apostila quimica fundamental

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QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
 
 
 
PRÁTICAS DE LABORATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2018 
AULA 1 
 
INTRODUÇÃO AO LABORATÓRIO DE QUÍMICA 
 
 
1. Noções básicas de segurança 
 
A ocorrência de acidentes em laboratório pode ser evitada desde que alguns 
cuidados sejam tomados durante a execução das atividades práticas. A seguir, 
apresentamos uma lista de recomendações a serem seguidas pelos usuários de laboratórios: 
 
1- Seguir as instruções específicas do professor. 
2- Saber a localização e manuseio de extintores e equipamentos de segurança. 
3- Não fumar nem comer no laboratório. 
4- Usar jaleco e vestimenta apropriados. 
5- Nunca deixar frascos de solventes inflamáveis próximos à chama. 
6- Evitar contato de qualquer substância com a pele. 
7- Não trabalhar com vidros com arestas cortantes ou vidrarias quebradas ou 
trincadas. 
8- Conhecer as propriedades e riscos das substâncias manuseadas. 
9- Usar quando necessário os equipamentos de proteção individual. 
10- Não descartar reagentes ou soluções na pia. 
11- Não trabalhar com frascos sem rótulos. 
12- Manipular as substâncias químicas de acordo com as recomendações do 
professor. 
13- Trabalhar com atenção e paciência cada etapa do procedimento experimental. 
14- Nunca pipetar soluções com a boca. 
15- Verificar a voltagem antes de ligar aparelhos elétricos. 
16- Dedicar atenção especial a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou pressão diferente da atmosférica. 
17- Usar a capela para manipular substâncias voláteis. 
18- Não falar alto e evitar movimentos bruscos. 
19- Manter a ordem e a limpeza do laboratório. 
20- Em caso de acidente, AVISAR IMEDIATAMENTE O PROFESSOR ! 
 
 
2. Acidentes em laboratório 
 
Os acidentes mais comuns em laboratórios de química são: queimaduras, explosões, 
incêndios, cortes, descargas elétricas e envenenamentos. A seguir, apresentamos uma 
série de ações a serem tomadas em caso de acidentes. 
 
2.1. Queimaduras: 
 
De ácidos: - Lavar a área atingida com grande quantidade de água, aplicar uma 
gaze empapada de solução de bicarbonato de sódio e vedar. 
De álcalis: - Lavar com bastante água, aplicar uma solução de ácido bórico e vedar. 
De chamas ou objetos quentes: - Não lavar com água. Aplicar pomada para 
queimaduras (picrato de butesina) e vedar. 
Nos olhos: Lavar com bastante água e com algumas soluções para ácidos e/ou 
bases e finalmente aplicar-se uma ou mais gotas de azeite de oliva ou de rícino 
 
 
2.2. Incêndios: 
 
Os incêndios são constituídos por três elementos: calor, oxigênio e combustível. 
Desta forma, para apagar um incêndio basta eliminar um destes três elementos. É 
importante saber a localização dos extintores e também conhecer previamente como deve 
ser usado. 
Incêndios em pequena escala em pontos localizados podem ser facilmente apagados 
por abafamento ou extintor de dióxido de carbono. Nunca usar água para apagar incêndios 
em sistemas elétricos ou causados por substâncias reativas à água. 
 
 
 
 
 
 
2.3. Cortes: 
 
Lavar primeiro com água, depois com água oxigenada e desinfetar com tintura de 
iodo (dissolução de iodo em álcool). 
 
2.4. Intoxicações por Substâncias Químicas: 
 
 As intoxicações causadas por substâncias químicas podem ocorrer por ingestão, 
inalação ou absorção cutânea. 
 
2.4.1. Por Ácidos: 
 
HCN: é muito venenoso, usar preferivelmente nitrito de amido por 20 segundos no 
nariz para ser inalado. 
HCl: Lavar bem o local, não fazer a pessoa vomitar e dar-lhe grandes quantidades 
de água e leite, na pele, não aplicar graxas ou azeites; 
HF: lesões cutâneas, lavar com água ou solução de cloreto de cálcio a 1 % e como 
antídoto, deve dar-se óxido de magnésio. 
HNO3: Lavar com água ou bórax a 2%. 
H2SO4: idêntico ao anterior, e também lavar com bicarbonato de sódio. 
 
2.4.2. Por Álcalis: 
 
Provocam queimaduras superficiais e desorganização dos tecidos atacados. 
NH4OH: Transportar o paciente para o ar livre e se este estiver consciente dar-lhe 
bastante água e leite. Para lesões nos olhos, aplicar a dissolução de acido bórico a 2 %. 
NaOH ou KOH: Lavar bastante com ácido acético diluído a 1 % ou ingerir solução 
saturada de acido cítrico. 
 
2.4.3. Por solventes orgânicos 
 
Produzem intoxicações por inalação de vapores e lesões superficiais na pele e 
mucosa: 
Benzeno: pouca gravidade, expor ao ar livre ou aspirar O2 puro; na ingestão seguir 
os passos de envenenamento. IDEM PARA O TOLUENO E XILENO. 
Clorofórmio: os primeiros auxílios são: absorção de oxigênio e respiração 
artificial. 
Metanol: causa transtornos visuais, vômitos e náuseas a partir de doses de 25 ml. 
Tratar-se com bicarbonato de sódio dissolvido em água em intervalos de 03 horas. 
Nitrobenzeno: em indústrias de calçados e tecidos: na inalação lavar o estômago 
com água salgada a 1 %; nas lesões superficiais, limpar a pele com água e sabão. 
 
2.4.4. Envenenamentos: 
 
Levar ao médico imediatamente ou aplicar-se o antídoto universal: 
 carvão vegetal ativado e pulverizado (2 partes); 
 óxido de magnésio (1 parte); 
 ácido tânico (1 parte);. 
 
3. Equipamento básico de laboratório 
 
A execução de experimentos de química envolve a utilização de uma variedade de 
equipamentos e vidrarias de laboratório com finalidades específicas. O uso destes materiais 
depende dos objetivos e das condições em que a experiência será realizada. 
Os principais materiais e equipamentos de laboratório, bem como suas 
respectivas finalidades, serão apresentados pelo professor. 
 
4. Considerações finais 
 
1- Os trabalhos práticos devem sempre ser executados com todo o rigor de técnica a fim de 
que os resultados obtidos sejam dignos de confiança. 
2- Não gaste soluções desnecessariamente. 
3- Não retorne para os frascos restos das soluções que deles foram retiradas. 
4- Não aqueça nada em frascos volumétricos. 
5- Em todo trabalho prático siga rigorosamente as instruções escritas. Em caso de dúvida, 
dirija-se ao professor. 
6- Todo trabalho experimental deve ter seus resultados expressos de forma clara e 
inequívoca. 
 
 
5. Questões 
 
1- Quais são os riscos mais comuns em um laboratório de química? 
2- Quais são as formas que o organismo pode der agredido por reagentes químicos? 
3- Qual o primeiro cuidado que deve ser tomado ao se manusear um produto químico? 
4- Por que os frascos precisam ser rotulados? 
5- Quais são os três fatores que associados geram o fogo? 
6- Por que o extintor de água não pode ser usado em incêndios em instalações elétricas? 
7- Qual o extintor que você usaria em um foco de fogo em um equipamento eletrônico 
complexo? 
8- Faça um esquema dos seguintes materiais usados em laboratório de Química: 
a. Proveta; 
b. Pipetas graduadas e volumétricas; 
c. Balão volumétrico; 
d. Bureta; 
e. Béquer; 
f. Erlenmeyer; 
g. Kitasato; 
h. Funil de separação/decantação; 
i. Tripé e tela de amianto; 
j. Tubos de ensaio. 
9- Qual a diferença fundamental entre uma pipeta graduada e uma volumétrica? 
 
 
AULA 2 
 
MEDIDAS DE DENSIDADE 
 
1. Introdução: 
 
A densidade de uma substância é a razão entre a massa e o volume ocupado pela 
mesma, sendo calculada a partir da seguinte fórmula: 
 
d = m/V 
 
Quando falamos apenas de densidade de uma substância, sem qualquer outra 
indicação, queremos nos referir à densidade da substância em relação à água destilada e 
isenta de ar, a 4ºC e sob pressão normal (760 mmHg). 
 
2. Objetivos: 
 
Determinar experimentalmente as densidades de amostras de sólidos e líquidos. 
Comparar os resultados obtidos com os dados presentes na literatura científica. 
 
3. Parte Experimental: 
 
3.1 Sólidos 
 
Numere cada amostra sólida recebida. Determine a massa de cada uma por 
pesagem. Para encontrar o volume, proceda da seguintemaneira: coloque um volume exato 
de água em uma proveta; mergulhe o sólido na proveta e anote a variação no nível da água 
(essa variação corresponde ao volume do sólido). Coloque esses dados em uma tabela. 
Calcule as densidades, considerando os algarismos significativos. 
 
Amostra 
 
Massa 
(g) 
Volume 
(mL) 
Densidade 
(g/mL) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2 Líquidos: 
 
Com auxílio de uma pipeta graduada, meça 5, 10, 15 e 20mL de água destilada e 
faça a pesagem de cada um desses volumes. Coloque esses dados em uma tabela. Calcule a 
densidade, considerando os algarismos significativos. 
Faça o mesmo procedimento para o etanol, acetona e mercúrio. 
 
Amostra 
 
Massa 
(g) 
Volume 
(mL) 
Densidade 
(g/mL) 
 
Água 
 
 
 
Etanol 
 
 
 
Solução salina 
 
 
 
Mercúrio 
 
 
 
 
4. Questões: 
 
1- Faça uma tabela para comparar os resultados obtidos com os dados presentes da 
literatura. 
2- Além da densidade, que outras propriedades podem ser usadas na identificação de 
substâncias? 
3- Quem pesa mais, 1 Kg de água ou 1 Kg de mercúrioo? Qual das duas substâncias é mais 
densa? 
4- Por que um navio que pesa toneladas flutua no mar e um alfinete afunda se ambos são 
feitos de metal? 
 
 
 
 
AULA 3 
 
SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
1. Introdução 
 
Misturas são sistemas constituídos por mais de uma substância. Como exemplo 
temos o ar atmosférico, a água do mar e até água mineral. As misturas podem ser 
classificadas em homogêneas e heterogêneas. 
As misturas homogêneas são aquelas cujos componentes não conseguimos 
distinguir. Ela é perfeitamente uniforme, portanto monofásica. O ar atmosférico e a água 
do mar são exemplos de misturas homogêneas. 
As misturas heterogêneas são aquelas formadas por mais de uma fase. Nelas 
conseguimos distinguir mais de um componente. Água e óleo, bem como ar e poeira, são 
exemplos de misturas heterogêneas. 
 Muitas vezes é desejável separar as misturas em seus componentes. Para isto são 
usados diversos métodos que podem ser aplicados de acordo com a natureza da mistura em 
questão. 
 
 
 
2. Objetivos 
 
 Realizar operações de laboratório para a separação de misturas simples em seus 
componentes. 
 
