416112 Apostila Análise Qualitativa Experimental

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
Campus Vila Velha 
 
 
 
 
APOSTILA DE AULAS 
PRÁTICAS 
 
 
 
Disciplina: 
Análise Qualitativa 
(turma especial) 
 
Curso: Técnico em Química 
 
 
Professora responsável: 
Araceli Verónica F N Ribeiro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VILA VELHA 
2018 
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ÍNDICE 
 
ORIENTAÇÕES PARA A CONFECÇÃO DE LAUDOS TÉCNICOS.........................................03 
PRÁTICA 01: SEGURANÇA NO LABORATÓRIO................................................................... 07 
PRÁTICA 02: IDENTIFICAÇÃO DE REAÇÕES QUÍMICAS.....................................................10 
PRÁTICA 03: DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO...................................................................12 
PRÁTICA 04: ESTUDO DE ÁCIDOS, BASES E INDICADORES.............................................16 
PRÁTICA 05: HIDRÓLISE DE SAIS..........................................................................................20 
PRÁTICA 06: SOLUÇÃO TAMPÃO...........................................................................................23 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ORIENTAÇÕES PARA A CONFECÇÃO DE 
LAUDOS TÉCNICOS 
 
O laudo técnico deve conter as principais informações dos experimentos realizados, tais como: 
os objetivos da prática, os reagentes empregados, os resultados obtidos e a discussão (inclusive 
os cálculos), finalizando com a conclusão e as referências bibliográficas. Se houver questionário 
no final do roteiro da aula prática, as questões devem ser respondidas no corpo do texto na parte 
de “Discussão”. O laudo técnico deve ser resumido, não deve conter “Introdução” e nem 
“Procedimento Experimental”, correspondendo a, no máximo, 2 páginas. 
 
A seguir, encontra-se um modelo de laudo técnico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INSTITUTO FEDERAL DO ESPIRITO SANTO - IFES 
CURSO:____________________________________ 
DISCIPLINA:________________________________________ 
Professor(a): _____________________________________________ 
 
LAUDO TÉCNICO 
 
TURMA:___________________________Grupo (G1 ou G2): _____________ 
PRÁTICA Nº: __________ 
TÍTULO: 
NOME: 
 
1. OBJETIVOS: 
Descrever os objetivos da prática. 
 
2. MATERIAIS E REAGENTES: 
Listar os materiais e reagentes utilizadas na prática. 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
Devem aparecer as observações feitas (mudança de cores, formação de substâncias, liberação ou 
absorção de calor, etc.), os dados determinados com a experiência (volume, temperatura, etc.), os 
cálculos (se houver) e equações das reações químicas. Sempre que possível, os resultados devem ser 
apresentados na forma de gráficos e tabelas, de forma a facilitar a sua visualização, como nos exemplos 
abaixo: 
 
Exemplo: Tabelas. 
Escrever um texto antes de mostrar a tabela, como: “A Tabela 1 (tabela com T maiúsculo) apresenta a 
concentração de cada elemento metálico analisado”. 
 
Tabela 1 – Concentrações de elementos metálicos na amostra estudada. (frase acima da Tabela) 
Elementos metálicos Concentração (ppm) 
Cálcio 466 
Magnésio 60 
Ferro 5,8 
 
A discussão é a parte mais importante do laudo e exige maior reflexão do estudante: Após a apresentação 
dos resultados, deve ser feita a discussão, a qual compreende a uma argumentação sobre os dados obtidos, 
levando-se em conta a teoria pertinente ao assunto; quando possível, deve-se comparar os resultados com 
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os dados disponíveis na literatura, a fim de comprovar ou justificar os resultados obtidos e métodos 
utilizados. Discutir como os problemas encontrados no laboratório afetaram os resultados obtidos. A 
experiência deu certo? Os resultados foram esperados? Quais as possíveis fontes de erro? Ao escrever a 
discussão, deve-se, obviamente, discutir os resultados e implicações da experiência. Aqui devem ser 
discutidos: os porquês de tal fenômeno ter acontecido; se os resultados são os esperados ou não; se a 
experiência não foi bem sucedida, o que pode ter acontecido que justifique a falta de sucesso; etc. Ainda 
nesse item devem constar as respostas das questões propostas nas fichas de laboratório, não como um 
questionário, mas sob a forma de um texto lógico que as contenha. 
 
4. CONCLUSÃO: 
Deve ser feito de forma concisa; concluir se a hipótese proposta nos objetivos e na introdução foi 
confirmada e comentá-la. 
 
5. REFERÊNCIAS 
 Neste item devem ser listadas as bibliografias consultadas para escrever o laudo. Deve-se adotar 
o caderno de “Normas para apresentação de Referências – NBR 6023” (Ifes - 2015). 
 
