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Apostila de Química Tecnológica I 1 2013 site

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Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri 
 
 
 
 
Laboratório de Química 
Tecnológica I 
 
 
 
Instituto de Ciência e Tecnologia 
Bacharelado em Ciência e Tecnologia 
 
 
Obs.: Este material é um compêndio de várias obras. 
 
 
 
 
 
Prof
a
 Dr
a
. Flaviana Tavares Vieira 
Diamantina - MG 
1º semestre / 2013 
Laboratório de Química Tecnológica I 
2 
 
Apresentação 
 
 Esta apostila contém instruções para as aulas práticas de Química Tecnológica I 
do curso de Bacharelado em Ciência e Tecnologia do Instituto de Ciência e Tecnologia 
da Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri. 
 Ela foi organizada de modo que o acadêmico possa ter uma visão geral de 
técnicas básicas de manuseio em laboratório químico bem como complementar o 
aprendizado prático de alguns tópicos como técnicas de medidas, tratamento de dados 
experimentais, princípios de reatividade, reações químicas, ensaios na chama, 
estequiometria, síntese, cinética, equilíbrio químico, soluções e diluições. 
 Os experimentos aqui propostos foram escolhidos por estarem ligados aos 
tópicos discutidos nas aulas teóricas a fim de auxiliar a sedimentação do conhecimento. 
Visam proporcionar ao acadêmico a oportunidade de trabalhar com autonomia e 
segurança em um laboratório de química. 
 Quanto à dinâmica das aulas práticas, pede-se: 
-Leitura do assunto a ser abordado na aula, com antecedência; 
-Discussão inicial, com o professor, dos aspectos teóricos e práticos relevantes; 
-Execução dos experimentos utilizando os roteiros; 
-Interpretação e discussão dos resultados; 
-Apresentação escrita dos resultados de cada experimento. 
 Os itens descritos a seguir terão seu cumprimento exigido para que o 
aprendizado possa ocorrer da melhor forma possível: 
-O uso da apostila a partir da primeira aula em laboratório; 
-O uso do jaleco e óculos de proteção durante as aulas; 
-Cumprimento das normas de segurança. 
 
Desejo-lhes um bom estudo! 
Prof
a
. Dr
a
 Flaviana Tavares 
Laboratório de Química Tecnológica I 
3 
 
Sumário 
 
1.0. Instruções Gerais............................................................................................ 03 
 1.1.Noções Elementares de Segurança........................................................... 04 
 1.2.Noções de Primeiros Socorros................................................................. 06 
Experimento 01: Reconhecimento de Vidrarias e Introdução às Técnicas 
Básicas de Laboratório.......................................................................................... 
 
09 
Experimento 02: Manuseio Adequado de Vidrarias e Equipamentos 
Utilizados em Laboratório de Química ...................................................... 
 
17 
Experimento 03: Princípios de Reatividade........................................................ 31 
Experimento 04: Reações Químicas................................................................... 34 
Experimento 05: Ensaios na Chama do Bico de Bunsen.................................... 38 
Experimento 06: Estequiometria de Reações Químicas..................................... 43 
Experimento 07: Síntese do Carbonato de Zinco................................................ 48 
Experimento 08: Eletroquímica.......................................................................... 50 
Experimento 09: Equilíbrio Químico.................................................................. 52 
Experimento 10: Soluções e Diluições............................................................... 58 
Anexo I – Classificação dos Produtos Químicos Quanto ao Risco...................... 61 
Anexo II – Uso dos Extintores de Incêndio ...................................................... 67 
Anexo III – Tabela Periódica............................................................................... 
 
70 
 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
4 
 
1.0. Instruções Gerais 
O trabalho em num laboratório requer cuidados especiais, quanto à 
SEGURANÇA, ao manipular, armazenar ou transferir reagentes e materiais, e também 
exige PLANEJAMENTO e ATENÇÃO, para executar procedimentos previamente 
estipulados. Recomenda-se que você leia atentamente os roteiros das práticas e utilize a 
bibliografia sugerida para auxiliá-lo no desenvolvimento dos trabalhos. Durante todo o 
período você será treinado nas técnicas básicas de laboratório e adquirirá confiança na 
manipulação de reagentes e vidrarias. É recomendável também que você consulte antes 
as referências específicas sobre toxidade de substâncias, especialmente se você for 
alérgico ou bastante sensível a determinados tipos de compostos. Observe sempre no 
rótulo do reagente dados sobre sua toxidade para manuseá-lo de forma apropriada. Use 
sempre os dispositivos de segurança recomendados (óculos, luvas, capela, etc). 
Num laboratório químico, seja com finalidade industrial ou acadêmica, procure 
sempre realizar seus experimentos com PRECISÃO, de acordo com as especificações 
ou instruções nos roteiros, anotando todas as observações que possam ser úteis na 
descrição posterior de seus resultados, através de um RELATÓRIO. Não esqueça de 
anotar as características dos instrumentos utilizados, as quantidades e as especificações 
dos reagentes. Recorra sempre ao professor ou ao técnico para tirar dúvidas. 
Como procedimento usual, trabalhe sempre numa bancada limpa, com vidraria 
limpa e ao terminar seu trabalho, LAVE todo o material utilizado. Use sempre água 
destilada para preparar suas soluções. DESCARTE soluções e materiais, de acordo com 
as instruções de sua professora ou de bibliografia especializada. 
Finalmente, esteja sempre ATENTO ao que está ocorrendo no laboratório. 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
5 
 
1.1. Noções Elementares de Segurança 
 
A ocorrência de acidentes em laboratórios, infelizmente, não é tão rara como 
possa parecer. É muito importante que todas as pessoas que trabalham em um 
laboratório tenham uma noção bastante clara dos riscos existentes e de como minimizá-
los. Nunca é demais repetir que O MELHOR COMBATE AOS ACIDENTES É A 
PREVENÇÃO. O descuido de uma única pessoa pode pôr em risco outras pessoas no 
laboratório e por esta razão as normas de segurança descritas abaixo têm seu 
cumprimento exigido. Acima disto, espera-se que todos tenham consciência da 
importância de se trabalhar em segurança, o que resultará em benefícios para todos. 
(1) É OBRIGATÓRIO o uso de JALECO no laboratório. 
(2) É OBRIGATÓRIO o uso de ÓCULOS DE PROTEÇÃO. 
(3) É terminantemente PROIBIDO FUMAR em qualquer laboratório. 
(4) É PROIBIDO trazer COMIDA ou BEBIDA para o laboratório. Da mesma forma, 
não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 
(5) NÃO USAR SANDÁLIAS OU CHINELOS NO LABORATÓRIO. Usar sempre 
algum tipo de calçado que cubra todo o pé. 
(6) Não usar lentes de contato durante o trabalho no laboratório, devido ao perigo de, 
num acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea; 
(7) Conservar os cabelos sempre presos ao realizar qualquer experimento no laboratório. 
(8) Não deixar livros, blusas, etc, sobre as bancadas. Colocá-los no local apropriado 
para isso. 
(9) SIGA RIGOROSAMENTE AS INSTRUÇÕES do professor. Não tente nenhuma 
reação aleatoriamente pois, reações desconhecidas podem causar resultados 
desagradáveis. 
(10) Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente cuidadoso ao 
manusear substâncias corrosivas como ácidos ou bases concentrados. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
6 
 