3. Metodologia 
 
3.1 Separação Magnética 
 Misture um pouco de areia seca com limalha de ferro. Aproxime um ímã envolvido 
com papel da mistura. Observe e anote o resultado. 
 
3.2 Decantação de sólido-líquido 
Coloque pó de giz em um tubo de ensaio, junte água até a metade do tubo, agite e 
deixe em repouso na estante por alguns minutos. Observe de tempo em tempo. Após a fase 
sólida decantar, transfira com cuidado o líquido da mistura para outro tubo de ensaio. 
Anote o resultado. 
 
 
3.3 Filtração Simples 
 Dobre o papel ao meio formando um semi-círculo, faça uma segunda dobra não 
exatamente ao meio, mas de tal modo que as duas extremidades fiquem afastadas mais ou 
menos meio centímetro, faça um leve corte numa das extremidades para facilitar a 
aderência do papel ao funil. Coloque em um béquer 250 mL de água e uma porção de pó 
de giz, misturando com o bastão, filtre fazendo com que a parte sólida fique no papel filtro 
e o líquido passe através do funil (filtrado). 
 
3.4 Separação de líquidos não miscíveis 
 Adapte um funil de separação a um suporte universal contendo uma argola. 
Adicione ao funil 20 mL da solução de iodo 1% e 20 mL de clorofórmio. Agite e deixe em 
repouso por alguns minutos. Abra lentamente a torneira e recolha o clorofórmio em um 
erlenmeyer. 
 
3.5 Centrifugação 
 Em um tubo de ensaio (próprio da centrífuga) adicione 5 mL de uma mistura de 
água e giz em pó. Coloque este tubo na centrífuga, equilibrando-o com outro tubo 
contendo água. Centrifugue por 3 minutos. 
 
 
4. Questões 
 
1- Através da separação magnética, é possível separar uma mistura de enxofre e alumínio 
em pó? Por quê? 
2- Uma mistura de água com sal pode ser separada através de uma filtração simples? Por 
quê? 
3- Qual o procedimento que você adotaria para separar uma mistura de areia e serragem? 
4- Em uma mistura de água com óleo, por que a fase contendo o óleo fica sobre a fase 
aquosa? 
5- Como você procederia para separar uma mistura contendo sal, areia e limalha de ferro? 
6- Compare o processo de decantação com o de centrifugação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 4 
 
TESTE DE CHAMA 
 
1. Introdução 
 
O teste de chama baseia-se no fato de que quando uma certa quantidade de energia é 
fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da última camada de 
valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, 
produzindo o que chamamos de um estado excitado. Quando tais elétrons excitados 
retornam ao estado fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante, igual 
àquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança do 
nível eletrônico de energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular ou cor, é 
utilizada para identificar o referido elemento. 
A temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma quantidade 
de elétrons de certos elementos que emitem luz, ao retornarem ao estado fundamental, de 
cor e intensidade que podem ser detectados com considerável certeza e sensibilidade 
através da observação da chama. Tal procedimento é denominado teste de chama. 
Para tal teste, usa-se um bico de Bunsen ajustado para produzir uma chama azul, a 
qual é observada contra um anteparo negro, com o auxílio de um fio de platina ou níquel-
cromo de cerca de 3 cm de comprimento preso a um bastão. O fio deve ser limpo, 
aquecendo-o ao rubro na chama, e em seguida, mergulhado em ácido clorídrico 
concentrado. Este processo deve ser repetido várias vezes até que o fio, quando aquecido, 
não apresente coloração alguma à chama. 
 
2. Objetivos: 
 
 Verificar que, a uma temperatura elevada, certos elementos emitem luz de cores 
características; e relacionar os resultados obtidos com o modelo de Böhr. 
 
 
3. Metodologia 
 
Mergulhe o fio de níquel-cromo em uma solução de ácido clorídrico concentrado e 
leve-o até a chama do bico de Bunsen para limpeza da mesma. Mergulhe o fio na solução 
de ácido clorídrico concentrado, em seguida, passe-o na amostra a ser analisada e leve-o 
até a chama. Observe a cor da chama e anote. Repita o procedimento anterior para as 
demais amostras. Não se esqueça de limpar o fio de níquel-cromo após cada análise. 
 Anote as cores observadas e organize uma tabela com os resultados obtidos e as 
substâncias utilizadas. 
 
Amostra Cor Observada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Questões: 
 
1- Por que as diferentes substâncias apresentam cores diferentes ao serem aquecidas na 
chama? 
2- Como o modelo atômico de Böhr pode ser usado para explicar esses resultados? 
3- O teste de chama pode ser usado como um método de análise qualitativa? Por quê? 
AULA 5 
 
ELETRÓLITOS E CONDUTIVIDADE ELÉTRICA 
 
1. Introdução 
 
Os eletrólitos são compostos que quando colocados em contato com a água, 
originam soluções eletrolíticas, podendo ser tanto de natureza covalente, como de natureza 
iônica. Podem ser classificados em fortes ou fracos. 
Eletrólito forte é uma substância que está completamente ionizada em solvente. 
Suas soluções conduzem eletricidade melhor que o soluto puro. Os eletrólitos são 
oferecidos normalmente por substâncias iônicas ionizáveis. 
Ex: NaCl ↔ Na+ + Cl- 
 
Eletrólito fraco é uma substância molecular que está parcialmente ionizada em 
solução, ou seja, possui íons livres na solução, assim como possui moléculas, que 
caracterizam a solução pela pouca condutividade elétrica. O eletrólito fraco e os íons ficam 
em equilíbrio com moléculas não dissociadas. 
Ex: CH3COOH↔ CH3COO- + H+ 
 
 
2. Objetivos 
 
 Verificar a condutividade elétrica de diferentes soluções e substâncias e, a partir 
dos resultados, classificá-las como não eletrólitos, eletrólitos fortes ou fracos. 
 
3. Metodologia 
 
Preparar 100 mL de soluções 1,0 mol/L de NaCl, sacarose, HCl, HAc, NaOH e 
NH4OH. Verifique a condutividade elétrica destas soluções. Verifique também a 
condutividade da água de torneira, água destilada, etanol e amostras sólidas de sacarose e 
NaCl. Anote os resultados. 
 
 
AMOSTRA CONDUTIVIDADE JUSTIFICATIVA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 4. Questões 
 
1- Defina eletrólitos e não-eletrólitos. 
2- Qual o requisito básico para uma solução conduzir corrente elétrica? 
3- Qual a diferença entre ionização e dissociação? 
4- Explique a grande solubilidade do açúcar em água e a condutividade nula em água? 
5- Por que uma solução de HCl conduz eletricidade e uma de ácido acético conduz tão 
pouco a corrente elétrica? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 6 
 
GEOMETRIAS MOLECULARES 
 
 A geometria tridimensional das moléculas é determinada pela orientação relativa de 
suas ligações covalentes. De acordo com a teoria de repulsão dos pares de elétrons da 
camada de valência, a estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre todos os 
pares de elétrons presentes na camada de valência do átomo central. Existem cinco formas 
geométricas básicas das quais todas as moléculas derivam: 
 
 
 
Resumo das principais formas moleculares: 
CONVENÇÕES: 
A - átomo central; 
X - átomos ligantes; 
E - pares de elétrons não ligantes; 
Duplas e triplas ligações contam como uma ligação simples (um par de elétrons). 
 
 
Faça as estruturas de Lewis e, utilizando a Teoria da Repulsão dos Pares de 
Elétrons da Camada de Valência, determine a geometria das seguintes moléculas: 
 
a) BeH2; 
b) SO3; 
c) PH3; 
d) H2S; 
e) SiH4 
f) PCl5; 
g) SF4; 
h) ICl3; 
i) SF6; 
j) XeF2 
k) XeF4; 
l) Br3-; 
m) IBr4- 
 
 
 
AULA 7 
 
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS 
 
1. Parte Experimental: 
 
Realizar as reações apresentadas na tabela abaixo. Para as soluções aquosas, 
misturar 2 mL de cada. Se ocorrer precipitação, efervescência, mudança de cor e/ou 
temperatura da reação, anotar a evidência e escrever a reação balanceada. 
 
No Reação Evidência Eq. Química Balanceada 
1 HCl + NaOH 
 
 
2 HCl + Na2CO3 
 
 
3 HCl + K2CrO4 
 
 
4 HCl + Zn 
 
 
5 BaCl2 + Na2SO4 
 
 
6 BaCl2 + NaNO3 
 
 
7 BaCl2 + K2CrO4 
 
 
8 BaCl2 + Na2CO3 
 
 
9 BaCl2 + NaOH 
 
 
10 CuSO4 + BaCl2 
 
 
11 CuSO4 + Zn 
 
 
12 CuSO4 + NaOH 
 
 
 
2. Questões: 
 
1- Escreva as equações iônicas das reações acima. 
2- Qual é a diferença entre reação química e equação química? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 8 
 
PRECIPITAÇÃO E SOLUBILIDADE 
 
1. Introdução: 
 
As reações de precipitação são aquelas em que ocorre a formação de um sólido 
insolúvel. Tal sólido recebe o nome de precipitado. Muitas vezes, a solubilidade de um 
precipitado varia com a temperatura. 
 Um exemplo de reação de precipitação é apresentado a seguir: 
 
AgNO3 + NaCl  NaNO3+ AgCl 
 
As reações em solução aquosa também podem ser descritas por equações iônicas. Desta 
forma, a equação iônica da precipitação anterior é a seguinte: 
 
Ag+ + Cl- AgCl 
 
 
2. Objetivos 
 
 Obter um precipitado a partir da mistura entre soluções e verificar o efeito da 
temperatura sobre a solubilidade do mesmo 
 
3. Metodologia 
 
Em um balão volumétrico, prepare 50,0 mL de solução KI 0,02 mol/L. Faça os cálculos 
necessários. Transfira essa solução a um erlenmeyer. Prepare 50,0 mL de uma solução de 
Pb(NO3)2 0,01 mol/L. Misture as duas soluções no erlenmeyer. Anote o que ocorreu. 
Aqueça a mistura e anote o observado. Em seguida, coloque-a em banho de gelo e 
anote o que foi observado. Justifique as observações. 
 
