Apostila de QG_2018

Prévia do material em texto

Apostila de Química 
Experimental 
 
 
 
LICENCIATURA EM QUÍMICA 
IFNMG CAMPUS SALINAS MG 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VIDRARIAS E OUTROS EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DISCIPLINA LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
1. CARACTERÍSTICAS 
Carga horária: 40 h (2 horas semanais) 
Créditos: 2 
 
2. EMENTA 
Noções de segurança em laboratório de química. Equipamentos e vidrarias básicos de um laboratório. 
Introdução as técnicas básicas de trabalho em laboratório de química: pesagem, dissolução, medidas 
de volume, filtração. Utilização de propriedades físicas: ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. 
 
3. OBJETIVOS 
• Iniciar os alunos em trabalhos gerais de laboratório e prepará-los para executar experiências nas 
diversas áreas da Química. 
• Estabelecer relações entre conhecimentos teóricos e os verificados experimentalmente. 
 
4. AVALIAÇÃO 
A avaliação da disciplina será feita sobre o conjunto de atividades realizadas no decorrer do período 
letivo. Para cada atividade será atribuída uma nota em escala numérica no intervalo de 0 (zero) a 
10(dez). 
 
Serão atribuídas notas para as seguintes atividades: 
 Elaboração de relatórios (R); 
 Prova teórico - prática (P); 
A média final será calculada segundo a equação: Média final = 0,75 x Rm + 0,25 x Pm 
 
5. BIBLIOGRAFIA 
ATKINS e JONES. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. 
Porto Alegre: Bookman, 2006. 
Russell, J. B. Química Geral. vol. 1 e 2, 2a ed., Makron Books, Sao Paulo: 1994. 
MAIA , DALTAMIR JUSTINO / BIANCHI , J C DE A.; Química geral fundamentos; Pearson education 
do Brasil ltda. 
ROZEMBERG, IZRAEL M. Química Geral. 1. ed. Sao Paulo: Edgard Blucher, 2002. 676 p. 
MAHAN e MYERS. Química: um curso universitário. 4. ed. Sao Paulo: Edgard Blucher, 1995. 
BRADY, J. E. e HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2000. 
KOTHZ, J.C.; TREICHEL M.P.; WEAVER, G.C. Quimica Geral e Reacoes quimicas. Vol. 1 e 2. 
Editora: Lengage Learning. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. APRESENTAÇÃO 
Este roteiro é dirigido aos alunos da disciplina de Química do curso de Licenciatura 
em Química. A parte prática da disciplina tem por objetivo familiarizar o aluno com as 
técnicas e procedimentos realizados em um laboratório químico bem como despertar 
interesse científico motivando o aprendizado através dos experimentos que serão 
realizados ao longo do curso. 
 
2. MEDIDAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
O laboratório de química é um ambiente de risco, pois nele são manipuladas 
substâncias tóxicas, inflamáveis, corrosivas, voláteis e explosivas. Para reduzir este risco 
e evitar acidentes é necessária uma postura séria e responsável por parte do aluno e 
máxima concentração naquilo que está fazendo. As normas básicas de segurança em 
laboratório estão listadas abaixo: 
 Evitar trabalhar sozinho. 
 Só realizar experimentos autorizados e seguindo rigorosamente o roteiro de 
prática. 
 Usar sempre guarda-pó, óculos de segurança e sapato fechado, antiderrapante 
e isolante. 
 Manipular cuidadosamente todo e qualquer produto químico, não provar ou 
cheirar qualquer substância (salvo quando autorizado). 
 É expressamente proibido fumar no laboratório. 
 Pipetar sempre com os bulbos de sucção adequados (peras ou seringas). 
 Evitar inalar vapores orgânicos ou inorgânicos. 
 Nunca aquecer sistema fechado. 
 Identificar com atenção os rótulos de reagentes e soluções. 
 Evitar o contato de substâncias químicas com a pele ou a roupa. 
 Não utilizar lentes de contato no laboratório. 
 Não manipular ou aquecer qualquer substância próxima ao rosto. 
 Utilizar a capela para manipular substâncias voláteis ou corrosivas. 
 Não utilizar solvente volátil ou inflamável próximo de chamas. 
 Observar o procedimento correto para descarte de substâncias. 
 Em caso de acidentes, de qualquer tipo, independente da gravidade, informar o 
professor e seguir as suas instruções. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 1: TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E TEMPERATURA 
OBJETIVOS 
 
 Usar corretamente e ler: Termômetros, balanças, provetas e pipetas; Utilizar 
algarismos significativos; Distinguir o significado de “precisão e exatidão”. 
 
 INTRODUÇÃO 
Todas as medidas de uma propriedade físico-química estão afetadas por uma 
incerteza, chamada em geral erro, desvio ou imprecisão da medida. Por isso, os resultados 
das medidas devem ser expressos de modo tal que se possa avaliar a precisão com que elas 
foram feitas (ou calculadas). Portanto, o número que representa a medida de uma propriedade 
não pode ter uma quantidade qualquer de algarismos, ele deve conter apenas algarismos que 
representem realmente a precisão com que a medida foi feita, ou seja, todos os algarismos 
devem ter um significado. Introduzimos assim o conceito de algarismos significativos, 
procurando indicar que nem todos os algarismos que aparecem na representação de uma 
medida ou no resultado de uma operação matemática tem significado científico 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
1) MEDIDAS DE TEMPERATURA 
 
a) Coloque cerca de 100 mL de água da torneira em um Becker e meça a temperatura 
utilizando um termômetro (Obs.: Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de 
algarismos significativos). Durante a medida mantenha o bulbo do termômetro totalmente 
imerso na água, sem tocar as paredes do recipiente. 
b) Coloque no Becker 3 cubos de gelo picado. Agite com um bastão de vidro e meça a 
temperatura da mistura água/ gelo a cada minuto até que fique constante. 
c) Pese aproximadamente 5 g de sal. A seguir adicione o cloreto de sódio que você pesou à 
mistura sob agitação. Agite com um bastão de vidro, espere 2 minutos e meça a temperatura 
da mistura. 
d) Esse procedimento deverá ser feito em triplicata, ou seja, repita a medida 3 vezes. 
Anotações: 
Temperatura da água 
Temperatura da mistura água e gelo (faça uma tabela: tempo (min) e temperatura) 
Temperatura da mistura água, gelo e sal. 
Obs.: Note que a água continua a uma temperatura menor que zero grau. Não esqueça de colocar o 
sinal negativo para temperaturas abaixo de zero. Cada divisão do seu termômetro corresponde a 1°C. 
 
MEDIDAS DE MASSA 
Ao se efetuar as pesagens, é importante especificar o erro correspondente. 
Expresse a referida massa pela sua média, acrescida da variação. 
a) Uso da balança 
 Verifique a capacidade e a precisão da balança; 
 Verifique se o prato está limpo; 
 Destrave a balança; 
 Zere a balança. 
 
b) Três objetos, uma rolha de borracha, um cadinho de porcelana e uma rolha de vidro 
encontram-se em sua bancada. Antes de pesá-los, pegue cada objeto e tente estimar o mais 
pesado, e o mais leve, e complete uma tabela com os dados. 
2) Pese um béquer pequeno (50 mL). Adicione então 50 gotas de água destilada com um 
conta-gotas e pese o conjunto. Obs.: O propósito deste procedimento é encontrar o número 
aproximado de gotas em um mililitro, ou o volume de uma gota de água. 
 
