Roteiro de aulas práticas

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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
QUI0341 – QUÍMICA BÁSICA E EXPERIMENTAL 
PROFESSOR: Ana Maria Coulon Grisa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ROTEIROS EXPERIMENTAIS 
2014-2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aluno(a):__________________________________________________________________ 
 
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1.REGRAS BÁSICAS DE SEGURANÇA PARA LABORATÓRIOS DE QUÍMICA 
 Laboratórios de química são lugares de trabalho que necessariamente não são perigosos, 
desde que certas ações sejam tomadas. 
 Acidentes em laboratórios ocorrem frequentemente em virtude da pressa excessiva na 
obtenção de resultados. Todo aquele que trabalha em laboratório deve ter responsabilidade e 
evitar atitudes que possam acarretar acidentes e possíveis danos para si e para os demais. 
 O técnico/professor/aluno deve, portanto, adotar sempre uma atitude atenciosa, 
cuidadosa e metódica no que faz. Deve, particularmente, concentrar-se no trabalho e não 
permitir qualquer distração enquanto trabalha. Da mesma forma, não deve distrair os demais 
enquanto desenvolvem trabalhos no laboratório. 
Para trabalhar no laboratório, você deve: 
1. Ler e utilizar as regras de Segurança dos Laboratórios de Química. 
2. Durante as atividades didáticas o professor, aluno e funcionário deverão usar guarda-pó 
(100% algodão, mangas compridas com elastec ou punho de ribana de algodão, 
fechamento por botões de pressão, comprimento 7/8), sapatos de solado baixo e 
fechado, calça comprida, óculos de segurança e cabelos presos. 
3. Verificar a localização exata do extintor de incêndio, lava-olhos, chuveiro de 
emergência, saída de emergência, soluções de emergência, kit para derrame de líquidos, 
caixa de areia, exaustores, caixa de comando elétrico do laboratório. 
4. Não fumar, não comer ou beber no laboratório. 
5. Não tocar, cheirar ou experimentar soluções ou reagentes químicos de laboratório. 
6. Evitar trabalhar sozinho e fora dos horários de aula. 
7. Comunicar imediatamente ao professor qualquer incidente que esteja ocorrendo. 
8. Em caso de acidente, manter a calma, desligar os aparelhos próximos, isolar os 
inflamáveis, chamar os Bombeiros (193), iniciar o combate ao fogo. 
9. Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos) ligar para o CIT 
08007213000 solicitando informações sobre o produto e chamar o atendimento de 
emergência 08007220300 na Instituição. 
10. Ler atentamente os rótulos dos frascos dos reagentes e soluções; antes de utilizá-los, a 
fim de evitar enganos. 
11. Evitar derramamento de reagentes e soluções, mas, se o fizer, limpar imediatamente o 
local de acordo com os procedimentos do laboratório (consultar o professor). 
12. Não descartar materiais sólidos utilizados na prática, nas pias, deverão ser 
acondicionados no contêiner resíduos sólidos – saco cor laranja. 
13. Todo o resíduo líquido oriundo da parte prática deverá ser acondicionado conforme 
descrito no procedimento experimental. 
14. Trabalhando com reações perigosas, explosivas, tóxicas, ou cuja periculosidade você 
não conhece, consultar a FISPQ dos reagentes e usar EPI's e EPC's para a sua 
segurança. 
15. Manter o laboratório sempre bem ventilado, podendo ser ventilação natural ou artificial. 
16. Não trabalhar com material imperfeito, principalmente, vidro que contenha pontas ou 
arestas cortantes. 
17. Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando o seu escapamento. 
18. Não deixar vidro aquecido sem identificação. 
19. Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa. 
20. Não aquecer reagentes em sistema fechado. 
21. Preencher a etiqueta de identificação de amostra, quando o produto obtido ficar 
depositado no laboratório. 
22. Nunca esquecer solventes inflamáveis, mesmo em pequenas quantidades, junto ou 
próximo à chama direta. 
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23. Não transferir ou verter solventes inflamáveis de um frasco a outro quando a chama 
estiver próxima. 
24. Medir as substâncias tóxicas ou voláteis preferencialmente na bureta. 
25. Não inalar gases ou vapores desconhecidos. Se necessário, nunca fazê-lo diretamente, 
colocando o rosto sobre o recipiente que contém o líquido. Aproximar o vapor, com a 
ajuda de uma das mãos, para que seja possível aspirá-lo (aspirar vagarosamente). 
26. Não acender o bico de Bunsen com a janela aberta, pois pode se formar chama na base e 
acarretar graves queimaduras ao operador inadvertido. 
27. Consultar o professor quando tiver alguma dúvida 
28. Cuidar para não misturar as tampas dos frascos conta-gotas. O correto é utilizar uma 
solução e fechar bem o frasco antes de utilizar a próxima. Não introduzir pipetas sujas 
nos frascos com soluções. 
29. Não utilizar a mesma pipeta para soluções diferentes, pois, com certeza, haveria 
contaminação com a substância usada anteriormente. 
30. Ao término do uso de uma solução, nunca esquecer de recolocar a tampa, para evitar a 
contaminação e a evaporação das substâncias voláteis. 
31. Ao final do procedimento experimental deixar os bulbos pipetadores cheios de ar. 
32. Conservar o ambiente de trabalho arrumado. 
33. Ao fim da aula, lavar todo o material e recolocá-lo no carrinho ou na estufa. 
34. Verificar se os registros de gás estão fechados após o uso. 
35. Lembrar que qualquer experimento em laboratório pode levar mais tempo do que se 
pensa. 
36. Lavar bem as mãos antes de deixar o laboratório. 
37. Ao sair do laboratório, não deixar nada ligado e verificar se tudo está em ordem. 
 
SISTEMA DE COLETA DE RESÍDUO QUÍMICO LÍQUIDO E SÓLIDO 
 
 O Plano de Gerenciamento de Resíduos de Análises Laboratoriais o qual foi aprovado 
pelo órgão ambiental estadual – FEPAM (BEAL, 2002), tem como objetivo principal 
estabelecer procedimentos de segregação, acondicionamento, armazenamento, coleta, transporte 
e destino final de resíduos potencialmente perigosos. A equipe técnica do Instituto de 
Saneamento Ambiental (ISAM) é responsável pela formulação do Plano, bem como pelo 
planejamento, implantação e operacionalização das demais etapas do mesmo. Os resíduos foram 
classificados em função das análises físico-químicas e biológicas que lhe deram origem. A partir 
dos reagentes utilizados em cada experimento e das características dos mesmos, definiu-se 
agrupamentos de substâncias levando-se em consideração sua periculosidade em função de suas 
características de inflamabilidade, corrosividade, reatividade, toxicidade além da 
incompatibilidade das mesmas. Desta análise, resultaram 49 diferentes grupos de substâncias a 
serem segregadas, atendendo as recomendações da norma NBR 12.235 (ABNT, 1992). 
 As etapas do Gerenciamento de Resíduos de Análises Laboratoriais da UCS encontram-
se na Figura 1. 
 