(11) Ao testar um produto químico pelo odor, nãocoloque o frasco diretamente sob o 
nariz. Os vapores devem ser deslocados para a sua direção com o auxílio de uma das 
mãos enquanto a outra segura o frasco. 
(12) Nunca use o paladar para testar substâncias. 
(13) Nunca acenda o bico de gás próximo a frascos contendo solventes orgânicos 
inflamáveis. 
(14) NUNCA coloque água num ácido concentrado, mas sim o ácido sobre a água. O 
ácido deve ser adicionado lentamente, com agitação constante. Quando se adiciona o 
ácido sobre a água, o ácido tende a ionizar-se, liberando uma grande quantidade de calor 
(reação exotérmica), sendo o calor liberado distribuído uniformemente na água – que 
deve ser em maior quantidade. Devido a isso a reação não se torna tão violenta quanto a 
adição de água sobre o ácido. Neste caso, água sobre o ácido, a reação será rápida e 
incontrolável pois a superfície de contato do ácido será maior, tendo o suficiente para 
aquecer a água em pouco tempo. Portanto, NUNCA coloque água em ácido 
concentrado. 
(15) Todos os experimentos que envolvam a liberação de gases e/ou vapores tóxicos 
devem ser realizados na capela (câmara de exaustão). 
(l6) Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não voltar a 
extremidade aberta do mesmo para si ou para outra pessoa próxima. 
(17) Não abandone sobre a bancada recipientes quentes, coloque-o sobre uma tela de 
amianto. Lembrar que o vidro quente tem o mesmo aspecto do vidro frio. Coloque um 
aviso: “recipiente quente”. 
(18) Dedique especial atenção a qualquer operação que envolva aquecimento 
prolongado. 
(19) Nunca abra um frasco de reagente antes de ler o rótulo. 
(20) Ao retirar-se do laboratório, verifique se não há torneiras abertas (gás ou água). 
Desligue todos os aparelhos, deixe todos os equipamentos limpos e LAVE BEM AS 
MÃOS. 
(21) Comunicar imediatamente ao professor ou ao técnico qualquer acidente ocorrido. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
7 
 
(22) Utilize apenas a quantidade exigida de reagentes. Nunca introduza sobras dos 
reagentes nos seus respectivos frascos de origem, isso evitará desperdícios e 
contaminações. 
(23) Identifique a localização e aprenda utilizar o extintor de incêndio existente nas 
proximidades do laboratório. 
(24) Ao retirar-se do laboratório verifique se não há torneiras (de água ou gás) abertas. 
Desligue todos os equipamentos e deixe as vidrarias sempre limpas. 
(25) LAVE SEMPRE SUAS MÃOS antes de deixar o laboratório. 
 
Obs.: Normas de segurança específicas serão apresentadas na medida em que forem 
necessárias durante a realização dos experimentos. 
 
 
1.2. Noções Elementares de Primeiros Socorros em Caso de Pequenos Acidentes 
1) Queimaduras: 
 
a) Queimaduras causadas por calor seco (chama ou objetos aquecidos): 
Queimaduras leves, refrescar com água fria, secar e aplicar pomada de picrato de 
butesina. No caso de queimaduras graves, refrescar com água fria e cobrir com gaze esterilizada 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio 5%. Contactar um médico 
imediatamente. 
 
b) Queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis: 
Lavar imediatamente o local com água corrente em abundância. Em seguida, lavar com 
solução de bicarbonato de sódio (para neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar 
bases). Esta última etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da 
reação resultante poderá piorar a situação. Neste caso use apenas água corrente e chame a 
professora. 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
8 
 
2) Ácidos nos olhos: 
Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar 
solução aquosa de bicarbonato de sódio 1%. 
 
3) Álcalis nos olhos: 
Lavar com água corrente em abundância durante quinze minutos. Depois disso, aplicar 
solução aquosa de ácido bórico 1 %. 
 
4) Intoxicações por inalação de gases: 
Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar. 
 
5) Na boca: 
Os sólidos ou líquidos que atingem a boca podem ou não ser deglutidos. Caso não sejam 
engolidos, retirar imediatamente e lavar repetidamente com bastante água. Caso sejam 
engolidos, não induza o vômito se a pessoa estiver inconsciente. Caso a substância seja ácida, 
dê água, leite, ou leite de magnésia (uma colher de sopa para cada copo de água). Caso a 
substância não seja corrosiva ou derivada do petróleo, dê leite ou água morna e induza o vômito. 
Quando o vômito começar, abaixe o rosto e coloque a cabeça do acidentado mais baixa que o 
quadril. 
 
6) Mercúrio 
 Cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O 
mercúrio, além de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou 
zinco em pó. 
 
7) Toxidez 
 Procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida 
seriedade. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
9 
 
8) Cortes 
 Em caso de cortes provocados por vidrarias, retire os resíduos de vidro que estiverem no 
local com uma pinça, lave o local com bastante água e coloque mertiolate. 
 
9) Incêndios 
 Em caso de incêndio, lembrar que na ausência de um extintor, um jaleco pode servir 
como um cobertor para abafar as chamas. 
 
10) Atenção adequada 
 Evita a maioria dos acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe 
perfeitamente bem o que se está fazendo. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
10 
 
EXPERIMENTO 1 
Reconhecimento de Vidrarias e 
Introdução às Técnicas Básicas de Laboratório 
 
Objetivo: Conhecer as vidrarias e equipamentos utilizados rotineiramente em um 
laboratório químico. 
 
Introdução: A execução de qualquer experimento na Química envolve geralmente a 
utilização de uma variedade de equipamentos de laboratório com finalidades 
específicas. 
A seguir são apresentadas as principais vidrarias e equipamentos que serão 
utilizados nas aulas práticas: 
 
 
Espátula: Retirada de porções de reagentes 
sólidos. 
 
 
 
Vidro de relógio: pesagens e transporte de 
substâncias. 
 
 
Tubo de ensaio: testes de reações químicas. 
 
 
Béquer: usado para transferência de 
líquidos, aquecimento de líquidos 
 
 
Proveta: medida aproximada de volumes de 
líquidos. 
 
 
 
Bastão de Vidro: agitar soluções, auxiliar 
na filtração e outros fins. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
11 
 
 
Erlenmeyer: titulações 
 
Kitassato: filtrações a vácuo 
 
 
 
 
Pipeta Volumétrica: medida de volumes fixos 
de líquidos. 
Pipeta Graduada: medida de volumes de 
líquidos. 
 
 
 
Funil de Vidro: transferência de líquidos e em 
filtrações em laboratório 
Funil de Buchner: usado em filtrações à 
vácuo. 
 
 
 
Funil de Decantação: separação de líquidos 
imiscíveis. 
Almofariz e Pistilo: triturar e pulverizar 
sólidos 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
12 
 
 
 
Balão Volumétrico: preparo de soluções. Bureta: medidas precisas de líquidos. 
Utilizadas em análises volumétricas. 
 
 
 
Condensadores: condensar os gases 
ou vapores na destilação. 
Balão de fundo redondo: aquecimento de 
líquidos, em destilações, etc. 
 
 
 
 
Mufa: prender a garra no suporte universal Garra: prender vidrarias no suporte 
universal 
 
 
 
 
Suporte Universal: prender vidrarias. Termômetro: medida de temperatura. 
 
 
Adaptador de três vias: usado em destilações. 
 
 
Pinça de madeira: segurar tubos de ensaio 
durante aquecimentos diretos no Bico de 
Bunsen. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
13 
 
 
 
Bico de Bunsen: aquecimentoem laboratório. 
 
 
Tripé de ferro: usado para sustentar a tela 
de amianto. 
 
Coluna: cromatografia. 
 
Extrator de Soxhlet: extração contínua. 
 
Pisseta: lavagens, remoção de precipitados e 
outros fins. 
 
Trompa de vácuo: usado em conjunto com 
o kitassato e funil de Buchner. 
 
 
Balança: pesagem de materiais e reagentes. 
 
1
2
3
4
5 6
7
8
9
1 10
2
3
4
5 6
7
8
9
11
 
 
Chapa aquecedora e agitador magnético: 
aquecimento e agitação. 
 
 
Centrífuga: Separação de misturas. 
 
 
 
 
Pera de Borracha: Sucção de líquidos. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
14 
 
 
 
 
Alça de Níquel/Cromo: Utilizado para teste de 
chama. 
 
 
Tela de amianto: Suporte para as peças a 
serem aquecidas. A função do Amianto é 
distribuir uniformemente o calor recebido 
pelo Bico de Bunsen. 
 
 
PROCESSOS FÍSICOS MAIS UTILIZADOS EM LABORATÓRIOS DE QUÍMICA 
a) Filtração Simples e a Vácuo 
A filtração simples é o processo usado para a separação de uma mistura 
heterogênea sólido-líquido. 
Na filtração a vácuo de uma mistura sólido-líquido usa-se o funil de Buchner, cujo 
fundo é perfurado e sobre o qual se coloca o papel de filtro. 
 
 
vácuo
Filtração Simples Filtração à Vácuo
Laboratório de Química Tecnológica I 
15 
 
 
 
Veja como o papel de filtro pode ser dobrado para uma filtração eficiente: 
 
b) Destilação Simples e Fracionada 
Destilação simples é um processo de separação de misturas homogêneas de 
substâncias de pontos de ebulição distantes. 
A destilação fracionada é um processo de separação de misturas homogêneas de 
líquidos de pontos de ebulição próximos. 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
16 
 
c) Decantação 
O processo de decantação é utilizado na separação de dois líquidos não miscíveis. 
 