MEDIDAS DE VOLUME 
 
1) Pese um béquer seco de 100 mL até duas casas decimais. Meça 20 mL de água destilada 
com uma proveta, coloque-a no béquer de 100 mL e pese-o novamente. 
2) Repita este procedimento mais duas vezes e anote os pesos obtidos na folha de dados. 
3) Seque o béquer de 100 mL previamente pesado e repita o procedimento anterior, utilizando 
agora uma pipeta volumétrica de 20 mL. Anote os pesos. 
4) Pipetar com a pipetagraduada (transferindo para diferentes tubos de ensaio) 1 ml; 2 ml; 
5ml; 1,5 ml; 2,7 ml; 3,8 ml e 4,5 ml de água. Esta prática tem a finalidade de treinar o aluno 
para controlar volumes variáveis numa pipeta graduada. 
5) Encher a bureta com água. Transferir o volume para o erlenmeyer. 
6) Encher o balão volumétrico com água. Transferir o volume para a bureta. 
 
 
 
Questionário 
1) Na avaliação da massa de 20,00 mL de água foram utilizados uma proveta e uma pipeta 
volumétrica. Qual dos dois possui melhor precisão? Explique. 
2) Encontre a massa dos 20,00 mL de água partindo de dados de densidade da água (Ver a 
temperatura do seu experimento). Comparando o resultado da massa calculada com a que foi 
pesada na parte experimental, foi a proveta ou a pipeta que deu o resultado mais próximo do 
valor pesado? Qual dos dois é o mais exato? 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
1) BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulo 1, Rio de Janeiro, 
Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 
2) RUSSEL, J.B., Química Geral., Vol. 1, 2 Ed., São Paulo, Mc Graw-Hill, 1982. 
3) VOGEL, A.I, et al., Química Analítica Quantitativa, Editora Kapelusz, 1960. 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 2: FENÔMENOS FÍSICOS 
OBJETIVOS 
 
 Determinar pontos de fusão usando o método gráfico da curva de resfriamento. 
 Fazer o gráfico de um fenômeno não linear. 
 Identificar compostos e determinar suas purezas usando pontos de fusões. 
 
INTRODUÇÃO 
Sempre que um composto é isolado de plantas ou animais, ou é sintetizado, deve ser 
identificado. Propriedades físicas como densidade, e ponto de fusão são muito úteis para a 
verificação de sua identidade, porque envolvem procedimentos bastante precisos. 
Estas propriedades também podem ser utilizadas como uma indicação de pureza. Um 
intervalo de 4°C entre o valor experimental e o esperado da temperatura de fusão indica que 
a amostra é aproximadamente 96% pura. Cada 1 % de impureza diminui aproximadamente o 
ponto de fusão de 1°C. Impurezas, além de diminuírem o ponto de fusão, fazem com que a 
temperatura varie durante a fusão. 
Assim, se um composto A possui ponto de fusão de 86°C, mas experimentalmente 
observa-se que durante o aquecimento ele começa a fundir a 79°C e fica totalmente líquido a 
83°C, dizemos que o composto A possui um intervalo de fusão de 79 a 83°C e é bastante 
impuro. Portanto, 86 – 79 = 7, ou seja, 7% de impurezas e sua pureza é de 93%. O fato de 
que as contaminações diminuem os pontos de fusão possibilita a distinção entre dois 
compostos com o mesmo ponto de fusão. Suponha que no laboratório haja dois frascos 
rotulados A e B, e um terceiro sem rótulo. O sólido, nos três frascos, possui o mesmo ponto 
de fusão (por exemplo, 86°C). Agora, se misturarmos o composto desconhecido com A e 
depois com B, observamos o seguinte: a mistura do composto desconhecido com A funde a 
exatamente 86°C enquanto a mistura do composto desconhecido com B funde no intervalo 
de 79 - 83°C. Esta é uma forte indicação de que o frasco sem rótulo contém o composto A. 
 
MATERIAIS 
Suporte universal, tela de amianto, bico de Bunsen, termômetro, tubo de ensaio, argola de 
metal, garra de metal, béquer e gelo. 
 
PROCEDIMENTO 
 
A) Determinação da temperatura de fusão e ebulição da água pura 
1) Fixe o suporte com a tela de amianto acima do bico de bunsen (8 a 12 cm). Com a garra 
fixe o tubo que contêm a parafina e o termômetro dentro de um béquer, coloque água 
suficiente para que toda a parafina fique submersa. 
Obs: “Não tente mexer o termômetro, pois poderá quebrá-lo, está preso a parafina”. 
2) Inicie o aquecimento lentamente, quando a temperatura atingir 40 °C comece anotar o seu 
valor a cada 0,5 minutos na folha de dados, até 80 °C. A partir do momento que o termômetro 
ficar solto use-o para agitar levemente a massa em fusão. Quando a temperatura chegar a 
aproximadamente 80 °C, apague a chama do bico de Bunsen e inicie logo o item B. 
3) Anote a temperatura em função do tempo. 
4) Repita o experimento para obter dados em duplicata. 
 
B) Curva de resfriamento 
 
Sem retirar o tubo com parafina de dentro do béquer anote a temperatura de resfriamento da 
parafina a cada 0,5 minutos até atingir 40 °C. Com o termômetro agite com cuidado a massa 
fundida de parafina, agite com CUIDADO, para não quebrar o termômetro. Quando a 
temperatura chegar a 40 °C pare de anotá-la. 
 
Use uma tabela e defina quais os intervalos de leitura mais adequados. Faça um gráfico 
com seus dados e discuta o gráfico obtido. Qual a explicação para os resultados 
obtidos? Seus dados estão de acordo com a literatura? Discuta as similaridades ou 
discrepâncias de seus dados comparados com os descritos em livros texto. 
 
C) Avaliação do fenômeno de sublimação 
 
1) Colocar 2 cristais de lodo em um béquer de 50 mL 
2) Cobrir com um vidro de relógio. 
3) Aquecer o béquer brandamente sobre a tela de amianto 
4) Observar. 
 
 
 
 
5) Bibliografia 
BRADY, J. & HUMISTON, G.E., Química Geral Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio de Janeiro, 
Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 3: MISCIBILIDADE E SOLUBILIDADE 
OBJETIVO 
 Verificar a solubilidade de alguns compostos em diferentes solventes e soluções. 
 
