel formado. 
 
3. Levar um pequeno fragmento de magnésio seguro por uma pinça-
tesoura (não use pinça de madeira) à chama do bico de gás. (Muito cuidado 
ao observar, a luz emitida pode prejudicar a vista). Observar. Anotar. Recolher 
o produto em uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 mL de água destilada 
e agitar com bastão de vidro para homogeneizar. Adicionar 2 gotas de 
fenolftaleína. Observar. Anotar. Equacionar e classificar as reações ocorridas. 
 
4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de solução de nitrato de 
prata, imergir cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e observar 
após cinco minutos. Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
 
5. Colocar em um tubo de ensaio 3 mL de solução de sulfato de cobre II. 
Introduzir uma pequena porção de palha de aço, de forma que a a mesma fique 
totalmente imersa na solução. Observar e anotar o que ocorre. Equacionar e 
classificar a reação. 
 
6. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1 g de carbonato de cálcio. 
Adicionar 5 mL de ácido clorídrico 1 M. Observar. Anotar. Equacionar e 
classificar a reação. 
 
 
7. Colocar 1 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. 
Juntar 1 mL de solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar. Equacionar 
e classificar a reação. 
 
 31 
8. Colocar 3,0 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. 
Adicionar 3,0 mL de ácido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar 3,0 mL de água 
oxigenada. Agitar. Adicionar 2 gotas de uma solução de amido. Observar. 
Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
9. Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 mL de água 
destilada verificar sua temperatura. Anotar. 
 
10.Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 mL de 
água destilada verificar sua temperatura. Anotar. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Em alguma das etapas anteriores, deixou de ocorrer uma reação química? 
Explique. 
 
2) Com relação a etapa 2, responda: 
a) Qual a fórmula e o nome do composto insolúvel formado. 
b) Escreva a equação da reação que se processou e classifique-a. 
 
3) Com relação a etapa 3, responda: 
a) Com que substância combinou-se o magnésio. 
b) Qual a fórmula e o nome da substância branca que se forma nessa combin 
c) Após a diluição com água destilada de produto formado e adição da 
Por quê? 
d) Escreva a equação da reação observada e classifique-a. 
 
4) Com relação a etapa 4, responda: 
a) Qual a substância que se formou sobre o cobre? 
b) Porque a solução que era incolor tornou-se azul? 
c) Escreva a equação da reação, classifique-a e explique-a. 
 
5) Com relação a etapa 5, responda: 
a) Por que houve descoramento da solução? 
b) A reação observada poderia ocorrer no sentido inverso? Justificar. 
c) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
 
6) Com relação a etapa 6, responda: 
a) Qual o nome e a fórmula de gás formado? 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
c) Por que o H2CO3 não aparece no produto daequação? 
 
7) Com relação a etapa 7, responda: 
a) Qual o nome e a fórmula do produto formado que é responsável pela 
coloração. 
b) Escreva a equação da reação e classifique-a. 
 
8) Com relação a etapa 8, responda: 
a) Escrever a equação da reação entre iodeto de potássio, ácido sulfúrico e 
água oxigenada, indicando os números de oxidação de todos os átomos dos 
elementos participantes. 
 32 
b) Qual a substância oxidante e qual o redutor? 
c) Porque se adicionar 2 gotas de solução de amido ao produto formado? O 
que aconteceu? 
d) Explique. 
 
9) Com relação a etapa 9, responda. 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
b) A diluição do hidróxido de sódio é um processo endotérmico? Explique. 
 