 
4. Questões: 
 
1. Escreva as equações da reação envolvida. 
2. A solubilidade de um sal pode variar em função da temperatura? Por quê? 
3. Calcule qual a massa de precipitado que será formada na reação acima. 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 9 
 
ESTEQUIOMETRIA EM REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO 
 
 
1. Procedimento experimental: 
 
Ensaio I: AgNO3 vs NaCl 
 
1. Numere os tubos de ensaio de 1 a 5. 
2. Em cada tubo, adicione as respectivas soluções de acordo com a tabela: 
 
Tubo de ensaio 
 
V (mL) 
AgNO3 1 mol/L 
V(mL) 
NaCl 1 mol/L 
 
01 
 
 
1,00 
 
5,00 
02 
 
2,00 4,00 
03 
 
3,00 3,00 
04 
 
4,00 2,00 
05 
 
5,00 1,00 
 
3. Deixe os tubos em repouso por 15 minutos e anote os resultados. 
 
 
 
Ensaio II: AgNO3 vs. CaCl2 
 
1. Faça o mesmo procedimento com as soluções de AgNO3 1 mol/L e CaCl2 1 mol/L. 
2. Anote os resultados. 
 
2. Questões: 
 
1. Escreva as equações para as duas reações descritas acima. 
2. No ensaio I, em qual tubo obtivemos a precipitação máxima? Em quais casos houve 
excesso de cada reagente? 
3. No ensaio II, em qual tubo obtivemos a precipitação máxima? Em quais casos houve 
excesso de cada reagente? 
4. Com base nas equações de cada reação, justifique os casos nos quais houve o máximo 
de precipitação. 
5. Para precipitar 1,00 g de cada um dos sais acima, determine os volumes das soluções a 
serem utilizados, considerando em todos os casos a concentração de 1 mol/L. 
 AULA 10 
 
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
 
1. Introdução: 
 
Uma propriedade das substâncias que chamamos ácidos e bases é que elas reagem 
entre si de forma que o conceito ácido – base é extremamente útil em química para 
classificarmos as substâncias. De fato, quase todas as reações químicas podem ser 
amplamente classificadas como reações entre ácidos e bases ou como reações envolvendo 
oxidação e redução. 
Ácidos e bases exibem certas propriedades que nos conduzem a caracterizá-los 
como ácidos ou bases. Uma destas propriedades é que eles reagem um com o outro em um 
processo chamado neutralização. Em solução aquosa, a reação de neutralização toma a 
forma da equação iônica representativa: 
 
H3O+ + OH-  2H2O 
 
Uma reação típica entre um ácido e uma base é a que ocorre entre o ácido clorídrico 
e o hidróxido de sódio: 
 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 
2. Objetivos 
 
Determinar o rendimento de uma reação de neutralização em solução aquosa. 
 
3. Metodologia 
 
Transfira com auxílio de uma proveta de 30,0 mL uma solução de NaOH 1 mol/L para 
um erlenmeyer de 250 mL. Adicione ao erlenmeyer contendo a solução de NaOH, 35,0 
mL de uma solução de HCl 1 mol/L. Aqueça a mistura até quase a secura e finalize a 
secagem numa estufa a 110o C. Pese a massa de produto obtida. 
Escreva a equação referente a essa neutralização. Qual reagente foi colocado em 
excesso? Qual a massa de NaCl esperada? Calcule o rendimento da reação. 
 
 
4. Questões 
 
1- Qual o rendimento da reação executada neste experimento? 
2- Quais as fontes de erros neste experimento? 
3- Se reagirmos 22 gramas de NaOH com HCl em excesso, qual será a massa esperada de 
NaCl a ser produzida? 
 
AULA 11 
 
DETERMINAÇÃO DE CARBONATOS NATURAIS 
 
1. Introdução 
 
 Métodos de análise gravimétrica são baseados na determinação da massa de uma 
substância. A vantagem deste método quantitativo é que se pode determinar massas com 
uma grande precisão. Entretanto, é necessário isolar uma substância numa forma pura, o 
que é trabalhoso em muitos casos. 
 Pedras calcárias são compostas principalmente de carbonato de cálcio, carbonato de 
magnésio e sais duplos de cálcio e magnésio, CaMg(CO3)2. Podem conter detritos de 
outrasformações geológicas na forma de areia e de argila, materiais orgânicos e minerais 
secundários. A determinação de carbonato em pedra calcária normalmente é feita através 
da determinação da perda de massa durante a decomposição térmica dos carbonatos. 
 
MCO3  MO + CO2 
 Esta decomposição requer temperaturas altas, de até 1000°C. Um método alternativo 
é medir a perda de CO2 na reação dos carbonatos com ácido: 
MCO3 + 2H+  M2+ + H2O + CO2 
 
2. Objetivos 
 
Determinar a quantidade de carbonatos em uma amostra mineral por gravimetria. 
 
3. Metodologia 
 
 Coloque uma estante de tubos na balança e em seguida zere a mesma. Pese um tubo 
de ensaio (1) com algodão. Anote a massa. Adicione 0,30 g da amostra contendo carbonato 
de sódio. Pese novamente e anote a massa total. 
 Pese outro tubo (2) com 10,0 mL de HCl 2 mol/L. Transfira o ácido para o tubo (1), e 
coloque o algodão na boca do tubo, para evitar a perda de água. Após cessar totalmente a 
efervescência, pese novamente os tubos (1) e (2) e calcule a perda da massa da amostra. 
Determine o teor de carbonato de sódio na amostra. Repita pelo menos uma vez para 
verificar a reprodutibilidade do procedimento. 
 
 
Pesagem Material (I) 
Massa (g) 
(II) 
Massa (g) 
A Tubo (1) + Algodão 
B Tubo (1) + Algodão + Carbonato 
C Tubo (2) + Ácido 
D Tubo (2) 
E Tubo (1) + Algodão + Carbonato + Ácido 
 
Massa Carbonato = B - A 
Massa CO2 = (B + C – D) - E 
 
 
4. Questões 
 
1 - Complete a tabela de dados. 
2 - Calcule a massa de carbonato e de CO2 liberado na reação. 
3 - Calcule a percentagem de carbonato na amostra. 
4 - Quais são as fontes de erros nesta análise química? 
 
 
 
AULA 12 
 
CONFRONTO DE DENSIDADES 
 
1. Introdução 
 
 A densidade é uma propriedade que pode ser usada para identificar diferentes 
amostras. A densidade de soluções é afetada pela concentração e natureza das espécies 
dissolvidas. Desta forma, o conhecimento dos componentes de uma solução permite 
realizar a estimativa da densidade da mesma ou os procedimentos para eventuais alterações 
conforme o objetivo desejado. 
 
2. Objetivo 
 
Mostrar a diferença de densidade entre refrigerantes comum e diet e entre diferentes 
amostras de água. 
 
3. Metodologia 
 
Pese 100ml de refrigerante comum e de refrigerante diet. Faça uma tabela contendo 
os valores da massa, volume e da densidade de cada refrigerante. 
Repita o procedimento usando água destilada, água da torneira e água salgada. 
 
Amostra Massa Volume Densidade 
Refrigerante Comum 
Refrigerante Diet 
Água da torneira 
Água Destilada 
Água Salgada 
 
 
4. Questões 
 
1 - Explique os resultados acima. 
2 - Quando você dissolve uma xícara de açúcar em uma xícara de água, você adquire duas 
xícaras de solução? 
 
 
AULA 13 
 
SOLUBILIDADES DE SAIS DE METAIS ALCALINOS TERROSOS 
 
1. Introdução 
 
 Os elementos da segunda coluna da tabela periódica possuem somente dois estados 
comuns de oxidação: 0 e +2. A química desses elementos é tão semelhante que se torna difícil 
sua separação. Muitos dos seus compostos são pouco solúveis, mas é possível, pela escolha 
do ânion apropriado, encontrar diferenças na solubilidade, permitindo separar os cátions 
desses metais. 
 
2. Objetivos 
 
Nesta experiência, estudaremos a solubilidade dos íons de metais alcalinos terrosos na 
presença de ânions selecionados. 
 
 
3. Metodologia 
 
 Organize uma tabela na qual possa anotar os resultados obtidos quando cada solução 
que contém um cátion de metal alcalino terroso é testada com cada um dos reagentes abaixo: 
 
 Soluções dos reagentes para estudo das solubilidades relativas: 
 (NH4)2CO3 – 2 mol 
 K2CrO4 - 0,5 mol 
 (NH4)2C2O4 - 0,2 mol 
 (NH4)2SO4 – 1 mol 
 NH3(aq) - 1mol 
 
Use tubos de ensaio limpos de 13 x 100 mm. Teste 1 ml (cerca de 20 gotas) de cada 
uma das soluções dos nitratos metálicos, com 1 ml de cada reagente. Em cada caso verifique a 
quantidade de sólido formado comparando-os (mais ou menos) e anote na tabela. 
Estude cuidadosamente a tabela de dados dos experimentos da etapa acima ao receber 
uma solução desconhecida que contem um dos cátions estudados. Teste-a para saber se 
contém Mg2+, Ca2+, Sr2+ ou Ba2+. 
 
 
4. Questões 
 
1- Faça um fluxograma ilustrando os resultados e mostrando como você pode diferenciar 
uma amostra desconhecida. 
2- Se a amostra desconhecida conter bário e cálcio, como devemos proceder para separar e 
identificar esses cátions? 
 
AULA 14 
 
TITULAÇÃO 
 
1. Introdução: 
 
A determinação da quantidade de uma substância dissolvida em um solvente 
qualquer, geralmente pode ser feita por uma técnica denominada titulação. Basicamente 
faz-se reagir uma solução de concentração conhecida com uma precisão grande (1/1000) 
(titulante), adicionada continuamente a uma solução de concentração desconhecida 
(titulado), na presença de um indicador. A partir dos volumes de reação e do conhecimento 
da estequiometria da reação química é possível determinar a concentração da solução 
desconhecida. 
 
2, Objetivos 
 
3. Metodologia 
 
 Dissolva 0,2500 gramas da amostra do ácido sólido (ácido oxálico diidratado, 
C2H2O4.2H2O) em cerca de 50 ml de água destilada e adicione três gotas de fenolftaleína. Se 
o ácido não se dissolver totalmente, dissolver-se-á durante a titulação, quando será 
convertido num sal de sódio mais solúvel. 
Encha a bureta com a solução de NaOH 0,1000 mol/L e anote a leitura inicial. 
Adicione a base à solução ácida até que apareça a primeira coloração rosa permanente. 
Cuidado para não ultrapassar o ponto de viragem. Repita o procedimento mais uma vez. 
Anote os volumes gasto e determine a massa molar do ácido oxálico. Compare o 
resultado com a massa esperada. 
 
 
 
 
 
 
OH
OOH
O 
ácido oxálico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Questões 
 
1 - Apresente os cálculos para a determinação da massa molar do ácido oxálico. 
2 - Se ao invés de ácido oxálico, titulássemos 0,25 gramas de ácido acético, qual seria o 
volume de NaOH gasto? 
3 - Qual seria o volume de NaOH gasto, caso a concentração do NaOH fosse 0,25 mol/L? 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 15 
 
DUREZA DA ÁGUA 
 
1. Introdução: 
 
 Dureza da água é a propriedade relacionada com a concentração de íons de 
determinados minerais dissolvidos nesta substância. A dureza da água é 
predominantemente causada pela presença de sais de Cálcio e Magnésio, de modo que os 
principais íons levados em consideração na medição são os de Cálcio (Ca2+) e Magnésio 
(Mg2+). Eventualmente também o Zinco, Estrôncio, Ferro ou Alumínio podem ser levados 
em conta na aferição da dureza. 
 A dureza de uma amostra de água pode ser expressa por mg/L de CaCO3. As águas 
com dureza menor que 50mg/L são consideradas moles, enquanto que as com valores 
maiores que 300mg/L são consideradas muito duras. 
 