 
 
 
 
d) Centrifugação 
 É o processo usado para acelerar a sedimentação das fases. 
 
 
 
PROCEDIMENTO 
Reconhecimento de Vidrarias: 
a) A turma deverá ser dividida em grupos e posteriormente em duplas para o trabalho 
em laboratório. 
b) Cada dupla deverá fazer o reconhecimento das vidrarias e equipamentos que 
estiverem sob as bancadas. 
c) Os alunos deverão nomear e descrever a utilidade dos mesmos. 
d) Uma folha contendo as informações acima mencionadas, além dos nomes dos 
estudantes, deverá ser entregue ao professor. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
17 
 
 
QUESTIONÁRIO 
1) Que cuidados devem ser tomados para diluição de um ácido concentrado ? Justifique 
sua resposta. 
2) O que é uma “capela” de laboratório químico ? 
3) Como se deve proceder para sentir o cheiro de substâncias no laboratório ? Justifique. 
4) Como devem ser tratadas as queimaduras com fogo ou objetos aquecidos no 
laboratório ? E em caso de queimaduras com ácido ou álcalis ? 
5) Quais as medidas que devem ser tomadas no caso de ingestão acidental de produtos 
químicos ? 
6) Como se deve proceder se os olhos forem atingidos por respingos de ácido ou 
álcalis? 
7) Qual o método mais adequado para separar uma mistura de acetona-água ? 
8) Qual o método mais adequado para separar uma mistura clorofórmio-água ? 
9) O aspirador de pó pode ser considerado um filtro ? Porquê ? 
10) Porque uma mistura heterogênea sólido-líquido não deve ser destilada ? 
11) Qual é a localização dos extintores de incêndio e como devem ser utilizados ? 
 
Referências Bibliográficas: 
-Manual de Segurança, Universidade de São Paulo - Instituto de Química, São Paulo, 
1995, p.1-42. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
18 
 
EXPERIMENTO 2 
 
Manuseio Adequado de Vidrarias e Equipamentos Utilizados em 
Laboratório de Química 
Objetivo: Aprender as técnicas operacionais básicas empregando os instrumentos 
simples utilizados em laboratórios de Química e utilizar a notação científica para 
expressar as medidas determinadas corretamente. 
 
Introdução: A execução de experimentos químicos envolve, geralmente, uma 
variedade de equipamentos com finalidades específicas. A seguir são apresentados 
alguns equipamentos básicos e as situações onde estes são utilizados. 
 
a) Uso de Pipetas 
 São instrumentos volumétricos (medidores de volume) confeccionados em vidro 
que requerem cuidados especiais no seu manuseio. Há dois tipos de pipetas: 
-Volumétrica: permitem medir apenas um volume pré-determinado de líquido; 
-Graduada: possuem uma escala (em mL), permitindo a medida de volumes num certo 
intervalo. 
 A princípio seria mais simples usar sempre as pipetas graduadas. No entanto, 
ocorre que as pipetas volumétricas são mais precisas. 
 Para operar a pipeta deve-se usar um dispositivo de borracha sugador chamado 
pêra, que deve ser acoplado a extremidade superior da pipeta. 
 
b) Medida de Volume via Menisco 
 A introdução de um líquido num recipiente resulta numa diferença de nível de 
sua superfície entre a porção do líquido que está em contato com o recipiente e o seio 
Laboratório de Química Tecnológica I 
19 
 
(meio) do líquido. Isto se deve a diferença de forças atrativas existentes entre os 
diferentes materiais. No caso de recipientes transparentes (vidro, plástico, quartzo) este 
comportamento resulta no aparecimento de uma linha divisória entre o líquido e o ar 
denominada de MENISCO, o qual é comumente utilizado como nível de referência 
para a leitura do volume. Para a maioria dos líquidos, o menisco apresenta um mínimo 
na região central do aparelho de medida. Isso ocorre devido à superioridade das forças 
coesivas atrativas (líquido-líquido). No caso onde as forças coesivas (líquido-líquido) 
são maiores que as forças coesivas (líquido-recipiente), o menisco apresenta um ponto 
máximo, o qual deve ser usado como nível de referência para a leitura do volume. 
 Para efetuar a leitura do volume de um líquido, procure sempre um 
posicionamento corporal onde sua linha de visão (nível de referência do observador) 
fique perpendicular ao frasco volumétrico onde está localizado o menisco (nível de 
referência da vidraria). O uso desse procedimento evita erros relativos de leitura 
decorrentes do posicionamento inadequado do observador. 
 
Esquema de utilização de 
uma pêra de borracha: 
 
 
 
Leitura do menisco 
Líquidos incolores 
 
 
 
Leitura do menisco 
Líquidos coloridos 
 
 
 
*Obs.: Para realizar as medidas de volume não se esqueça de verificar o menisco. 
 
c) Uso da Balança Analítica 
 A balança analítica é um instrumento de elevada precisão destinado à medida de 
massas que é utilizada na maioria dos laboratórios de química. As balanças analíticas 
(eletrônicas) permitem a leitura precisa de massas no intervalo de 10 μg a 0,1 mg. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
20 
 
 Fatores a serem observados durante a medida de massas em balanças analíticas: 
 
c.1) Temperatura: 
Efeito 
observado 
A escala varia constantemente 
Motivo A existência de uma diferença de temperatura entre a amostra e o 
ambiente da câmara de pesagem provoca correntes de ar. Essas correntes 
de ar geram forças sobre o prato de pesagem fazendo a amostra parecer 
mais leve (flutuação dinâmica). Esse efeito só desaparece quando o 
equilíbrio térmico for estabelecido. Além disso, o filme de umidade que 
cobre qualquer amostra, e que varia com a temperatura, é encoberto ela 
flutuação dinâmica. Isso faz com que um objeto frio pareça mais pesado 
ou um objeto mais quente mais leve. 
Medidas 
corretivas 
-Nunca pese amostras retiradas diretamente de estufas, muflas ou 
refrigerados. 
-Deixe sempre a amostra atingira temperatura do laboratório ou da 
câmara de pesagem. 
-Usar frascos de pesagem com a menor área possível. 
-Não tocar a câmara de pesagem com as mãos. 
 
 
c.2) Higroscopia e Evaporação 
Efeito 
observado 
O mostrador indica leituras de escala que aumentam o diminuem, continua 
e lentamente. 
Motivo Ganho de massa devido a uma amostra higroscópica (ganho de umidade 
atmosférica) ou perda de massa por evaporação de água ou de substâncias 
voláteis 
Medidas 
corretivas 
Usar frascos de pesagem limpos e secos. Manter o prato de pesagem 
sempre livre de poeira e/ou gotas de líquidos. Usar frascos de pesagem 
com gargalo estreito, além de tampas ou rolhas nos frascos. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
21 
 
c.3) Eletrostática 
Efeito 
observado 
O mostrador da balança fica instável e indica massas diferentes a cada 
pesagem da mesma amostra. A reprodutibilidade dos resultados fica 
comprometida. 
Motivo O frasco de pesagem está carregado eletrostaticamente. Essas cargas 
forma-se por fricção ou durante o transporte dos materiais, especialmente 
os pós e grânulos. Se o ar estiver seco (umidade relativa menor que 40%) 
essas cargas eletrostáticas ficam retidas ou são dispersas lentamente. Os 
erros de pesagem ocorrem por forças de atração eletrostáticas que atuam 
entre a amostra e o ambiente. Se a amostra e o ambiente estiverem sob o 
efeito de cargas elétricas de mesmo sinal (+ ou -) ocorrem repulsões, 
enquanto que sob o efeito de cargas opostas (+ ou -) observam-se atrações. 
Medidas 
corretivas 
Descarregar as forças eletrostáticas colocando o frasco de pesagem em um 
recipiente de metal antes da pesagem. Aumentar a umidade atmosférica 
com o uso de um umidificador ou por ajustes apropriados no sistema de ar 
condicionado (umidade relativa ideal 45-60%). Conectar a balança a um 
aterramento eficiente. 
 