10) Com relação a etapa 10, responda: 
a) Houve aumento ou diminuição da temperatura? 
b) A diluição do acetato de sódio é um processo endotérmico ou exotérmico? 
Explique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 33 
PRÁTICA 05 - SOLUÇÕES 
 
1. OBJETIVOS 
 
- Definir e classificar as soluções. 
- Definir os tipos mais comuns de unidade de concentração de soluções e 
realizar cálculos envolvendo estas unidades. 
- Preparar soluções e determinar a concentração de uma dada solução. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
 Uma solução pode ser definida como uma mistura homogênea de duas 
ou mais substâncias. Na verdade, as soluções verdadeiras se constituem uma 
das três grandes classes das dispersões juntamente com as suspensões e os 
sistemas coloidais. Um dos critérios de distinção entre essas classes é o 
tamanho das partículas; as partículas de uma suspensão têm tamanho 
grosseiro, de modo que podem ser vistas a olho nu. Uma solução verdadeira 
tem partículas com tamanho da ordem de íons ou moléculas e um sistema 
coloidal possui partículas com dimensões intermediárias entre as suspensões e 
as soluções verdadeiras. Desse modo, cada uma dessas classes apresenta 
fenômenos próprios que as particularizam. Nas soluções verdadeiras não 
ocorre deposição de partículas como nas suspensões, nem dispersão da luz 
(efeito Tyndall) como nos sistemas coloidais. 
 Os maiores e melhores exemplos de soluções são a águas do mar 
(isenta de partículas), o ar (livre de fuligem e outros poluentes) e os fluídos 
biológicos como o plasma sanguíneo. Desta forma, há a necessidade, pela 
utilidade e importância de se estudar as soluções verdadeiras. Quaisquer 
associações dos três tipos de estado da matéria podem constituir uma solução 
verdadeira. Para melhor compreensão do sistema, costuma-se dividir uma 
solução em soluto e solvente; entretanto, não existe rigor na designação de 
qual substância é o soluto e qual é o solvente, uma vez que ambos estão 
dispersos entre si. É comum aceitar que o componente de maior quantidade é 
o solvente. O quadro a seguir mostra o exemplo de cada um dos nove tipos 
possíveis de soluções binárias (2 componentes): 
 
TIPOS DE SOLUÇÕES EXEMPLOS 
1. Soluções Gasosas: 
 Gás dissolvido em gás 
 Líquido dissolvido em gás 
 Sólido dissolvido em gás 
 
Oxigênio dissolvido em nitrogênio 
Clorofórmio dissolvido em nitrogênio 
Gelo seco dissolvido em nitrogênio 
2. Soluções Líquidas: 
 Gás dissolvido em líquido 
 Líquido dissolvido em 
líquido 
 Sólido dissolvido em 
líquido 
 
Dióxido de carbono em água 
Álcool dissolvido em água 
Açúcar dissolvido em água 
3. Soluções Sólidas: 
 Gás dissolvido em sólido 
 Líquido dissolvido em 
sólido 
 Sólido dissolvido em sólido 
 
Nitrogênio dissolvido em paládio 
Mercúrio dissolvido em ouro 
Cobre dissolvido em níquel 
 34 
 Como o preparo de uma solução envolve sempre a dissolução de uma 
substância em outra, é conveniente compreender alguns aspectos do processo 
e das forças que nele ocorrem. A dispersão (mistura) de uma substância em 
outra altera a organização dos íons ou das moléculas que constituem o soluto e 
o solvente porque modifica as forças que mantém coesas as partículas. A 
dissolução é um fenômeno que resulta do equilíbrio de forças soluto-solvente 
comparativamente às forças soluto-solvente e solvente-soluto. Disso resulta a 
regra geral “semelhante dissolve semelhante”, isto é, um solvente dissolverá 
um soluto se eles tiverem estruturas que apresentem o mesmo tipo de 
interação entre os íons ou moléculas. Solventes polares dissolvem solutos 
polares, enquanto que solventes não polares dissolvem solutos não polares. 
Como em toda regra, observam-se exceções a essa afirmação, o que 
demonstra que durante a dissolução outros fatores interferem decisivamente, 
tais como forças intermoleculares resultantes de pontes de hidrogênio, 
momento dipolar, constante dielétrica entre outras. 
 A solubilidade de um soluto em um certo solvente é definida como a 
concentração daquele soluto em sua solução saturada. Uma solução é dita 
saturada quando está em equilíbrio com excesso de soluto, ou seja, não é 
possível dissolver mais soluto naquela quantidade de solvente sem mudar as 
condições de temperatura e pressão. A partir da solução saturada é possível 
definir solução não saturada que é aquela que tem concentração do soluto 
menor que uma solução saturada; solução supersaturada é aquela que tem 
concentração do soluto maior que uma solução saturada. 
 As proporções relativas em que às substâncias se dissolvem uma nas 
outras são abordados de diversos modos chamados “unidades de 
concentrações” e as mais comuns são: 
2.1. Percentagem: É a relação que expressa uma certa quantidade de soluto 
para 100 partes de uma solução. Existem 3 tipos de percentagem: 
a) Percentagem peso/volume: É o número de gramas do soluto existentes em 
100mL de solução. Por exemplo: uma solução aquosa de NaOH a 10% p/v 
contém 10g de soluto (NaOH) para cada 100mL de solução (NaOH + H2O). 
b) Percentagem peso/peso: É o número de gramas de soluto existentes em 
100g da solução. Por exemplo: para preparar uma solução aquosa de 
glicose a 5% p/p é necessário 5g de soluto para 95g de H2O. 
c) Percentagem volume/volume: É a quantidade de mililitros do soluto 
existente em 100mL de solução. Por exemplo: o álcool a 96% é uma 
solução que contém 96mL de álcool para cada 100mL de solução ou 96mL 
de álcool em 4mL de H2O. 
 