 
2, Objetivos 
 
Determinar por titulação com EDTA a dureza de várias amostras de água. 
 
 
3. Metodologia 
 
Colete pelo menos 3 tipos de amostras de água diferentes. Coloque 100mL de 
amostra de água em erlrnmeyer de 250 mL. Adicione 2 mL de solução tampão 10 ou 
hidróxido de amônio concentrado. Adicione 2 gotas do indicador negro de eriocromo T. 
Titule com solução de EDTA 0,01 mol/L. Repita o procedimento para ter cada análise em 
duplicata. 
 
 
4. Questões 
 
1 - Faça os cálculos da dureza de cada amostra de água utilizada. 
2 - Quais os interferentes mais comuns nesta análise? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 16 
 
ESTUDO DO EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS E BASES FRACAS. 
 
 Uma aplicação importante do princípio de Le Chatelier é o estudo das reações 
envolvendo o chamado efeito do íon comum. Por exemplo, numa solução aquosa de amônia 
(também chamada hidróxido de amônio) existeo equilíbrio: 
 
NH H Oaq3 2( )   NH OHaq aq4
 ( ) ( ) Kb = 1,8 x 10-5 
 
 A adição do NH4Cl, (NH4)2SO4 ou qualquer outro sal de amônio solúvel, alterará este 
equilíbrio? 
 
2. Objetivos 
 
 Estudar, com o uso de indicadores, os efeitos de íons comuns em equilíbrios 
envolvendo ácidos e bases fracas. 
 
3. Metodologia 
 
a) Para observar o efeito de ácidos e bases sobre indicadores, adicione uma gota de 
alaranjado de metila a 3 ml de água. Então adicione 2 gotas de HCl 1 mol/L, 
observe, e em seguida adicione 4 gotas de NaOH 1 mol/L e observe. Este é um 
indicador de acidimetria, cuja viragem ocorre na faixa de pH 3 - 4,5 (vermelho - 
amarelo). 
b) Repita a experiência usando fenolftaleina no lugar alaranjado de metila. A 
fenolftaleína é um indicador cuja viragem ocorre na faixa de pH 8,2 - 9,8 (incolor 
- vermelho). 
c) Coloque em um tubo de ensaio 2 ml de solução 0,1M de HAc (ácido acético) e 
uma gota de alaranjado de metila. Adicione lentamente e com agitação gotas de 
solução de acetato de sódio 1 mol/L. Observe e anote. 
d) Coloque em um outro tubo de ensaio 2 ml de solução 0,1mol/L de NH3 e uma gota 
de fenolftaleína. Adicione, com agitação, alguns cristais de NH4Cl. Observe e 
anote. 
 
 
4. Questões: 
 
1 - O que são indicadores? Quais as cores dos indicadores usados em meio ácido e básico? 
Monte uma tabela. 
2 - Qual o equilíbrio envolvido no item (c)? Qual a ação do acetato de sódio? 
3 - Qual o equilíbrio envolvido no item (d)? Qual a ação do cloreto de amônio? 
4 - Se trocássemos os indicadores usados anteriormente, as mudanças de pH seria notadas? 
Por quê? 
5 - Qual o pH de uma solução 0,1 mol/L de HAc? Ka = 1,8.10-5 
 
AULA 17 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO DE FORMAÇÃO DE ÍONS COMPLEXOS 
 
1. Introdução 
 
 Uma das propriedades químicas dos elementos de transição é a capacidade de formar 
complexos. Um complexo é um composto formado de vários agregados que podem existir 
independentemente em solução. Não podemos, por exemplo, considerar o íon SO42- um 
complexo, porque S6+ e O2- ou outros pares, não existem em solução aquosa. Um complexo 
consiste de um átomo central, que é um ácido Lewis, rodeado por várias bases de Lewis 
como NH3, OH- CN-, C2O42-, etc Estes complexos são formados quando as moléculas de 
água na esfera de hidratação do íon do metal de transição são substituídas por outras 
moléculas ou íons presentes na solução em concentrações altas. 
 
Exemplos de Complexos e suas Estruturas 
 
Ag NH3NH3 Cu
NH3
NH3NH3
NH3
Zn
OH
OH
OH
OH
Fe
CN
CN
CN
CN
CN
CN
linear
tetraédrica
plana quadrada
octaédrica
+
2+
2- 3-
 
 
 Os hidróxidos dos metais de transição são geralmente pouco solúveis em água. 
Quando se adiciona hidróxido de sódio a uma solução contendo íons de zinco, por exemplo, 
um precipitado é formado: 
Zn OHaq aq2 2 ( ) ( )  Zn s(OH) ( )2 
 
Pelo princípio de Le Chatelier, um excesso de íons hidróxido deveria deslocar o 
equilíbrio para a direita e provocar uma precipitação mais completa. Porém no caso do zinco 
o precipitado dissolve-se. Pode-se explicar isto pela tendência do íon zinco em formar um 
complexo com excesso de íon hidróxido. 
Zn OHs aq(OH) ( ) ( )2 2
  Zn aq(OH) ( )4
2 
 
 
2. Objetivos 
 
 Estudar o equilíbrio químico envolvido na formação de íons complexos e o efeito da 
concentração dos reagentes sobre esse equilíbrio. 
 
3. Metodologia 
 
3.1 Formação de Íon Complexo de Cobre 
 
 A 1 ml de uma solução de sal de cobre 0,1 mol/L (por exemplo Cu(NO3)2) adicione 
uma gota de solução de NH4OH 6 mol/L, agite e observe se houve mudança na coloração da 
solução, ou formação de um sólido. Continue a adição de NH4OH gota a gota, até observar 
algo distinto. 
 Para determinar que espécies presentes na solução de amônia (NH4+, OH- ou NH3) 
são responsáveis pelas mudanças observadas, faça os três experimentos a seguir: 
 
NH4
+
: Adicione 1 ml de NH4Cl 1 mol/L a 1 ml da solução de Cu2+ 0,1 mol/L. 
OH
-
: Adicione 1 ml de NaOH 6 mol/L a 1 ml de solução Cu2+ 0,1 mol/L. 
NH3: Realize este experimento na capela. Coloque alguns cristais de CuSO4.5H2O no 
fundo de um béquer pequeno. Coloque este béquer em uma cuba fechada saturada 
contendo amônia. 
 
 
3.2. Formação de Hidróxido de Zinco e do Complexo [Zn(OH)4]
2-
 
 
 A 1 ml de solução de Zn2+ 0,1 mol/L adicione 1 gota de NaOH 6 mol/L, com agitação, 
e observe; agora continue adicionando NaOH até outra grande mudança. Evite um grande 
excesso. Agora adicione HCl 6 mol/L, gota a gota e anote o resultado, continue adicionando 
mais HCl. Interprete todas as mudanças em termos do Princípio de Le Chatelier. 
 
4. Questões 
 
1. Qual o precipitado inicialmente formado? Por que ele se dissolve em seguida? 
2. Qual o íon complexo formado com o excesso de amônia? 
3. Escreva as reações iônicas envolvidas. 
4. Qual o precipitado inicialmente formado? Por que ele se dissolve em seguida? 
5. Qual o íon complexo formado com o excesso de NaOH? 
6. Escreva as reações iônicas envolvidas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA 18 
 
SEPARAÇÃO DE CÁTIONS DO GRUPO V 
 
1. Introdução 
 
Os íons do grupo V são precipitados na forma de cloretos insolúveis pela adição de 
excesso de ácido clorídrico. O cloreto mercuroso é o menos solúvel dos três. O cloreto de 
chumbo, entretanto, tem apreciável solubilidade em água, e por isso não é completamente 
removido na precipitação do grupo V. 
O PbCl2 não é muito solúvel em soluções frias, mas a sua solubilidade aumenta 
com o aumento de temperatura. A quantidade de íon Pb2+ que passa para o grupo IV, pode 
ser reduzida à uma quantidade mínina mediante resfriamento e usando-se excesso de HCI. 
Um teste positivo para Pb2+ neste grupo deve também ser seguido de um teste positivo no 
grupo IV. Quando a quantidade de Pb2+ for muito baixa, pode não ocorrer precipitação de 
PbCl2 e o teste para Pb2+ deve ser feito no grupo IV. 
Na precipitação deste grupo, usa-se o ácido clorídrico e não cloreto de amônio ou 
outro cloreto solúvel, porque o HCI fornece os íons H+ e Cl-, e a solução deve ser 
suficientemente ácida para impedir a precipitação eventual de outras espécies presentes na 
amostra. 
Necessita-se de um ligeiro excesso de NaCl a fim de que a concentração dos três 
cátions em solução fique a mais baixa possível. Por outro lado, um excesso muito grande 
deve ser evitado, pois leva à formação de cloro-complexos solúveis: 
 
 
2. Objetivos 
 
 Realizar a rota analítica para separação e identificação dos cátions do Grupo V. 
 
3. Metodologia 
 
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 10 gotas de solução 0,2 M de nitratos de 
cátions deste grupo; adicionar cerca de 10 gotas de HCI 6 M, agitar e centrifugar. Decantar 
e verificar se a precipitação foi completa pela adição de 1 gota de HCI 6 M ao líquido 
sobrenadante. Lavar o precipitado com 2 ml de água contendo 3 gotas de HCl 6 M. Agitar 
bem. Centrifugar e desprezar o líquido sobrenadante. 
Ao Precipitado I, que pode conter os cloretos do Grupo V, adicionar cerca de 4 ml 
de água destilada. Aquecer em banho-maria por pelo menos três minutos, agitar 
constantemente. Centrifugar rapidamente e decantar o líquido sobrenadante, que pode 
conter Pb2+, em um tubo de ensaio, adicionando-se a seguir 2 gotas de ácido acético 6 M e 
4 gotas de K2CrO4 1 M. A formação de um precipitado amarelo de PbCrO4 confirma a 
presença de Pb2+. A centrifugação pode auxiliar a identificação do sólido, pois a fase 
líquida é cor alaranjada. O precipitado que eventualmente restar nesta etapa após a adição 
de água destilada e aquecimento em banho-maria, pode ser chamado de Precipitado II, que 
pode conter AgCl e Hg2Cl2 
Lavar o Precipitado II com 4 ml de água destilada aquecer em banho-maria. 
Centrifugar e testar o Pb2+ nolíquido sobrenadante. Continuar a lavagem até que não 
ocorra nenhuma reação positiva para Pb2+. Ao precipitado lavado adicionar cerca de 2 ml 
de NH3 6 M e agitar bem. O aparecimento de um precipitado de cor negra ou cinza-escuro 
indica presença de Hg22+. Centrifugar e decantar o líquido sobrenadante, que pode conter 
Ag(NH3)2+, em um tubo de ensaio. A presença de Ag+ pode ser confirmada pela adição à 
esse líquido de cerca de 3 ml de HN03 6 M. Verificar com papel tornassol se a solução está 
ácida. A formação de um precipitado branco de AgCI indica a presença de Ag+. 
 