 
c.4) Magnetismo 
Efeito 
observado 
Baixa reprodutibilidade. O resultado da pesagem de uma amostra metálica 
depende da sua posição sobre o prato da balança. 
Motivo Se o material for magnético (ex. Fe, Ni, aço) pode estar ocorrendo atração 
mútua com o prato da balança, criando forças que levam a uma medida 
errônea. 
Medidas 
corretivas 
Se possível, desmagnetize as amostras ferromagnéticas. Como as forças 
magnéticas diminuem com a distância, separar a amostra do prato usando 
um suporte não metálico (ex. um béquer invertido) 
 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
22 
 
d) Tratamento de Dados Experimentais 
 A interpretação e análise dos resultados são feitas a partir do levantamento e 
registro dos dados. Para isso, precisamos estar atentos a alguns elementos que são 
também muito importantes para a apresentação de um trabalho, quais sejam: tabelas, 
unidades, algarismos significativos, erros e notação científica. 
 
d.1) Tabelas: 
 O primeiro passo é dar à tabela um título que seja uma síntese do seu conteúdo. 
No corpo dela devem ser indicados os seus componentes. 
 Um exemplo é colocado a seguir: 
Tabela 2.1: Teor de vitamina C em algumas frutas (100 g) 
 
Fruta Teor de vitamina C (mg) 
Abacaxi 27,20 
Banana 16* 
Goiaba 183,50 
Laranja 57* 
Laranja lima 29,10 
Limão 53,00 
Mamão 79* 
Tangerina 42* 
Fonte: Tabela Brasileira de Composição de alimentos/NEPA-UNICAMP-Campinas, 2004. 
*Tabela Brasileira de Composição de Alimentos – TACO 
d.2) Unidades: 
 É preciso prestar especial atenção às unidades. O sistema mais utilizado 
atualmente pelos cientistas é o chamado Sistema Internacional, abreviado por SI. Um 
resultado experimental deve ser expresso através de algarismos e unidades. Os 
algarismos indicam o erro ou incerteza de um resultado, enquanto que as unidades 
especificam o que está sendo medido. 
d.3) Arredondamento: em uma operação que envolva muitas medidas ou cálculos, 
recomenda-se fazer o arredondamento apenas no resultado final. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
23 
 
A redução do número de dígitos de um número por arredondamento obedece às 
seguintes regras: 
1) Se o dígito a ser eliminado é maior do que 5, o dígito precedente é aumentado de uma 
unidade. Ex: 25,57 é arredondado para 25,6. 
2) Se o dígito a ser eliminado é menor do que 5, o dígito precedente é mantido. Ex: 
25,54 é arredondado para 25,5. 
3) Se o dígito a ser eliminado é igual a 5, o arredondamento será feito para se obter um 
número par. Ex: 25,75 é arredondado para 25,8 e 25,65 será arredondado para 25,6. 
 
d.4) Notação Científica: Na utilização das unidades de medidas para números muito 
pequenos, será muito importante adotar a Notação Científica. Suponhamos que você 
esteja efetuando uma medida de algum elemento observado ao microscópio, obtendo 25 
m, isto é, 25 micrômetros. Quanto vale essa medida em metros ? 
 25 m = 0,000025 m 
Exatamente por ser muito pequeno, esse número dá trabalho para ser escrito em 
unidades do SI. Ele pode ser representado por 2,5 x 10
5
 m. 
Suponhamos agora que o valor da energia de uma transição eletrônica seja 358.000 
J/mol. Esse número pode também ser representado por E = 358 x 10
3
 J/mol ou E = 358 
KJ/mol. 
 
Observação: Para números muito grandes ou muito pequenos, mais importante que 
conhecê-los com precisão, é saber a sua ordem de grandeza, isto é, a potência de 10 
mais próxima de seu valor real. 
 
e) Erros: 
A diferença entre o valor obtido experimentalmente e o valor verdadeiro da 
grandeza é chamada erro. De acordo com sua natureza, os erros podem ser classificados 
em 2 classes: 
Laboratório de Química Tecnológica I 
24 
 
e.1) Erros Sistemáticos ou Determinados: são erros que em princípio pode-se "aliviá-
los nas medidas", ou seja, eliminá-los ou aplicar fatores de correção, desde que 
constantes. Entre os erros sistemáticos mais comuns temos: erros instrumentais, erros 
devido à presença de impurezas, erros de operação, erros pessoais, etc. 
 
e.2) Erros Casuais ou Indeterminados ou Acidentais: são erros devido a variações ao 
acaso, de causas não conhecidas exatamente, em geral irregulares e pequenas e de difícil 
controle do operador, como: umidade, temperatura, iluminação, pureza dos reagentes, 
etc. 
 
f) Precisão e Exatidão: 
 Quando se repete certa medida, não se obtém, em geral, o mesmo resultado, pois 
cada ato de medida está sujeito a erros experimentais. Os valores obtidos diferem 
ligeiramente uns dos outros. 
 A precisão da medida refere-se ao grau de concordância dos resultados 
individuais dentro de uma série de medidas (reprodutibilidade da medida). 
A exatidão refere-se ao grau de concordância do valor experimental com o valor 
verdadeiro (fidelidade da medida). Para indicar a precisão de um número medido (ou 
dos cálculos sobre os números medidos) utiliza-se o conceito de algarismos 
significativos. Os algarismos significativos são os algarismos no valor de uma medida 
(ou no resultado de cálculos com valores de medidas) que incluem todos os algarismos 
exatos mais o algarismo seguinte, que tem uma incerteza na medida. 
Pode-se elevar a precisão de uma medida aumentando o número de 
determinações (a média de várias determinações merece mais confiança do que uma só 
determinação), enquanto a exatidão só pode ser alcançada, eliminando-se os erros 
sistemáticos. 
 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
25 
 
 
 
 
 
 
Figura 2.1. Precisão x exatidão. 
 
A notação por algarismos significativos possui uma limitação. Ao anotar uma 
medida com quatro algarismos significativos, sabemos que o último é duvidoso, mas 
não sabemos em qual extensão ele o é. Por exemplo, a medida 25,52 poderia ser 
expressacomo 25,520,01; 25,520,02; 25,520,03; etc. O número que vem depois do 
sinal é denominado desvio avaliado ou erro absoluto, e por convenção corresponde à 
menor divisão da escala do instrumento de medida dividida por dois. Em instrumentos 
digitais, o desvio é a própria sensibilidade do instrumento. Por exemplo, no caso de uma 
medida realizada numa balança digital de sensibilidade igual a 0,01g, a massa medida 
foi de 5,35g. Portanto, a forma correta de anotar este resultado é (5,350,01)g. 
Quando o valor contendo o desvio avaliado é anotado, por exemplo, 25,520,01, 
estamos fornecendo mais informações para o leitor do que anotando simplesmente o 
valor observado (25,52), pois se leva em consideração a precisão do instrumento de 
medida. 
 
g) Estimativa dos Erros Experimentais: 
 Em geral, é difícil avaliar a exatidão de uma medida. Naturalmente, se 
conhecermos o valor verdadeiro (ou valor aceito ou valor teórico), poderemos calcular 
facilmente o erro, que geralmente é expresso em porcentagem. 
 Se o valor teórico não for conhecido, deve-se medir várias vezes e por diferentes 
métodos a mesma grandeza, para se ter uma idéia da exatidão. A reprodutibilidade de 
uma medida usando sempre o mesmo método permite avaliar a precisão da mesma. Por 
Laboratório de Química Tecnológica I 
26 
 
meio de tratamento estatístico adequado dos resultados calcula-se o chamado desvio 
padrão das medidas. 
 
 
h) Representação dos Dados Experimentais: 
 Partindo-se do princípio de que todos os resultados foram obtidos, resta-nos 
trabalhar os dados, lançando-os em gráficos, relacionando-os por meio de equações 
matemáticas, comparando-os com valores teóricos conhecidos, dando, de maneira justa 
e clara, uma forma final para a atividade. Os gráficos apresentam muitas vezes 
vantagens, exibindo pontos de máxima, de mínima, inflexões ou outras características 
que podem passar despercebidas nas equações e nas tabelas. O traçado de um gráfico 
deve observar os seguintes detalhes: 
h.1) Escolha apropriada das escalas, tanto das ordenadas quanto das abscissas, de modo 
que a figura fique bem distribuída e os pontos possam ser facilmente localizados. 
Quando o valor inicial de uma medida for alto quando comparado ao acréscimo que 
cada um de seus valores sofrerá na seqüência, o gráfico pode começar “quebrado” no 
eixo em que a variável for lançada. 
 
h.2) As escalas devem trazer a identificação da variável, juntamente com suas unidades 
correspondentes. Deve-se colocar na abscissa (eixo x) a variável independente, 
acompanhada de sua unidade, e na ordenada (eixo y), a variável dependente e sua 
unidade. 
 
h.3) A curva deve passar o mais próximo possível de todos os pontos constantes no 
gráfico, sendo desnecessário que ela passe por todos eles. Uma vez localizado o ponto 
no gráfico, costuma-se fazer um círculo em volta do mesmo, a fim de que não seja 
esquecido ao se traçar a curva. Um exemplo de gráfico é mostrado na Figura 2.2. 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
27 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2.2. Curva de calibração para análise de vitamina C. 
 