2.2. Título: Entende-se que “solução titular” é toda solução de concentração 
conhecida. Entretanto, existe o hábito de chamar “título”, a concentração 
quando expressa em gramas do soluto por litro de solução, assim: 
 
)(~
)(
litrosemoasoluçdavolume
gramasemsolutodomassa
Titulo 
 
 
Obs. A percentagem e o título são chamados “unidades físicas” porque 
independem da natureza do soluto. 
 
 35 
2.3. Fração Molar: É a relação entre o número de moles de um componente 
pelo número de moles total da mistura. O valor de um mol é o peso 
molecular da substância expresso em gramas e o número de moles é 
obtido dividindo-se a massa da substância em questão pelo valor de seu 
respectivo mol. Por exemplo: seja uma solução formada por 500g de 
benzeno e 500g de tolueno; neste caso, 1mol de C6H6 (benzeno) é 78g e 
1mol de C7H8 (tolueno) é 92g, logo existem na solução: 
numero de moles do benzeno moles
numero de moles do tolueno moles
 
 
500
78
6 41
500
92
5 43
,
,
 
 
Pela definição, podemos afirmar: 
 
541,0
43,541,6
41,6
66


 HCXbenzenodomolarFração
 
 
 
459,0
43,541,6
43,5
87


 HCXtoluenodomolarFração
 
 
 
2.4. Concentração em quantidade de matéria: É a relação que expressa o 
número de moles do soluto existente em 1 litro de solução. 
 
 
M
n de moles do soluto
volume da solucao L
o
 ~
 , 
onde n de moles
massa do soluto
peso molecular
o 
 
 
 
 
2.5. Molalidade: É o número de moles do soluto dissolvido em 1Kg de 
solventepuro. 
 
 Kgsolventedomassa
solutodomolesden
m
o

 
 
 Após conhecer as principais características das soluções e as unidades 
de concentrações, é necessário que o aluno saiba prepará-las. Por isso, a 
parte experimental será a oportunidade de manusear as fórmulas aqui 
apresentadas e os passos que levam ao preparo de algumas soluções. 
 As soluções selecionadas deverão ser utilizadas posteriormente pelos 
alunos, mostrando assim, a continuidade do processo e forçando o cuidado no 
seu preparo, visto que serão matérias-primas para outro trabalho. 
 
 
 36 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
O preparo de soluções constitui uma das etapas preliminares do trabalho 
em laboratório, dele dependem as evoluções de umas análises e as precisões 
dos resultados, sendo assim, é necessário atentar para as pesagens e 
aferições sem negligenciar sobre a simplicidade do processo. 
 