INTRODUÇÃO 
Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantêm a estrutura cristalina 
devem ser vencidas pelas interações entre o solvente e o soluto. Solutos com polaridades 
próximas à polaridade do solvente dissolvem-se em maior quantidade do que aqueles com 
polaridades muito diferentes. Cloreto de sódio e água são substâncias muito polares, mas 
ácido acetilsalicílico possui uma baixa polaridade. 
Portanto, NaCl dissolve-se completamente em água, enquanto o ácido acetilsalicílico 
tem uma solubilidade pequena em água. Além da natureza do soluto e do solvente, a 
temperatura também influencia na solubilidade das substâncias. A solubilidade de quase 
todos os compostos orgânicos aumenta com um aumento da temperatura. Este fato é utilizado 
na técnica de purificação chamada de recristalização. Para os compostos inorgânicos, o efeito 
da temperatura na solubilidade varia muito. Enquanto muitos têm a solubilidade aumentada 
com um aumento de temperatura, alguns têm quase a solubilidade diminuída, e outros, como 
o NaCl, a solubilidade quase não é afetada. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
PROCEDIMENTO 
1) MISCIBILIDADE DE LÍQUIDOS 
 
Preparar as misturas abaixo em seis tubos de ensaio numerados de 1 a 6. Agitar e depois 
deixar em repouso. (CUIDADO! Etanol, butanol e hexano são inflamáveis. 
Portanto, não trabalhe próximo a chamas) 
Misturas: 
Tubo 1: 5 mL de água + 2 mL de etanol 
Tubo 2: 5 mL de água + 2 mL de 1-butanol 
Tubo 3: 5 mL de água + 2 mL de hexano 
Tubo 4: 5 mL de etanol + 2 mL de butanol 
Tubo 5: 5 mL de etanol + 2 mL de hexano 
Tubo 6: 5 mL de butanol + 2 mL de hexano 
 
2) EXTRAÇÃO 
a) Coloque cerca de 3 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 
0,03% de iodo por massa) no tubo de ensaio. Adicione cerca de 1 mL de querosene ou 
hexano. Não agite. Anote suas observações. 
b) Coloque uma rolha no tubo de ensaio e agite. Espere a mistura descansar e anote suas 
observações. 
3) PRECIPITAÇÃO 
Dissolver cerca de 1 g de ácido acetilsalicílico em 5 mL de etanol dentro de um Becker. Com 
o auxílio de um bastão de vidro, despejar a solução sobre 20 mL de água destilada contida 
em um Becker de 50 mL e deixar cristalizar em um banho de gelo (usando uma bacia plástica). 
 
4) FILTRAÇÃO 
Dobre um papel filtro como indicado na figura abaixo. Coloque-o no funil de vidro. 
Coloque um Becker embaixo do funil, de modo que a ponta do funil toque a parede interna do 
Becker. Com o frasco lavador, molhe o papel filtro um pouco para fixá-lo no funil.Transporte 
todo o conteúdo do Becker, contendo ácido acetilsalicílico, etanol e água, para o filtro com a 
ajuda de um bastão de vidro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Terminada a filtração, retire o papel filtro com o ácido acetilsalicílico, transfira o ácido 
acetilsalicílico para um vidro de relógio, previamente pesado, e deixar secar na estufa a 
100oC por 30 min. Retirar da estufa, deixar resfriar num dessecador por 20 min. e pesar. 
Anotar a massa obtida e calcular o rendimento da recristalização. Guardar o ácido 
acetilsalicílico obtido no frasco indicado pelo professor. 
 
 
5) BIBLIOGRAFIA 
1) BRADY, J. & HUMISTON, G. E. Química Geral, Vol. 1, Cap. 6 e 10, Ed. Livros Técnicos e 
Científicos, Rio de Janeiro, 1986. 
2) MAHAN, B., Química um Curso Universitário, São Paulo, Ed. Edgard Blücher Ltda., 411 
edição, 1995, 582p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 4: PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
OBJETIVOS 
 
• Efetuar cálculos estequiométricos envolvendo o preparo de soluções 
• Preparar soluções a partir de solutos sólidos e solutos líquidos 
• Efetuar diluição de solução a partir de uma solução estoque 
• Conhecer a técnica de preparo e diluição de soluções 
 
INTRODUÇÃO 
 
A química em soluções e amplamente utilizada nas mais diversas áreas. Nesse 
sentido o conhecimento sobre o preparo de soluções tem fundamental importância tendo em 
vista que grande parte das reações realmente ocorre em solução aquosa e não aquosa. Uma 
solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias que podem ser iônicas ou 
moleculares. A substância em maior quantidade é o solvente. As outras substâncias são 
chamadas de solutos. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
A descrição está dividida em várias etapas. 
 
1) PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES COM CONCENTRAÇÃO EM MASSA POR LITRO 
Nessa parte serão preparadas soluções aquosas de concentração 1,6 g/L com os seguintes 
solutos: 
- Hidróxido de sódio 
- Permanganato de potássio 
 
MATERIAL 
 
Espátula Balão de diluição 
Vidro de relógio Conta-gotas 
Bastão de vidro Pisseta 
Béquer Papel absorvente 
Funil 
 
Procedimento 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir 
a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Decidir qual o volume de solução a preparar. 
C. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar água destilada em o material. 
2. Secar cuidadosamente a espátula e o vidro de relógio. 
3. Medir a massa de soluto necessária. 
4. Transferir o soluto para um béquer lavando o vidro de relógio com solvente de modo a 
arrastar todo o soluto. 
5. Dissolver todo o soluto utilizando apenas uma parte do solvente agitando com um bastão 
de vidro. 
6. Verter a solução para o balão volumétrico, com auxílio de um funil, lavando o béquer, o 
bastão de vidro e o funil com solvente para arrastar todo o soluto. 
7. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com conta-gotas. 
8. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão de diluição. 
 
2) PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES DADA A PERCENTAGEM EM MASSA 
Nessa etapa serão preparadas 50 g de uma das seguintes soluções: 
- Solução aquosa de bicarbonato de sódio a 0,5%. (Tratamento de queimaduras de ácidos) 
- Solução aquosa de ácido bórico a 1%. (Tratamento de queimaduras térmicas e de bases) 
- Solução alcoólica de iodo a 3% (Tintura de Iodo - desinfetante). 
MATERIAL 
Béquer Proveta graduada 
Pisseta Papel absorvente 
Conta-gotas 
Espátula 
Bastão de vidro 
 
Procedimento 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir 
a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Calcular massa de soluto necessária. Calcular a massa de solvente e o correspondente 
volume recorrendo para isso à sua densidade. 
1. Passar água destilada no material. 
2. Seca-lo cuidadosamente. 
3. Medir a massa de soluto no béquer. 
4. Medir o volume de solvente com auxílio de uma proveta. 
5. Verter o solvente para o béquer. 
6. Homogeneizar a solução. 
 
3) PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS A PARTIR DAS SOLUÇÕES 
COMERCIAIS 
Nessa etapa serão preparadas as seguintes soluções a partir do produto comercial: 
- Solução de Ácido Sulfúrico 
- Solução de Ácido Clorídrico 
- Solução de Ácido Acético 
- Solução de Ácido Nítrico 
 
 
OBSERVAÇÃO 
1. As soluções de ácidos têm uma vasta aplicação laboratorial. As concentrações e volumes 
a preparar deverão atender às necessidades para outros trabalhos. 
2. Para efeitos de segurança considera-se solução diluída quando C < 0,05 mol dm-3 
Procedimento 
As soluções preparadas deverão ter concentrações compreendidas entre 1,0 mol/dm3 e 0,05 
mol/dm3 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir 
a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Decidir qual o volume e concentração de solução a preparar. 
C. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar água destilada em o material. 
2. Secar cuidadosamente a espátula e o vidro de relógio. 
3. Medir o volume de soluto necessária utilizando uma proveta. 
4. Transferir o soluto para o balão contendo uma parte do solvente. 
5. Verter todo o soluto para o balão volumétrico, com auxílio de um funil, lavando a proveta 
com solvente para arrastar todo o soluto. 
6. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com conta-gotas. 
7. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão. 
8. Para completar o volume com exatidão e preciso esperar esfriar a solução após um certo 
tempo do seu preparo. 
PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES POR DILUIÇÃO 
 
Nessa segunda parte, será preparada 100 cm3 de soluções de permanganato de potássio, 
KMnO4, de concentrações: 0,0010 mol/L e 0,00010 mol/L por diluição a partir de uma 
solução 0,010 mol/L (solução-mãe ou solução estoque). 
 
. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir a 
possibilidade de contaminações ou acidentes. 
 
Procedimento 
A. Tomar conhecimento dos perigos potenciais das substâncias utilizadas de modo a reduzir 
a possibilidade de contaminações ou acidentes. 
B. Efetuar os cálculos necessários. 
1. Passar o material com água destilada à exceção da pipeta que deverá estar lavada e seca. 
2. Medir com uma pipeta conveniente o volume de solução a diluir 
3. Com auxílio de um funil, verter a solução para o balão volumétrico. 
4. Adicionar o solvente ao balão volumétrico lavando o funil. 
5. Homogeneizar. 
6. Completar até ao traço, primeiro com a pisseta e depois com conta-gotas. 
7. Tapar e homogeneizar a solução invertendo várias vezes o balão de diluição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 5: DESTILAÇÃO 
INTRODUÇÃO 
Destilação é uma técnica geralmente usada para remover um solvente, purificar um 
líquido ou para separar os componentes de uma mistura de líquidos, ou ainda separar líquidos 
de sólidos. 
Na destilação, a mistura a ser destilada é colocada no balão de destilação (balão de fundo 
redondo) e aquecida, fazendo com que o líquido de menor ponto de ebulição seja vaporizado 
e então condensado, retornando à líquido (chamado de destilado ou condensado) e coletado 
em um frasco separado. Numa situação ideal, o componente de menor ponto de ebulição é 
coletado em um recipiente, e outros componentes de pontos de ebulição maiores 
permanecem no balão original de destilação como resíduo. 
O ponto de ebulição de um líquido pode ser definido como a temperatura na qual sua 
pressão de vapor é igual a pressão externa, exercida em qualquer ponto, sobre sua superfície. 
O líquido entra em ebulição e “ferve”, ou seja, é vaporizado por bolhas formadas no seio do 
líquido. 
Com líquidos de pontos de ebulição muito próximos, o destilado será uma mistura 
destes líquidos com composição e ponto de ebuliçãovariáveis, contendo um excesso do 
componente mais volátil (menor ponto de ebulição) no final da separação. 
Para evitar a ebulição tumultuosa de um líquido durante a destilação sob pressão atmosférica, 
adiciona-se alguns fragmentos de “porcelana porosa”. Estes liberam pequenas quantidades 
de ar e promovem uma ebulição mais regular. 
Os tipos mais comuns de destilação são: destilação simples, destilação fracionada, 
destilação à vácuo e destilação por araste a vapor. 
A destilação simples é uma técnica usada na separação de um líquido volátil de uma 
substância não volátil ou de líquidos que apresentem grande diferença nos pontos de 
ebulição. Não é uma forma muito eficiente para separar líquidos com diferença de pontos de 
ebulição próximos. A figura 1 mostra um esquema de um equipamento para destilação 
simples. Um termômetro é usado para se conhecer a temperatura do que está sendo 
destilado. O condensador consiste de um tubo, envolvido por uma capa de vidro oca contendo 
água fria. Para se evitar o aquecimento da água que envolve o tubo, esta é trocada 
continuamente, através de uma abertura ligada à torneira e outra ligada à pia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A destilação fracionada é usada para a separação de dois ou mais líquidos de 
diferentes pontos de ebulição. A figura 2 mostra o esquema para uma destilação fracionada, 
o qual contém uma coluna de fracionamento, que consiste essencialmente de um longo tubo 
vertical através do qual o vapor sobe e é parcialmente condensado. O condensado escoa pela 
coluna e retorna ao balão. Dentro da coluna, o líquido, que volta, entra em contato direto com 
o vapor ascendente e ocorre um intercâmbio de calor, pelo qual o vapor é enriquecido com o 
componente mais volátil. Então, na prática, é comum empregar uma coluna de fracionamento 
para reduzir o número de destilações necessárias para uma separação razoavelmente 
completa dos dois líquidos. Uma coluna de fracionamento é projetada para fornecer uma série 
contínua de condensações parciais de vapor e vaporizações parciais do condensado e seu 
efeito é realmente similar a um certo número de destilações separadas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Uma boa separação dos componentes de uma mistura através da destilação fracionada requer 
uma baixa velocidade de destilação, mantendo-se assim uma alta razão de refluxo. O tratamento 
teórico da destilação fracionada requer um conhecimento da relação entre os pontos de ebulição das 
misturas das substâncias e sua composição. Se estas curvas forem conhecidas, será possível prever 
se a separação será difícil ou não, ou mesmo se será possível. 
 
DESTILAÇÃO SIMPLES: 
METODOLOGIA 
No experimento de hoje os componentes de uma mistura serão separados por destilação 
simples. A mistura a ser destilada é colocada no balão de destilação (balão de fundo redondo) 
e aquecida, fazendo com que o líquido (em caso de mais de um líquido, o primeiro a destilar 
será o menor ponto de ebulição) seja vaporizado e então condensado, retornando à líquido 
(chamado de destilado ou condensado) e coletado em um frasco separado. Numa situação 
ideal, o líquido (o líquido de menor ponto de ebulição) é coletado em um recipiente, e outros 
componentes de pontos de ebulição maiores permanecem no balão original de destilação 
como resíduo. A destilação simples é uma técnica usada na separação de um líquido volátil 
de uma substância não volátil. 
 
 PROCEDIMENTO 
Coloque a amostra e fragmentos de porcelana porosa em um balão de fundo redondo 
e monte um aparelho de destilação simples, conforme está na figura 1. A amostra deve ser 
aquecida lentamente até entrar em ebulição. Destile vagarosamente, recolhendo o destilado 
em um frasco limpo. Recolha todo composto destilado numa mesma temperatura que foi de 
____ºC. Caso tenha um segundo composto destile todo até a temperatura de ____ºC. Após 
a coleta da(s) fração(s), RETIRE a fonte de aquecimento. 
Deixe o líquido do balão resfriar, NUNCA se deve destilar um composto até a secura. 
Despreze o resíduo do balão de destilação. Quantos ml de cada líquido puro foi destilado? 
Calcule o rendimento da destilação, considerando a massa inicial e final. 
 
 Tabela 2: Frações obtidas durante a destilação simples. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 6: CARACTERIZAÇÃO DE SUBSTÂNCIAS EM ÁCIDO E BASE EM 
MEIO AQUOSO POR INDICADORES 
 
OBJETIVOS 
• Descrever os procedimentos que devem ser usadas para determinar se uma solução é ácida 
ou básica, usando indicadores apropriados. 
• Relacionar as cores características do indicador usado em meio ácido ou básico. 
• Identificar uma solução de função desconhecida (ácida ou básica) através do teste do 
indicador. 
 
