experimentos de quimica geral e inorganica experimental (1)

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Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC 
Centro de Educação Superior do Oeste – CEO
Departamento de Engenharia de Alimentos e Engenharia Química
Curso de Engenharia Química
Disciplina de Química Inorgânica Geral Experimental 
Professor Gilmar de Almeida Gomes 
AULAS PRÁTICAS DE QUÍMICA INORGÂNICA 
GERAL EXPERIMENTAL
Pinhalzinho- SC
 Normas básicas de segurança no laboratório
Os laboratórios de Química são locais onde materiais inflamáveis ou tóxicos são usualmente manuseados. Esta característica requer uma atenção especial e um comportamento adequado, para reduzir ao mínimo o risco de acidentes.
O descuido e a ignorância de perigos possíveis são as causas principais de acidentes em laboratório. Para sua proteção e bom desempenho nas tarefas manuais e experiências desenvolvidas neste Laboratório de química, solicitamos a rigorosa observância das regras de segurança descritas abaixo.
1- Nas dependências do laboratório, é obrigatória a utilização calças compridas, jaleco, luvas impermeáveis e calçado fechado.
2- Não inicie qualquer experiência sem a autorização do professor ou do monitor do laboratório.
3- O trabalho em laboratório exige concentração, portanto não converse desnecessariamente nem distraia seus colegas.
4- É proibido fumar nas dependências do laboratório.
5- Utilize sempre pró-pipetas para pipetar os reagentes químicos perigosos. Jamais faça este procedimento utilizando a boca.
6- Nunca tente identificar reagentes químicos pelo cheiro, colocando o nariz diretamente na borda do frasco. Isto pode ser muito perigoso; consulte o professor ou o monitor de laboratório.
7- Quando estiver manuseando produtos químicos: não leve as mãos à boca ou aos olhos.
8- Lave cuidadosamente as mãos com bastante água e sabão, antes de qualquer refeição.
9- Não coloque alimentos nas bancadas, armários e geladeiras dos laboratórios.
10- É proibido se alimentar no laboratório.
11- Não use lentes de contato. Elas podem ser danificadas por produtos químicos, causando graves lesões.
12- Trabalhe com produtos tóxicos somente na capela.
13- Evite o contato de produtos tóxicos com a pele.
14- Interrompa o trabalho imediatamente, caso apresente algum sintoma de intoxicação. Avise o professor ou o monitor do laboratório e dirija-se ao ambulatório médico com acompanhante.
15- Em caso de quebra de vidrarias, derramamento de líquidos inflamáveis, produtos tóxicos ou corrosivos, tome as seguintes providências:
Interrompa o trabalho;
Avise o responsável (monitor ou professor) sobre o ocorrido;
Não tente fazer a limpeza;
Alerte imediatamente o responsável pelo laboratório.
16- Somente use chamas em locais permitidos.
17- Antes de acender o bico de Bunsen, verifique:
Vazamentos;
Dobras no tubo de gás;
Ajuste inadequado entre o tubo de gás e suas conexões;
A existência de inflamáveis ao redor.
Qualquer irregularidade, não acenda, comunique o responsável pelo laboratório. Após o uso verifique se os registros de gás estão fechados corretamente.
18- Caso tenha dúvida, informe-se com o monitor do laboratório sobre a forma correta de descartar resíduos dos experimentos.
19- Cabelos longos devem ser presos com presilhas ou touca para evitar contato acidental com reagentes ou chama.
20- Não mantenha sobre a bancada de trabalho, bolsas e outros objetos pessoais estranhos ao experimento.
21- Antes de colocar as mãos sobre chapas de aquecimento, telas de amianto ou outro equipamento que gere calor, verifique se os mesmos não estão com temperatura elevada.
22- Identifique a saída de emergência do laboratório. Em caso de incêndio ou acidente, dirija-se a estes locais, mantendo a calma.
23- Não tente utilizar extintores de incêndio ou hidrantes, caso não tenha conhecimento.
Comunique o fato ao responsável pelo laboratório ou à vigilância do Campus.
LEMBRE-SE SEMPRE:
VOCÊ TAMBÉM É RESPONSÁVEL PELA SEGURANÇA!
AULA PRÁTICA 2
QUANTIDADE DE MATÉRIA
INTRODUÇÃO
O mol é a unidade de medida utilizada para se expressar a quantidade de matéria e indica a mesma quantidade de partículas presentes em 12,0 g de carbono-12 (12C). Um mol equivale a 6,02x10²³ partículas. Esse número é conhecido como constante de Avogadro.  Os átomos possuem diferentes massas, então, em uma mesma massa, por exemplo, 1 g, teremos quantidades diferentes de átomos. Mas em 1 mol de quaisquer átomos teremos 6,02 x1023 átomos. 
O objetivo desse experimento é observar que diferentes massas correspondem a 0,1 mol de cada uma das substâncias. 
MATERIAIS NECESSÁRIOS
8 béqueres de 600 mL 
espátula 