 
4. Questões 
 
1 - Faça um fluxograma ilustrando a separação e a identificação dos cátions do grupo V. 
2 - Por que o íon prata é solúvel em excesso de NH4OH e não em excesso de NaOH? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
MEDIDAS DE pH: INDICADORES, EFEITO DO ÍON COMUM E TAMPÃO 
 
Introdução 
 
 Eletrólitos fracos dissociam-se parcialmente quando puros ou quando 
dissolvidos em líquidos de elevada constante dielétrica, como a água. A água 
pura é um bom exemplo de eletrólito fraco e a equação química que representa a 
sua dissociação iônica é: 
 
 )()(32 )( 2 aqaq OHOHlOH
  K H O OH xw  
  [ ][ ] ,3
141 0 10 [1] 
 
 
Na água pura e, portanto, neutra, a 25 ºC tem-se que: 
 
 [ ] [ ] ,H O OHeq eq3
710 10     
[2] 
 
Ou, sabendo que pHOH   ]log[ 3 e  
log[ ]OH pOH , tem-se: 
 
 pH pOH  7 
[3] 
 
 Muitos ácidos e bases, além de outros compostos, classificam-se como 
eletrólitos fracos porque se dissociam parcialmente em íons quando dissolvidos 
em água. Constitui exemplo o ácido acético, cuja equação de dissociação é: 
 
 CH COOH H O laq3 2( ) ( )  CH COO H Oaq aq3 3( ) ( )
  Ka = 1,8 x 10-5 [4] 
 
A 25 ºC e para uma solução 1,0 M de ácido acético tem-se: 
 
 K
COO H O
COOH
xa  
 
[CH ] [ ]
[CH ]
,3 3
3
518 10 [5] 
 
 
 [CH3COOH] [H3O+] [CH3COO-] 
Antes da ionização (M) 1,0 0 0 
No equilíbrio 1,0 – x 0 + x 0 + x 
 
Ka = 
x
x
2
10,  ; 1,0 - x � 1,0 � 
x = 18 10 5, x  = 4,18 x 10-3 M = [H3O+] � 
[H3O+] = [CH3COO-] = 4,18 x 10-3 M 
 
 Dois aspectos devem ser ressaltados no que se refere às concentrações 
dos íons na solução aquosa exemplificada: 
 
a) Para a concentração de H3O+ no equilíbrio, a soma das contribuições desse 
íon devido à dissociação de H2O e de CH3COOH é praticamente 
determinada por essa última substância; e 
b) O aumento da concentração de H3O+ provocado pela dissociação de 
CH3COOH produz um deslocamento do equilíbrio [1]. A nova concentração 
de equilíbrio do H+ passa a ser maior do que 10 10 7,   e o pH < 7. 
 
 O deslocamento do equilíbrio e a consequente redução da concentração, 
exemplificada em (b), constitui o assim chamado efeito do íon comum. 
 Enquanto o equilíbrio [4] afeta de maneira sensível o equilíbrio [1], a 
influência contrária é praticamente desprezível. Isto porque a constante de 
dissociação iônica correspondente ao equilíbrio [4] é muito superior a 
correspondente ao equilíbrio [1] e a concentração do ácido acético não é 
extremamente pequena (compare [1] e [4]). 
 O equilíbrio [4] pode ser afetado pelo acréscimo de um ácido mais forte, se 
a sua concentração não for muito pequena. Se à solução 1,0 M de ácido acético 
for acrescentada uma concentração equivalente de ácido clorídrico, o equilíbrio [4] 
é afetado de maneira importante e a concentração de equilíbrio do H3O+ é 
praticamente determinada pelo eletrólito forte, HCl. 
 O equilíbrio [4] também pode ser afetado pelo aumento da concentração do 
íon CH3COO-, o que se consegue acrescentando, por exemplo, acetato de sódio 
em concentração semelhante à do ácido acético à solução aquosa deste último. 
Neste caso é a [CH3COOH]eq que é praticamente determinada pela concentração 
do acetato de sódio acrescentado. 
 Nesta prática, através da avaliação do pH, serão estudados os três 
exemplos de efeitos do íon comum acima discutidos, a saber: do ácido acético, 
sobre o equilíbrio de dissociação da água e do acetato de sódio sobre o equilíbrio 
de dissociação do ácido acético. 
 Soluções que contém ácido acético e acetato de sódio apresentam: 
a) [CH3COOH]eq praticamente igual à concentração colocada, porque a constante 
de dissociação deste ácido (equação [4]) é relativamente pequena; e 
b) [CH3COO-]eq praticamente igual à concentração do acetato de sódio, porque 
este é eletrólito forte e é desprezível à contribuição de CH3COO- da 
dissociação do ácido acético. 
Assim, o pH da uma solução pode ser calculado usando-se a expressão 
abaixo, que é uma transformação de Eq. [5]: 
 
pH pK
CH COO
CH COOHa
 

log
[ ]
[ ]
3
3
 onde pKa = -log Ka 
 
 Soluções como as referidas, em que os dois eletrólitos têm concentrações 
relativamente elevadas e da mesma ordem de grandeza, apresentam uma 
propriedade notável: como têm concentrações relativamente elevadas de 
CH3COOH, são capazes de neutralizar soluções alcalinas; como também têm 
concentrações relativamente elevadas de CH3COO- que também são capazes de 
neutralizar soluções ácidas. Essa dupla ação caracteriza o que se denomina de 
efeito tamponante da solução. 
 
O acréscimo de acetato de sódio à água também afeta o equilíbrio [1]. Isso 
porque a água reage com o íon acetato, na forma da equação [4]. A equação (VII) 
abaixo representa a combinação desses dois equilíbrios: 
 
CH COO H O3 2
   CH COOH OH3   K
K
K
CH COOH OH
CH COOhid
w
a
 


[ ][ ]
[ ]
3
3
 
 
 Essa equação representa a hidrólise o íon acetato e como ocorre um 
aumento da concentração de OH-, consequentemente aumenta-se também o pH. 
 Sofrem hidrólise os ânions de qualquer outro ácido fraco e também os 
cátions de qualquer base fraca, como NH4+, Fe3+, Al3+, etc. 
 
 
Procedimento experimental 
 
 Numere os tubos de ensaio recebidos de 1 até 17. Meça 10 cm3 de água 
destilada na proveta e transfira para o tubo 6. Use este tubo para fazer marcas de 
10 cm3 nos tubos 1 a 5 e guarde-o para ser usado na parte I. 
 O pH das soluções é avaliado pelo emprego de indicadores, de acordo com 
critérios de cor (Tabela 1). 
 
Tabela 1 - Correspondência entre pH e cores apresentadas pelos indicadores. 
INDICADOR COR DA SOLUÇÃO pH DA SOLUÇÃO 
Verde de Bromocresol 
(VBC) 
Amarela 
Verde 
Azul 
< 3,8 
 3,8 - 5.4 
> 5,4 
Azul de Bromotimol 
(ABT) 
Amarela 
Verde 
Azul 
< 6,0 
6,0 - 7,6 
> 7,6 
Fenolftaleína 
(FFT) 
Incolor 
Rósea 
Púrpura 
< 8,0 
8,0 - 10 
> 10,0 
 
 
Parte I: Avaliação do pH da água destilada. 
 
 Coloque cerca de 50 cm3 de água destilada num erlenmeyer de 125 cm3 e 
leve à ebulição durante alguns minutos. Tampe o frasco com rolha de cortiça e 
resfrie a parede externa com água de torneira. 
 Acrescente, sem agitação, cerca de 10 cm3 da água fervida (e resfriada à 
temperatura ambiente) a cada um dos tubos de ensaio 1, 2 e 3. Faça o mesmo 
com os tubos 4, 5 e 6, empregando água destilada não fervida. 
 Acrescente aos seis tubos de ensaio 3 gotas dos indicadores (Tabela 2) e 
registre, na mesma, a cor observada em cada tubo e o pH correspondente, 
empregando o critério de cores (Tabela 1). Compare as tonalidades dos tubos 2 e 
5. Analise os resultados. 
 
Tabela 2 - pH da água destilada. 
TUBO ÁGUA INDICADOR COR 
OBSERVADA 
INTERVALO DE 
pH 
1 Fervida VBC 
2 Fervida ABT 
3 Fervida FFT 
4 Não-fervida VBC 
5 Não- fervida ABT 
6 Não- fervida FFT 
 
Parte II: Avaliação do pH de soluções aquosas.Nos tubos de ensaio 7 a 15 coloque os volumes das soluções e 4 gotas 
dos indicadores assinaladas na Tabela 3. Anote as cores observadas e os 
respectivos valores de pH. Analise os resultados. 
 
 Tabela 3 - Avaliação do pH de soluções aquosas. 
TUBO COMPONENTES E VOLUMES 
(cm3) 
INDICADOR COR pH 
 ác. acético 
0,2M 
acetato de 
sódio 1M 
água 
7 8 0 2 VBC 
8 8 0 2 ABT 
9 8 0 2 FFT 
10 0 2 8 VBC 
11 0 2 8 ABT 
12 0 2 8 FFT 
13 8 2 0 VBC 
14 8 2 0 ABT 
15 8 2 0 FFT 
 
 
Parte III: Estudo do efeito tamponante. 
 
 A parte III é realizada com as soluções contidas nos tubos 1, 3, 13 e 14. 
Passe a metade do tubo 13 para o tubo 16 e metade do tubo 14 para o tubo 17. 
Estime o pH de cada solução e anote na Tabela 4. Adicione 1 mL de solução 0,5 
M de HCl aos tubos 1 e 13 e adicione 1 mL de solução 0,5 M de NaOH aos tubos 
3, 16 e 17 (Tabela 4). Anote as cores observadas e os valores de pH avaliados. 
Analise os resultados. 
 
Tabela 4 - Estudo do efeito tamponante. 
 
Tubo 
 
Solução inicial 
 
Indicador 
Reagente 
acrescentado 
 
pH inicial 
 
pH final 
1 Água destilada VBC HCl 0,5 M 
3 Água destilada FFT NaOH 0,5 M 
13 Solução 
tampão 
VBC HCl 0,5 M 
16 Solução 
tampão 
VBC NaOH 0,5 M 
17 Solução 
tampão 
ABT NaOH 0,5 M 
 
 
Bibliografia: 
 
a) J.C. Kotz e P. Treichel Jr., Chemistry and Chemical Reactivity, 3ª edição, 
Saunders College Publishing, (1996) cap. 17 (A Química de Ácidos e 
Bases). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
DETERMINAÇÃO DE CONSTANTE DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
 
 Em uma solução saturada de cloreto de chumbo (II) observamos o seguinte 
equilíbrio entre as espécies presentes: 
 
PbCl2  Pb2+ + 2Cl- 
 
 A constante de produto de solubilidade (Kps) expressa matematicamente a 
relação entre os íons envolvidos no ponto de saturação da solução: 
 
Kps = [Pb2+] x [Cl-]2 = 1,6 x 10-5 
 
 
Procedimento experimental 
 
1. Pese um erlenmeyer seco. 
2. Transfira a esse erlenmeyer 25,00 mL de uma solução saturada de PbCl2 com 
auxílio de uma pipeta volumétrica. 
3. Aqueça até a evaporação completa da água. 
4. Pese novamente o erlenmeyer e determine a massa de sal presente. 
 