 
 
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ROTEIROS DE AULAS PRÁTICAS 
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PRÁTICA 1 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
Código: AQuali_001 
Revisão: 00 
Prática 1 
Página: 1 de 3 
 
1. OBJETIVO 
Informar aos alunos as normas de segurança para trabalho no laboratório de Química. 
 
2. INTRODUÇÃO 
O laboratório de química é um lugar no qual são realizadas tarefas específicas numa determinada 
área de conhecimento. Sendo assim, difere de outros locais por ser necessário adotar 
procedimentos especiais nas atividades que lá se realizam e, por esta razão, é um local de risco. 
Os riscos oferecidos por um laboratório químico são devidos a vários fatores, entre os quais 
podem ser citadas as absorções cumulativas pelo organismo, de pequenas quantidades de 
substâncias presentes na atmosfera laboratorial (seja por inalação, absorção cutânea ou 
ingestão), a contaminação em grande escala por acidentes com produtos químicos (explosões, 
projeção de ácidos, etc.) e a má utilização de materiais de vidro, equipamentos elétricos e outros. 
O profissional que exerce funções nestes locais seja de que natureza for, deve tomar consciência 
de que a atividade ali exercida deve ser precedida das orientações necessárias para diminuir ao 
máximo a possibilidade de acidentes. Tais orientações são adquiridas, geralmente, através dos 
cursos ministrados pelos docentes da área de química. 
Em muitos casos, os cursos superiores fornecem grande parte das informações necessárias para 
o desempenho seguro destas funções. Neste contexto, a observância das orientações e das 
normas de segurança é muito importante, ainda mais se estiverem relacionadas com laboratórios 
acadêmicos. A compreensão dos riscos decorrentes do manuseio das substâncias e materiais 
químicos é fundamental para a observação de medidas de prevenção inerentes ao uso seguro 
do laboratório. 
 
3. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
SEGURANÇA é assunto de máxima importância e especial atenção deve ser dada às medidas 
de segurança pessoal e coletiva em laboratório. Embora não seja possível enumerar aqui todas 
as causas de possíveis acidentes em um laboratório, existem certos cuidados básicos, 
decorrentes do uso de bom senso, que devem ser observados: 
 
 Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 
 Nunca trabalhe sozinho no laboratório. 
 Não brinque no laboratório. 
 Em caso de acidente, procure imediatamente o professor, mesmo que não haja danos 
pessoais ou materiais. 
 
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 Encare todos os produtos químicos como venenos em potencial, enquanto não verificar 
sua inocuidade, consultando a literatura especializada. 
 Não fume no laboratório. 
 Não beba e nem coma no laboratório. 
 Use jaleco apropriado (fechado). 
 Caso tenha cabelos longos, mantenha-os presos durante a realização dos experimentos. 
 Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter, etc...) 
próximos à chama. 
 Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis expostos ao sol. 
 Evite contato de qualquer substância com a pele. 
 Trabalhe usando calça compridae sapato fechado. 
 Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem 
ser realizadas na câmara de exaustão (capela) e o descarte os resíduos apenas quando 
a reação já estiver terminada. 
 Para reparar soluções aquosas diluídas de um ácido, coloque o ácido concentrado na 
água, nunca o contrário. 
 Nunca pipete líquidos cáusticos, ácidos ou tóxicos diretamente, utilize pipetadores. 
Manipule-os sempre dentro da capela. 
 Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando sua extremidade aberta para um colega ou 
para si mesmo. 
 Sempre que necessário proteja os olhos com óculos de proteção. 
 Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 Não jogue resíduos de solventes na pia ou no ralo; há recipientes apropriados para isso. 
 Não jogue vidro quebrado ou lixo de qualquer espécie nas caixas de areia. Também não 
jogue vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para 
fragmentos de vidro. 
 Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos, ou qualquer material 
estranho ao trabalho que estiver realizando, os mesmos devem ser guardados nos 
armários apropriados antes de entrar no laboratório. 
 Caindo produto químico nos olhos, boca ou pele, lave abundantemente com água. A 
seguir, procure o tratamento específico para cada caso. 
 Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio e 
lavadores de olhos. 
 Nunca teste um produto químico pelo sabor (por mais apetitoso que ele possa parecer). 
 Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja necessário, 
não coloque o frasco sob o nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores 
que se desprendem do frasco. 
 
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 Se algum produto químico for derramado, lave o local imediatamente. 
 Verifique se os cilindros contendo gases sob pressão estão presos com correntes ou 
cintas. 
 Consulte o professor antes de fazer qualquer modificação no andamento da experiência 
e na quantidade de reagentes a serem usados. 
 Caso esteja usando um aparelho pela primeira vez, leia sempre o manual antes. 
 Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. 
 Lubrifique tubos de vidro, termômetros, etc, antes de inseri-los em rolhas e proteja sempre 
as mãos com um pano. 
 Antes de usar qualquer reagente, leia cuidadosamente o rótulo do frasco para ter certeza 
de que aquele é o reagente desejado. 
 Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação química, 
 Não use lentes de contato. 
 Apague sempre os bicos de gás que não estiverem em uso. 
 Nunca torne a colocar no frasco um regente retirado em excesso e não usado. Ele pode 
ter sido contaminado. 
 Não armazene substâncias oxidantes próximas a líquidos voláteis e inflamáveis. 
 Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado 
ou que libere grande quantidade de energia. 
 Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência 
do frio. 
 O fogo ocasionado por líquidos derramados é apagado com areia, manta de amianto ou 
extintor. 
 Não aquecer reagentes em recipientes e/ou sistemas fechados. 
 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. 
 