3.1. Preparo e padronização de 250 mL de solução de HCl 1mol L-1 
 
1. Efetue os cálculos para determinação do volume de HCl concentrado 
com a pureza e densidade apresentados no rótulo que devem ser diluídos 
para 250 mL de solução a 1 mol L-1. 
2. Proceda a diluição atentando para os cuidados necessários: transferir, 
com auxílio do funil, o volume de ácido sobre certo volume de água até a 
marca de aferição. Homogeneizar a solução. 
3. Padronização da solução de HCl com Na2CO3 (O professor explicará 
as razões pelas quais a solução de HCl deve ser padronizada). 
 a) Você recebe do professor um recipiente que contém Na2CO3 
dessecado e frio; efetue então a pesagem de exatamente O,6 a O,7g desse 
material em erlenmeyer de 125 mL e dilua em 25mL de água destilada. Anote 
precisamente a massa de Na2CO3 utilizada. 
 b) Prepare uma bureta, conforme foi ensinado, usando a solução de HCl 
que vai ser padronizada. 
 c) Adicione 2 a 3 gotas de alaranjado de metila na solução de 
erlenmeyer, ajuste sob a bureta, adapte em fundo branco e proceda a titulação 
conforme pode ser visto na figura 1. Feche a torneira da bureta à primeira 
mudança de coloração que a solução do erlenmeyer apresentar. 
 d) Aqueça levemente a solução, observe se há mudança de coloração, 
caso positivo, complete a titulação. 
 e) Repita as etapas a, b, c e d mais de uma vez. 
 f) Encontre o volume médio do HCl e efetue os cálculos para a 
determinação do “fator volumétrico” que corrige a concentração aproximada do 
HCl. O professor vai auxiliar nesta tarefa mostrando como proceder ao cálculo 
e esclarecendo as passagens que você observou. 
 
Obs. Armazenar em um frasco adequado a solução de HCl preparada e lavar a 
vidraria utilizada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 37 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 1. Esquema de uma titulação. 
 
 
 
3.2. Preparação de 100 mL de solução de CuSO4.5H2O 0,1 mol L-1 
 
 1. Faça o cálculo da massa de CuSO4.5H2O necessário para preparar 
100 mL de solução a 0,1 mol L-1. 
2. Pese a massa encontrada em béquer de 100mL. 
 3. Dissolva o CuSO4 em pequenos volumes de água destilada e 
transfira, com auxílio de funil, para um balão volumétrico de 100mL. Lave o 
funil para evitar perdas de massa de soluto. 
 4. Complete o volume para a marca de aferição do balão volumétrico e 
faça a homogeneização da solução. 
Transfira para um frasco de armazenamento e lave a vidraria utilizada. 
3.3. Determinação da concentração de uma solução de cloreto de 
sódio 
 
 1. Pesar uma cápsula de porcelana seca. Anotar a sua massa. 
 2. Medir 5mL de uma solução de NaCl usando uma pipeta volumétrica 
transferir para a cápsula. 
 3. Levar a cápsula ao banho-maria até quase secura. 
 4. Remover a cápsula do banho-maria, secar o fundo da cápsula de 
porcelana e levá-la a uma estufa a 110-150 ºC até secagem completa. 
 38 
 5. Deixar esfriar por 10 minutos. 
 6. Pesar a cápsula. 
 7. Questões: 
 a) Calcular a massa de NaCl após secagem. 
 b) Calcular a concentração da solução de NaCl em porcentagem. 
 
 mLamostradavolume
NaCldemassa %100
%


 
 
 c) Calcular a concentração em concentração em quantidade de matéria. 
Obs. Esta prática pode ser colocada em andamento enquanto acontece a 
realização das práticas 3.1 e 3.2 da apostila. 
 