 
Figura 1: Fluxograma contendo as etapas de gerenciamento de resíduos gerados nos 
laboratórios da UCS. 
Geração 
 
- Identificação 
- Acondicionamento 
- Armazenamento Setorial 
 Coleta e transporte 
 Armazenamento 
“Central de Resíduos”
 
 Tratamento Físico-Químico 
(quando possível) 
Encaminhamento para 
Disposição final adequada 
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 A Estação de Tratamento de Efluentes (ETE) da UCS na Cidade Universitária, trata os 
efluentes das atividades desenvolvidas na Instituição, excetuando-se aqueles gerados nas 
atividades químicas e biológicas desenvolvidas nos “n” laboratórios da Universidade. Para 
tanto, foi desenvolvido e otimizado, o sistema de gerenciamento de resíduos de laboratórios 
gerados em práticas de ensino, pesquisa e prestação de serviço. 
 As unidades laboratoriais geradoras de resíduos são orientadas a implementar 
procedimentos internos que visem à minimização do volume de rejeitosgerados bem como o 
possível reaproveitamento dos mesmos, pois muitas vezes, o que é considerado resíduo de uma 
marcha analítica, pode ser a matéria-prima de outra. 
 Os técnicos das referidas unidades laboratoriais são instruídos no sentido de atender à 
correta segregação, manuseio, acondicionamento e armazenamento dos resíduos na unidade 
laboratorial. Para tanto são adotadas as seguintes recomendações: 
- não lançar restos de análises físico-químicas e biológicas na rede de esgoto, sem a devida 
informação sobre o correto descarte; 
- procurar minimizar a quantidade de resíduos, substituindo métodos e/ou reduzindo volumes 
e concentrações de soluções; 
- descartar os resíduos da forma mais seletiva possível, procurando evitar a formação de 
misturas muito complexas e possíveis reações secundárias; 
- identificar e rotular os resíduos químicos, seguindo sistemática de classificação estabelecida 
para toda a Universidade; 
- aproveitar os resíduos e insumos internamente, quando possível. 
 O acondicionamento dos resíduos de análises de laboratórios (RALs) nas unidades 
laboratoriais é feito em contêineres de polietileno de alta densidade (PEAD) com capacidades 
de 20, 10 ou 5 litros, conforme a necessidade de cada laboratório. 
 Os contêineres são identificados por uma etiqueta padronizada, contendo informações 
sobre o laboratório gerador do resíduo, responsável pelo laboratório, a(s) análise(s) envolvida(s) 
na geração do resíduo, constituintes químicos e/ou biológicos presentes no contêiner. 
Os resíduos de análises laboratoriais devidamente identificados estão sendo armazenados na 
Central de Triagem e Armazenamento de Resíduos da UCS, localizada na Cidade Universitária. 
O transporte dos resíduos desde as unidades geradoras, até a Central de Armazenamento de 
Resíduos da Cidade Universitária, é realizado obedecendo às normas de segurança, objetivando 
evitar possíveis acidentes e a segurança do trabalhador exposto. 
 O sistema de gerenciamento de resíduos é controlado por meio de um banco de dados, 
criado pelo Núcleo de Processamento de Dados da UCS (NPD), onde são cadastradas todas as 
informações necessárias para definição do tratamento e destino final dos resíduos. Ainda, o 
banco de dados permite auditar todo o sistema de gerenciamento de resíduos e propor ações que 
visem a aperfeiçoá-lo e a minimizar a geração dos resíduos. 
 Ao reutilizar frascos de reagentes para estocagens de resíduos químicos, verifique a sua 
procedência, visto que muitos produtos químicos formam misturas explosivas, por exemplo, 
ácido nítrico e etanol. Recomenda-se sempre passar água nos frascos antes de reutilizá-los.
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MATERIAIS MAIS USADOS EM LABORATÓRIO 
1. Tubo de ensaio: usado em reações químicas principalmente 
testes de reação. 
 
 
2. Estante para tubos de ensaio: suporte de tubos de ensaio. 
 
3. Erlenmeyer: usado para titulações e aquecimento de líquidos. 
 
 
4. Béquer: usado para aquecimento de líquidos, reações de 
precipitação, etc.. 
 
5. Pipeta volumétrica: usada para medir volumes fixos de 
líquidos. 
 
 
6. Pipeta graduada: usada para medir volumes variáveis de 
líquidos. 
 
7. Proveta ou cilindro graduado: usado para medidas aproximadas 
de volumes de líquidos. 
 
8. Bureta: usada para medidas precisas de líquidos, usada em 
analises volumétricas. 
 
9. Funil de vidro: usado em transferências de líquidos e em 
filtrações de laboratório. O funil com colo longo e estrias é 
chamado de funil analítico. 
 
 
10. Frasco de reagente: usado para o armazenamento de soluções. 
 
 
11. Vidro de relógio: usado para cobrir o copo de Becker nas 
evaporações, pesagens e fins diversos. 
 
12. Cápsula de porcelana: usada para evaporar líquidos em 
soluções. 
 
 
 
13. Cadinho de porcelana: usado para aquecimentos a seco 
(calcinação) no bico de Bunsen e mufla. 
 
 
14. Triângulo de porcelana: usado para sustentar cadinhos de 
porcelana em aquecimentos diretamente no bico de Bunsen. 
 
 
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15. Funis de decantação: usados para separação de líquidos 
imiscíveis. 
 
16. Balão volumétrico: usado para preparar e diluir soluções. 
 
 
17. Balão de fundo redondo: usado para aquecimento de líquidos e 
reações com desprendimento de gases. 
 
18. Placa de Petry: usado para fins diversos. 
 
 
 
19. Dessecador: usado para resfriar substâncias na ausência de 
umidade. 
 
20. Condensadores: usados para condensar os gases ou vapores na 
destilação. 
 
21. Termômetro: usado para medidas de temperaturas. 
 
 
 
22. Bastão de vidro: usado para agitar soluções, transporte de 
líquidos na filtração e outros fins. 
 
 
23 e 24. Kitazato e Funil de Buchner: usados em conjunto para 
filtrações a vácuo. 
 
 
25. Picnômetro: usado na determinação de densidade. 
 
26. Almofariz e pistilo: usados para triturar e pulverizar sólidos. 
 
 
27. Bico de Bunsen: usado em aquecimentos de laboratório. 
 
28. Tela de amianto: usada para distribuir uniformemente o 
calor em aquecimentos de laboratório. 
 
29. Tripé de ferro: usado para sustentar a tela de amianto. 
 
 
 
 
 
 
 
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30. Anel para funil: suspende e fixa o funil. 
 
 
31. Pinça de madeira: usada para segurar 
tubos de ensaio durante aquecimentos 
diretos no bico de Bunsen. 
 
 
32. Suporte universal: realiza a sustentação de 
várias estruturas comumente utilizadas na 
Química 
 
33. Agarrador de bureta: serve para fixar a 
bureta no suporte universal. 
 
 
34. Pisseta: usada para lavagens, remoção de 
precipitações e outros. 
 
 
35. Bulbo pipetador: usado para aspirar 
soluções. 
 
36. Garra para condensador: usada para 
sustentar Condensadores na destilação. 
 
 
37. Espátula: usada para transferência de 
substâncias sólidas. 
 
38. Pinça metálica Casteloy (Tenaz): usada 
para transporte de cadinhos e outros fins. 
 
41 e 42. Pinça de Mohr e Pinça de Hoffman: 
usadas para impedir ou diminuir fluxos gasosos. 
 
43. Estufa: usada para secagem de materiais. 
 
44. Mufla: usada para calcinações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.MANUSEIO DO MATERIAL BÁSICO DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
Objetivos: 
- Utilizar corretamente alguns materiais de uso geral de laboratório de química; 
- Utilizar técnicas adequadas para medidas de temperatura, massa e volume; 
- Diferenciar as vidrarias volumétricas das graduadas; 
- Diferenciar vidrarias volumétricas e não volumétricas; 
- Determinar a densidade de um líquido utilizando medidas de massa e volume; 
 
Bico de Bunsen 
O Bico de Bunsen é um bico de gás, especialmente construído para uso de 
laboratório, utilizado para aquecimento através da combustão do gás GLP. O 
Bico de Bunsen possui na parte inferior uma entrada de gás (1), na parte 
média há um anel que controla a entrada de ar que irá alimentar a combustão 
(2) e na parte superior forma-se a chama (3). 
Temos dois tipos de chama no Bico de Bunsen: a chama luminosa (chama 
amarela) e a chama não luminosa (chama azulada). A chama luminosa é 
obtida quando o anel está fechado (combustão incompleta e produção de 
fuligem) e a chama não luminosa é obtida quando o anel está aberto 
(combustão completa, sem formação de fuligem). Conforme a região da 
chama não luminosa, há a produção de temperaturas diferenciadas, conforme 
mostrado na Figura 2. 
Atualmente os Bicos de Bunsen estão sendo substituídos por chapas de 
aquecimento e mantas de aquecimento mas alguns usos específicos ainda 
requerem o seu uso em laboratório. 
 