ATENÇÃO: "A CALMA E O BOM SENSO EM UM LABORATÓRIO SÃO AS MELHORES 
PROTEÇÕES CONTRA OS ACIDENTES". 
 
 
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PRÁTICA 2 
REAÇÕES QUÍMICAS 
Código: AQuali_002 
Revisão: 00 
Prática 2 
Página: 10 de 2 
 
1. OBJETIVOS 
 Identificar a ocorrência de reações químicas 
 A partir da percepção dos fenômenos das reações (desprendimento de gás, precipitação, 
etc), identificar a reação química ocorrida. 
 Escrever as equações químicas representativas das reações químicas. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas 
na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais 
produtos. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reação química é uma transformação da 
matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita. 
Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de 
espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da 
reação. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies 
químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria. 
As reações químicas costumam ocorrer acompanhadas de alguns efeitos que podem indicar o 
tipo de transformação ocorreu com a matéria inicial (reagentes). Neste sentido, ressalta-se a 
importância de se estar atento a qualquer fenômeno observado durante um experimento. 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 Ácido clorídrico 1 mol/L 
 Suporte para tubos de ensaio 
 Pinça de madeira 
 Nitrato de chumbo 0,1 mol/L 
 Tubos de ensaio Bico de Bunsen 
 Iodeto de potássio 0,1 mol/L. 
 Sódio metálico Água destilada 
 Sulfeto de sódio 0,1 mol/L 
 Óxido de cálcio em pó 
 Béqueres 
 Fita de magnésio 
 Fenolftaleína 
 
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 Pipetas 
 
4. PROCEDIMENTOS 
Para cada procedimento descrito a seguir, observe e anote a existência dos seguintes 
fenômenos: formação de precipitado (aparência, cor, velocidade de sedimentação, etc.); 
desprendimento de gás (odor); mudança de coloração da solução; absorção ou liberação de 
calor durante a mistura. OBS.: Jamais inale diretamente os gases desprendidos do tubo de 
ensaio. 
1. Em um tubo de ensaio adicione cerca de 5 mL de ácido clorídrico 1 mol/L e um pedaço de fita 
de magnésio de aproximadamente 0,5 cm. 
2. Com o auxílio de uma pinça de madeira, leve um pedaço de fita de magnésio de 1 cm à chama 
do bico de Bünsen. Se necessário, utilize uma tesoura para cortar a fita. Obs: Não fixe a vista 
na luz emitida por esta reação. Recolha o pó branco formado em um béquer e adicione 1 mL 
de água e 2 gotas de fenolftaleína. 
3. Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de nitrato de chumbo 0,1 mol/L e acrescente 1 mL de 
iodeto de potássio 0,1 mol/L. 
4. Em um tubo de ensaio adicione 1 ponta de espátula de óxido de cálcio (cal) e adicione água. 
Agite e espere decantar. Transfira o sobrenadante para outro tubo de ensaio e adicione 2 gotas 
de fenolftaleína. 
5. Na capela, adicione 1 mL de sulfeto de sódio 0,1 mol/L em um tubo de ensaio. Em seguida, 
adicione 1 mL de ácido clorídrico 1 mol/L. 
5. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
 
1) Escreva as equações químicas representativas das reações químicas observadas nos 
experimentos. Observe se as equações estão balanceadas. 
2) Para a reação química observada em (3), indique qual deve ter sido o reagente limitante 
quando 1 mL de nitrato de chumbo 0,1 mol/L reagiu com 1 mL de iodeto de potássio 0,1 mol/L. 
Quantos mols do precipitado devem ter sido produzidos? Qual a massa em gramas do 
precipitado? 
3) Na reação química conduzida na capela (5), foi observado o desprendimento de algum gás? 
Você diria que este desprendimento acarreta algum incômodo? Por quê? 
 
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PRÁTICA 3 
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
Código: AQuali_003 
Revisão: 00 
Prática 3 
Página: 12 de 4 
 
1. OBJETIVO 
Observar reações reversíveis e o deslocamento de seu equilíbrio em relação ao Princípio de Le 
Chatelier. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Verifica-se experimentalmente que, quando substâncias capazes de reagir entre si são postas 
em contato, a conversão dos reagentes em produtos é por vezes incompleta, 
independentemente do tempo de reação. 
 
No início da experiência misturamos os reagentes. Com o decorrer do tempo as concentrações 
dos reagentes diminuem, e ao mesmo tempo as concentrações dos produtos vão aumentando. 
Ao fim de algum tempo, “teq”, as concentraçõesde todas as espécies permanecem constantes. 
Uma vez estabelecido o equilíbrio, este persiste indefinidamente, se não for perturbado.Quando 
o equilíbrio é perturbado, ocorrem reações químicas de modo a que ele seja restabelecido. 
 