 
 
 39 
PRÁTICA 06: CINÉTICA QUÍMICA: ARRHENIUS 
 
INTRODUÇÃO: Em muitos casos a velocidade observada de uma reação 
química aumenta com o aumento da temperatura, mas a extensão deste 
aumento varia muito de reação para reação. Em termos da equação de 
velocidade, a variação da velocidade de reação em função da temperatura 
também faz com que a constante k varie. A relação entre ambas foi descoberta 
em 1887 por Van’t Hoff e, independentemente, em 1889, por Arrhenius. A 
relação, conhecida como equação de Arrhenius, é: 
 
Onde A é o fator de freqüência de colisão, Ea, é a energia de ativação, R é a 
constante de gases ideais e T é a temperatura absoluta. 
De acordo com a equação de Arrhenius, o valor da constante de velocidade k 
aumenta com a temperatura. Isto significa que um aumento da temperatura 
deve produzir um aumento da velocidade da reação, o que usualmente, é 
observado. 
A equação de Arrhenius é útil porque expressa a relação quantitativa entre 
temperatura, energia de ativação e constante de velocidade. O seu emprego 
mais útil reside na determinação da energia de uma reação, partindo de 
medidas de velocidade a diferentes temperaturas. Energia de ativação é a 
energia que as moléculas colidentes devem ter para formar o complexo 
ativado, uma espécie instável de átomos ligados entre si que se decompõe em 
moléculas de reagentes ou de produtos. 
 
OBJETIVOS. Determinar a energia de ativação de uma reação química 
utilizando a equação de Arrhenius. 
 
MATERIAIS: Buretas de 50 mL. Suporte Universal. Garra de Bureta. Béqueres 
de 100 e 500 mL. Tubos de ensaio. Estantes para tubo de ensaios. 
 40 
Cronômetro. Bico de Bünsen. Tela de amianto. Tripé de ferro. Termômetro 
com escala de 0 a 100ºC. 
SOLUÇÕES: Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,05 mol/L. Solução de 
tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,05 mol/L. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Rotule duas buretas de 50 mL e dois béqueres de 100 mL como: Na2S2O3 e 
H2SO4. 
2. Em cada bureta coloque a solução correspondente e sob cada uma seu 
respectivo béquer. 
3. Numere quatro tubos de ensaio, limpos e secos, como: 1, 2, 3 e 4. 
4. Transfira da bureta de H2SO4 4 mL da solução para cada um dos tubos. 
5. Em outros quatro tubos de ensaio, limpos e secos, numere-os como: 1a, 2a, 
3a e 4a. 
6. Transfira da bureta de Na2S2O3 4 mL da solução para cada um dos tubos 
numerados acima. 
7. Coloque água em um béquer de 500 mL até a metade e monte o sistema 
esquematizado na Figura 1A. 
 
 
FIGURA 1 - Montagem do experimento. 
 
A B 
 41 
8. Introduza os tubos 1 e 1a, e um termômetro, no béquer com a água à 
temperatura ambiente (aproximadamente 25º C). 
9. Espere aproximadamente dois minutos até a temperatura dos tubos se 
igualarem à temperatura da água. 
10. Adicione o conteúdo do tubo 1 no tubo 1a, mantendo este sempre imerso 
na água, e acione imediatamente o cronômetro, como mostrado na Figura 1B. 
11. Observe o tubo 1a até apareça uma turvação e, então pare o cronômetro. 
Anote os dados de temperatura e tempo de reação na Tabela 1. 
12. Descarte o conteúdo do tubo 1a, em um recipiente fechado e lave 
imediatamente o tubo. 
13. Aqueça a água em 10º C (aproximadamente 35º C), com auxílio de um bico 
de Bunsen. Coloque os tubos 2 e 2a no béquer. Repita os passos de 8 a 11. 
14. Aumente a temperatura em mais 10º C (aproximadamente 45º C). Coloque 
os tubos 3 e 3a. Repita os passos de 8 a 11. 
15.Para os tubos 4 e 4a, a temperatura da água deve estar 10º C mais quente 
(aproximadamente 60º C), colocá-los no béquer e repetir os passos de 8 
a11. 
16. Preencha a última coluna da Tabela 1, fazendo V=1/t (t em segundos). 
 