 Figura 2- Bico de BunsenProcedimento experimental: 
- Verificar se a válvula de gás geral da bancada e a válvula do Bico de Bunsen que você está 
usando estão na posição aberta; 
- Abrir a torneira de gás do Bico de Bunsen cuidadosamente e acendê-lo com um palito de 
fósforo; 
- Girar lentamente o anel da base do Bico de Bunsen e observar o que acontece com a chama. 
Anotar; 
- Fechar o anel do Bico de Bunsen até a formação da chama amarela. Com um agarrador, 
segurar uma cápsula de porcelana sobre a chama por uns 20 segundos. Observar a superfície que 
foi exposta à chama; 
- Abrir agora o anel até obter a chama azulada. Introduzir no cento do cone formado (zona 
interna) outra cápsula de porcelana. Observar o que ocorre. 
- Anotar suas observações. 
 
MEDIDAS 
 Sempre que uma medição é efetuada, deve-se levar em consideração o erro a ela 
inerente. O erro de uma medida é muitas vezes limitado pelo equipamento que é empregado na 
sua obtenção. Em uma medida exata, os valores encontrados estão muito próximos do valor 
verdadeiro. A precisão refere-se a quão próximos diversas determinações de uma medida estão 
entre si. Medições podem ser precisas sem serem exatas, devido a algum erro sistemático. O 
ideal é que as medições sejam precisas e exatas. A precisão de uma medição pode ser melhorada 
aumentando-se o número de determinação de uma medição e fazendo-se o valor médio das 
mesmas. 
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Medidas de Volume 
Em um Laboratório o aluno terá sempre que fazer uso de vários tipos de medidas, sendo 
de grande importância a de volume. Torna-se extremamente necessário conhecer corretamente 
as diversas unidades de volume e a correspondência entre elas; identificar e caracterizar os 
recipientes volumétricos e sua limpeza; estar ciente dos erros que porventura possam ocorrer e 
procurar evitá-los. 
 Em todos os experimentos serão utilizados vários tipos de aparelhos para medir volumes 
de substâncias líquidas, a saber: 
-Pipetas graduadas e volumétricas: são aparelhos graduados com a finalidade de medir 
rapidamente, pequenos volumes. A pipeta volumétrica ou de transferência serve para livrar um 
volume perfeitamente conhecido de líquido. Apresenta uma parte com um bulbo, e na parte 
superior , uma linha indicando a capacidade da pipeta. Essas são mais precisas do que pipetas 
graduadas. As pipetas devem ser preenchidas com auxílio do bulbo pipetador. 
- Provetas graduadas: quando o volume de um líquido a ser medido é relativamente grande ou 
quando se trata de medida de volumes de ácido concentrado, de substâncias nocivas, a pipeta se 
torna inadequada. Neste caso pode-se utilizar proveta graduada. 
- Balão volumétrico: este aparelho contém um volume preciso de um líquido numa determinada 
temperatura. Os balões volumétricos são utilizados na preparação das soluções de concentração 
conhecida. Seu gargalo é longo, apresentando uma linha traçada, indicando o volume total 
(capacidade do balão) à uma dada temperatura. A posição da leitura deve ser na altura dos olhos 
do leitor. 
 Bureta graduada: Serve para livrar volumes variados de determinados líquidos. Consiste um 
tubo de vidro contendo na extremidade inferior uma torneira de vidro ou teflon como 
dispositivo para controlar a vazão de líquidos. É utilizada geralmente em titulações. 
Leitura do menisco: 
 
Procedimento experimental: 
A) Uso correto do bulbo pipetador e leitura do menisco: 
- Com auxílio da pipeta graduada de 5mL, pipetar 4mL de água para um copo de Becker de 
150mL. Observar o procedimento correto para uso do bulbo pipetador e verificação do menisco. 
Repetir esta operação até executá-la corretamente; 
- Repetir o mesmo procedimento com a pipeta volumétrica, porém medindo 5mL de água 
destilada para o copo de Becker. 
 
 
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B) Uso correto da proveta: 
- Medir 30mL de água destilada em proveta. Observar a leitura correta do menisco; 
- Transferir o volume para o mesmo copo de Becker utilizado anteriormente. Repetir esta 
operação até executá-la corretamente. 
 
C) Uso correto da bureta 
- Fixar no suporte universal a garra para bureta; 
- Realizar a montagem da bureta graduada no suporte universal; 
- Adicionar água à bureta até a metade do seu volume; 
- Abrir a torneira e deixar o líquido escoar até a eliminação das bolhas de ar abaixo da torneira; 
- Após eliminação das bolhas, preencher a bureta com o líquido até o ponto zero. 
Deixar escoar lentamente até o volume de 12 mL; 
- Escoar mais 7 ml e finalmente até o volume máximo da bureta. 
 
Precisão das vidrarias: 
- Medir 50mL de água destilada em uma proveta graduada e transferir para um copo de Becker 
de 150mL seco; 
- Medir 50mL de água destilada em uma proveta graduada e transferir para o Erlenmeyer de 
125mL; 
- Observe a precisão do copo de Becker, proveta e Erlenmeyer. 
 
2.5 Lavagem da vidraria 
 Em geral a vidraria pode ser lavada com detergente e uma escova apropriada. 
 Enxague várias vezes com água da torneira; não é necessário enxugar nenhum material, que 
será guardado molhado (mas não sujo). 
As pipetas e buretas são lavadas com água corrente somente. 
Retorne o material ao local de onde o mesmo foi retirado (gaveta, armário, carrinho, etc.) 
 
2.3 Balanças analíticas As balanças são instrumentos adequados para medir massas. O 
manuseio de uma balança requer muito cuidado, pois são instrumentos delicados e caros. 
Quando de sua utilização, devem ser observados os seguintes cuidados gerais: 
1. manter a balança limpa; 
2.não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança, utilizar recipientes adequados 
para grandes massas e papel manteiga para pequenas massas.; 
3.os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à temperatura ambiente; 
4.a balança deve ser mantida desligada caso não estiver sendo utilizada; 
5.nas balanças analíticas, os objetos devem ser colocados e retirados com a pinça e não com as 
mãos; 
6.o operador não deve se apoiar na mesa em que a balança está colocada. 
 
Procedimento experimental: 
- Ligar a balança na tecla On/Off; 
- Aguardar estabilização; 
- Quando surgir na tela o valor “0,000”, abrir uma das janelas e colocar o material a ser pesado 
(um parafuso e uma porca grande ) sobre o disco central; 
- Anotar este valor. 
- Anotar suas observações. 
 
 
Determinação da densidade 
A densidade, que se define como a massa da unidade de volume (d=m/V) é expressa 
nos trabalhos científicos em gramas por mililitro (ou g/cm
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), para os sólidos e líquidos e em 
gramas por litro para os gases. Para se determinar a densidade, devemos medir o volume e a 
massa de uma quantidade dada da substância em questão. 
 