 
Figura 1. Variação da concentração de reagentes e produtos da reação ao longo do tempo. 
 
É possível estudar estas alterações de modo qualitativo com o auxílio da Lei de Le Chatelier. 
Engenheiro metalúrgico e químico, Henri Louis Le Chatelier (1850 – 1936), nasceu na França 
e em 1888 enunciou o princípio geral do deslocamento do equilíbrio (Princípio de Le Chatelier): 
 
A concentração, a temperatura e a pressão são as “forças” que podem perturbar os equilíbrios 
químicos, da seguinte maneira: 
 
“Quando um sistema químico em equilíbrio sofre uma perturbação 
exterior reage de forma a minimizar a ação dessa perturbação” 
 
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 Quando se aumenta a concentração de um dos componentes do equilíbrio, ele se 
desloca no sentido de consumir o reagente adicionado; quando se diminui a concentração 
de um dos componentes do equilíbrio, ele se desloca no sentido de repor o componente 
retirado. 
 O aumento da pressão total desloca o equilíbrio para o lado de menor volume; enquanto 
a diminuição da pressão total desloca o equilíbrio para o lado de maior volume. 
 O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido Endotérmico; enquanto a 
diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido Exotérmico. 
 
Um dos equilíbrios mais usado para demonstração experimental é representado pela equação: 
 
FeCl3 3 NH4SCN  Fe(SCN)3 3 NH4Cl 
 (Vermelho) 
 
O Fe(SCN)3 é um sal solúvel de cor vermelha característica. É fácil concluir que, deslocando-se 
o equilíbrio para direita, ocorrerá uma intensificação na cor vermelha. 
 
Outro equilíbrio bastante interessante para observações experimentais é o que se verifica entre 
os íons cromato (CrO42) e os íons dicromato (Cr2O72). Dissolvendo certa quantidade de 
dicromato de potássio em água, ocorrerá a dissolução do sal: 
 
K2Cr2O7  2 K  Cr2O72 
 
O ânion dicromato (Cr2O72) e a água entram em equilíbrio: 
 
Cr2O72  3H2O  2CrO42  2 H3O 
 (Alaranjado) (Amarelo) 
 
Sendo o cromato (CrO42) amarelo e o dicromato (Cr2O72) alaranjado, deslocando-se o 
equilíbrio para direita, o meio se tornará amarelo; deslocando-o para esquerda, se tornará 
alaranjado. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Solução de Cloreto Férrico (FeCl3) 0,05 mol L-1 
 Solução de Tiocianato de amônio (NH4SCN) 0,05 mol L-1 
 Solução de Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1 mol L-1 
 
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 Solução de Dicromato de potássio (K2Cr2O4) 0,1 mol L-1 
 Solução de Cloreto de Cobalto II (CoCl2) 5% 
 Ácido Clorídrico concentrado 
 Solução de Hidróxido de sódio 1 mol L-1 
 Solução de Ácido clorídrico 1 mol L-1 
 Solução de Nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 mol L-1 
 
4. PROCEDIMENTO 
 
1ª Parte: 
 
a) Em uma proveta de 50 mL, adicione 2 mL de solução de FeCl3, 2 mL de solução de NH4SCN 
e 38 mL de água. Agite. O que você observa? 
b) Numere 4 tubos de ensaio: 1, 2, 3 e 4. 
c) Coloque em cada tubo 10 mL da solução do passo 1. 
d) Ao tubo 1, adicione 2 mL de solução de FeCl3. Agite-o. Observe e compare a coloração obtida 
com a cor da solução do tubo 4. O que você notou? Isso ocorreu porque? 
e) Ao tubo 2, adicione uma ponta de espátula NH4SCN. Agite-o. Compare sua cor com a cor da 
solução do tubo 4. O que você notou? Isso ocorreu porque? 
f) Ao tubo 3, adicione uma ponta de espátula de NH4Cl sólido. Agite-o. Compare a coloração 
obtida com a do tubo 4. O que você notou? Isso ocorreu porque? 
 
2ª Parte: 
 
a) Coloque em um tubo de ensaio (nº1) cerca de 2 mL de uma solução de K2Cr2O7 e em outro 
tubo (nº2) igual volume de K2CrO4. Qual a cor característica de cada solução? Qual o íon 
responsável pela cor em cada solução? 
b) Adicione à solução de K2Cr2O7 (tubo nº1), usando um conta gotas, solução de NaOH até 
mudança de cor. De que cor ficou? 
c) Adicione à solução de K2CrO4 (tubo nº2) solução de HCl 1 mol/L até mudança de cor. De que 
cor ficou? Houve deslocamento do equilíbrio nos dois tubos? Justifique. 
 
 
3ª Parte: 
 
a) Adicionar cerca de 2 mL da solução rosa de Cloreto de Cobalto (II) num tubo de ensaio. 
Adicionar em seguida, cuidadosamente, cerca de 2 mL de HClconcentrado, lentamente. O que 
você observa? 
 