Tabela 1 - Temperaturas, tempos e velocidades para cada conjunto de tubos. 
Tubos Temperatura Tempo V=1/t 
1 e 1a 
2 e 2a 
3 e 3a 
4 e 4a 
 
QUESTIONÁRIO: 
1. Escreva a equação química balanceada da reação envolvida no 
experimento. 
2. Qual a importância de se determinar a Energia de ativação para uma 
reação? 
3. Faça um gráfico de velocidade em função da temperatura. Interprete o 
comportamento da curva. 
 42 
4. Porque neste experimento é possível igualar a velocidade da reação ao 
inverso do tempo? 
5. Faça um gráfico de log(1/t) versus 1/T e determine um valor de energia de 
ativação. 
6. O valor de Ea obtido neste experimento é um valor relativo. Explique porque.
 43 
 PRÁTICA 07 – EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
I - OBJETIVOS 
 
a) Conceituar estado de equilíbrio de uma reação química, 
b) Comprovar experimentalmente o “Principio de Le Chatelier” 
 
II – INTRODUÇÃO 
 
A maior parte das reações químicas observadas em laboratório parecem ter-se 
completado, isto é, todos os reagentes parecem que se transformaram em 
produtos. Na realidade, as reações químicas são reversíveis. 
Conseqüentemente, haverá condições de concentração e temperatura sob as 
quais reagentes e produtos coexistem em equilíbrio. Por exemplo, 
consideremos a decomposição térmica do carbonato de cálcio: 
CaCO3(S)  CaO(S) + CO2(g) ( 1 ) 
Quando esta reação é realizada num recipiente aberto que permite a 
eliminação de CO2, há uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado 
sabe-se que o CaO reage com CO2 , e se a pressão deste último for 
suficientemente alta, o óxido poderá ser inteiramente convertido em carbonato : 
CaO(S) + CO2(g)  CaCO3(S) ( 2 ) 
 A reação (2) é o inverso da reação (1). Assim, devemos considerar as 
reações (1) e (2) como processos químicos reversíveis, que se indica com a 
seguinte notação: 
CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g) ( 3 ) 
 Quando se tem CaCO3, puro num frasco fechado, ele começa a se 
decompor de acordo com a reação (1). À medida que o CO2 se acumula, sua 
pressão aumenta, e finalmente a reação (2) começa a ocorrer numa velocidade 
perceptível que aumenta à medida que se eleva a pressão de CO2. Por fim, as 
velocidades da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, 
e a pressão do dióxido de carbono permanece constante. O sistema atingiu o 
equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio. 
 O estado de equilíbrio é caracterizado por quatro aspectos importantes. 
A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmico - trata-se de 
uma situação permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas 
reações químicas opostas. Isto é, quando o sistema formado por CaCO3 , CaO 
e CO2 atinge o equilíbrio com relação à reação ( 3 ), dizemos que o CaCO3 
continua a ser convertido em CaO e CO2 e que o CO2 e o CaO continuam a 
formar CaCO3. 
 A segunda característica do equilíbrio é que o sistema caminha 
espontaneamente em direção a um estado de equilíbrio. Um sistema desloca-
se do equilíbrio somente por uma perturbação externa. Há uma regra geral, 
denominada principio de Le Chatelier que é utilizada para analisar 
rapidamente o efeito das perturbações sobre os equilíbrios químicos. Segundo 
este princípio, se o estado de equilíbrio for perturbado por alguma mudança em 
seu ambiente tal como alteração na temperatura, na pressão ou na 
concentração das espécies químicas participantes, o sistema reagirá de modo 
a restaurar o equilíbrio. A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a 
natureza e as propriedades de um estado de equilíbrio serão as mesmas 
 44 
independentemente de como ele tenha sido atingido. A quarta generalização é 
que a condição de um sistema em equilíbrio representa um meio termo entre 
duas tendências opostas: uma propensão das moléculas para assumir o estado 
de mais baixa energia e o impulso em direção ao caos molecular ou entropia 
máxima. 
 A medida da extensão de uma reação química vem dada pelo valor da 
Constante de Equilíbrio, K. 
 Para uma reação cuja forma geral é: 
aA + bB cC + dD 
a expressão da constante de equilíbrio é dada por : 
K = [C]c[D]d / [A]a[C]c ( 4 ) 
 Na expressão da constante de equilíbrio as concentrações dos 
produtos da reação, cada uma elevada a uma potência igual ao seu 
coeficiente estequiométrico, na reação química, aparecem no numerador e 
as concentrações dos reagentes, também elevadas aos seus coeficientes 
estequiométricos aparecem no denominador. Entretanto a equação (4) só é 
válida se estivermos tratando com substâncias que sejam gases ideais ou 
solutos que obedeçam a lei das soluções ideais. Deve-se observar que na 
expressão da constante de equilíbrio aparecem apenas as concentrações 
das substâncias que estão no estado gasoso ou em solução (concentração 
variável), enquanto que sólidos ou líquidos puros, cujas concentrações são 
“invariáveis” não aparecem na expressão da constante de equilíbrio. 
Também para substâncias no estado gasoso pode-se utilizar a pressão ao 
invés da concentração uma vez que estas duas variáveis são proporcionais. 
As expressões das constantes de equilíbrio para as reações: 
 