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Determinação da densidade de um sólido: 
Um método adequado para medir o volume de um sólido, independente do seu formato, 
consiste em mergulhá-lo numa quantidade medida de água numa proveta graduada. O aumento 
do volume, medido pela elevação da água, determina o volume do sólido. 
- Pesar um parafuso (m = ___________). 
- Colocar 25 mL de água numa proveta de 50 mL 
- Colocar o material pesado dentro da proveta e ler o volume (V2 =_____________). 
- Volume do material = _____________ 
- Densidade do material = __________________ 
 
 
3.COMPARANDO SUBSTÂNCIAS IÔNICAS E COVALENTES 
 
Objetivo: Diferenciar um composto covalente de um iônico pelas propriedades características 
de cada tipo de ligação química. 
 
 As propriedades das substâncias estão relacionadas com o tipo e força de suas ligações 
químicas. Elementos e compostos reagem quimicamente para formar substâncias que podem ser 
iônicas ou covalentes. 
 Nas substâncias iônicas (como NaCl) os íons (Na
+
 e Cl
- 
) são mantidos unidos por fortes 
forças eletrostáticasdenominadas ligações iônicas. As substâncias covalentes (como H2O) 
consistem em moléculas nas quais um grupo de átomos estão unidos por ligações covalentes. 
 Compostos iônicos têm altos pontos de fusão e ebulição devido a forte atração entre 
íons de cargas opostas. São bons condutores de eletricidade quando em solução ou no estado de 
fusão. Moléculas que consistem de átomos covalentemente ligados formam substâncias 
moleculares que tem baixos pontos de fusão e ebulição. Estas moléculas também exibem baixa 
condutância elétrica. 
 
Procedimento experimental: 
A) Caracterização de compostos iônicos e covalentes pela condução de corrente elétrica 
- Adicione a recipientes plásticos pequenas quantidades de cada uma das substâncias listadas 
abaixo: 
A - Água destilada 
B -Cloreto de sódio sólido (NaCl) 
C - NaCl 1mol/L 
D - Ácido clorídrico 3mol/L (HCl) 
E - HCl 0,1mol/L 
F - Hexano(C6H14) 
- Usando a montagem fornecia, teste a condutividade elétrica das substâncias relacionadas, pelo 
contato dos eletrodos com as mesmas. 
 
OBS: Não tocar nos eletrodos. 
 
Lave os eletrodos com água destilada e seque com papel toalha antes de usá-los novamente. 
Anote suas observações na tabela abaixo, atribuindo (0) para o não condutor, (1) para condutor. 
 
Tabela 1 – Taxas de condutividade obtidas para as substâncias em teste 
Substância Taxa de condutividade 
A – Água destilada 
B – NaCl sólido 
C – NaCl 1mol/L 
D - HCl 3 mol/L 
E - HCl 0,1 mol/L 
F - Hexano(C6H14) 
 
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OBS: Os resíduos obtidos desta prática devem ser acondicionados da seguinte forma: 
-soluções de sódio: no contêiner 004; soluções ácidas: no contêiner 018; Hexano: no contêiner 
011; resíduos sólidos: no contêiner para resíduos sólidos perigosos (saco laranja). 
 
 
B) Classificação de substâncias pelos seus pontos de fusão 
 
 Uma determinada substância, sob a ação de diferentes temperaturas pode apresentar-se 
nos 3 estados físicos. Temos como exemplo a água, que abaixo de 0°C é sólida e acima de 
100°C ocorre no estado gasoso. Esta mesma substância pode ser caracterizada por suas 
propriedades físicas, que se relacionam com as transformações físicas das substâncias, como é o 
caso do ponto de fusão, ponto de solidificação, ponto de ebulição, ponto de condensação, 
densidade, calor específico e solubilidade. 
 
- Prepare 5 cadinhos de porcelana e adicione uma ponta de espátula dos seguintes reagentes em 
cada um: 
 Cadinho 1: sacarose (C12H22O11) 
 Cadinho 2: sal de cozinha (NaCl) 
 Cadinho 3: enxofre sólido (S8) 
 Cadinho 4: sulfato de cobre hidratado (CuSO4.5H2O) 
 Cadinho 5: sulfato de alumínio [Al2(SO4)3] 
- Aquecer os cadinhos sob chapa de aquecimento a 300ºC; 
- Classifique cada uma das substâncias utilizadas; 
 
OBS: evite a inalação dos vapores que podem ser produzidos durante o experimento, por isso 
trabalhe em local ventilado. Os resíduos devem ser acondicionados no contêiner para resíduos 
sólidos perigosos (saco laranja).. 
 
RESPONDER e ENTREGAR PRÒXIMA AULA 
 
1a.Indique o tipo de ligação (iônica ou covalente) e a polaridade das substâncias: 
 -Água destilada 
-Cloreto de sódio sólido (NaCl) 
 - Ácido clorídrico (HCl) 
- Hexano 
b.Quais as substâncias conduzem a corrente elétrica? Justifique sua resposta 
 
 
2. Pesquise em livros ou internet o ponto de fusão das substâncias: sacarose 
(C12H22O11); sal de cozinha 
(NaCl); enxofre sólido (S8); sulfato de cobre hidratado (CuSO4.5H2O) e sulfato de alumínio 
[Al2(SO4)3] 
Classifique as substâncias acima em quanto ao tipo de ligação (iônica ou covalente 
 
3. Classifique as substâncias abaixo quanto ao tipo de ligação (iônica ou covalente) e 
indique quais são 
solúveis entre si. 
 água + CaSO4. 
 água + de KCl. 
 água + enxofre sólido. 
 água+ de sacarose. 
 
4. Pesquise sobre o coeficiente de solubilidade de água, CaSO4, KCl, enxofre sólido e de 
sacarose. 
 
13 
 
OBS: Não esqueça de colocar referência bibliográfica no seu trabalho. 
 
 
 
4. POLARIDADE DAS SUBSTÂNCIAS COVALENTES 
 
Objetivo: Constatar, experimentalmente, evidências de que algumas substâncias covalentes são 
polares, enquanto que outras são apolares. 
 
 Os compostos covalentes podem apresentar polos elétricos (moléculas polares) ou não 
apresentar estes polos (moléculas apolares). As moléculas apolares não sofrem desvios por ação 
de campos elétricos. As moléculas polares são desviadas pela ação de campos elétricos. 
 
Procedimento Experimental: 
A) Ação de um campo elétrico: 
- Montar 3 buretas nos suportes, colocando abaixo de cada uma um copo de Becker; 
- Carregar a primeira bureta com água, a segunda com álcool e a terceira com n-hexano, 
identificando-as; 
- Abrir a torneira da bureta com água de forma a deixar correr um fio de água, mais fino 
possível (um fio e não gota a gota) de uma altura de aproximadamente 10 cm entre a ponta da 
bureta e o copo de Becker; 
- Agora, atritar uma caneta esferográfica contra o cabelo e aproxime-a do fio de água, sem 
encostar; 
- Repetir o experimento para a bureta com álcool e depois para a bureta com hexano; 
NÃO DESCARTAR OS SOLVENTES: ELES SERÁO UTILIZADOS NOS 
PROCEDIMENTOS POSTERIORES. 
- Anotar as observações. 
 
OBS: Os resíduos de Hexano devem ser acondicionados no contêiner 011 e os resíduos de 
álcool devem ser acondicionados no contêiner 020. 
 
B) Solubilidade x Polaridade 
Pegar 6 tubos de ensaio e rotular como 1,2,3,4,5,6 
Utilizando os solventes que restaram nas buretas, acrescentar água e hexano nos tubos seguindo 
a seguinte ordem: 
 
No tubo 1 adicionar 2 mL de água + 1 ponta de espátula de naftalina 
No tubo 2 adicionar 2 mL de hexano + 1 ponta de espátula de naftalina 
No tubo 3 adicionar 2 mL de água + 1 ponta de espátula de sacarose. 
No tubo 4 adicionar 2 mL de hexano + 1 ponta de espátula de sacarose . 
No tubo 5 adicionar 2 mL de água + 1 bolinha de iodo 
No tubo 6 adicionar 2 mL de hexano + 1 bolinha de iodo. 
Agitar bem e anotar os resultados. 
 