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b) Interpretar os resultados conforme o equilíbrio abaixo: 
[Co(H2O)6]2+ + 4 Cl [CoCl4]2 + 6 H2O 
 Cátion hexaquocobalto (II) Ânion tetraclorocobalto (II) 
 
c) Adicionar cerca de 2 mL da solução de Cloreto de Cobalto (II) num tubo de ensaio e aquecer 
cuidadosamente no bico de Bunsen. 
d) Deixar o tubo esfriar (se for preciso coloque-o em banho dentro de um béquer com água 
gelada). 
e) Coloque o tubo com solução azulada (ítem 1) em banho dentro de um béquer com água 
gelada. Com o resfriamento dos tubos (itens 4 e 5) o que se observa? 
f) Sabendo-se que a reação acima (3ª parte), no sentido direto, é endotérmica, explique a 
mudança de coloração. 
 
 
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PRÁTICA 4 
ESTUDO DE ÁCIDO, BASES E INDICADORES 
Código: AQuali_006 
Revisão: 00 
Prática 4 
Página: 16 de 5 
 
1. OBJETIVO 
Reconhecer substâncias com caráter ácido e básico, diferenciar o comportamento de ácidos e 
bases fortes quando comparados a ácidos e bases fracas. Observar o valor do pH das soluções. 
Compará-las e verificar a cor característica do meio para os diversos tipos de indicadores. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Soluções aquosas podem ser ácidas, neutras ou básicas. A acidez de uma solução aquosa é de 
importância fundamental em química, sendo sua determinação e seu controle muitas vezes 
necessários. 
Uma solução ácida pode ser reconhecida por um conjunto de propriedades características, tais 
como: sabor azedo, muda a cor de certas substâncias denominadas indicadores ácido-base, 
possui, a 25 °C, pH abaixo de 7. 
Uma solução básica, por sua vez, pode ser reconhecida, também, por um conjunto de 
propriedades características, tais como: sabor amargo, escorregadia ao tato, muda a cor de 
certas substâncias denominadas indicadores ácido-base, possui, a 25 °C, pH acima de 7. 
Tabela 1. Indicadores ácido-base e intervalos de pH onde é observada a variação de cor. 
 INDICADOR INTERVALO DE pH PARA A 
MUDANÇA DE COR 
MUDANÇA DE COR 
CORRESPONDENTE 
Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho – Amarelo 
Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta 
Verde de bromocresol 4,0 – 5,6 Amarelo – Azul 
Vermelho de metila 4,4 – 6,2 Vermelho – Amarelo 
Azul de bromotimol 6,2 – 7,6 Amarelo – Azul 
Azul de timol 8,0 – 9,6 Amarelo – Azul 
Fenolftaleína 8,0 – 10,0 Incolor – Rosa 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 Soluções de ácido clorídrico 0,1 mol L-1 
 Solução de ácido acético 0,1 mol L-1 
 Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 
 Solução de hidróxido de amônio 0,1 mol L-1 
 Solução de acetato de sódio 0,1 mol L-1 
 Solução de cloreto de amônio 0,1 mol L-1 
 Soluções indicadoras a 0,1% de azul de bromotimol, azul de bromofenol, verde de 
bromocresol e fenolftaleína 
 Béqueres 
 
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 Tubos de ensaio 
 pHmetros 
 Soluções tampão. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a) Comparação entre pH de um ácido fraco com um ácido forte, ambos na mesma 
concentração. 
Teste para ácido clorídrico: 
a) Numere 4 tubos de ensaio. 
b) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo. 
c) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo HCl 0,1 mol L-1 e o indicador Cor observada 
01 Azul de bromotimol 
02 Azul de bromofenol 
03 Verde debromocresol 
04 Fenolftaleína 
 
Teste para ácido acético: 
d) Numere 4 tubos de ensaio. 
e) Adicione 2 mL do ácido em cada tubo. 
f) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo CH3COOH 0,1 mol L-1 e o indicador Cor observada 
05 Azul de bromotimol 
06 Azul de bromofenol 
07 Verde de bromocresol 
08 Fenolftaleína 
 
Comparação entre os ácidos HCl e CH3COOH. 
g) Agora meça o pH dos ácidos através do pHmetro. 
h) Colocar cerca de 40 mL de HCl 0,1 mol L-1 em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
i) Colocar cerca de 40 mL de CH3COOH 0,1 mol L-1 em um béquer de 50 mL e medir o pH 
= __________. 
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para os dois ácidos, e discuta por que 
existe diferença de pH entre os dois ácidos que se encontram na mesma concentração. 
 
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b) Comparação entre pH de uma base fraca com uma base forte, ambas na mesma 
concentração. 
Teste para o hidróxido de amônio: 
j) Numere 4 tubos de ensaio. 
k) Adicione 2 mL de base em cada tubo. 
l) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo NH4OH 0,1 mol L-1 e o indicador Cor observada 
09 Azul de bromotimol 
10 Azul de bromofenol 
11 Verde de bromocresol 
12 Fenolftaleína 
 
Teste para o hidróxido de sódio: 
m) Numere 4 tubos de ensaio. 
n) Adicione 2 mL de base em cada tubo. 
o) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo NaOH 0,1 mol L-1 e o indicador Cor observada 
13 Azul de bromotimol 
14 Azul de bromofenol 
15 Verde de bromocresol 
16 Fenolftaleína 
 
Comparação entre as bases NH4OH e NaOH. 
p) Agora meça o pH dos ácidos através do pHmetro. 
q) Colocar cerca de 40 mL de NH4OH 0,1 mol L-1 em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
r) Colocar cerca de 40 mL de NaOH 0,1 mol L-1 em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para as duas bases, e discuta por que 
existe diferença de pH entre as duas bases que se encontram na mesma concentração. 
 