INTRODUÇÃO 
Dentre os conceitos químicos mais importantes encontram-se dois grupos conhecidos há 
muito tempo. São os ÁCIDOS e as BASES. Qualitativamente muitas das substancias ácidas 
possuem sabor azedo. Por outro lado, uma das características das bases é a sensação 
escorregadia que produzem quando colocados entre os dedos. 
A acidez de uma solução é medida quantitativamente pela concentração de íons H+ presentes, 
usando-se uma escala exponencial: o logaritmo decimal da concentração com o sinal trocado, 
conhecido como pH = – log [H+]. 
Nesta experiência você terá oportunidade de identificar os ácidos e bases através de 
substâncias apropriadas chamadas INDICADORES. As substâncias indicadoras ou 
Indicadores - São substâncias ácidas ou básicas que mudam de cor conforme o pH da 
solução. Como o ponto final da reação pode se realizar com diferentes pH, existe uma série 
de indicadores que mudam de cor em diferentes graus de acidez. A primeira teoria sobre os 
indicadores, dita teoria iônica dos indicadores, é creditada a W. Ostwald (1894), tendo como 
base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores. Segundo esta, os indicadores 
são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos 
respectivos íons, indicador na forma ácida não dissociada (HIn) ou básica (InOH) teria uma 
cor diversa daquela que teriam seus íons. Assim deve haver um equilíbrio entre as formas 
dissociadas e não dissociadas do indicador, conforme reações abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
Material e Reagentes 
Suco de limão Solução diluída de laranja Pipetas e conta gotas 
Solução diluída de vinagre Solução de sabão 20 tubos de ensaio 
Solução diluída de sal Soluções desconhecidas A, B e C Estante para os tubos de ensaio 
Solução diluída de leite de 
magnésia 
Fenolftaleína 
Solução diluída de limão Papel indicador universal 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
PARTE A 
1 - Coloque 5mL de suco de limão em um tubo de ensaio e molhe um pedaço de papel 
indicador nesta solução. Observe e anote a cor que o papel adquire. Guarde a solução de 
limão para ser utilizada adiante. 
2 - Repita a operação 1 com o vinagre e sucessivamente com as demais soluções que lhe 
serão apresentadas conforme listagem acima. 
3 - Repita as experiências acima usando fenolftaleína e papel indicador universal, um de cada 
vez. 
4 - Faça uma solução de sabão, teste com um dos indicadores e classifique-o em um dos 
grupos. 
 
PARTE B 
1 - Repita as experiências acima utilizando agora as soluções desconhecidas A, B e C. 
 
PARTE C 
Preencha uma tabelas apontando as cores do indicadores e se indica ácido, básico ou neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 7: PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES - TITULAÇÃO 
 
OBJETIVOS 
• Calcular massas e/ou volumes necessários para o preparode 250,00 mL de soluções na 
concentração de 0,100 mol/L. 
• Explicar a padronização de soluções e calcular as concentrações, ou quantidades de 
reagentes, a partir de dados de titulação. 
• Dominar a técnica de titulação. 
 
INTRODUÇÃO 
No laboratório ou na indústria, frequentemente é necessário determinar as concentrações de 
íons em solução. Para determinar a concentração de um ácido ou uma base, um método 
chamado titulação é empregado. Baseando-se no fato de que ácidos são neutralizados por 
base para formar sal e água. 
A titulação e o método pelo qual se determina uma quantidade desconhecida de uma 
substância particular, mediante a adição de um reativo-padrão que reage com ela em 
proporção definida e conhecida. A adição de um reativo-padrão (um reativo de concentração 
conhecida e frequentemente designado como reativo-titulado) se regula e se mede de alguma 
maneira, requerendo-se um método de indicação para saber quando a quantidade do reativo 
normal juntado é precisamente a suficiente para reagir quantitativamente com a substância 
que se determina. Por conseguinte, conhecendo a proporção em que reagem as substâncias 
e tendo determinado a quantidade de uma substância (o reativo titulado) necessária para 
reagir nesta proporção, pode-se calcular facilmente a quantidade desconhecida de substância 
presente no frasco da reação. Em uma titulação, o ponto em que a quantidade de reativo 
titulado adicionado é exatamente a suficiente para que se combine em uma proporção 
estequiométrica, ou empiricamente reproduzível com a substância que se determina chama-
se ‘ponto de equivalência’. O ponto final de uma titulação deve coincidir com o ponto de 
equivalência ou estar muito próximo dele. A diferença entre os pontos de equivalência e final 
se chama intervalo do indicador. 
O ponto quando a base neutraliza completamente um ácido (ou vice-versa) pode ser 
detectado com um indicador que muda de cor com excesso de H+ ou OH-. 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
MATERIAL 
• bureta de 50 mL 
• suporte com garra 
• pipeta volumétrica 
• erlenmeyer 
• béqueres 
• funil 
• balão volumétrico 
 
PROCEDIMENTO 
1) Padronização da solução de NaOH 
 
O hidróxido de sódio é um padrão secundário, pois o mesmo é higroscópico, o que afeta a 
precisão de sua pesagem, além disso, ele absorve dióxido de carbono formando carbonato 
de sódio. Tais características do NaOH levam a alteração na concentração da solução do 
mesmo. Pesar de 0,2 g exatamente de Biftalato de potássio, com auxílio de uma espátula e 
transferir para um erlenmeyer de 125 mL, diluindo a aproximadamente 50 mL com água 
destilada. Adicionar 2 gotas de fenoftaleína e titular com solução de hidróxido de sódio até o 
aparecimento da coloração rósea (Veja esquema abaixo). Anotar o volume gasto na 
titulação. Fazer a análise em duplicata, se necessário em triplicata. 
 
 
 
 
 
 
2) Padronização da solução de hcl (ácido forte/base forte) 
 
1. Monte a bureta no suporte universal utilizando uma garra para fixá-la. 
2. Encha a bureta com a solução de NaOH já padronizada e zere a bureta. A bureta está 
pronta para a titulação. 
3. Agora, separe três erlenmeyer e coloque 25 ml da solução de HCl medidos numa pipeta 
volumétrica, e 2 gotas de fenoftaleína. 
4. Titule cada solução dos erlenmeyer, sob agitação contínua, até a solução ficar 
completamente rósea. Então pare de gotejar NaOH e anote o volume gasto. Encha 
novamente a bureta com NaOH, zerando-a e repita a titulação duas vezes mais, utilizando os 
erlenmeyer restantes. Anote os volumes gastos em cada titulação. 
Ao termino da titulação, anotados os volumes deve-se achar a média aritmética dos volumes 
gastos e fazer os cálculos. 
 
3) Padronização da solução do ácido acético (ácido fraco/base forte) 
 
1. Dilui-se até a marca a amostra de ácido recebida em um balão volumétrico de 100 mL e 
faz-se a homogeneização. 
2. Transfere-se com uma pipeta alíquotas de 25 ml para erlenmeyer de 250 mL e titula-se com 
a solução padrão de NaOH. 
 