 As anotações obtidas dos experimentos poderão permitir uma análise qualitativa 
ou quantitativa. Por exemplo, colocando-se em contato determinadas substâncias, 
algumas das manifestações esperadas numa reação química poderão ser observadas: 
- eliminação de um gás; 
- formação de um precipitado; 
- mudança de cor e aspecto; 
- absorção ou liberação de energia. 
Essas manifestações são apenas qualitativas; sabe-se que a reação química 
aconteceu se uma ou mais de uma dessas manifestações aconteceu. 
Quando, entretanto, o experimento envolver a coleta de dados numéricos, 
caracteriza-se uma análise quantitativa, neste caso alguns passos deverão ser cumpridos 
para que a análise e conclusão possam ser executadas satisfatoriamente. 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Materiais e reagentes: 
Funil de vidro, papel de filtro, suporte universal, anel ou argola, 2 béqueres de 
100 mL, bastão de vidro, bureta, suporte para bureta, erlenmeyer de 100 mL, balança, 
vidro de relógio, espátula, proveta de 50 mL, pipeta volumétrica de 10 mL, balão 
volumétrico de 25 mL, pipeta graduada, pêra de borracha, líquido X. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
28 
 
1) Medidas de volume e utilização da pêra: 
 
Figura 2.3. Usando a pêra de borracha para pipetar um líquido. 
 
a) Com o auxílio de uma pipeta graduada e de uma pêra, meça 10 mL de água destilada 
contida no béquer e transfira para um erlenmeyer de volume apropriado. 
b) Meça o volume contido no erlenmeyer preparado na letra a utilizando uma pipeta 
volumétrica. Compare os resultados obtidos. Eles são coincidentes? Justifique. 
c) Utilizando garras, prenda uma bureta de 50 mL a um suporte universal. 
d) Medir a quantidade máxima de água que um tubo de ensaio pode conter utilizando 
um béquer, uma proveta e uma bureta. Compare os resultados obtidos. Eles são 
coincidentes? Por que? 
e) Com o auxílio de um béquer, preencha uma bureta com água destilada. Acerte o zero. 
Deixe escoar 10 mL de água para um erlenmeyer, depois verta em cada uma das 
vidrarias abaixo e anote a capacidade, juntamente com os respectivos desvios: 
1- Bureta 2- Proveta 3- Pipeta graduada. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
29 
 
f) Meça 50 mL de água numa proveta e transfira-a quantitativamente para um balão 
volumétrico de 50 mL. Os resultados são coincidentes? Porque? 
 
2) Utilização da balança para pesar sólidos: 
a) Utilizando um almofariz com pistilo, triture bastões de giz branco (CaSO4) até a 
completa pulverização do mesmo. 
b) Utilizando a balança disponível e com o auxílio de um vidro de relógio e uma 
espátula, pese 0,300 g do giz pulverizado. Anote o valor da massa pesada, com o 
respectivo desvio. 
c) Transfira o CaSO4 pesado para um béquer e adicione, com o auxílio de uma proveta, 
25 mL de água destilada. Agite a mistura com um bastão de vidro. 
d) Guarde essa mistura para o próximo procedimento. 
e) Classifique essa mistura como homogênea ou heterogênea. 
 
3) Realizando uma filtração simples: processo de separação de uma mistura 
heterogênea sólido-líquido. 
a) Faça uma montagem para a realização de uma filtração simples utilizando o seguinte 
material: suporte universal, argola ou garra, funil de haste longa, papel de filtro dobrado 
corretamente e béquer. 
b) Filtre a mistura de CaSO4 e água preparada anteriormente. 
c) Liste o material necessário para a realização de uma filtração a vácuo e explique qual 
a vantagem de sua utilização. 
4) Determinação da densidade de uma solução desconhecida. 
 
a) Medir a massa de dois béqueres de 25 mL. Numerar e anotar corretamente as massas. 
Adicionar a um deles 10 mL de um líquido desconhecido (X) medido com uma pipeta 
graduada e no outro adicionar 10 mL do líquido medido no próprio béquer. Usando a 
tabela abaixo, tente identificar o líquido em termos de sua densidade. Relacionar sua 
identificação com a precisão dos aparelhos utilizados nas suas medidas. Sugira outras 
propriedades físicas que possam ser utilizadas para a identificação do líquido. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
30 
 
Tabela 2.2. Propriedades físicas de algumas substâncias. 
Substância Temperatura 
de fusão / C 
Temperatura 
de ebulição / 
C 
Solubilidade 
em água 
Densidade / 
g mL
1
 
acetona -95 56 solúvel 0,79 
tetracloreto de 
carbono 
-23 76,5 insolúvel 1,59 
etanol -112 78 solúvel 0,79 
água 0 100 --------- 1,00 
benzeno 5,5 80,1 insolúvel 0,88 
 
*LIMPEZA DO MATERIAL 
É importante que TODOSse habituem a limpar o material de vidro logo após o 
término do experimento, enquanto a natureza do resíduo é conhecida. O material de 
vidro após o uso, deve ser lavado com água e detergente com o auxílio de uma escova. 
Depois de bem enxaguado com água da torneira, enxaguar três vezes com água 
destilada. Depois de lavado, o vidro deve permitir o escoamento de água sobre sua 
superfície, sem formar gotas, que indicam a presença de matéria gordurosa. 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Entre as medidas abaixo, qual é a mais precisa e a menos precisa? Justifique. 
 a) (2,50,1) g b) (3,000,01) g c) (1,80,5) g 
 
2) Todos os aparelhos abaixo relacionados possuem capacidade para medir 50 mL: 
pipeta graduada, cuja sensibilidade é 0,1 mL; pipeta volumétrica; bureta cuja menor 
graduação é 0,1 mL; proveta, cujo desvio avaliado é 0,5 mL; e béquer, cuja menor 
divisão é 5 mL. Qual vidraria é a mais adequada para ser usada para medir: 
 a) 10,0 mL 
 b) 20,00 mL 
 c) 25,000 mL 
Laboratório de Química Tecnológica I 
31 
 
Referências Bibliográficas: 
1- J. B. Russel, Química Geral, 2
a.
 Ed., Makron Books, São Paulo, 1994. 
2- O. A. Ohlweiler, Química Analítica Quantitativa, 3
a.
 Edição, Livros Técnicos e 
Científicos Editora, São Paulo, 1987. 
3- F. Leite, Validação em Análise Química, 3ª edição, Editora Átomo, Campinas - SP, 
1998, p.37-38. 
4- M. H. S. De Souza, W. Spinelli, Guia Prático para Cursos de Laboratório, 1ª edição, 
Editora Scipione, São Paulo - SP, 1997. 
5- T. L. Brown, H. E. J. Lemay, B. E. Bursten, Química – A Ciência Central, 9ª edição, 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
6- F.A. Betthelein, J.M. Landsberg, Laboratory Experiments for General, Organic and 
Biochemistry, Fourth edition, Hartcourt College, 2000. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
32 
 
EXPERIMENTO 3 
 
Princípios de Reatividade 
 
Objetivo: Conhecer e representar, através de equações, os tipos de reações químicas 
mais comuns. 
 