 
 
a. Comparação entre pH de soluções de dois sais. 
Teste para o acetato de sódio: 
 
19 
 
s) Numere 4 tubos de ensaio. 
t) Adicione 2 mL de acetato de sódio em cada tubo. 
u) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo CH3COONa 0,1 mol L-1 e o indicador Cor observada 
17 Azul de bromotimol 
18 Azul de bromofenol 
19 Verde de bromocresol 
20 Fenolftaleína 
 
Teste para o cloreto de amônio: 
v) Numere 4 tubos de ensaio. 
w) Adicione 2 mL de cloreto de amônio em cada tubo. 
x) Seguindo a tabela abaixo adicione de 1 a 2 gotas de indicador em cada tubo e agite e 
anote a cor observada: 
Nº. do Tubo NH4Cl 0,1 mol L-1 e o indicador Cor observada 
21 Azul de bromotimol 
22 Azul de bromofenol 
23 Verde de bromocresol 
24 Fenolftaleína 
 
Comparação entre os sais CH3COONa e NH4Cl. 
y) Agora meça o pH dos sais através do pHmetro. 
z) Colocar cerca de 40 mL de NH4Cl 0,1 mol L-1 em um béquer de 50 mL e medir o pH = 
__________. 
aa) Colocar cerca de 40 mL de CH3COONa 0,1 mol L-1 em um béquer de 50 mL e medir o 
pH = __________. 
 
5. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
1. Faça uma comparação entre o pH medido e o estimado para os dois sais, e discuta por que 
existe diferença de pH entre as duas soluções de sais que se encontram na mesma 
concentração. 
2. O pH de um meio pode ser determinado através de um processo químico ou de um processo 
instrumental. Diferencie os dois processos. 
3. Como é feita a escolha do indicador para identificar uma solução? 
4. Como funciona um Indicador? Fale sobre a Faixa ou Zona de viragem de um indicador. 
2. O que é um Indicador Universal? Qual sua composição? 
 
20 
 
 
 
PRÁTICA 5 
HIDRÓLISE DE SAIS 
Código: AQuali_007 
Revisão: 00 
Prática 5 
Página: 20 de 3 
 
 
1. OBJETIVOS 
Constatar o fenômeno da Hidrólise. Avaliar a intensidade com que tal fenômeno ocorre, através 
de seu efeito sobre a acidez ou basicidade da solução. Relacionar a intensidade de Hidrólise 
com as constantes de ionização do ácido e da base formadores do referido sal. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Os resultados experimentais mostram que as soluções aquosas de sais podem ser neutras, 
ácidas ou básicas. Como explicar esse fato? 
Os sais quando dissolvidos em água, podem provocar modificações no equilíbrio de dissociação 
da água. Este desequilíbrio resulta da tendência de combinação entre as espécies iônicas 
liberadas pelo sal e pela água e o seu efeito é uma alteração no pH da solução resultante. Dai 
resulta a definição de Hidrólise Salina: 
 
Hidrólise de Cátions 
Ocorre quando a solução é constituída por um sal cujo cátion forma uma base fraca e 
cujo ânion forma um ácido forte. Tomemos como exemplo o NH4Cl. Ele libera os íons NH4+ e 
cloreto em presença da água: 
NH4Cl(s) ↔ NH4+(aq) + Cl-(aq) 
Os íons cloreto não reagem com a água, pois formam o ácido forte HCl, que tende a ficar 
ionizado em solução aquosa. Por outro lado, os íons NH4+ combinam-se com os íons hidroxila, 
dando origem à base fraca NH4OH, pouco dissociada. Equacionando, temos: 
NH4+ + Cl- + H2O ↔ NH4OH + H+ + Cl- 
 
 
Adicionando-se NH4Cl à água pura (pH = 7), o cátion se hidrolisa, libertando mais íons H+, que 
tornam o meio ácido. 
Aplicando ao equilíbrio de hidrólise a Lei de Ação das Massas: 
Kh = ou Kh = 
 
[ NH4 OH ][ H
+ ]
[ NH
4
+]
Kb
Kw
Hidrólise Salina é o processo em que o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. 
NH4+ + H2O ⇌ NH4OH + H+ 
 