conta gotas 
balança de precisão 
sulfato de cobre pentahidratado 
permanganato de potássio 
dicromato de potássio 
cloreto de sódio 
água 
etanol absoluto
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Usando a balança meça a massa de:
24,97 g de sulfato de cobre pentahidratado. 
15,80 g de permanganato de potássio
29,42 g de dicromato de potássio 
5,85 g de cloreto de sódio
1,80 g de água 
4,60 g de etanol absoluto
Note que 1 mol de diferentes substâncias corresponde a diferentes massas.
AULA PRÁTICA 3
ESTEQUIOMETRIA
INTRODUÇÃO
A palavra estequiometria (do grego stoicheon, elemento e metron, medida), foi introduzida por Richter em 1792, referindo-se às medidas dos elementos químicos nas substâncias. Modernamente, a estequiometria compreende as informações quantitativas relacionadas a fórmulas e equações químicas. A lei da conservação das massas (Lavoisier,1785) pode ser enunciada como “a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos”. Já a lei das proporções fixas (Proust, 1799) pode ser enunciada como “uma substância, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma composição em massa”. 
Por meio de cálculos estequiométricos, pode-se calcular as quantidades de substâncias que participam de uma reação química a partir das quantidades de outras substâncias. Neste experimento será calculado o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) em um comprimido efervescente a partir da massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência.
MATERIAIS NECESSÁRIOS
•	1 Béquer de 50 mL
•	Um comprimido efervescente
•	Balança Semi- analítica
•	Vidro de Relógio
•	Água
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1)	Inicialmente, adicione 30 mL de água no béquer e coloque o comprimido efervescente no vidro de relógio;
2)	Pese o conjunto béquer com água e também o vidro de relógio com o comprimido;
3)	Anote a massa, que será considerada a massa inicial (m1);
4)	Coloque o comprimido na água, e para não haver perda de material, coloque o vidro de relógio sobre a boca do béquer;
5)	Pese novamente o conjunto;
6)	Anote a massa final (m2).
Escreva reação ocorrida e com as massas obtidas, calcule o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente no comprimido.
AULA PRÁTICA 4 
PERIODICIDADE DAS PROPRIEDADES DE ÓXIDOS
Objetivos
· Fazer experiências com óxidos para determinar se eles são ácidos, básicos ou anfóteros.
· Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na tabela periódica.
· Adquirir alguma experiência com a tabela periódica e descobrir como pode ser usada para prognosticar as propriedades de óxidos.
Fundamentos teóricos
Alguns óxidos quando dissolvidos em água produzem soluções ácidas. Esses óxidos são chamados de óxidos ácidos e são alguns dos responsáveis pela chuva ácida. Outros óxidos em água produzem soluções básicas. Em geral óxidos de metais alcalinos quando dissolvidos em água produzem soluções básicas e óxidos de não-metais produzem soluções ácidas. Óxidos que produzem soluções ácidas ou básicas são anfóteros.
Nesta prática, investigaremos as características ácidas ou básicas de alguns óxidos. De suas observações e da posição que ocupam na tabela periódica você observará as tendências quanto organização em grupos ou períodos.
Material e reagentes
· balança analítica
· pHmetro/papel pH
· vidro de relógio
· bastão de vidro
· proveta graduada de 10 e 100 mL
· béquers de 50 e 250mL
· 3 tubos de ensaio médios
· 3 rolhas para tubo de ensaio
· suporte para tubos de ensaio
· espátula de porcelana
· frasco de vidro com colher dobrada
· bico de bunsen
· óxido de magnésio (MgO)
· óxido de cálcio (CaO)
· hidróxido de sódio (NaOH)
· indicador fenolftaleína
· indicador metil orange
· água destilada
· hibisco vermelho (trazer)
· fita crepe e “durex”
Parte I
Procedimento experimental
a) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e
0,1 g de MgO.
b) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e
0,1 g de CaO.
c) Em um béquer de 50 mL, dispor aproximadamente 20 ml de água destilada.
d) Com o pHmetro, medir o pH das soluções e da água destilada.
e) Em um suporte para tubos de ensaio, dispor 3 tubos de ensaio e identificá-los
numerando-os de 1 a 3.
f) No tubo de ensaio 1, colocar 10 mL de água destilada.
g) Transferir para o tubo de ensaio 2 a solução de MgO.
h) Transferir para o tubo de ensaio 3 a solução de CaO.
i) Adicionar 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada um dos tubos de ensaio,
tampar, agitar e observar.
j) Registrar suas observações na tabela abaixo:
	TABELA DE RESULTADOS
	Óxido usado
	Cor (indicador)
	pH
	Natureza do óxido(ácido, básico ou anfótero)
	Água destilada
	