4) Determinação da concentração de ácido acético no vinagre 
 
O ácido acético é um ácido fraco tendo um Ka de 1,8 x 10-5. Ele é usado amplamente em 
química industrial na forma de ácido acético glacial (densidade = 1,053g/cm3 e 99,8 % m/m) 
ou em soluções de diferentes concentrações. Na indústria alimentícia é consumido como 
vinagre, que é uma solução diluída do ácido acético glacial (3,5 a 8% m/v). 
Transferir 10,00 mL de vinagre, com auxílio de uma pipeta volumétrica, para um balão 
volumétrico de 50,0 mL e completar até a marca com água destilada. Uma alíquota de 2,00 
mL é removida do balão, com uma pipeta volumétrica, e transferida para um erlenmeyer de 
125 mL. Adiciona-se aproximadamente 20 mL de água destilada e 2 a 4 gotas de indicador 
fenoftaleína. A mistura é cuidadosamente titulada com solução padrão de NaOH 0,100 mol/L 
até o aparecimento de uma leve coloração rósea, que persista por 30 segundos. Anote o 
volume gasto. Fazer a determinação em duplicata. 
 
 
Questionário 
1. Escrever cada uma das reações das titulações. 
2. O que e um padrão primário. Cite exemplos. 
3. O que são indicadores ácido básico? 
4. O que a técnica de titulação? 
5. O que é o ponto de equivalência em uma titulação? 
7. Por que as soluções de NaOH não podem ser armazenadas em frascos de vidro? 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 8: REAÇÕES QUÍMICAS 
 
OBJETIVOS 
• Identificar os diferentes tipos de reações químicas. 
• Classificar e equacionar reações químicas. 
 
 INTRODUÇÃO 
O processo pelo qual espécies químicas transformam-se em outras diferentes é que se chama 
de reação química. As espécies originais são chamadas reagentes e as que resultam após a 
reação são os produtos. 
Numa reação de síntese, partimos de mais de um reagente e obtemos um único produto. Na 
reação de decomposição, obtemos mais de um produto a partir de um único reagente. Nas 
reações de simples troca ou deslocamento, uma substância simples reage com uma 
substância composta, deslocando desta última uma nova substância simples. Nas reações de 
dupla troca, dois reagentes permutam seus íons ou radicais entre si, dando origem a dois 
novos compostos. Nas reações de oxi-redução ocorre a troca de elétrons entre as espécies 
reagentes. As espécies que cedem elétrons são redutoras, e as que recebem elétrons são 
oxidantes. 
Em muitas reações químicas há desprendimento de calor e são classificadas como reações 
exotérmicas. Quando o calor é absorvido, a reação é endotérmica. Em solução aquosa os 
principais tipos de reações são: 
 Reações de precipitação 
 Reações ácido-base 
 Reações com liberação de gases 
 Reações de oxirredução 
 Reações de complexação 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
Material 
Estantes com tubos de ensaio Espátula 
Pipetas de 1,0 mL, 5,0 mL e 10 mL Béquer de 100 mL 
Pinça tesoura Provetas de 50 mL e 10 mL 
Pinça madeira Termômetro 
Cápsula de porcelana Bastão de vidro 
 
Reagentes 
Solução de cloreto de 
sódio 0,1 M 
Solução de nitrato de 
prata a 5% 
Solução de iodeto de 
potássio a 0,1 M 
Magnésio em fita Carbonato de cálcio 
Solução de brometo 
de potássio 0,1 M 
Solução de sulfato de 
cobre II 1 M 
Solução saturada de 
Ca(OH)2 
Solução de amido Água oxigenada 
Solução de cloreto de 
ferro III a 3% 
Solução de ácido 
clorídrico 1 M 
Solução de cloreto de 
cálcio 5% 
Fenolftaleína Hidróxido de sódio 
Solução de hidróxido 
de sódio a 10% 
Solução de ácido 
sulfúrico diluido 
Solução de iodeto de 
sódio 0,1 M 
Fio de cobre Acetato de sódio 
Solução de hidróxido 
de sódio 1 M 
Solução de tiocianato 
de amônio a 5% 
Solução de nitrito de 
sódio 1 M 
Prego 
Àcido Acético 
Alumínio metálico 
 
PROCEDIMENTO 
 
1. Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 5,0 mL de solução de cloreto de sódio à 5,0 mL 
de solução de brometo de potássio. Observar.Anotar. 
 
2. Colocar em um tubo de ensaio de, 5,0 mL de solução de cloreto de ferro III e adicionar, a 
seguir, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 10%. Observar a formação de um 
precipitado, caso contrário, adicionar um pouco mais de base. Equacionar e classificar a 
reação. Indicar qual o composto insolúvel formado. 
 
3. Levar um pequeno fragmento de magnésio seguro por uma pinça-tesoura (não use pinça 
de madeira) à chama do bico de gás. (Muito cuidado ao observar, a luz emitida pode prejudicar 
a vista). Observar. Anotar. Recolher o produto em uma cápsula de porcelana. Adicionar 10 
mL de água destilada e agitar com bastão de vidro para homogeneizar. Adicionar 2 gotas de 
fenolftaleína. Observar. Anotar. 
 
4. Em um tubo de ensaio contendo cerca de 5 mL de solução de nitrato de prata, imergir 
cerca de 1 cm de fio de cobre. Continuar a prática e observar após cinco minutos. Anotar. 
 
5. Colocar em um tubo de ensaio 5 mL de solução de sulfato de cobre II. Introduzir um 
pequeno prego, de forma que a a mesma fique totalmente imersa na solução. Observar e 
anotar o que ocorre. 
 
6. Em outro tubo de ensaio coloque 3mL de ácido clorídrico, em seguida adicione uma 
pequena quantidade de alumínio. Observe. 
 
7. Coloque em um tubo de ensaio, 3mL de hidróxido de sódio, em seguida, usando uma 
espátula, adicione uma pequena quantidade de alumínio. Observe. 
 
8. Colocar em um tubo de ensaio, cerca de 1 g de carbonato de cálcio. Adicionar 5 mL de 
ácido clorídrico 1 M. Observar. Anotar. Equacionar e classificar a reação. 
 
9. Adicionar em um tubo de ensaio 3ml de água de cal a 7ml de água destilada e 2 gotas de 
fenolftaleína. Em seguida, adicionar CO2 com o auxílio de uma pipeta soprando a solução. 
Observar. 
 
10.Colocar em um tubo de ensaio 5ml de solução diluída a 5% de CaCl2, adicionar 2 ml de de 
K2CrO4. Adicionar no tubo de ácido acético(CH3COOH) e observar. Depois adicionar NaOH 
gota à gota e observar. 
 
11.Colocar 3 mL de solução de cloreto de ferro III em um tubo de ensaio. Juntar 1 mL de 
solução de tiocianato de amônio. Agitar. Observar. 
 
12.Colocar 3,0 mL de solução de iodeto de potássio em um tubo de ensaio. Adicionar 3,0 mL 
de ácido sulfúrico diluído. Agitar. Adicionar 3,0 mL de água oxigenada. Agitar. Fazer teste com 
solução de amido. Observar. Anotar. 
 