 
Resultados 
 
Massa do erlenmeyer 
Massa do erlenmeyer + Sal 
Massa de PbCl2 
Concentração PbCl2 (g/L) 
Molaridade PbCl2 
[Pb2+] 
[Cl-] 
Kps experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
CURVA DE SOLUBILIDADE DO NITRATO DE POTÁSSIO 
 
Introdução 
 
A solubilidade de uma substância em um determinado solvente é em 
função principalmente da natureza do solvente e da natureza do soluto, mas é 
também afetada pela temperatura. Para os solutos gasosos, quando se aumenta 
a temperatura do solvente, diminui-se a solubilidade do gás. Para os solutos 
sólidos e mesmo líquidos a regra geral é que um aumento da temperatura 
aumenta sua solubilidade. 
 
 
Procedimento 
 
1. Pese, em tubos de ensaio grandes, nitrato de potássio, nas seguintes 
quantidades (em gramas): 
 
TUBO A B C D E 
Massa (g) 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 
 
2. Adicione a cada tubo 3,0 mL de água destilada, por meio de uma pipeta. 
Execute o procedimento abaixo em cada um dos tubos, começando pelo 
que contém a maior quantidade de sal, e assim sucessivamente. 
3. Aqueça os tubos em banho-maria até que o sal se dissolva, agitando a mistura 
para isso. 
4. Quando o sólido tiver dissolvido cesse o aquecimento, coloque o termômetro 
na solução e deixe esfriar agitando continuamente com muito cuidado. Meça a 
temperatura na qual o sal começa a cristalizar e anote. 
5. Determine a solubilidade do nitrato de potássio em cada temperatura (massa 
de sal por 100 gramas de água). 
6. Com os dados obtidos nesta experiência construa a curva de solubilidade do 
nitrato de potássio. 
 
Observações 
 
Considere a densidade da água 1,00g/mL e, portanto, 5 mL correspondem 
a 5g. Se necessário, repita a operação, bastando para tal reaquecer o tubo até a 
dissolução dos cristais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
CALOR DE REAÇÃO 
Introdução 
 
Nesta experiência será utilizado um erlenmeyer como recipiente para a 
reação e como calorímetro simples para medir o calor desprendido ou absorvido 
durante as reações. 
Admitiremos que o calor de reação seja usado para modificar a temperatura 
da solução aquosa e do frasco. Desprezaremos pequenas perdas de calor para 
o ambiente. Lembre-se que é preciso 1,0 caloria para fazer variar de 1oC a 
temperatura de 1 g de água. Para alterar de 1oC a temperatura de 1 g de vidro, 
precisa-se de 0,2 cal. 
 
Nesta experiência serão medidas e comparadas as quantidades de calor 
envolvidas em três reações: 
 
Reação 1 - Hidróxido de sódio sólido dissolvido em água, formando solução 
aquosa de íons: 
 
NaOH(s) �Na+(aq) +OH -(aq), +x1 cal 
�H1 = -x1 cal 
 
Reação 2 - Hidróxido de sódio sólido reagindo com solução aquosa de cloreto de 
hidrogênio, formando água e solução aquosa de cloreto de sódio: 
 
NaOH(s) + H+(aq) + Cl-(aq) � H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) + x2 cal 
�H2 = -x2 cal 
 
Reação 3 - Solução aquosa de hidróxido sódio reagindo com solução aquosa de 
cloreto de hidrogênio, formando água e solução aquosa de cloreto de sódio: 
 
Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl -(aq) � H2O + Na+(aq) + Cl-(aq) + x3 cal 
�H3 = - x3 cal 
 
 
Procedimento experimental 
 
DETERMINAÇÃO DO CALOR DA REAÇÃO 1 
(a) Determine a massa do erlenmeyer limpo e seco. 
(b) Coloque no erlenmeyer cerca de 200 mL de água, pese e anote a 
temperatura. 
(c) Coloque cerca de 2 g de NaOH (o NaOH se torna úmido enquanto 
fica na balança, por isso pese rapidamente). 
(d) Deixe cair essa quantidade de NaOH na água. Movimente o frasco 
até que o hidróxido de sódio se tenha dissolvido. Introduza o termômetro 
no frasco e anote a temperatura extrema. 
DETERMINAÇÃO DO CALOR DA REAÇÃO 2 
Repita as etapas b, c, e d usadas na determinação do calor da reação 1, mas 
na etapa b substitua água filtrada por 200 mL de HCl 0,25 M. 
Lave de novo o frasco e passe para a reação 3. 
 
DETERMINAÇÃO DO CALOR DA REAÇÃO 3 
(a) No erlenmeyer coloque 100 mL de solução 0,5 M de HCl e num 
becker de 300 mL coloque 100 mL de solução 0,5 M de NaOH. As duas 
soluções devem estar à temperatura ambiente ou ligeiramente abaixo 
dessa. Verifique isto com um termômetro (lave-o antes de passá-lo de uma 
solução para a outra). Anote as temperaturas. 
(b) Adicione a solução de hidróxido de sódio à solução de ácido 
clorídrico. Misture rapidamente e anote a temperatura mais elevada que for 
atingida. 
(c) Em seguida pese o frasco com a solução e anote o valor. 
 
CÁLCULOS 
1. Para cada uma das reações calcule: 
(a) A variação de temperatura. 
(b) A quantidade de calor absorvida pela solução. 
(c) A quantidade de calor absorvida pelo frasco. 
(d) A quantidade total de calor absorvida. 
(e) O número de moles de NaOH usados em cada reação. 
(f) A quantidade total de calor envolvida por mol de NaOH. 
 
2. Exprima seus resultados como calores de reação: �H1, �H2, �H3, todos 
por mol de NaOH. 
 
3. (a) Compare �H2 com �H1 + �H3 e explique. 
(b) Calcule a diferença percentual entre �H2 e �H1 + �H3, admitindo que 
�H2 esteja correto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
ENTALPIA DE SUBLIMAÇÃO DE CO2 
 
Objetivos 
 
 O objetivo deste experimento é a determinação da variação de entalpia de 
sublimação (�Hsub) do CO2 (gelo seco), o que corresponde ao processo: 
 
CO s2 ( )  CO Hg sub2 ( );  CO CO ; H2(s) 2(g) sub  
 
Parte Experimental 
 
 Adicione ao copo plástico dentro do ”isopor” uma quantidade conhecida de 
cerca de 100 g de água destilada, pesada comprecisão de 0,01 g. Não use o 
agitador de fio de cobre. Adapte o termômetro com divisão de escala de 0,2oC à 
tampa de isopor, de modo que seu bulbo fique bem no centro do líquido. Leia a 
temperatura inicial da água e anote; pese com precisão de 0,01 g uma barrinha de 
gelo seco, de 5 a 10 g com o auxílio de um copinho plástico, adicione o gelo seco ao 
copo e tampe rapidamente o isopor. Anote a temperatura a cada 60 segundos, até 
que todo CO2 tenha passado ao estado gasoso. Continue as medidas por mais 5 
minutos. Sem agitação mecânica se formarão gradientes de temperatura no copo 
durante o processo. 
Repita o procedimento e calcule �Hsub nas duas medidas. 
Agora repita todo o procedimento, trocando a água destilada por NaOH 0,1M. 
 
Relatório 
 
 Apresente seus resultados em tabelas e faça um gráfico da temperatura em 
função do tempo. Calcule o valor de �Hsub nas três medidas e compare com o valor 
da literatura (26 4 13, , kJ/mol). O valor de �Hsub obtido usando NaOH é diferente? 
Explique. 
 
Bibliografia 
 
a) J.A. Simoni, Química Nova, 12, 4 (1989), 376-378. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
VELOCIDADE DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Introdução 
 
 As substâncias interagem quimicamente nos estados líquido e gasoso 
quando suas moléculas colidem. O número de colisões efetivas depende da energia 
e orientação destas colisões, que depende do número de moléculas por volume 
(concentração) e também da temperatura. 
 Quando duas substâncias A e B reagem em um sistema à temperatura 
constante, a velocidade V pode ser calculada por meio de uma equação 
matemática, normalmente denominada lei de velocidade: 
 
V k [A] [B]m n V = função de tempo, pois [A] e [B] são função do tempo. 
 
A constante k (constante de velocidade) depende da natureza dos reagentes 
e das condições experimentais (temperatura, pressão e catalisador). Os coeficientes 
m e n são obtidos experimentalmente e são denominados “ordem de reação”. Em 
relação aos reagentes A e B, a soma (m + n) é a ordem de reação global e não tem 
qualquer correlação com os coeficientes estequiométricos da reação química. Os 
coeficientes m e n podem assumir quaisquer valores, inclusive “zero”. Hoje você 
estudará a influência da concentração e da temperatura na velocidade de uma 
reação química. 
 
Parte I: Dependência da velocidade em relação à concentração. 
 
 A seguinte reação química global será estudada: 
 
 S O + 2H2 3
2-
(aq)
+
(aq)  H O + SO + S2 (aq) 2 (aq) (s) 
 
 Na reação acima o enxofre coloidal aparece como uma turvação quando a 
quantidade de enxofre formado chega uma concentração crítica. O tempo entre a 
mistura dos reagentes (início da reação) e o aparecimento dos primeiros traços de 
enxofre depende das concentrações dos reagentes e da temperatura. Assim, 
1/tempo é proporcional a velocidade inicial da reação, já que: 
 
Vel. inicial = moles de S formado/tempo 
 
e número de moles de enxofre formado quando aparece o primeiro sinal de 
turbidez é o mesmo em todas as medidas. 
 
Procedimento 
 
 Preencha 3 buretas com água, solução de Na2S2O3 0,2M e H2SO4 0,05M. 
Preencha os quatro tubos numerados com 8, 6, 4, 2 mL de Na2S2O3 e água 0, 2, 4 
e 6 mL, respectivamente, para preparar soluções com volume total de 8 mL. 
Adicione 6mL de H2SO4 a outros quatro tubos de ensaio. Agora adicione um dos 
tubos de H2SO4 ao 1o tubo contendo 8mL de Na2S2O3, agite rapidamente ao 
mesmo tempo em que começa a marcar o tempo; ao aparecimento da primeira 
turvação, anote o tempo decorrido. Repita o processo para os tubos 2, 3 e 4. 
Calcule as concentrações molares dos reagentes em cada tubo, no instante da 
mistura e construa o gráfico t x [S2O32-] e (1/t) x [S2O32-]. Que tipo de função 
aparece? A curva passa pela origem? Por quê? Dá para se ter uma ideia da ordem 
da reação em relação ao [S2O32-]? 
 
Parte II: Efeito da temperatura na velocidade da reação. 
 