Introdução 
 
Os químicos já investigaram centenas de milhares de reações e outras milhares 
esperam ser investigadas. Reação química é uma transformação em que uma espécie de 
matéria, ou mais de uma, se transforma em uma nova espécie de matéria ou em diversas 
novas espécies de matéria. As mudanças que ocorrem em qualquer reação envolvem, 
simplesmente, a reorganização dos átomos (lei da conservação da massa - Lavoisier). 
Pode-se representá-la usando a equação química equilibrada, que mostra as 
quantidades relativas dos reagentes (substâncias que se combinam na reação) e dos 
produtos (substâncias que se formaram). Esta relação entre as quantidades dos reagentes 
e produtos químicos é a estequiometria, e os coeficientes das fórmulas, na equação 
equilibrada, são os coeficientes estequiométricos. 
Numa equação química indicam-se os estados físicos dos reagentes e produtos. 
O símbolo (s) indica sólido, (g) indica gás e (l) líquido. 
As reações químicas podem ser divididas em dois grupos: a) reações químicas 
em que há transferência de elétrons e b) reações químicas em que não há transferência 
de elétrons. Conforme sua natureza podem ainda serem classificadas como reações de: 
síntese, decomposição ou análise, deslocamento ou simples troca, dupla troca, oxidação-
redução, exotérmicas e endotérmicas. 
 
 
 
 
 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
33 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
Materiais 
 
Bico de Bunsen, tubos de ensaio, termômetro, pinça de madeira, bastão de vidro, 
papel de filtro, pipeta de 10 mL. 
 
Reagentes e indicadores 
 
Fita de magnésio, ácido clorídrico concentrado, solução de hidróxido de amônio, 
solução de cloreto de sódio 1% m/v, solução de nitrato de prata 1% m/v, solução de 
ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, cloreto de amônio. 
 
PROCEDIMENTOS 
a) Síntese do Cloreto de Amônio: na capela, com um conta-gotas, adicionar 1 mL de 
HCl concentrado em um tubo de ensaio. Em outro tubo adicionar a mesma quantidade 
de hidróxido de amônio concentrado. Mergulhar a ponta de um bastão de vidro no tubo 
com HCl. Aproximar esta ponta até 1 cm acima da superfície da solução de hidróxido 
de amônio sem tocá-la. Observe. Forma-se uma suspensão de cloreto de amônio 
dispersa no ar. 
Equação química: 
 
Obs.: A amônia é obtida pela decomposição do hidróxido de amônio, conforme 
representado abaixo: 
NH4OH(aq) → H2O(liq) + NH3(g) 
b) Deslocamento de Hidrogênio: em um tubo de ensaio contendo cerca de 1 mL de 
uma solução de HCl 1 mol/L adicionar um pedaço de fita de magnésio de 
aproximadamente 0,5 cm. Observar o que ocorre. 
Equação química: 
 
c) Reação de Dupla Troca: adicione em um tubo de ensaio 1 mL de NaCl 1 % m/V e, 
em seguida, adicione 1 mL de AgNO31 % m/V. Observar o que ocorre. 
Laboratório de Química Tecnológica I 
34 
 
Equação química: 
 
d) Reação Exotérmica /Neutralização Ácido-Base: adicione em um tubo de ensaio 1 
mL de HCl a 1 mol/L e com o auxílio de um termômetro meça a temperatura da solução 
e, em seguida, adicione a mesma quantidade de NaOH a 1 mol/L e meça a temperatura. 
Equação química: 
 
e) Reação Endotérmica/ Dissolução de NH4Cl: adicione 2 mL de água destilada em 
um tubo de ensaio e anote a temperatura. Acrescente, ao tubo de ensaio, 
aproximadamente 200 mg de cloreto de amônio e anote novamente a temperatura. 
Equação química: 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Cite um exemplo de reação química que ocorre no seu dia a dia. 
2) Quais as evidências que indicam a ocorrência de reações químicas? 
3) O que é um precipitado? 
4) Defina o que é uma reação de neutralização. 
5) Quais das reações efetuadas podem ser classificadas como reações de oxirredução? 
Reescreva-as, identificando em cada reação os números de oxidação de reagentes e 
produtos, a espécie oxidante e a redutora. 
6) Explique o que é fenômeno físico e fenômeno químico. 
7) Qual é a fórmula da fenolftaleína e do tornassol? 
Referências Bibliográficas: 
l- Voguel, A . I; Química Analítica Qualitativa, 5a Edição, Editora Mestre Jou, São 
Paulo, 1981. 
2- http://www.iq.unesp.br 
Laboratório de Química Tecnológica I 
35 
 
EXPERIMENTO 4 
 
Reações Químicas 
 
Objetivo: 
-Conhecer alguns tipos mais comuns de reações químicas e fazer a comprovação de sua 
ocorrência e caracterizações. 
-Enfatizar as diferentes reatividades (estabilidades) apresentadas por diferentes 
substâncias em função de suas estruturas moleculares. 
 
Introdução 
 
O fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias são transformadas em outra(s) é 
chamado de reação química. A equação química é uma representação simplificada da 
transformação ocorrida, envolvendo as substâncias transformadas (reagentes), as 
substâncias produzidas (produtos), o estado físico dos reagentes e produtos e as 
condições (temperatura, pressão, solventes, eíc.) nas quais a reação se processa. A 
equação deve ter a massa e as cargas devidamente balanceadas. A equação química 
pode ser escrita nas formas: molecular, iônica ou iônica simplificada. 
 
Exemplos: 
BaCl2(aq) + Na2SO4(aq)  BaSO4(s) + 2NaCl(aq) (Equação molecular) 
Ba
2+
(aq) + 2 Cl

(aq) + 2Na
+
(aq) + SO4
2
(aq)  BaSO4(s) + 2Na
+
(aq) + 2Cl

 (aq) 
(Equação iônica) 
Ba
2+
(aq) + SO4
2
 (aq)  BaSO4(s) (Equação iônica simplificada) 
 
Cada reação química exige condições próprias que devem ser satisfeitas para que 
ela ocorra. Uma condição comum a todas as reações químicas é que, sendo responsáveis 
pela transformação da matéria, todas obedecem ao princípio da conservação das 
massas.Laboratório de Química Tecnológica I 
36 
 
Para a identificação de soluções são realizadas reações que produzem efeitos 
macroscópicos visíveis (mudança de cor, formação de precipitado, evolução de gás) ou 
percebidos pelo olfato. 
Exemplos: 
(a) Reações em que há mudança de coloração: 
Fe
3+
(aq) + 6SCN

(aq)  [Fe(NCS)6]
3-
(aq) 
 (amarelo) (incolor) (vermelho) 
 
(b) Reações em que há formação de precipitado (sólido), ou seja, formação de uma 
substância insolúvel no meio (estas reações são chamadas reações de precipitação): 
Ag+(aq) + Cl

 (aq)  AgCl(s) 
 
(c) Reações em que há desprendimento de gás, em geral com cheiro característico: 
S
2
(aq) + 2H
+
 (aq)  H2S(g) 
 
(d) Reações que envolvem absorção ou emissão de luz e/ou calor 
2AgCl(s)  2Ag(s) + Cl2(g) 
As reações químicas pertencem a dois grupos principais: 
1) Reações químicas em que há transferência de elétrons (oxi-redução); 
2) Reações químicas em que não há transferência de elétrons. 
MATERIAIS E MÉTODOS 
Materiais 
 
Tubos de ensaio; béquer de 1 L (1); tubos de vidro resistente (2 cm de diâmetro 
e 23 cm de comprimento) (1); garra (1); vidros de relógio pequenos (2); espátula 
metálica (1); pinça metálica (1) e pinça de madeira(1); suporte para tubo de ensaio (1); 
Laboratório de Química Tecnológica I 
37 
 
bastão de vidro (1); mufa (1); palitos de madeira; conjunto para aquecimento (tripé, bico 
de gás, tela de amianto, fósforos). 
Reagentes e indicadores 
 
Ácido sulfúrico 0,1 mol.L
1
 (2mL); dióxido de manganês (0,2g); clorato de 
potássio (1g); magnésio em fita (0,03g); peróxido de bário (0,5g); sódio metálico (0,5g); 
solução de hidróxido de amônio 0,5 mol.L
1
 (2mL); solução de sulfato de cobre 0,1 
mol.L
1
 (1 mL); solução de permanganato de potássio 0,02 mol.L
1
 (2mL); solução de 
nitrato de prata 0,5 mol.L
1
; solução alcoólica de fenolftaleína 1% m/v (1mL); solução 
de iodo em etanol 0,1% p/v(2 mL); Ácido clorídrico 0,1 mol.L
1
; palha de aço; 
hidróxido de sódio 0,1 mol.L
1
. 
 