OBS: os resíduos deverão ser acondicionados de seguinte forma: tubos 1 e 2: contêiner 057, 
tubo 3: frasco escrito água + sacarose, tubo 4: contêiner 011, tubos 5 e 6: contêiner 013, 
 
 
RESPONDER e ENTREGAR PRÒXIMA AULA 
 
1.Com relação a atividade prática quais as substâncias que sofreram ação de um campo 
magnético? 
Justifique sua resposta. 
 
2. Com relação as substâncias : água, naftalina, hexano, sacarose, iodo. 
14 
 
Escrever as fórmulas moleculares dos compostos acima. 
Classificar as substâncias em polares e apolares. 
Indique quais tubos quais substâncias que são solúveis, justificando sua resposta. 
 
OBS: Não se esqueça de colocar referência bibliográfica no seu trabalho. 
 
 
 
5. REAÇÕES QUÍMICAS 
Objetivo: Relacionar os fundamentos teóricos dos tipos de ligações químicas à prática. 
 
 Uma reação química é o processo de conversão de uma ou mais substâncias em outras 
substâncias. 
 Reagentes → Produtos 
 Principais evidências da ocorrência de uma reação: 
- Saída de gases 
- Formação de precipitado 
- Mudança de cor 
- Alterações de calor 
 
Tipos de reações: 
 Reação de Síntese ou Combinação Direta é a reação onde duas ou mais substâncias se 
combinam diretamente para formar um novo composto químico. 
 Fórmula Geral: A + B → AB 
 Exemplo: Fe + S → FeS 
 
 Reação de Decomposição é a reação onde um composto químico se quebra (decompõe) 
em duas ou mais substâncias. Se a decomposição requer uma fonte de calor, a mesma é 
chamada decomposição térmica.Fórmula Geral: AB → A + B 
 Exemplo: ZnCO3 → ZnO + CO2 
 
 Reação de Simples Troca é a reação onde um elemento substitui outro em um 
composto químico para produzir um novo composto e o elemento deslocado. Para que este tipo 
de reação ocorra, C deve ser mais forte que A para que ocorra reação com B: 
 
 Fórmula Geral: A + BC → AC + B 
 Exemplo: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu 
 
 Reação de Dupla Troca é a reação onde dois compostos químicos trocam seus radicais 
para formar dois novos compostos. 
 Fórmula Geral: AB + CD → AD + CB 
 Exemplo: KCl + AgNO3 → KNO3 + AgCl 
 Uma reação deste tipo ocorre quando AB e CD estão em solução e quando as duas 
soluções são misturadas: 
Para que a reação efetivamente ocorra, os produtos devem ser mais estáveis que os reagentes: 
 Quando um dos produtos for um sal insolúvel (reação de precipitação); 
 
Íon Regra geral Exceções 
NO3
-
, CH3COO
-
 solúveis - 
Cl
-
, Br
-,
 I
-
 solúveis Sais de Ag
+
, Pb
+2
, Cu
+
, Hg2
+2
, HgI2 
15 
 
SO4
-2
 solúveis Sais de Ca
+2
, Sr
+2
, Ba
+2
, Pb
+2
 
CO3
-2
 insolúveis Sais de metais alcalinos e amônio 
PO4
-3
 insolúveis Sais de metais alcalinos e amônio 
S
-2
 insolúveis Sais de metais alcalinos, alcalinos terrosos e amônio 
OH
-
 insolúveis Hidróxidos de amônio, metais alcalinos e de Ca
+2
, Sr
+2
, Ba
+2
 
Todo sais de metais alcalinos e de amônio são solúveis 
 
 Se for um gás ele se desprenderá da solução (borbulhas) e também permanecerá com 
suas moléculas agrupadas; 
 Se um dos produtos for um ácido mais fraco ou base mais fraca (% 
ionização/dissociação menor) que o reagente; 
 Se um dos produtos for a água (reação de neutralização). 
 
Procedimento experimental: 
 
A) Reações de síntese: 
- Colocar 2mL de água de cal (CaO) em um tubo de ensaio; 
- Em seguida, com um canudinho de refrigerante, soprar dentro do líquido do tubo de ensaio por 
30 segundos. Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida. 
OBS: os resíduos deverão ser acondicionados no contêiner 004 . 
 
B) Reações de simples troca ou deslocamento: 
- Colocar em um tubo de ensaio um pequeno pedaço de zinco metálico previamente limpo com 
bombril e após, adicionar 10 gotas de HCl 2mol/L. Observar o que ocorre. Equacionar a reação 
ocorrida. 
OBS.: o resíduo deve ser acondicionado no contêiner 002. 
 
C) Reações de decomposição ou análise: 
- Em um tubo de ensaio colocar 2mL de água oxigenada e após acrescentar um pedaço de batata 
descascada. Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida. 
OBS.: o resíduo deve ser acondicionado no contêiner 038. 
 
 
D) Reações de dupla troca: 
 Este experimento reproduz um processo importante realizado nas estações de tratamento 
de água, ou mesmo em piscinas (floculação), através de uma reação de dupla troca. 
- Adicione 30mL de água suja em um copo de Becker de 150mL; 
- Acrescente 4 pontas de espátula de Al2(SO4)3 e agite até dissolução; 
- Acrescente 2 pontas de espátula de Ca(OH)2. 
- Agite e aguarde 10 minutos. Observe, anote e explique. 
OBS.: o resíduo deve ser acondicionado no contêiner 001. 
 
E) Reação de oxirredução 
Colocar em um tubo de ensaio um pequeno pedaço de bombril e após, adicionar 2mL de CuSO4. 
Observar o que ocorre. Equacionar a reação ocorrida. 
OBS.: o resíduo deve ser acondicionado no contêiner 001. 
 
 
ATIVIDADE: Entregar na próxima aula. 
Escrever as reações químicas e as observações realizadas na atividade prática quanto à liberação 
de gases, mudança de cor, precipitado. 
 
16 
 
6. REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO E POTENCIAIS DE OXI-REDUÇÃO 
 
Objetivo: Relacionar os fundamentos teóricos das reações de oxirredução à prática. 
 
 As reações de oxidação são reações que ocorrem com transferência de elétrons. Neste 
experimento um prego (Fe) é imerso numa solução de sulfato de cobre II (CuSO4). Observa-se 
que o prego fica recoberto de uma camada de cobre metálico. A reação ocorrida foi: 
Fe° + CuSO4(aq) → FeSO4 (aq) + Cu° 
 Como os sais em água apresentam-se dissociados, podemos escrever: 
Fe° + Cu
+2
 (aq) + SO4 
-2(aq) → Fe+2 (aq) + SO4
-2
(aq) + Cu° 
 Como nada ocorre com os íons sulfato, a equação da reação acima fica: 
Fe° + Cu
+2
 (aq) → Fe+2 (aq) + Cu° (I) 
 Observa-se que a reação consistiu na transferência de dois elétrons do ferro para o íon 
cobre da solução, o qual passando à forma metálica se deposita sobre o prego. 
 Por outro lado, quando uma barra de cobre é imersa numa solução de sulfato de ferro II 
(FeSO4) nada ocorre, isto significa que a reação inversa não ocorre espontaneamente: 
Fe
+2
 (aq) + Cu° →v Fe° + Cu+2 (aq) (II) 
 Voltando a reação entre o ferro e o sulfato de cobre II, esta pode ser escrita sob forma 
de duas semi equações. 
Fe° → Fe+2 +2e- (aq) perda de elétrons - reação parcial de oxidação 
Cu
+2
 (aq) + 2e
-
 → Cu° ganho de elétrons - reação parcial de redução 
Fe° + Cu
+2
 (aq) → Cu° + Fe+2 (aq) transferência de elétrons - reação redox 
 