 Coloque 4 mL de Na2S2O3 em 5 tubos de ensaio numerados (1, 2, 3, 4, 5) e 
4 mL de H2SO4 em outros cinco tubos numerados (1a, 2a, 3a, 4a, 5a). Mergulhe os 
tubos 1 e 1a em um béquer com água à temperatura ambiente, anote seu valor e 
espere 5 minutos. Agora adicione o conteúdo do tubo 1a ao do tubo 1, agite 
vigorosamente e faça como na parte I, mantendo o conteúdo reacional dentro do 
béquer com água até o término do processo (aparecimento de turvação). Aqueça a 
água cerca de 10oC acima da temperatura anterior e repita o processo com os 
tubos 2 e 2a, procurando manter constante a temperatura do banho de água. 
Repita o processo para os tubos 3 e 3a, elevando a temperatura 10oC acima da 
anterior. 
 Troque a água do béquer por água à temperatura ambiente e adicione gelo 
até resfriá-la de cerca de 10oC. Mergulhe os tubos 4 e 4a e espere 5 minutos 
procurando manter a temperatura do banho de água constante. Adicione o 
conteúdo do tubo 4a ao tubo 4. Agite e meça o tempo para o aparecimento da 
turvação, mantendo o tubo imerso no banho e a temperatura do banho constante. 
Repita o procedimento para os tubos 5 e 5a com uma temperatura cerca de 20°C 
abaixo da temperatura ambiente. 
 Construa um gráfico (1/t) x T e ln(1/t) x (1/T), T em kelvin. Tente outras 
funções para estas variáveis. Seria possível obter uma reta em algum caso? Qual o 
efeito da temperatura na velocidade da reação? 
 
Bibliografia 
 
a) Kotz e P. Trichel Jr., Chemistry and Chemical Reactivity, 3ª edição. 
Saunders College Publ. (1996) cap. 15 (Cinética Química: as Velocidades e os 
Mecanismos das Reações Químicas. 
b) W.L. Masterton, E.J. Slowinski, "Química Geral Superior", 4a. edição, 
Editora Interamericana Ltda, Rio de Janeiro, 1978. pág. 70-86. 
c) Mahan, "Química - Um Curso Universitário", Editora Edgard Blucher Ltda., 
São Paulo, 1972. p.26-37 e 207. 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
CINÉTICA QUÍMICA I: EFEITO DA CONCENTRAÇÃO 
 
Objetivo 
 
Observar como a mudança da concentração dos reagentes afeta a 
velocidade de uma reação. 
 
Introdução 
 
A velocidade de uma reação química pode ser medida de diversas 
maneiras. Em reações onde há envolvimento de gases a velocidade pode ser 
medida monitorando as mudanças de pressão no sistema. O aumento de pressão 
do sistema é a medida do aumento do número de moléculas que está ocorrendo. 
Medidas da velocidade de mudanças de cor de uma solução são outro 
método de medida da velocidade de reação. Instrumentos capazes de medir a 
quantidade de luz que passa através de uma solução contendo espécies que 
absorvem cor são usados para medir velocidades de reação. 
Em todos os casos onde velocidades de reação são trocas de 
concentração ou número de moléculas reagentes, átomos ou íons por unidade de 
volume, essas influenciam a velocidade de uma reação. Moléculas colidindo entre 
moléculas reagentes ocorrem com maior frequência sob condições de alta 
concentrações, aumentando a velocidade da reação. 
Nesta experiência, ácido clorídrico reage com o tiossulfato de sódio 
(Na2S2O3) para produzir enxofre coloidal como um dos produtos. Em algum ponto 
na reação o teor de enxofre da solução resulta em uma solução opaca. O tempo 
para cada solução tornar-se opaca será a medida da velocidade de reação. A 
reação é: 
 
2 HCl + Na2S2O3 � SO2 + S + 2 NaCl + H2O 
 
Procedimento experimental 
 
1. Numere 4 tubos de ensaio. 
2. Coloque respectivamente em cada tubo 2, 4, 6 e 8 mL de solução de Na2S2O3 
0,1 mol/L. 
3. Complete os tubos com água destilada até 8 mL de volume total. 
4. Agora, em cada tubo, um por vez, adicione 8 mL de HCl 1 mol/L, agite 
rapidamente e marque o tempo necessário para que a solução fique opaca. O 
relógio deve ser acionado no instante de adição do ácido. 
5. Repita o procedimento para verificar a reprodutibilidade das medidas. 
6. Faça uma tabela com esses dadose determine o tempo médio de reação em 
cada caso. 
 
Questões 
1. Faça um gráfico relacionando a concentração do Na2S2O3 com o tempo de 
reação. 
2. Qual a conclusão que você obtém com os resultados do experimento? 
3. Que tipo de dispersão o enxofre forma com a água? 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER E EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Introdução 
 
 Muitas reações químicas são reversíveis. Em outras palavras, se duas 
espécies químicas em solução são misturadas e formam novas espécies, há uma 
tendência para que as novas espécies reajam formando as espécies originais. A 
velocidade de formação das novas espécies será no início mais rápida do que a 
reação contrária. Entretanto, após algum tempo, quando não se percebe mais 
nenhuma mudança, a velocidade de formação das novas espécies iguala-se a da 
reação reversa que forma as substâncias originais e diz-se que o equilíbrio foi 
alcançado. 
Equações de equilíbrio são escritas com duas setas apontadas em 
direções opostas entre reagentes e produtos, indicando que ambos os processos 
ocorrem simultaneamente. 
 
 Reagentes  Produtos 
 
 Por exemplo, o equilíbrio para uma solução saturada de carbonato de 
cálcio (CaCO3 não dissolvido permanece no fundo do tubo) é representada pela 
equação: 
 
 CaCO3 (s)  Ca2+(aq) + CO32-(aq) 
 
As duas setas indicam que alguns íons Ca+2(aq) e CO32-(aq) estão se 
separando indo para a solução (reação direta) e outros estão se juntando para 
formar o CaCO3 sólido (reação inversa). O equilíbrio é alcançado quando a 
velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa. 
 Para uma equação geral que se processa em uma só etapa, em ambas 
direções, A + B  C + D as velocidades das reações diretas e inversas são: 
 
Veloc. Direta = k1.[A].[B] 
 Veloc. Inversa = k2.[C].[D] 
 
No equilíbrio, as duas velocidades são iguais. 
 
 k1.[A].[B] = k2.[C].[D] 
 Keq = k1/k2 = [C].[D]/[A].[B] ou seja Keq = [C].[D] / [A].[B] 
 
Ou, para o caso mais geral: 
 
 aA + bB + ...  cC + dD + ... 
 Keq = [C]c.[D]d... / [A]ª.[B]b... 
 
 A relação matemática para K demonstra o Princípio de Le Chatelier em que 
uma ação em um sistema em equilíbrio provoca uma ação contrária amenizando 
aquela ação. Se uma solução de ácido ascórbico para a qual Ka = [H+].[Asc-] / [H 
Asc] é perturbada pela adição de HCl (aumentarmos a concentração de H+) o 
sistema se deslocará no sentido da reação que consome H+. 
 
Produtos de solubilidade 
 A constante de equilíbrio para compostos que tem uma solubilidade em 
água muito baixa é chamada produto de solubilidade. Por exemplo, somente 2 x 
10-4g de cloreto de prata se dissolve em 100 mL de água para formar íons prata e 
cloreto. 
 
 AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl-(aq) 
 
Onde a constante de equilíbrio é: Keq = [Ag+].[Cl-] / [AgCl] 
Entretanto, como a concentração de AgCl sólido é constante, a equação fica: 
 
Keq = [Ag+].[Cl-] 
Ksp = [Ag+].[Cl-] 
 
Onde Ksp é chamada produto de solubilidade. 
 
 Ca(OH)2 também possui uma solubilidade pequena (0,1 g/100 mL). 
 Ca(OH)2(s)  Ca2+(aq) + 2OH-(aq) 
 Ksp = [Ca2+].[OH-] 
 
Íons complexos 
 Cobre (II) reage com amônia para formar um complexo de acordo com a 
equação: 
 Cu2+(aq) + 4NH3(aq)  Cu(NH3)42+(aq) 
A redução na concentração de Cu2+(aq) ou NH3(aq) causará a dissociação 
do complexo nos reagentes. 
 
 
Procedimento 
 
A. Equilíbrio dos íons cromato, CrO42- e dicromato, Cr2O72-. 
 
2CrO42-  Cr2O72- 
 
Antes de utilizar qualquer pipeta limpe a extremidade com papel toalha molhado. 
 
1. Com uma pipeta graduada coloque 10 mL de cromato de potássio (K2CrO4) 
em um tubo de ensaio e 10 mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7) em um 
outro tubo. Anote a cor de cada solução. Esses dois tubos servirão de 
estoque para o procedimento a seguir. Não utilize mais os frascos de 
soluções. 
2. Em dois tubos de ensaio coloque 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de cada 
solução, respectivamente, em cada tubo. Acrescente, de gota a gota NaOH 
1,0 M alternadamente em cada um dos tubos até mudança de cor em um 
deles. Anote as cores nesse momento. Guarde essas soluções para a 
etapa 5. 
3. Repita o procedimento anterior mas acrescente HCl 1,0 M, gota a gota, 
alternadamente em cada um dos tubos até mudança de cor em um deles. 
Guarde essas soluções para a etapa 4. 
4. Acrescente, gota a gota, NaOH 1,0 M a um dos tubos da etapa 3 até 
mudança de cor. Anote a cor final. 
5. Em um dos tubos da etapa 2 acrescente, gota a gota, HCl 1,0 M até 
mudança de cor. Anote a cor final. 
 
B. Equilíbrio de cromato de bário, BaCrO4(s), com uma solução saturada 
de seus íons. 
 
BaCrO4(s)  Ba2+(aq) + CrO42-(aq) 
 
1. Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de K2CrO4 0,10 
M e acrescente, gota a gota, nitrato de bário (Ba(NO3)2) 0,10 M até 
perceber alguma alteração. Guarde este tubo para a etapa 3. 
2. Em outro tubo de ensaio, coloque 10 gotas de K2Cr2O7 0,10 M. Acrescente 
2 gotas de HCl e depois 10 gotas de Ba(NO3)2 0,10 M. Anote se houve 
mudança de cor e/ou formação de precipitado. Guarde esse tubo de ensaio 
para o item 4. 
3. Ao tubo de ensaio da etapa 1 acrescente, gota a gota, HCl 1,0 M até notar 
alguma alteração. Anote o que observou. 
4. Ao tubo de ensaio da etapa 2 acrescente NaOH 1,0 M até notar alguma 
modificação. 
5. Sugira uma maneira de inverter as observações nas etapas 3 e 4. Teste 
suas sugestões. 
 
Questionário 
 
1. Qual a influência de H+(aq) sobre o equilíbrio? 
 
2CrO42-(aq)  Cr2O72-(aq) 
 
Complete a equação, acrescentando no lado adequado o número de íons H+ e 
moléculas de H2O respectivamente. 
 
2. Qual a influência da concentração de OH-(aq) sobre o equilíbrio? 
 
Cr2O72-(aq)  2CrO42-(aq) 
 
Complete e balanceie a equação acrescentando íons OH- e moléculas de H2O. 
 