CaCO3(S) CaO(S) + CO2(g) 
e 
Cu2(aq) + Zn(S) Cu(S) + Zn
2 
 São respectivamente: 
K = [CO2] ou Kp = PCO2 
e 
K = [Zn2 ]  [Cu2 ] 
 
 
III - PARTE EXPERIMENTAL 
 
 O trabalho experimental desta aula prática pretende mostrar o efeito da 
variação das concentrações das substâncias participantes da reação e da 
temperatura sobre o equilíbrio. 
EXPERIMENTO I 
 
1. Coloque duas gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) em um 
tubo de ensaio; 
2. Acrescente duas gotas de solução de nitrato férrico (Fe(NO 3 )2); 
3. Adicione água destilada até quase encher o tubo de ensaio; 
4. Utilizando outro tubo de ensaio, homogenize a solução passando a 
mesma de um tubo para o outro por 3 a 4 vezes; 
 45 
5. Divida a solução em quatro partes iguais em tubos de ensaio de mesmo 
diâmetro e numere estes tubos; 
6. Reserve o tubo nº 1 que será usado como referência (para comparar a 
intensidade da coloração) 
7. Adicione 3 gotas de solução de tiocianato de potássio ao tubo nº 2 e 
observe a coloração. Compare com o tubo padrão (nº. 1) 
8. Adicione 3 gotas de solução de nitrato férrico ao tubo nº 3 e observe a 
coloração. Compare com o tubo padrão 
9. Adicione 6 gotas de solução de nitrato de potássio (KNO3) ao tubo nº 4. 
Observe a coloração e compare com o tubo padrão. 
10. Procure explicar o que você observou usando a equação química 
representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier. 
 
EXPERIMENTO II 
 
1. Coloque 1 mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,1 M em um 
tubo de ensaio. 
2. Ao mesmo tubo de ensaio adicione 1 mL de solução de hidróxido de 
sódio (NaOH) 0,2 M; aguarde um pouco e observe o que se forma 
3. Com uma espátula adicione um pouco de cloreto de amônio (NH4Cl) 
sólido ao tubo de ensaio. Observe o que ocorre. 
4. Procure explicar o que você observou usando a equação química 
representativa do experimento e o princípio de Le Chatelier. 
 
EXPERIMENTO III 
 
1. Coloque 1 mL de solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 N em um 
tubo de ensaio; 
2. Adicione 10 gotas de solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl) 
3. Adicione 5 mL de água destilada 
4. Aqueça, o tubo de ensaio com a mistura, em banho-maria ( 80 ºC) por 
cerca de 15 minutos e observe o que ocorre. 
5. Deixe o tubo de ensaio esfriar e observe