	
	
	MgO
	
	
	
	CaO
	
	
	
Perguntas e exercícios
1) Escreva todas as equações químicas das reações envolvidas.
2) Pesquise de que forma são produzidos os óxidos básicos e óxidos ácidos e de
exemplos.
3) Pesquise sobre as técnicas utilizadas para classificar óxidos (em ácido ou básico)
que não são solúveis em água, de exemplos.
4) Como poderia ser protegido um jardim numa região industrial onde existe uma
elevada emissão de SO2? (sugestão: pesquise sobre reações de neutralização).
5) Como seriam classificados os óxidos seguintes: Na2O2, SrO, P4O10, Al2O3, Bi2O3 e BaO.
6) De acordo com sua experiência aqui, qual a tendência das propriedades de óxidos na tabela periódica, num grupo e num período? Responda então, qual o
ácido mais forte CO2 ou NO2? Qual a base mais forte PbO ou NO2?
AULA PRÁTICA 5
REAÇÃO ÁCIDO E BASE
OBJETIVOS:
• Comprovar experimentalmente as propriedades funcionais dos ácidos e bases, utilizando corretamente os indicadores ácido-base mais comuns;
• Padronizar uma solução de ácido clorídrico usando solução padronizada de hidróxido de sódio.
1. PROPRIEDADES FUNDAMENTAIS DOS ÁCIDOS E BASES
1.1. Fundamento teórico
As propriedades mais comuns dos ácidos são:
• Sabor azedo (ácido);
• Mediante o indicador fenolftaleína a solução fica incolor;
• Mediante o indicador metilorange (alaranjado de metila) a solução fica vermelha;
• Mediante o indicador verde bromocresol a solução fica amarela;
• Muda para a cor vermelha o papel tornassol azul, assim como o papel indicador universal;
• Mantêm o papel tornassol vermelho nessa cor;
• Reagem com bases, formando sais e água (reação de salificação ou neutralização), conforme a equação genérica:
• Reagem com carbonatos e bicarbonatos, produzindo efervescência, provocada pela liberação de gás carbônico, conforme a equação:
As propriedades mais comuns das bases são:
• Mediante o indicador fenolftaleína a solução fica vermelha;
• Muda para a cor azul o papel tornassol vermelho, assim como o papel indicador universal;
• Mantêm o papel tornassol azul nessa cor;
• Reagem com ácidos, formando sais e água (reação de salificação ou neutralização), conforme descrito acima.
1.2. Materiais e reagentes
• Tubos de ensaio
• Suporte (estante) para tubos de ensaio
• Bastão de vidro
• Ácido clorídrico 0,1M
• Solução de fenolftaleína
• Solução de metilorange
• Solução de azul de bromotimol
• Papel indicador tornassol azul
• Papel indicador tornassol vermelho
• Papel indicador universal
• Hidróxido de sódio 0,1M
• Hidróxido de potássio 0,1M
• Carbonato de sódio sólido
• Carbonato de cálcio sólido
Procedimento experimental
1. Numere quatro tubos de ensaio. Adicione 2 ml das seguintes soluções (uma em cada tubo): HCl, NaOH e NH4OH. Em seguida, molhe em cada tubo um pedaço de cada papel indicador. Observe e anote os resultados.
 Os papéis indicadores podem ser descartados no lixo.
2. Na mesma solução do item anterior. Adicione em cada tubo 1 gota de indicador fenolftaleína. Observe e anote o resultado. Repita o experimento, usando os demais indicadores líquidos (verde de bromocresol e metilorange). Descarte o conteúdo dos tubos e lave os tubos com água e sabão.
3. Pegue um tubo de ensaio limpo e seco. Adicione 2ml de NaOH e em seguida 1 gota de fenolftaleína; agite o tubo. Em seguida, adicione aos poucos soluções de HCl, até descorar.
Perguntas
1- Por que, ao adicionar HCl em solução de NaOH com fenolftaleína, ocorre a descoloração da solução? Escreva a equação balanceada.
2- Por que carbonato de sódio é solúvel em solução de ácido sulfúrico diluído e o carbonato de cálcio não? Escreva as equações balanceadas em ambos os casos.
AULA PRÁTICA6
 INDICADORES ÁCIDOS BASES NATURAIS
Objetivos
Analisar o caráter ácido / básico de alguns produtos de nosso uso cotidiano. Com o uso do extrato de repolho roxo.
Introdução teórica
Ácidas são substâncias que, quando dissolvidas em água, liberam H+, e bases liberam OH-.
Os indicadores ácido/base são substâncias coloridas que mudam de cor quando altera o pH. Assim, podemos verificar se uma substância que foi dissolvida em água é um ácido ou uma base com o auxílio dos indicadores.
Tabela da escala do pH:
Material e Reagentes:
14 tubos de ensaio
2 provetas de 10 ml.
Conta gotas
Repolho roxo
Água destilada
Procedimento experimental
Agora serão testados materiais de uso doméstico para determinar a acidez ou basicidade como:
Xampu
Leite
Suco de limão
Solução de bateria de carro
Detergente líquido
Mistura de água e sabão
Clara de ovo
Coloque em um tubo de ensaio 5 ml de água destilada e 5 ml de extrato de repolho roxo. Acrescente a cada tubo cinco gotas do material a ser testado.
Questões:
Preencha a tabela com as observações feitas durante o experimento
	Indicador
	Solução
	Coloração
	Classificação
	Extrato de
Repolho roxo
	1
	