13.Em um tubo de ensaio adicionar 2mL de NaNO2 3M e NaI 1M. Adicionar à solução 0,5mL 
de H2SO4 2 M. Fazer teste com solução de amido. Observar. Anotar. 
 
14.Dissolver pequena quantidade de hidróxido de sódio em 5,0 mL de água destilada verificar 
sua temperatura. Anotar. 
 
15.Dissolver pequena quantidade de acetato de sódio em 5,0 mL de água destilada verificar 
sua temperatura. Anotar. 
 
Questionário 
Anote as reações que ocorrem. Descreva-as (produtos e reagentes). 
Descreva todas as mudanças que ocorrem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 9: REATIVIDADE DOS METAIS 
OBJETIVOS: 
 Comprovar experimentalmente a ocorrência de reações de deslocamento entre metais 
através da fila de reatividade química ou tabela de potenciais de oxirredução; 
 Identificar alguns elementos metálicos por meio das cores. 
 
INTRODUÇÃO 
A série eletroquímica dos metais, escala de nobreza ou fila de reatividade química coloca os 
elementos em ordem decrescente de reatividade (quanto menor o número atômico, maior a 
reatividade dos elementos). Quanto maior a reatividade de um elemento, menor é a sua 
nobreza. Metais como ouro (Au), prata (Ag) e platina (Pt) são ditos nobres porque reagem 
muito pouco com outros elementos, e assim dificilmente são atacados por outras substâncias 
químicas. A ordem de reatividade dos metais é: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações de deslocamento tipo A + Bx → Ax + B nas quais o elemento A desloca o elemento 
B podem ser previstas segundo a fila de reatividade química exposta acima. O elemento mais 
reativo desloca o elemento menos reativo. Exemplo: 
 
 
 
O magnésio desloca o zinco porque é mais reativo, e a reação ocorre apenas nesse sentido. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
Tubos de ensaio Ácido nítrico 50% (1: 1) Cloreto de sódio 5% Aparas de zinco 
Espátula Sulfato de cobre 5% Sódio metálico Fragmentos de ferro 
Suporte (estante) para 
tubos de ensaio 
Sulfato de magnésio 5% Potássio metálico Fragmentos de cobre 
Pipetas de 5 ou 10ml Nitrato de prata 5% Aparas de magnésio Solução de fenolftaleína 
Ácido clorídrico 5% Sulfato de zinco 5% Aparas de alumínio 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1. Reação do sódio e potássio metálico com água (demonstrativo). Coloque água até a 
metade de uma cuba e adicione 5 gotas de fenolftaleína. Com cuidado, corte um pequeno 
fragmento de sódio metálico com uma espátula e coloque-o na cuba de vidro. Observe e anote 
o resultado. Repita o experimento, desta vez usando o potássio metálico. 
 
OBSERVAÇÕES: 
• O sódio e o potássio são muito eletropositivos, por isso reagem muito facilmente com qualquer elemento. 
• O armazenamento desses elementos deve ser em querosene, para evitar a reação com o oxigênio do ar. 
• Em contato com a pele, produzem queimaduras gravíssimas. 
• Podem reagir com água ou oxigênio, com forte explosão, se for colocado em grande quantidade. 
 
2. Reações dos metais com ácidos 
Pegue 5 tubos de ensaio e adicione a cada um 3ml de ácido clorídrico a 5%. Em seguida, 
coloque aparas de magnésio em cada tubo. Observe e anote o resultado. Repita o 
experimento usando os demais metais. 
 
3. Reações dos metais com ácido nítrico 
Pegue um tubo de ensaio e adicione 3ml de ácido nítrico a 50% (atenção: não inale o gás – 
tóxico). Em seguida, coloque no tubo aparas de cobre. Observe e anote o resultado. 
 
4. Reações entre metais 
Pegue um tubo de ensaio e adicione 3ml de solução de sulfato de cobre. Em seguida coloque 
no tubo aparas de zinco. Aguarde alguns minutos e anote o resultado. Repita o experimento 
usando: 
a) Aparas de cobre em solução de sulfato de zinco 
b) Aparas de magnésio em solução de sulfato de cobre 
c) Aparas de cobre em solução de sulfato de magnésio 
d) Aparas de zinco em solução de cloreto de sódio 
e) Aparas de alumínio em solução de cloreto de sódio 
f) Aparas de cobre em solução de cloreto de sódio 
Para cada experimento anote o resultado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 10: REATIVIDADE DOS METAIS FRENTE A UMA FONTE DE ENERGIA 
TÉRMICA 
 
INTRODUÇÃO 
Quando sais metálicos são submetidos à chama do bico de gás, formam-se átomos 
metálicos gasosos. Parte desses átomos podem ter seus elétrons de valência promovidos a 
um nível energético elevado o suficiente para permitir emissão de radiação luminosa de 
comprimento de onda característico do metal em questão. Esse fenômeno é explicado pela 
Teoria dos quanta, que diz que cada elétron possui estados de energia bem definidos, 
podendo esses ser: estado fundamental ou excitado. Quando é fornecida energia (térmica ou 
outras formas) a esses elétrons, os mesmos passam a ter um nível maior de energia, 
passando de sua camada eletrônica original para outra de maior capacidade. Como a 
tendência é ficar no estado fundamental, essa energia é eliminada, na forma de fótons 
(luminosidade). Essa luz tem comprimento de onda determinado para cada metal, sendo 
possível, assim, identificar o metal a partir da cor da luz emitida. 
 
MATERIAL E REAGENTES 
Bico de Bunsen Fio de níquel Cloreto de bário 
Fio de platina ou similar Cloreto de cálcio Cloreto de lítio 
Fio de cádmio Cloreto de potássio Cloreto de sódio 
 
Procedimento experimental 
 
• Coloque um pouco de ácido clorídrico concentrado em um tubo de ensaio. 
• limpe o fio de platina ou similar, mergulhando-o na água, e em seguida aqueça-o na zona 
de fusão do bico de gás, até não ter mais cor na chama. 
• Mergulhe o fio novamentena água e em seguida no cloreto de cálcio. Coloque o fio 
novamente na chama do bico de gás e anote o resultado. Repita o procedimento para os 
demais sais metálicos, bem como para os demais fios metálicos. 
 
Reações entre metais 
Pegue um tubo de ensaio e adicione 3ml de solução de sulfato de cobre. Em seguida coloque 
no tubo aparas de zinco. Aguarde alguns minutos e anote o resultado. Repita o experimento 
usando: 
 
a) Aparas de magnésio em solução de nitrato de prata 
b) Aparas de zinco em solução de nitrato de prata 
c) Aparas de alumínio em solução de nitrato de prata 
Para cada experimento anote o resultado 
 
 
RESPONDA 
 Escreva as cores emitidas pelos sais metálicos examinados no experimento, e 
explique o fenômeno da emissão de radiação luminosa pelos elementos examinados. 
 O que acontece quando sódio metálico entra em contato com a água? Explique e 
escreva as reações envolvidas, balanceando a equação química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 11: 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 como na reação entre o nitrato de chumbo e o iodeto de potássio abaixo: 
 
 
A solubilidade de um sólido é a quantidade de substância que pode ser dissolvida em certas 
quantidades de solvente. Exemplo: 
PbI - 1,2x 10-3 mol/L a 25ºC 
Se a solubilidade for inferior a 0,01 mol/L (o composto é insolúvel). 
As regras da solubilidade são experimentais e estão relacionadas ao caráter covalente dos 
compostos iônicos conforma ilustra a Tabela 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
Material utilizado 
02 vidros de relógio Papel de filtro 
02 provetas Dessecador 
02 béqueres Funil 
03 bastões de vidro Suporte com anel de ferro 
Estufa Bico de gás 
Cromato de potássio Cloreto de bário 
 
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. Aqueça a solução até iniciar a fervura. 
 