 As reações de oxidação-redução consistem na transferência de elétrons, a qual é 
determinada pela diferença de potencial de natureza eletroquímica que se estabelece entre as 
fases: Cu
+2
 (aq) e Fe°. Os elétrons são transferidos espontaneamente do maior para o 
menor potencial de oxidação. Isto explica porque a reação (I) ocorre espontaneamente e a 
reação (II) não ocorre espontaneamente. 
 O sentido espontâneo da reação de um sistema redox pode ser determinado teoricamente 
a partir dos potenciais normais de oxidação-redução dos elementos que o constituem. 
O sistema: Feº + Cu
+2
 (aq) ↔ Fe+2 (aq) + Cuº 
representa o próprio quimismo de uma pilha constituída de eletrodos de ferro e cobre, cujo 
potencial (Ep) é dado pela soma dos potenciais de oxidação e redução dos metais que 
constituem os eletrodos. 
Ep= E ânodo + E cátodo (invertendo o sinal da tabela de potenciais) 
 ↓ ↓ Ep = EFe + ECu 
 oxidação redução 
 
Ep= E cátodo - E ânodo (mantendo os sinais da tabela de potenciais) 
 ↓ ↓ Ep = ECu - EFe 
 redução oxidação 
 
 As equações parciais, escritas no sentido da redução, (como estabelecem as normas da 
IUPAC), apresentam os potenciais: 
Fe
+2
 + 2e
-
 → Fe° ; EFe = -0,44V 
Cu
+2
 + 2e
-
 → Cu° ; ECu = +0,34V 
Assim para o sistema: 
I 
Feº + Cu
++
 (aq) ↔ Fe++(aq) + Cuº 
II 
o sentido I representa a reação I, cujo Ep: 
Fe sofre oxidação EFe = + 0,44V (agente redutor) 
Cu sofre redução ECu = + 0,34V (agente oxidante) 
Ep = 0,44 + 0,34 = 0,78V 
sentido II representa a reação II, cujo Ep: 
17 
 
Fe sofre redução EFe= - 0,44V (agente oxidante) 
Cu sofre oxidação ECu = -0,34V (agente redutor) 
Ep= -0,44 + (- 0,34) = -0,78V 
Logo Ep > 0 sentido espontâneo da reação 
 Ep < 0 sentido não espontâneo da reação 
 
Neste experimento será constatado experimentalmente e teoricamente o sentido espontâneo de 
quatro sistemas redox: 
 
Procedimento experimental: 
 
Em 8 tubos de ensaio adicionar 2mL de solução, segundo o esquema: 
CuSO4 (aq) 
Tubo 1 
CuSO4(aq) 
Tubo 2 
ZnSO4(aq) 
Tubo 3 
Mg(NO3)2(aq) 
Tubo 4 
FeSO4(aq) 
Tubo 5 
Mg(NO3)2(aq) 
Tubo 6 
CuSO4(aq) 
Tubo 7 
ZnSO4(aq) 
Tubo 8 
 
 Introduzir nestas soluções os metais abaixo especificados: 
Tubo 1 – Fe° Tubo 2 - Mg° Tubo 3 - Cu° Tubo 4 - Zn°Tubo 5 - Cuº Tubo 6 - Cuº Tubo 7 - Znº Tubo 8 - Mg° 
 
 Deixar as reações se processarem durante o intervalo de tempo necessário para que 
possam visualizar os produtos formados. 
 A partir destas observações, faça as semi reações de oxidação e redução e calcule o 
potencial da pilha: 
 Semirreação 
redução 
E red Semirreação de 
oxidação 
E ox Ep Espontaneidade da 
reação 
Tubo 1 
Tubo 2 
Tubo 3 
Tubo 4 
Tubo 5 
Tubo 6 
Tubo 7 
Tubo 8 
 
OBS.: 
-o resíduo do tubo 1, 2 e 5 deverá ser acondicionado no contêiner 001; 
-o resíduo do tubo 3, 7 e 8 deverá ser acondicionado no contêiner 002; 
-o resíduo do tubo 4 e 6 deverá ser acondicionado no contêiner 007. 
 
POTENCIAIS DE ELETRODOS PADRÃO 
Potencial de Oxidação 
E° (V) 
Reação do Eletrodo Potencial de Redução 
E° (V) 
 
+3,045 
 
Li
+ 
+ e → Li 
 
- 3,045 
+2,925 K
+ 
+ e → K - 2,925 
+2,925 Rb
+ 
+ e → Rb - 2,925 
+2,89 Sr
2+ 
+ 2e → Sr - 2,89 
+2,87 Ca
2+ 
+ 2e → Ca - 2,87 
+2,714 Na
+ 
+ e →Na - 2,714 
+2,37 Mg
2+ 
+ 2e → Mg - 2,37 
+ 1,66 Al
3+ 
+ 3e → Al - 1,66 
18 
 
+1,18 Mn
2+ 
+ 2e → Mn - 1,18 
+0,763 Zn
2+ 
+ 2e → Zn - 0,763 
+0,74 Cr
3+ 
+ 3e→ Cr - 0,74 
+0,44 Fe
2+ 
+ 2e→ Fe - 0,44 
+0,41 Cr
3+ 
+ e →Cr2+ - 0,41 
+0,403 Cd
2+ 
+ 2e → Cd - 0,403 
+0,277 Co
2+ 
+ 2e → Co - 0,277 
+0,25 Ni
2+ 
+ 2e →Ni - 0,25 
+0,136 Sn
2+ 
+ 2e →Sn - 0,136 
+0,126 Pb
2+ 
+ 2e → Pb - 0,126 
0,000 2H
+ 
+ 2e →H2 0,000 
- 0,15 Sn
4+ 
+ 2e → Sn2+ +0,15 
- 0,153 Cu
2+ 
+ e → Cu+ +0,153 
- 0,337 Cu
2+ 
+ 2e → Cu +0,337 
- 0,521 Cu
+ 
+ e → Cu +0,521 
- 0,536 I2
 
+ 2e → 2I- +0,536 
- 0,771 Fe
3+ 
+ e → Fe2+ +0,771 
- 0,789 Hg2
2+ 
+ 2e → 2Hg +0,789 
- 0,799 Ag
+ 
+ e → Ag +0,799 
- 0,80 Rh
3+ 
+ 3e → Rh +0,80 
- 0,92 2Hg
2+ 
+ 2e → Hg2
2+
 +0,92 
- 0,987 Pd
2+ 
+ 2e → Pd +0,987 
- 1,065 Br2
 
+ 2e → 2Br- +1,065 
- 1,360 Cl2
 
+ 2e → 2Cl- +1,360 
- 1,50 Au
3+ 
+ 3e → Au +1,50 
- 1,70 Au
+ 
+ e → Au +1,70 
- 1,77 Co
3+ 
+ e → Co2+ +1,77 
-2,65 F2
 
+ 2e→ 2F- +2,65 
 
 
7. DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL DE UMA CÉLULA GALVÂNICA 
 
Objetivo: Montar uma célula galvânica, determinar o seu potencial e comparar ao potencial 
teórico. 
 