	
	
	2
	
	
	
	3
	
	
	
	4
	
	
	
	5
	
	
	
	6
	
	
	
	7
	
	
	
	
AULA PRÁTICA 7
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO
OBJETIVOS
· Observar uma reação de precipitação.
· Realizar cálculos estequiométricos envolvendo reagente limitante e em excesso.
· Calcular o rendimento de uma reação.
INTRODUÇÃO
Uma equação química convenientemente ajustada fornece informações a respeito das quantidades dos reagentes consumidos e produtos formados. A relação estequiométrica entre produtos e reagentes permite calcular a massa de produto a ser obtida a partir de massas conhecidas dos reagentes. Essa massa, contudo, é um valor teórico, já que a manipulação dos reagentes sempre induz à perdas, por mais cuidados que possamos ter. A relação entre a quantidade de substância obtida experimentalmente e a quantidade calculada, multiplicada por cem, nos fornece o rendimento percentual da reação.
As reações que resultam na formação de um composto pouco solúvel (insolúvel) são conhecidas como reações de precipitação. Nesse caso o produto pode ser separado rapidamente por filtração ou centrifugação. As reações de precipitação ocorrem quando certos pares de íons de cargas opostas se atraem tão fortemente que formam um sólido iônico insolúvel
MATERIAL
-02 vidros de relógio 
-02 provetas 
-02 béqueres
-03 bastões de vidro 
-funil
- estufa
- papel de filtro
 - dessecador
Substâncias
-cromato de potássio
-cloreto de bário
PROCEDIMENTO
1) Pese 0,80 g de cromato de potássio e transfira para um béquer de 250 ml, adicione 100 ml de água destilada, medida em proveta. Agite com bastão de vidro até a completa dissolução.
2) Pese 0,60 g de cloreto de bário e transfira para um béquer de 250 ml. Adicione 50 ml de água destilada medida em proveta.Agite com bastão de vidro até completa dissolução.
3) Pese um papel de filtro.
4) Adapte o funil de filtração com o papel filtro.
5) Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o bastão.
6) Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de precipitado. Leve o béquer e o bastão de vidro com água destilada para remover qualquer resíduo de precipitado. Coloque a água de lavagem no funil.
7) Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire
o papel de filtro e coloque-o sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado.
8) Leve o precipitado para secar em estufa à 150oC, por quinze minutos. Retire o precipitado seco da estufa e coloque-o para resfriar num dessecador.
9)Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido.
Exercícios de Fixação
1. Escreva a equação química correspondente à reação observada. Indique o precipitado formado. Qual é o seu nome?
2. Qual a finalidade de se aquecer a solução de cromato de potássio?
3. Por que a filtração deve ser realizada com o máximo de cuidado?
4. Qual a finalidade de se lavar o precipitado obtido com água destilada?
5. Calcule o rendimento teórico da reação. Calcule o rendimento prático. Compare o resultado prático com o calculado teoricamente. Calcule o rendimento percentual da reação.
AULA PRÁTICA 8