21 
 
 
Hidrólise de Ânions 
Ocorre quando a solução é constituída por um sal cujo cátion forma uma base forte e cujo ânion 
forma um ácido fraco. É o caso, por exemplo, do Acetato de Sódio (CH3COONa) ou 
simplesmente (NaAc). Ele libera os íons Na+ e Ac em presença da água: 
NaAc(s) ↔ Na+(aq) + Ac-(aq) 
Os íons Na+ não reagem com a água, pois formam a base forte NaOH, que tende a ficar 
dissociada em solução aquosa. Por outro lado, os íons Ac- (Acetato)combinam-se com os íons 
H+ , dando origem ao ácido fraco CH3COOH (Ác. Acético) ou simplesmente HAc, pouco ionizado. 
Equacionando, temos: 
Na+ + Ac- + H2O ↔ Na+ + OH- + Hac 
 
 
 
Adicionando-se NaAc à água pura (pH = 7), o ânion se hidrolisa, libertando mais íons OH, que 
tornam o meio alcalino (pH >7) 
Aplicando ao equilíbrio de hidrólise a Lei de Ação das Massas: 
Kh = ou Kh = 
 
Hidrólise de Cátions e Ânions 
A solução é constituída por um sal cujo cátion e ânion formam, respectivamente, base e ácido 
fracos. É o caso, por exemplo, do Acetato de Amônio (NH4Ac ). Como os dois íons formam 
compostos pouco dissociados, ambos reagem com os íons da água. Equacionando, temos: 
 
 
O meio será ácido se a ionização do ácido for maior que a dissociação da base. Ou seja, se Ka 
> Kb. Caso contrário, isto é, se Ka < Kb, o meio será alcalino. Se as ionizações tiverem a mesma 
intensidade (Ka = Kb), o meio será neutro. 
Aplicando ao equilíbrio de hidrólise a Lei de Ação das Massas: 
Kh = ou Kh = 
 
Sais que não se hidrolisam 
A solução é constituída por um sal cujo cátion e ânion formam, respectivamente, base e ácido 
fortes. Por exemplo, o Cloreto de Sódio (NaCl). Como os dois íons formam compostos muito 
dissociados, eles não reagem com os íons da água, isto é, o Na+ e o Cl- não retiram do equilíbrio 
][
]][[


Ac
OHHAc
Ka
Kw
]][[
]][[
4
4
 AcNH
HAcOHNH
KbKa
Kw

Ac + H2O ⇌ HAc + OH 
NH4+ + Ac + H2O ⇌ NH4OH + HAc22 
 
iônico da água, os íons OH- e H+, respectivamente. Portanto, não há hidrólise, e a solução, nesse 
caso, é neutra. Equacionando, temos: 
Na+ + Cl- + H2O ↔ Na+ + Cl- + H+ + OH-= 
 
 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
Soluções diluídas de cloreto de alumínio, cloreto de amônio, cloreto de sódio, acetato de amônio, 
sulfato de cobre, carbonato de sódio; Béqueres; pHmetros e soluções tampão. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a) Numerar 6 tubos de ensaio e colocar em cada um deles, 5 mL de cada uma das 
soluções, de acordo com a tabela abaixo. 
b) Fazer a medida do pH (papel indicador universal e pHmetro), para cada uma das 
soluções e anotar na tabela. 
Soluções AlCl3 NH4Cl NaCl NH4Ac CuSO4 Na2CO3 
pH (aprox.) 
pH (pHmetro) 
 
5. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
a) Faça a equação de hidrólise para cada sal do experimento. 
b) Dentre os sais que apresentaram o mesmo tipo de hidrólise, alguns provocaram uma 
alteração mais pronunciada no valor do pH. Como explicar isto? 
c) Usando as constantes de ionização do H2CO3 e do NH3, calcule o valor teórico do pH 
para as soluções dos sais NH4Cl e Na2CO3 testados na prática e compare os 
resultados. 
 
 
H2O ⇌ H+ + OH 
 
23 
 
 
PRÁTICA 6 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
Código: AQuali_007 
Revisão: 00 
Prática 6 
Página: 23 de 3 
 
1. OBJETIVOS 
Preparar uma solução tampão e verificar o efeito tamponante. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Uma solução tampão (ou simplesmente tampão) é uma solução que sofre apenas pequena 
variação de pH quando a ela são adicionados íons ou H+ ou OH. É uma solução que contém um 
ácido e sua base conjugada, em concentrações aproximadamente iguais. Um bom exemplo é 
uma solução de ácido acético e íons acetato em concentrações quase iguais. 
De que maneira a combinação CH3COOH / CH3COO tampona que tipo de solução? 
Considere o seguinte equilíbrio: 
CH3COOH(aq) ⇌CH3COO (aq) + H+(aq) 
Se as concentrações de ácido acético e de acetato são aproximadamente iguais, podemos 
facilmente deslocar o equilíbrio para qualquer um dos sentidos da reação. A adição de H+ torna 
mais prótons disponíveis para os íons acetato capturarem, o que provoca um deslocamento para 
a esquerda, no sentido do consumo de H+ adicionado. Já a adição de OH aumenta o consumo 
de íons H+, e assim, desloca o equilíbrio para a direita, no sentido da formação de mais íons H+. 
Para se calcular o pH de uma solução tampão, usamos a equação de Henderson-Hasselbach: 
 