PROCEDIMENTOS 
 
Procedimento 1 
-Observe um pedaço de fita de magnésio de cerca de 2 cm de comprimento e anote suas 
características físicas. 
-Segure a fita por uma das extremidades com auxílio de uma pinça. 
-Aqueça a outra extremidade da fita na chama de um bico de gás. 
-Assim que observar o início de uma reação, afaste o conjunto da chama mantendo-o ao 
ar sob um vidro de relógio de modo a recolher o pó formado. Interprete. 
Procedimento 2 
-Em um tubo de ensaio, coloque 1 mL de solução 0,l mol.L
1
 de Cu
2+
. 
-Adicione, gota a gota (20 gotas), pequena quantidade da solução de hidróxido de 
amônio (0,5 mol.L
1
). Observe e anote o resultado. 
-A seguir, adicione maior quantidade da solução de hidróxido de amônio até que haja 
nova transformação. Anote o resultado e interprete. 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
38 
 
Procedimento 3 
-Coloque 2 mL de água destilada em um tubo de ensaio. 
-Adicione 1 gota de solução de fenolftaleína. 
-Adicione 5 gotas de ácido clorídrico 0,1 mol.L
1
. Agite. 
-Adicione gota a gota a solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L
1
. Observe e explique o 
ocorrido. 
Referências 
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - 
Projetos de Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
2. Trindade, D.F., Oliveira, F.P., Banuth, G.S. & Bispo J.G.; "Química Básica 
Experimental; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981). 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Qual é a diferença entre reação e equação química? 
2) Balanceie as seguintes equações químicas: 
a) MnO4

(aq) + Br

 (aq) + H
+
 (aq)  Mn
2+
 (aq) + Br2 (l) + H2O(l) 
b) Fe
3+
(aq) + Sn
2+
 (aq)  Fe
2+
(aq) + Sn
4+
 (aq) 
c) Cu(s) + HNO3 (conc.)  Cu(NO3)2+ NO (g) + H2O(l) 
d) Cl2(g) + KI (aq)  KCl(aq) + I2(s) 
e) HgCl2(aq)+SnCl2(aq)  SnCl4(aq)+Hg2Cl2(s) 
 
3) Reescreva as equações iônicas correspondentes as reações químicas dos itens c, d e e 
do exercício anterior. 
4) Que função tem o peróxido de hidrogênio na reação de descoramento do 
permanganato de potássio em meio ácido? 
Laboratório de Química Tecnológica I 
39 
 
EXPERIMENTO 5 
 
Ensaios na Chama do Bico de Bunsen 
 
Objetivo: Desenvolver habilidade no manuseio do bico de Bunsen. Demonstrar 
experimentalmente conceitos teóricos do modelo de Bohr. 
 
Introdução: 
O bico de Bunsen é um dispositivo utilizado no laboratório como fonte de calor 
para diversas finalidades, como: aquecimento de soluções, estiramento e preparo de 
peças de vidro, entre outros. Possui como combustível normalmente G.L.P (consiste de 
uma mistura de hidrocarbonetos contendo principalmente butano e propano) e como 
comburente oxigênio do ar atmosférico que em proporção otimizada permite obter uma 
chama de alto poder energético. Quando entra em combustão com o oxigênio do ar 
resulta na liberação de energia térmica: 
CnH2n+2 + (3n+1)O2 → nCO2 + (n+1)H2O + calor 
O queimador de gás ou bico de Bunsen é composto por: tubo, base, anel de 
regulagem, mangueira de gás. 
Ao abrir a válvula de gás, este adentra pela canalização do bico onde passa 
posteriormente por um pequeno orifício (giclê). Nesse ponto o gás se espalha pela 
coluna vertical do bico de Bunsen é o ar da vizinhança que penetra nesta coluna pela 
janela lateral formando assim a mistura reacional combustível-comburente. Quando um 
fósforo aceso é aproximado da extremidade superior do bico de Bunsen, o calor cedido 
pela chama do fósforo provoca o início da reação de combustão, a partir daí a reação se 
mantém sozinha, pois o calor que ela mesma gera é suficiente para mantê-la. Uma 
chama é sempre um sistema reacional de não equilíbrio. A ocorrência da combustão 
completa do gás vai depender da proporção estabelecida para a mistura reacional da 
regulagem da entrada de ar (anel de regulagem). 
A temperatura da chama do bico de Busen varia com a proporção dos reagentes 
e com sua posição no interior da chama. A presença de fuligem deixa a coluna 
incandescente (avermelhada-amarelada) e indica que a proporção entre o comburente 
(oxigênio) e o combustível (hidrocarbonetos) não está próxima da estequiométrica. 
Para que ocorra a combustão completa (evitando a fuligem e obtendo mais calor) 
é necessário o ajuste do anel do metal que atua como misturador (entrada de ar). 
Girando esse anel, pode-se abrir e fechar o orifício lateral do bico de Bunsen regulando 
assim a proporção combustível/comburente até que a chama fique quase totalmente 
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azulada e pouco luminosa, a qual é um indicador da reação ocorrer praticamente 
estequiométrica. 
 
 
Figura 3.1: Bico de Bunsen e as diferentes regiões de uma chama 
A região mais quente da chama é a região denominada “cone externo: 1560oC” 
que fica localizada acima localizada acima do extremo superior do “cone interno”. 
Nestas regiões ocorre a mistura mais ideal entre o comburente e o combustível. 
A regulagem do ar deve ser feita de forma que toda a chama fique azul, exceto 
numa pequena região localizada no topo do “cone” interno que deve ficar levemente 
amarelada. Neste ponto, se você deixar entrar mais ar pelo anel de ajuste a ponta do 
cone interno fica azul e começa a ficar irregular, espalhando-se um pouco e oscilando; a 
chama começa a “soprar” (faz um ruído, como um sopro) e torna-se instável (apaga com 
facilidade). 
Devido ao giclê ser um orifício de fina espessura o bico de Bunsen assegura que 
a chama fique localizadaapenas na sua extremidade externa, impedindo assim que o 
sistema apresente riscos de explosão. 
 
 
 
Laboratório de Química Tecnológica I 
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Zonas da Chama: 
-Zona Oxidante ou zona externa: região violeta pálida, quase invisível, onde os gases 
sofrem combustão total. Região muito quente capaz de atingir a temperatura de 100
o
C. 
Localiza-se acima da zona redutora (onde ocorre a queima completa do gás). 
-Zona Redutora ou intermediária: região luminosa onde os gases sofrem combustão 
incompleta por deficiência de oxigênio. Região pouco quente localizada acida da zona 
neutra na forma de um pequeno cone azul (onde se inicia a queima do gás). 
-Zona Neutra ou interna: zona limitada por uma "casca azulada", onde os gases ainda 
não sofreram combustão. Região fria, próxima da boca do tubo (onde não ocorre a 
queima do gás) 
Na chama, os cátions de sais voláteis transformam-se em átomos livres. Estes 
absorvem e depois emitem radiação eletromagnética com comprimentos de onda que 
correspondem às transições entre os níveis de energia dos átomos. 
A cor é decorrente destas transições eletrônicas, em espécies de vida curta, que 
se formam momentaneamente na chama, que é rica em elétrons. Por exemplo, no caso 
do sódio, os íons são temporariamente reduzidos a seus átomos. 
Na
+
 + elétron → Na 
A linha D do sódio, na realidade um dupleto com máximos em 589,0 nm e 589,6 
nm, decorre da transição eletrônica 3s
1→ 3p1, num átomo de sódio formado na chama. 
Pode-se identificar a cor que um determinado cátion apresenta em solução, pela 
cor que a chama apresenta em contato com uma amostra dessa solução. 
Estes ensaios são feitos utilizando-se um fio de platina, níquel-crômio (materiais 
inertes) ou um bastão de vidro com um algodão e a chama oxidante de um bico de 
Bunsen, da seguinte maneira: toca-se com o fio a solução cujo cátion quer se identificar 
e coloca-se a ponta do fio na região mais fria da chama oxidante. A prova será positiva 
se a chama azulada mudar de cor. Caso se trate de substância sólida, na qual se pretenda 
identificar o sódio ou qualquer outro íon, convém primeiro, tocar o fio em ácido 
clorídrico diluído (6 molar) e, em seguida, tocar a substância. 
 