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, consequentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.
OBJETIVO
Verificar a solubilidade de compostos químicos e o princípio de Le Chatelier através do estudo de sistemas nos quais ocorre variação da concentração de reagentes.
MATERIAIS NECESSÁRIOS
4 tubos de ensaio 
2 provetas de 10 mL 
3 conta-gotas 
Solução de cromato de potássio 0,1 mol/L 
Solução de dicromato de potássio 0,1 mol/L 
Solução de nitrato de bário 0,1 mol/L 
Ácido clorídrico 1,0 mol/L 
Hidróxido de sódio 1,0 mol/L 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Identifique dois tubos de ensaio como 1 e 2. 
Ao tubo 1, adicione 2 mL de Cromato de Potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L. Em seguida, adicione Ácido Clorídrico (HCl) 1,0 mol/L gota a gota até perceber uma diferença. 
Ao tubo 2, adicione 2 mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mo/L. Adicione Hidróxido de Sódio (NaOH) 1,0 mol/L gota a gota até perceber uma diferença.
Ao tubo 1, adicione agora NaOH 1,0 mol/L gota a gota. Observe. 
Ao tubo 2, adicione agora HCl 1,0 mol/L gota a gota. Observe.
 Identifique outros dois tubos de ensaio como 3 e 4. 
Ao tubo 3, adicione 2 mL de Cromato de Potássio (K2CrO4) 0,1 mol/L. Adicione 8 gotas de NaOH 1,0 mol/L. Adicione algumas gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,1 mol/L até perceber uma diferença.
Ao tubo 4, adicione 2 mL de K2Cr2O7 0,1 mol/L. Adicione 8 gotas de HCl 1,0 mol/L. Adicione 40 gotas de Ba(NO3)2 0,1 mol/L.
Ao tubo 3, adicione agora HCl 1,0 mol/L gota a gota (agitando o tubo!) até perceber uma diferença. 
Ao tubo 4, adicione agora NaOH 1,0 mol/L gota a gota (agitando o tubo!) até perceber uma diferença.
 Repita todos os procedimentos utilizando as diluições de HCl e NaOH 10-2, 10-4 e 10-6 respectivamente.
Faça medições periódicas do pH das soluções, para verificar as possíveis alterações.
QUESTÕES
Escreva todas as reações químicas envolvidas.
Descreva e explique o que ocorreu em cada etapa do experimento.
II EXPERIMENTO 2: ESTUDO DA INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO NO EQUILÍBRIO. 
MATERIAIS UTILIZADOS
1 pipeta de 5mL;
1 proveta de 25mL;
4 tubos de ensaio;
1 béquer de 100mL;
1 estante para tubos de ensaio;
Etiquetas.
 REAGENTES
Água destilada;
Solução de cloreto de ferro III (Fe(NO3)3) 0,2M;
Solução de tiocianato de potássio (KSCN) 0,002M;
Nitrato de potássio (KNO3);
Tiocianato de potássio (KSCN) sólido.
3 - Procedimento
Mede-se 25mL de KSCN e transfira para o béquer.
Mede-se a mesma quantidade de água destilada e a transira para o mesmo béquer.
Adiciona-se ao mesmo béquer 3 a 4 gotas de Fe(NO3)3 a 0,2M. 
Em quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4 adiciona-se até a metade de da solução preparada em 2.
No tubo 2, adiciona-se alguns cristais de KSCN;
 No tubo 3, coloca-se gotas da solução de Fe(NO3)3. 
No tubo 4, adiciona-se alguns cristais de KNO3;
O tubo 1 é como padrão.
Questões:
a) Escreva a reação que ocorreu.
AULA PRÁTICA 9
CINETICA
Materiais
Cronômetro
Termômetro
Frascos Erlenmeyer
 Provetas