 Uma típica célula galvânica consiste de dois eletrodos imersos em soluções eletrolíticas, 
na qual um eletrodo imerso em um eletrólito constitui uma meia pilha ou meia célula. Duas 
meia - células: uma anódica e outra catódica compõem uma pilha galvânica. 
 O funcionamento de uma célula galvânica baseia-se no fato de que durante uma reação 
de oxirredução há transferência de elétrons de uma espécie química para outra. Esta 
transferência de elétrons é possível porque se desenvolve uma diferença de potencial entre os 
eletrodos (f.e.m.). 
 Na prática, para ser satisfatório, um eletrodo simples não pode ser, 
termodinamicamente, reversível. O potencial de um eletrodo simples não pode ser medido 
experimentalmente, mas quando dois eletrodos formam uma célula completa, o potencial 
relativo de um deles para o outro pode ser medido. Este potencial relativo (fem.) pode ser 
determinado através de um voltímetro ligado aos eletrodos. É interessante ressaltar que o fluxo 
de elétrons do circuito externo dá-se no sentido do eletrodo de maior potencial para o eletrodo 
de menor potencial. 
Consideremos a seguinte pilha: 
Zn° | Zn
+2
 (aq) || Cu
+2
(aq) | Cu° 
19 
 
 
Ânodo (oxidação): Zn° → Zn+2(aq)+ 2e- 
Cátodo (redução): 2e
-
 + Cu
+2
(aq) → Cu° 
Onde a f.e.m. é dada por: 
ddp = V red (cátodo) - V oxi (ânodo) (1) 
 
Procedimento experimental: 
- O sistema a ser montado é o seguinte: 
 
Figura 1 - Célula de Daniell 
 
1.Pegar dois copos de Becker de 50mL; 
2.Colocar em um deles 30mL de uma solução de CuSO4 1mol/L; 
3.Colocar no outro, 30mL de uma solução de ZnSO4 1mol/L; 
4.Introduzir na solução de sulfato de cobre um eletrodo de cobre (placa de cobre); 
5.Introduzir na solução de sulfato de zinco um eletrodo de zinco (placa de zinco); 
6.O contato elétrico entre as soluções é feito através de uma ponte salina, que é constituída de 
um tubo em U contendo uma solução saturada de cloreto de potássio (KCl); fechado nas 
extremidades com algodão; 
7.Mergulhar este tubo em U nas soluções contendo os eletrólitos, como indica a Figura 1; 
8.Ligar um voltímetro em série nos eletrodos da bateria em estudo, para determinar a força 
eletromotriz da bateria; 
9.Determinar qual o borne que deve ser ligado a cada eletrodo; 
10.Fazer 3 leituras de f.e.m. da bateria. Para isso, o circuito deverá ser interrompido antes de 
cada leitura. 
 
OBS.: os resíduos resultantes da prática deverão ser acondicionados da seguinte forma: 
soluções contendo CuSO4: contêiner 001; soluções contendo ZnSO4: contêiner 002; soluções 
contendo KCl: contêiner 004. 
 
 
8. ÁCIDOS, BASES E INDICADORES 
 
Objetivo: Constatar experimentalmente as propriedades funcionais dos ácidos e bases e utilizar 
corretamente os indicadores ácido-base mais comuns. 
 
Ácidos e Bases 
 A definição mais tradicional para ácidos e bases foi desenvolvida no final do século 19, 
por Svante Arrhenius, um químico sueco, que estabeleceu os ácidos como substâncias que - em 
solução aquosa - liberam íons hidrogênio (H
+
), enquanto as bases, também em solução aquosa, 
liberam hidroxilas (OH
-
). 
20 
 
 Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. 
Bronsted e pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição 
protônica. Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, 
enquanto base é uma substância capaz de receber um próton. A definição de Bronsted-Lowry é 
mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato de nem todas as substâncias que 
se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH
-
, como é o caso da amônia (NH3). Além 
disso, a definição protônica não condiciona a definição de ácidos e bases à dissolução em meio 
aquoso. 
 Já o norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver 
sua definição: ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares 
eletrônicos, enquanto as bases são aquelas que cedem estes pares. 
 
Identificação dos ácidos e bases 
 Os ácidos possuem sabor azedo, como o encontrado nas frutas cítricas ricas no ácido de 
mesmo nome. Já as bases possuem gosto semelhante ao do sabão (sabor adstringente). Mas, 
felizmente, há modos mais eficazes e seguros de identificar ácidos e bases do que o paladar. 
 A acidez ou basicidade de uma solução está relacionada à sua concentração 
hidrogeniônica e uma maneira simples de representar esta concentração é através do seu pH. 
 É possível medir a concentração de hidrogênio iônico em uma solução a partir de uma 
escala logarítmica inversa, que recebeu o nome de potencial hidrogeniônico, ou simplesmente, 
escala de pH. Esta escala vai de zero a 14, sendo o pH 7 considerado neutro. Os valores 
menores que sete classificam a solução medida como ácida e os maiores que sete, como 
alcalinos (bases). 
 
 
 
 
 
 Para se medir o pH, usam-se combinações de substâncias indicadoras, que mudam de 
cor conforme a posição da substância testada na escala acima. 
 Indicadores são substâncias orgânicas que apresentam coloração característica de 
acordo com o meio onde se encontram. Estas substâncias têm a propriedade de mudar de cor 
dentro da zona de transição do indicador, com as variações de pH do meio.Geralmente os 
indicadores são ácidos ou bases fracas que ao se unirem aos íons H
+
 ou OH
-
 mudam de cor 
devido uma alteração em sua configuração eletrônica. Os principais indicadores usados em 
laboratório são: 
 
Indicador em solução ácida em solução básica 
tornassol vermelho azul 
fenolftaleína incolor vermelho (8, 0 - 10, 0) 
metilorange vermelho amarelo (3, 1 - 4, 4) 
vermelho de metila vermelho amarelo (4, 4 - 6, 2) 
 
21 
 
 Existe também o indicador universal, que é uma mistura de vários indicadores. Também 
podem ser usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que medem as 
diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o 
resultado dentro da escala de 0 a 14. 
 
A) Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores em papel: 
Enumere 2 tubos de ensaio. 
No tubo 1 adicionar 1mL de uma solução de NaOH 
Aplicar esta solução, com auxílio de bastão de vidro, em um pedaço de papel tornassol azul e 
tornassol vermelho e papel indicador universal; 
- Observar e anotar na tabela a cor que os indicadores adquiriram; 
 Reservar a solução; 
 
- No tubo de ensaio 2 ,colocar 1mL de uma solução de vinagre . 
- Aplicar esta solução, com auxílio de bastão de vidro, em um pedaço de papel tornassol azul , 
tornassol vermelho e papel indicador universal; 
- Observar e anotar na tabela a cor que os indicadores adquiriram; 
- Reservar a solução. 
 
Solução pH (papel indicador universal) Papel tornassol azul Papel tornassol vermelho 
NaOH 
vinagre 
 
B) Comportamento de ácidos e bases em presença de indicadores em solução: 
 
Utilizando os tubos de ensaio do experimento anterior (tubo 1 com NaOH e tubo 2 com vinagre) 
Enumere mais 2 tubos de ensaio 
 tubo 3 - Colocar 1mL de uma solução de NaOH no tubo de ensaio 
 tubo 4 - Colocar 1mL de uma solução de vinagre no tubo de ensaio. 
 
 Acrescentar 2 gotas de fenolftaleína nos tubos 1 e 2 e nos tubos 3 e 4 acrescentar 2 gotas de 
metilorange; 
- Observar as colorações das soluções; 
- Anotar na tabela. 
 