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 um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração. 
 
5) adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o 
bastão. 
 
6) Adapte o papel de filtro ao funil. 
 
7) 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. 
 
8) 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. 
 
9) 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. 
 
10) Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido. 
 
 
Exercite 
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. 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 12: PREPARAÇÃO DO A.A.S. (ÁCIDO ACETILSALICÍLICO) 
 
PROCEDIMENTO 
Pesar 5,0g de ácido salicílico, adicionar 10ml de anidrido acético e 1ml de ácido 
sulfúrico concentrado (lentamente, com agitação constante). Aquecer a mistura em banho 
maria (50°C – 60°C) durante aproximadamente 30min. Deixar esfriar até a temperatura 
ambiente, e adicionar 50ml de água fria. Agite a suspensão em banho de gelo/água. Filtrar e 
secar o precipitado em estufa*. 
 
Determinar a massa de AAS obtida. 
 
Relatório 
- massa de AAS obtida 
- cálculo do rendimento da reação 
- dados físicos (P. F., densidade e solubilidade), toxicidade e usos do AAS, ácido salicílico, 
ácido acético e ácido sulfúrico. 
- esquema da aparelhagem utilizada na filtração. 
- comentários sobre o rendimento da reação. 
- referências bibliográficas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 13: PRODUÇÃO de ALÚMEN 
INTRODUÇÃO 
Nesta experiência você irá transformar latas vazias de alumínio em um composto 
químico muito útil. Você irá preparar o alúmen, sulfato duplo de alumínio e potássio hidratado, 
KAl(SO4)2.12H2O. 
O alumínio reage lentamente com soluções ácidas diluídas porque a sua superfície 
normalmente é protegida por uma camada muito fina de óxido de alumínio. O mesmo não 
acontece em soluções de ácido concentrado. Por outro lado, soluções alcalinas dissolvem a 
camada de óxido e atacam o metal, formando o ânion tetraidroxialuminato, [Al(OH)4]-. Quando 
ácido é adicionado, uma das oxidrilas é neutralizada formando um precipitado, em flocos, de 
Al(OH)3. Continuando a adicionar ácido este precipitado se dissolve. Alumens são compostos 
iônicos que cristalizam a partir de soluções contendo ânion sulfato, cátion trivalente (Al3+, Cr3+, 
Fe3+) e cátion monovalente (K+, Na+, NH4+). 
Rendimento de uma reação: Muitas reações químicas não são totalmente 
completadas, isto é, os reagentes não são completamente convertidos em produtos, podendo 
em alguns casos apresentar mais do que um tipo de reação formando outras substâncias 
além das desejadas. 
O rendimento de uma reação química pode ser calculado através da relação: 
Rendimento = [(valor experimental) / (valor calculado)] x 100. 
Cada aluno deverá trazer uma lata vazia de alumínio (refrigerante ou cerveja), previamente 
cortada e limpa com palha de aço. 
 
PROCEDIMENTO 
1. Pese um pedaço de alumínio (aproximadamente de 1 g de alumínio). Recorte este pedaço 
de alumínio em pequenas partes. 
 
2. Coloque os pedaços de alumínio num béquer e adicione 50 mL de KOH 1,5 mol L-1, na 
capela pois hidrogênio é liberado na reação. Coloque o béquer sobre uma chapa de 
aquecimento e aqueça um pouco a solução para aumentar a velocidade da reação. Regule a 
chapa no mínimo, não utilize o bico de Bunsen. Durante a reação, a solução que era 
inicialmente incolor, torna-se escura. Em menos de 30 minutos a reação deve estar completa, 
que pode ser evidenciado quando cessar de borbulhar hidrogênio. 
 
3. Enquanto a reação está ocorrendo, monte o conjunto paraefetuar a filtração a vácuo. Fixe 
o kitassato, coloque o funil de Buchner no kitassato e ponha um papel filtro no funil. 
 
4. Filtre a solução quente, utilizando o sistema montado anteriormente e com ajuda de um 
bastão de vidro, transfira o conteúdo do béquer para o funil. Todo resíduo escuro deve ficar 
retido no filtro deixando o filtrado incolor. 
 
5. Transfira o filtrado incolor para um béquer limpo. Enxague o kitassato duas ou três vezes 
com água destilada utilizando um frasco lavador (use 10 mL), despejando a no béquer. Se 
a solução ainda não esfriou, coloque o béquer em um banho de gelo. 
 
6. Com cuidado e sob agitação, adicione 20 mL de ácido sulfúrico, H2SO4 9 mol L-1, à solução. 
Inicialmente aparecerá um precipitado de hidróxido de alumínio, Al(OH)3, que se dissolverá 
quanto mais ácido for adicionado. Se necessário, aqueça a solução com agitação constante 
para completar a reação. Na solução ficam os íons potássio, K+, íons alumínio, Al3+, e íons 
sulfato, SO42-. Se depois de aquecer a solução, por 2 a 5 minutos, permanecer algum sólido, 
filtre a mistura como na etapa 4 e conserve o filtrado incolor. Na filtração utilize o mesmo funil 
de buchner usando um papel filtro limpo. 
 
7. Prepare um banho de gelo e coloque o béquer com o filtrado neste banho de gelo, por uns 
15 a 20 minutos (atrite o fundo do béquer com um bastão de vidro para iniciar a precipitação). 
Cristais de alúmen irão se formar. 
 
8. Lave o funil de buchner e coloque um papel filtro novo. Filtre os cristais de alúmen 
transferindo os cristais para o funil. 
 
9. Prepare 30 mL de solução misturando 15 mL de etanol com 15 mL de água e resfrie a 
solução no banho de gelo. Utilize esta mistura para lavar os cristais de alúmen que estão funil 
de buchner. 
 
10. Utilizando um bastão de vidro espalhe os cristais uniformemente sobre o papel de filtro 
dentro do funil de buchner e deixe sob sucção por 5 minutos para que sequem bem. 
 
11. Transfira todos os cristais de alúmen, secos ao ar por sucção, para um béquer e pese-o. 
Determine a massa do alúmen formado e o rendimento da reação. As reações do processo 
estão representadas pelas equações a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTIONÁRIO: 
1. Calcule o rendimento da reação para a produção do alúmen que você obteve no laboratório. 
2. Muitos produtos de limpeza de fogões contém NaOH ou KOH. Eles não devem ser 
utilizados na limpeza de panelas e peças delicadas de alumínio. Por quê? 
3. Quais os cuidados devem ser tomados com relação a produção de hidrogênio gasoso 
durante a reação da latinha de alumínio com a solução de ácido clorídrico? 
4. Faça uma breve descrição sobre o que é o Alúmen e onde pode ser utilizado.