 Banho-Maria (40 ºC)
Gelo triturado
 Água da torneira gelada
 Água da torneira morna (40 ºC)
Reagentes
Solução I: Iodato de Potássio (KIO3) 0,02 mol/L
Solução II: Sulfito de Sódio (Na2SO3) + Ácido Sulfúrico PA (H2SO4) + Etanol (C2H5OH)
Solução III: Solução de Amido 0,2%
Parte 1
PROCEDIMENTO
1. Lave, repetidas vezes, a vidraria a ser utilizada com água antes de cada experimento.
2. Coloque, num frasco de Erlenmeyer, 50 mL de água da torneira, 2,5 mL da solução III e 10 mL da SOLUÇÃO II. Misture bem a solução.
3. Observe a temperatura da solução.
4. Com auxílio de outra pessoa, adicione rapidamente e com agitação forte 10 mL da solução I e, ao mesmo tempo, dispare o cronômetro.
5. Mantenha a mistura sob agitação e aguarde atentamente o momento em que aparece a coloração azul na solução.
6. Pare o cronômetro no momento exato da mudança de cor e anote o tempo de reação.
Parte 2: Efeito da Concentração dos Reagentes
PROCEDIMENTO
1. Repita o procedimento (A), utilizando apenas 25 mL de água da torneira na mistura com as SOLUÇÕES II e III.
2. Repita o procedimento (A), utilizando 100 mL de água da torneira na mistura com as SOLUÇÕES II e III.
Parte 3: Efeito da Temperatura
PROCEDIMENTO
1. Repita o procedimento (A), utilizando 50 mL de água gelada na mistura com as SOLUÇÕES II e III, e mantenha a solução sobre um banho de gelo durante a reação.
2. Repita o procedimento (A), utilizando 50 mL de água morna (não superior a 40 ºC) na mistura com as SOLUÇÕES II e III.
QUESTÕES
Qual é a função do amido nas reações estudadas?
Relate e justifique o efeito de temperatura sobre a velocidade da reação estudada. 
Relate e justifique o efeito da concentração dos reagentes sobre a velocidade da reação estudada. 
AULA PRATICA 10
REAÇÃO DE OXIRREDUÇÃO
Introdução:
Uma reação de oxirredução é caracterizada como um processo simultâneo de perda e ganho de elétrons, pois os elétrons perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. São as reações de Oxidação e Redução, que apesar de serem opostas, uma depende da outra para ocorrer.
Reação de Oxidação: Ocorre a perda de elétrons. O número de oxidação do elemento aumenta, pois ele perde elétrons.
Reação de Redução: Ocorre o ganho de elétrons. O número de oxidação do elemento diminui, pois ele ganha elétrons, que são negativos. 
Materiais:
Béqueres;
Espátulas;
Proveta;
Permanganato de Potássio (KMnO4);
Hidróxido de Sódio (NaOH);
Água Destilada;
Sacarose (açúcar).
Procedimento Experimental:
Em um béquer contendo 20 mL de água destilada, adicione de 6 a 8 cristais de Permanganato de Potássio (KMnO4). Agite até dissolve-lo. 
Em seguida, pese 25g de Hidróxido de Sódio (NaOH) e 20g de sacarose.
Em outro béquer contendo 200 mL de água destilada, adicione o Hidróxido de Sódio e a sacarose. Agite bem até a completa dissolução.
Por fim, adicione a solução de Permanganato de Potássio. Observe.
Questões:
Descreva as reações ocorridas.
Por que ocorreu a mudança de coloração ao adicionarmos a solução de Permanganato de Potássio (KMnO4) a solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) e sacarose?