Se na solução tampão as concentrações de ácido e de base conjugada são praticamente iguais, 
tem-se que pH = pKa log 1. Mas log 1 = 0, então: pHtampãopKa 
Dado que Ka para o ácido acético é 1,8 x 105, temos que pH = pKa =  log (1,8 x 105) =4,74 
Se forem adicionadas pequenas quantidades de H ou de OH a esta solução, o resultado será 
a conversão de algum CH3COOH a CH3COO ou vice-versa. Entretanto, a relação entre as 
concentrações de ácido acético e acetato não muda muito. Se forem adicionados íons OH, por 
exemplo, esses íons (base) tenderão a capturar prótons do meio, ou seja, converterão ácido 
acético em acetato, através da reação: 
CH3COOH + OH⇌CH3COO + H2O 
 
24 
 
Logo, a concentração de HAc é diminuída e a concentração de Ac é aumentada. Portanto, se 
no início tem-se que [CH3COOH] = [CH3COO] = 1,00 mol/L, a adição de 0,1 mol de OH por litro 
mudará a relação para: 
[CH3COOH] / [CH3COO] = (1,0 - 0,1) / (1,0 + 0,1) = 0,82 
E como log 0,82 = 0,09, isto significa que o novo pH será: 4,74  0,09 =4,83. 
Como podemos ver, a adição de 0,1 mol de base aumentou o pH da solução de 0,09 unidades. 
Enquanto [CH3COOH] tiver a mesma ordem de grandeza de [CH3COO], a relação entre os dois 
permanecerá bastante próxima de 1,00. Assim, o pH mudará pouco pela adição de ácido ou base 
à solução. Logicamente, temos o melhor tampão quando [CH3COOH] = [CH3COO]. 
As soluções tampão têm grande importância biológica. Como exemplo, podemos citar os 
tampões: (HCO3/H2CO3) e (HPO42/H2PO4), responsáveis pela manutenção do pH do sangue 
em nosso organismo. 
 
3. REAGENTES 
 
 Ácido Acético conc. (17M)  Cloreto de Amônio  Sol. HCl 0,5 mol/L 
 Hidróxido de Amônio conc. (15M)  Sol. NaOH 0,1 mol/L  Fenolftaleína 
 Acetato de Sódio  Sol. HCl 0,1 mol/L  Azul de Bromo Timol 
 Papel Indicador Universal 
 
 
6. PROCEDIMENTOS 
 
1ª Parte: Preparação do Tampão Acético e Tampão Amoniacal 
a) Preparar 100mL de solução de Tampão Acético 0,1 M. 
b) Preparar 100 mL de solução de Tampão Amoniacal 0,1 M. 
 
2ª Parte: O que é uma solução Tampão 
a) Tomar 4 tubos de ensaio e numerá-los. 
b) Adicionar 5 mL de H2O destilada aos tubos 1 e 2. 
c) Adicionar 5 mL de tampão acético aos tubos 3 e 4. 
d) Adicionar 2 gotas de Fenolftaleína em todos os tubos. Anote as observações para cada tubo. 
e) Medir o pH de todos os tubos e anotar na tabela abaixo (1ª medida de pH). 
f) Adicionar aos tubos 1 e 3 , 1 mL de HCl 0,1M. O que você observa? 
g) Adicionar aos tubos 2 e 4 , 1 mL de NaOH 0,1M. O que você observa? 
h) Medir novamente o pH para todos os tubos e anotar na tabela (2ª medida de pH). 
 
 
25 
 
TUBOS 1ª MEDIDA DE pH 2ª MEDIDA DE pH 
1 
2 
3 
4 
 
3ª Parte: Eficiência de tamponamento 
a) Coloque em três beckeres, respectivamente, 30 mL de Tampão Amoniacal 0,10 M, 0,010 M e 
0,0010 M. 
Obs. As soluções 0,010 M e 0,0010 M serão preparadas pelo grupo por diluição da solução 0,10 
M. 
b) Acrescente duas gotas de Azul de Bromo Timol a cada solução. Homogenize e observe a 
coloração. Anote suas observações. 
c) Ao primeiro bécker adicione HCl 0,5 M, gota a gota, até a virada do indicador. Anote o volume 
(gota  0,05 mL) de HCl consumido na tabela abaixo. Obs. Para aferir o seu conta-gotas, coloque 
5 mL de água destilada gota a gota dentro de uma proveta e conte o nº de gotas. 
d) Repita o procedimento com as soluções dos outros dois beckeres, respectivamente. Anote os 
volumes de HCl consumidos e compare-os. 
 
 Tampão 0,10 M Tampão 0,010 M Tampão 0,0010 M 
Vol. HCl0,5 M (mL) 
 
7. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
 
1) O que é uma solução Tampão ? 
2) Quando a eficiência do Tampão é máxima ? 
3) Cite exemplos de aplicações práticas da solução Tampão. 
4) Dê as equações das reações ocorridas nos tubos 3 e 4 (2ª Parte). 
5) Na 3ª Parte, qual foi à solução mais eficiente na manutenção do pH ? Justifique.