 Solução Coloração Fenolftaleína Coloração Metilorange 
NaOH 
vinagre 
 
 
C) Identificar ácidos e bases através do uso de indicadores: 
- Enumere 6 tubos de ensaio: 
 tubo 1 - Colocar 1mL de uma solução A 
 tubo 2 - Colocar 1mL de uma solução A. 
 tubo 3 - Colocar 1mL de uma solução B. 
 tubo 4 - Colocar 1mL de uma solução B. 
 tubo 5 - Colocar 1mL de uma solução C. 
 tubo 6 - Colocar 1mL de uma solução C. 
Aplicar a solução A, B e C , com auxílio de bastão de vidro, em um pedaço de papel tornassol 
azul , tornassol vermelho; e papel universal 
Acrescentar 2 gotas de fenolftaleína nos tubos 1 , 3 e 5 e nos tubos 2,4,6 acrescentar 2 gotas de 
metilorange; 
 
22 
 
- Completar a tabela abaixo para determinar a classificação das substâncias A, B e C. 
Solução Papel 
tornassol 
azul 
Papel tornassol 
vermelho 
Coloração com 
Fenolftaleina 
Coloração com 
Metilorange 
Classe da 
substância 
A 
B 
C 
 
OBS.: Os resíduos resultantes da prática deverão ser acondicionados da seguinte forma: 
soluções ácidas: contêiner 018; soluções básicas: contêiner 019; amostra C: contêiner 004. 
 
 
 
9. FUNÇÕES QUÍMICAS 
Verificar algumas reações químicas características das funções químicas. 
Equacionar todas as reações químicas e denominar os compostos: 
 
1. Obtenção de um óxido básico: 
1. Segurar um pedaço de magnésio com uma tenaz (ou pinça metálica). 
2. Introduzir a ponta do mesmo na chama do bico de Bunsen para provocar a sua combustão. 
3. Recolher o produto em uma cápsula de porcelana. 
4. Adicionar um pouco de água ao produto formado da combustão do magnésio. 
5. Agitar. 
6. Testar a solução obtida com uma gota de fenolftaleína. 
7. Observar. e anotar. 
8. Através da coloração do indicador, indicar a que função química pertence a solução testada. 
9. Equacionar a reação que ocorreu entre a água e o produto da combustão do magnésio. 
OBSERVAÇÃO: o resíduos devem ser acondicionados no contêiner 004. 
 
2. Obtenção de um óxido ácido e de um ácido oxigenado (chuva ácida): 
1. Fazer em uma das extremidades de um fio de cobre um pequeno anel. 
2. Adicionar cuidadosamente, sobre o anel, uma pequena quantidade de enxofre 
3. Colocar em contato direto com a chama do bico de Bunsen para provocar a sua combustão. 
4. Recolher em um Erlenmeyer de 50mL, quando iniciar a combustão do enxofre, o gás liberado 
durante a mesma. 
5. Tapar com uma rolha. 
6. Adicionar ao Erlenmeyer uma pequena quantidade de água. 
7. Agitar bem. 
8. Testar a solução obtida com um pedacinho de papel de tornassol. 
9. Medir pH com papel indicador universal. 
10. Anotar o que ocorreu 
11. Tratamento: Correção do pH. Colocar 5mL de água de cal na solução. 
12. Medir o pH. 
13. Comentar. 
OBSERVAÇÃO: os resíduos devem ser acondicionados no contêiner 004. 
 
3. Reação entre um óxido básico e um ácido: 
1. Colocar em um tubo de ensaio uma ponta de espátula rasa de óxido de cálcio. 
2. Adicionar lentamente ácido nítrico concentrado até que por agitação desapareça o sólido 
branco. (fazer na capela) 
3. Observar. 
4. Equacionar a reação 
OBSERVAÇÃO: os resíduos devem ser acondicionados no contêiner 004. 
 
4. Reação entre dois sais: 
23 
 
1. Adicionar 5 gotas de solução de Pb(NO3)2 0,1mol/L em um tubo de ensaio e 5 gotas de 
solução de KI 0,1mol/L. 
2. Observar. 
3. Equacionar a reação. 
OBSERVAÇÃO: os resíduos devem ser acondicionados no contêiner 002. 
 
5. Reação entre um sal e um ácido: 
1. Colocar 5 gotas de solução de BaCl2 1% em um tubo de ensaio 
2. Acrescentar 5 gotas de solução de H2SO4 0,1mol/L. 
3. Observar. 
4. Equacionar a reação. 
OBSERVAÇÃO: os resíduos devem ser acondicionados no contêiner 005. 
 
6. Uso do pH-metro 
-Observar e identificar as partes que formam um pH-metro 
-Calibrar os eletrodos. 
-Fazer leitura de uma solução ácida e uma básica. 
-Fazer a limpeza dos eletrodos. 
 
 
OBS: O resíduo ácido deve ser acondicionado no contêiner 018 e o resíduo básico deve ser 
acondicionado no contêiner 019. 
 
 
10. DETERMINAÇÃO DA DUREZA TOTAL 
 O ácido etileno diamino tetracético (EDTA) é também chamado pelo nome TITRIPLEX 
II (marca comercial Merck). 
HOOCCH CH2COOH 
 N-CH2-CH2-N 
HOOCCH2 CH2COOH 
 
 Este produto é dificilmente solúvel em água e com facilidade em álcalis. O EDTA se 
comporta, na realidade, como um ácido dibásico forte. 
 O sal dihidrogeno acetilenodiaminotetracetato de dissódico (Na2H2Y) em solução 
aquosa, fornece o íon H2Y 
-2
 (este sal se dissolve facilmente em água, com reação ácida). 
 
HOOCCH2 CH2COONa 
 N-CH2-CH2-N + 2H2O 
HOOCCH2 CH2COONa 
 
 Na titulação do cátion metálico com solução padrão de Na2H2Y2, é necessário, adicionar 
à solução contendo o metal uma mistura tampão, a fim de ajustar o pH do meio a um valor 
conveniente para o caso, bem como, impedir uma acidificação da solução como resultado de 
liberação de íons H
+
 durante a titulação. 
 
Reação Fundamental 
CaIN 
- 
+ H2Y
-2
 ↔ CaY-2 + HIN -2 + H+ 
vermelho azul 
 
MgIn
-
 + H2Y
-2
 ↔ MgY-2 + HIn-2 + H+ 
vermelho azul 
Classificação da água quantoà dureza: 
0 - 40 ppm 
40 - 80 ppm 
80 - 120 ppm 
muito branda 
branda 
semi dura 
24 
 
120 - 180 ppm 
acima de 180 ppm 
dura 
muito dura 
 
Procedimento experimental - em duplicata 
1. Pipetar 10mL da amostra 1; 
2. Transferir para um Erlenmeyer de 125mL; 
3. Determinar o pH utilizando papel indicador universal (acondicionar o papel usado no 
contêiner para resíduo sólido perigoso – saco laranja); 
4. Caso o pH seja inferior a 10, adicionar 2mL da solução tampão pH 10; 
5. Adicionar uma pitada de indicador Negro de Eriocromo T; 
6. Montar a aparelhagem para titulação; 
7. Titular com solução de EDTA-Na 0,01mol/L até o ponto de viragem (azul); 
8. Anotar o volume gasto: V=_________ e V=__________; 
9. Calcular a dureza da água das amostras utilizando as seguintes relações: 
 
1mL de sol. EDTA-Na 0,01mol/L → 100 mg/L CaCO3 
 1ppm ≡ 1 mg/L 
10. Repetir o procedimento para a amostra 2; 
11. Anotar o volume gasto: V=_________ e V=__________; 
12. Classificar cada amostra quanto à dureza; 
OBS: Solução tampão pH 10: 54 g de cloreto de amônio p.a 350mL de amoníaco concentrado 
e completa-se para um litro com água destilada. 
 
OBS.: os resíduos da aula prática deverão ser acondicionados no contêiner 004.