3. Baseando-se no Princípio de Le Chatelier, explique os dois equilíbrios 
investigados nesta prática. 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
ESTUDO QUANTITATIVO DE UM EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
Introdução 
 
 Nesta experiência faremos um exame quantitativo da reação: 
 
Fe SCNaq aq3 ( ) ( )  [ ] ( )FeSCN aq2 
 
 Se determinarmos a concentração de cada um dos íons no equilíbrio, 
poderemos procurar uma expressão matemática que relacione estas quantidades 
e determinar o valor da constante de equilíbrio. A determinação das 
concentrações será feita fotometricamente ou colorimetricamente. 
 A intensidade da cor de uma solução depende da concentração c da 
substância colorida, da espessura  da solução e de uma constante � chamada o 
coeficiente de absorção molar, que é característica de cada substância e cujo 
valor depende do comprimento de onda da luz que é absorvida pela substância 
colorida. Podemos quantificar a quantidade de luz absorvida, a um dado 
comprimento de onda, pela transmitância %T = ( I / Io ) x 100, onde Io é a 
intensidade de luz incidente e I é a intensidade de luz após de passar pela 
amostra. A grandeza absorbância é definida pela expressão: A I I o  log . 
Em soluções diluídas a absorbância segue a Lei de Beer-Lambert: 
 
A = �..c. 
 
Assim, para as intensidades de cor de duas soluções de uma mesma substância 
em recipientes de mesma espessura podemos escrever: 
 
A1 /A2 = c1 /c2 
 
 Dessa forma, se medirmos a absorbância de uma solução de concentração 
conhecida podemos, pela relação acima, determinar a concentração 
desconhecida de uma outra solução da mesma substância, medindo sua 
absorbância. 
 
Procedimento 
 
 Para a preparação da solução padrão, será utilizada uma pequena 
concentração conhecida de íon tiocianato (SCN-(aq)) e um grande excesso de íon 
férrico (Fe3+(aq)). Dessa forma podemos considerar que todo o íon tiocianato será 
utilizado na formaçãodo complexo [FeSCN]2+(aq). 
 Sendo assim, a concentração de [FeSCN]2+(aq) no equilíbrio será igual à 
concentração inicial de SCN-(aq). 
 
1. Numere dez tubos de 1 a 10. 
2. Adicione 5 mL de KSCN 0,001M aos tubos numerados de 1 a 5 e 5 mL de H2O 
destilada aos tubos numerados de 6 a 10. 
3. Ao tubo 1 e ao tubo 6 adicione 5 mL de solução 0,05M de Fe(NO3)3. O tubo 1 
será usado como padrão. 
4. Coloque 10 mL de Fe(NO3)3 0,05M em um balão volumétrico e dilua até 25 mL 
com H2O destilada. Misture bem. 
5. Transfira 5 mL desta solução para o tubo 2 e 5 mL para o tubo 7. 
6. Pegue 10 mL da solução que restou no balão volumétrico e dilua até 25 mL 
com água destilada. Transfira 5 mL desta nova solução para os tubos 3 e 8. 
7. Proceda de maneira análoga para os pares de tubos 4, 9 e 5,10. 
 
Atenção: as diluições devem ser feitas com um máximo de precisão. 
 
 O problema consiste em comparar as soluções de cada tubo com a 
solução de tubo 1 (padrão), a fim de determinar a concentração do [FeSCN]2+(aq). 
Determine a absorbância de cada uma da soluções usando a solução Fe(NO3)3 
preparada com a mesma diluição como branco (para o tubo 1 use o tubo 6 como 
branco; para o tubo 2, use o tubo 7, e assim sucessivamente). 
 Determine as absorbâncias a 550 nm ou usando o filtro verde do 
colorímetro. 
 
Cálculos 
 
 Nos cálculos considere que ambos os sais estão complemente dissociados 
e que no tubo 1 praticamente todos os íons tiocianato formaram [FeSCN]2+. 
Lembre-se de que as soluções se diluíram mutualmente quando misturadas. 
 Calcule as concentrações em cada tubo: [Fe3+] inicial, [SCN-] inicial, 
[FeSCN2+] no equilíbrio, [Fe3+] no equilíbrio e [SCN- ] no equilíbrio. 
 Determine a constante de equilíbrio em cada tubo a partir dos valores das 
concentrações dos íons e compare os valores obtidos. 
 
 
Bibliografia 
 
a) J.C. Kotz e P. Treichel Jr., Chemistry and Chemical Reactivity, 3ª Edição, 
Saunders College Publishing, (1996) cap. 16 (Equilíbrio Químico). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
PODER DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
Objetivos 
 
 Na parte I desta experiência você deverá observar algumas reações de 
óxido-redução envolvendo vários metais e íons metálicos. Através da análise dos 
resultados você poderá determinar o poder relativo dos metais como agentes 
redutores e o dos íons metálicos como agentes oxidantes. 
 Na parte II você fará uma comparação entre os poderes oxidantes de três 
halogênios: cloro, bromo e iodo. Neste caso você poderá determinar quais dos três 
halogênios são capazes de remover elétrons dos íons haletos (cloreto, brometo e 
iodeto) e, portanto, colocar as meias reações haleto-halogênio (2X -  
X 2e )2
- na ordem crescente da facilidade de oxidação. 
 
Procedimento 
 
Parte I: 
 
 Use amostras dos metais zinco, cobre, chumbo e ferro, e as soluções 0,1M 
de Zn(NO3)2, FeCl3, Cu(NO3)2, Pb(NO3)2 e Hg(NO3)2, e HCl 6M. Observe as 
possíveis reações de cada um desses metais em cada uma das soluções. Para 
cada combinação use 2 mL da solução e uma pequena porção limpa do metal. 
Algumas das reações de metais com ácido são lentas. Nestes casos aqueça o tubo 
em banho de água quente. 
Faça uma tabela de todas as combinações e observe quais reações 
ocorreram. Baseado nos resultados, você saberia dizer qual é o melhor agente 
redutor? E o melhor agente oxidante? As suas conclusões concordam com os 
dados tabelados de potencial de redução de elétrodos? 
 
Parte II: 
 
 Em tubos de ensaio separados coloque 2 mL de uma solução dos três 
halogênios: no primeiro, água de cloro (cloro dissolvido em água); no segundo, água 
de bromo (bromo dissolvido em água); e no terceiro, solução aquosa de iodo. 
 
a) Adicione cerca de 1 mL de CCl4 em cada tubo, agitando vigorosamente em 
seguida. Anote a cor da fase orgânica (CCl4) que contém o halogênio 
dissolvido. Você saberia dizer por que agitar vigorosamente os tubos? Qual é a 
função do CCl4? Não jogue fora as soluções. 
b) Tome dois tubos de ensaio e coloque 2 mL de NaBr 0,1M em um e 2 mL KI 
0,1M no outro. Adicione a cada tubo 1mL de CCl4, agite o tubo e observe. 
Adicione em seguida 1mL de solução de água de cloro, agite e observe. Anote 
a cor da fase orgânica nos dois testes e compare com o que foi observado no 
item (a). Você saberia dizer se houve ou não reação? Por quê? Não jogue fora 
as soluções. 
c) Repita o procedimento anterior usando agora NaCl 0,1M e KI 0,1M em cada 
tubo. Adicione 1 mL de CCl4 e cerca de 5 gotas de água de bromo cada tubo. 
Agite vigorosamente e compare a coloração da fase orgânica com a que foi 
observada no item (a). Numa dessas experiências não ocorre reação; como 
você pode chegar a esta conclusão? Os dados teóricos concordam com a 
prática? 
d) Repita o procedimento usando as soluções 0,1M de NaCl e 0,1M de NaBr em 
cada tubo. Adicione 1 mL de CCl4 e cinco gotas de solução de iodo. Agite 
vigorosamente e compare a coloração da fase orgânica com a que foi 
observada no item (a). Faça, como na parte I, um quadro que envolva as 
reações e tire conclusões a respeito (melhor oxidante, melhor redutor, etc.). 
Compare com os dados teóricos. 
 
 
Observações: NÃO JOGUE NADA NA PIA. Existem frascos apropriados para 
descarte das soluções dos íons metálicos, dos sólidos metálicos e das fases 
orgânicas. 
 
 
Bibliografia 
 
a) J.C. Kotz e P. Treichel Jr., Chemistry and Chemical Reactivity, 3ª edição, 
Saunders College, Publishing (1996), cap. 21 (Eletroquímica: A Química das 
Reações de Oxidação - redução. 
b) W.L. Masterton, E.J. Slowinski, "Química Geral Superior", 4a. edição, 
Editora Interamericana Ltda, Rio de Janeiro, 1978. pág. 70-86. 
c) Mahan, "Química - Um Curso Universitário", Editora Edgard Blucher Ltda., 
São Paulo, 1972. p.26-37 e 207. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
INVESTIGAÇÃO SOBRE A CORROSÃO DO FERRO 
 
A corrosão do aço por si só ocasiona anualmente enormes prejuízos 
financeiros para todos os países. Quais os fatores responsáveis por essa perda? 
O que se pode fazer para reduzi-la? 
“Corrosão” é um termo genérico aplicado aos processos pelos quais os 
metais não combinados são transformados em óxidos ou outros compostos. Isto 
provoca a deterioração gradativa dos metais. Embora a química da corrosão do 
ferro não esteja ainda completamente esclarecida, é certo que envolve uma 
oxidação por meio de algum agente oxidante. Nesta experiência investigaremos 
alguns fatores envolvidos na corrosão e tentaremos correlacioná-los por meio de 
algumas generalizações. 
 
 
Procedimento 
 
PARTE I: Reações do ferro com vários reagentes aquosos. 
 
(a) Pegue 5 tubos de ensaio e em cada um coloque um prego limpo e 
polido. Faça-os escorregarem cuidadosamente ao longo das paredes para evitar 
quebrar o fundo dos tubos. 
(b) Em cada tubo de ensaio coloque um dos reagentes abaixo, de 
maneira a apenas cobrir os pregos. O professor o dirá qual o grupo de reagentes 
usar. Todas as soluções são 0,1 M. 
 
Reagente Grupo A Grupo B Grupo C 
1 NaOH KOH KH2PO4 
2 Na2Cr2O7 Na2CO3 Na2C2O2 
3 NaCl KNO3 AgNO3 
4 HCl HNO3 H2SO4 
5 Água deionizada Água deionizada Água deionizada 
 
(c) Anote se a solução é ácida, básica ou neutra. Passe para a parte II, 
pois os itens (d), (e) e (f) ficam para a semana seguinte. 
(d) Observe e anote qualquer modificação que tenha ocorrido. 
Compare seus resultados com os dos colegas que usaram outros grupos de 
reagentes. Organize uma tabela com seus resultados e os deles. 
(e) Acrescente a cada solução 1 ou 2 gotas de ferrocianeto de potássio 
0,1 M, K3Fe(CN)6 que contém os íons K+ e Fe(CN)6-3. Observe qualquer 
modificação. 
(f) Acrescente 1 gota de ferrocianeto de potássio 0,1 M a cerca de 1 mL 
de solução de sulfato ferroso. Compare este resultado com o obtido quando