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MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Materiais 
Bico de Bunsen, alça de níquel-crômio, bécker, pipeta graduada e bastão de 
vidro, vidro-relógio. 
 
Reagentes 
Água destilada, cloreto de sódio, cloreto de ferro, cloreto de cobalto, cloreto de 
estrôncio, cloreto de bário, cloreto de cobre, cloreto de magnésio e ácido clorídrico. 
 
PROCEDIMENTOS 
 
Procedimento 1: 
1- Acender o bico de Bunsen e verificar o que acontece quando se varia a quantidade de 
ar que entra através do anel de regulagem (ar primário). 
2- Descrever o que se observa quando o anel é fechado ou aberto por completo. 
(Observar a cor da chama, fazer desenhos das mesmas e observar a formação e 
coloração da fumaça.) Explicar os fatos observados. 
 
Procedimento 2: 
Cada um dos grupos será responsável pela preparação de uma das seguintes soluções, 
segundo a ordem: 
a) Solução de cloreto de sódio; 
b) Solução de cloreto de ferro; 
c) Solução de cloreto de cobalto; 
d) Solução de cloreto de estrôncio; 
e) Solução de cloreto de cobre; 
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f) Solução de cloreto de bário; 
g) Solução de cloreto de magnésio; 
i) Solução contendo um sal desconhecido (um dos sais acima descritos); 
1- Primeiramente pesar 50 mg do sal em estudo utilizando-se um bécker de 10 mL. 
2- Utilizando-se uma pipeta graduada adicionar 4 mL de água destilada ao bécker 
contendo o sal anteriormente pesado. Calcule a concentração em g.L
-1
 e mol.L
-1
. 
3- Mergulhar a alça de níquel-crômio na solução em questão levando à chama do bico 
de bunsen em seguida. Descreva o que foi observado e explique o ocorrido usando a 
teoria de Bohr. 
4- As soluções serão trocadas entre os grupos de modo a todos realizarem os testes de 
chama. 
5- Por comparação tentar caracterizar o íon metálico presente no sal desconhecido. 
Cátion Sódio Ferro Cobalto Estrôncio Bário Cobre Magnésio Sal 
desconhecido 
Coloração 
da chama 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Obs.: Para a realização do teste deve-se primeiro limpar o fio antes de se testar cada 
espécie de cátion. A limpeza é feita com uma solução de ácido clorídrico 6 molar. 
Deve-se mergulhar o fio nessa solução e em seguida levá-lo à chama, conduzindo-o 
lentamente à margem da zona redutora até que a presença do fio não cause nenhuma 
coloração à chama. 
Referências 
1) Trindade, D.F. et al; Química básica experimental. Ícone editora. São Paulo,1998. 
2) Vogel, A; Basset, J; Denney, R. C.; Jefery,G. H. e Mendham, J.; VOGEL -Análise 
Inorgânica Qualitativa, Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro, 1981. 
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EXPERIMENTO 6 
 
Estequiometria de Reações Químicas 
 
Objetivo: Determinar a estequiometria da reação entre os íons cobre(II) e hidróxido ou entre 
os íons prata(I) e cloreto. 
 
Introdução 
 
 A fórmula química de uma substância indica a espécie e o número relativo dos 
átomos que se combinam para formar a substância, enquanto as equações químicas 
indicam as substâncias que reagem e as que são produzidas, bem como a relação molar 
das mesmas na reação. 
Em condições idênticas, uma reação química obedece sempre às mesmas 
relações ponderais, ou seja, obedece a uma determinada estequiometria. A 
estequiometria, portanto, relaciona-se com as informações quantitativas que podem 
ser tiradas de uma reação química. Havendo excesso de um dos reagentes, este excesso 
não reage, podendo ser recuperado. 
Um método simples para determinar a estequiometria de uma reação é o método 
das variáveis contínuas. Consideremos a sua aplicação no caso de 2 substâncias “A” e 
“B” (que podem ser moléculas ou íons) que reagem formando o composto AxBy. 
x A + y B AxBy (equação 1) 
O problema consiste em determinar os valores de x e y. Para isso, devem ser 
efetuados diversos ensaios, misturando-se quantidades variáveis de A e B, de tal modo 
que a soma das concentrações iniciais de A e B na mistura seja sempre a mesma 
(mesmo número de mols total de A e B, para um mesmo volume final de mistura, em 
todos os ensaios). A quantidade de produto que se forma em cada ensaio deve ser 
medida, por meio de algum processo adequado. 
O método consiste, portanto, em se verificar em qual dos ensaios se obtém a 
maior quantidade de produto. A relação entre os números de mols de A e B usados neste 
Laboratório de Química Tecnológica I 
45 
 
ensaio nos dá a relação entre x e y. No caso particular da equação 1, este resultado nos 
fornece, também, a fórmula do composto AxBy. 
 O método das variáveis contínuas é de aplicação ampla, podendo ser usado para 
diferentes tipos de sistemas. Assim, no caso em que se forma um produto gasoso, pode-
se medir o volume de gás obtido; se a reação é exotérmica, pode-se determinar a 
quantidade de calor liberada; em outros casos, pode-se utilizar uma série de métodos 
instrumentais, em que mede a variação de alguma propriedade físico-química do 
sistema, por exemplo: medidas calorimétricas, potenciométricas, condutimétricas, etc. 
 
 Outro aspecto da estequiometria é a determinação de uma quantidade 
desconhecida de um reagente. Neste caso, este reagente deve reagir totalmente com um 
outro, cuja quantidade gasta pode ser determinada. Através da quantidade de reagente 
gasta pode-se, então determinar a quantidade do produto que se forma. As técnicas 
frequentementeempregadas são: volumetria (titulação) e gravimetria (pesagem de 
sólidos, precipitados). 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
 
 Tubos de ensaio, bateria para tubos de ensaio, pipetas de 10 mL, bastão de vidro, 
régua, solução 0,5 M do reagente A, solução 0,5 M do reagente B. 
 
PROCEDIMENTOS 
 
Procedimento: 
a) Coloque em uma bateria, cinco tubos de ensaio e numere-os. 
b) Conforme tabela abaixo, adicione em cada tubo de ensaio as quantidades respectivas 
das soluções A e B. 
 
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Tubo de Ensaio 1 2 3 4 5 
Quantidade de Solução (A) 2 mL 4 mL 6 mL 8 mL 10 mL 
Quantidade de Solução (B) 10 mL 8 mL 6 mL 4 mL 2 mL 
Altura do Precipitado (cm) 
 
c) Com o auxílio de um bastão de vidro, misture cada um dos tubos de ensaio e deixe 
decantar por aproximadamente 20 minutos ou use centrífuga. 
d) Meça com uma régua a altura do precipitado em cada tubo. Como o produto 
formado é pouco solúvel, pode-se, também, filtrar os precipitados formados e pesá-
los (para isso é necessário antes da pesagem lavá-los com água destilada e álcool 
etílico e colocá-los na estufa à temperatura de 100-110ºC durante 15 minutos). 
 
e) Com os dados obtidos, construa um gráfico representando na abscissa os volumes 
(em mL) das 
soluções A e B e na ordenada, a altura dos precipitados (em cm). 
 
f) Com base no gráfico, determine a fórmula mínima do precipitado formado na reação 
 entre os componentes das soluções A e B. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Escreva a equação química desta reação. 
 
1) Cite as causas de erros que podem alterar o resultado da experiência feita. Que outro 
procedimento poderia ser adotado para melhoria dos resultados obtidos? 
 
2) Nos tubos 1,2 e 3 quais são os regentes limitantes? 
 
3) Proponha a reação de obtenção do produto Al(OH)3 
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47 
 
4) Suponha que o composto da solução A possua massa molar igual a 331 g/mol e B 
166 g/mol. Qual a massa de B necessária para reagir quantitativamente com 1,0 mol 
de A, sabendo-se que B apresenta 80% de pureza? Baseia-se no gráfico obtido pela 
experiência. 
 
5) Reagiram-se 10,0 g de NaOH com quantidade suficiente de HCl. Quantos gramas de 
cloreto de sódio foram obtidos sabendo-se que o rendimento da reação foi de 75%? 
 
6) Com base no experimento realizado calcule: 
a) O número de moléculas em 66,2 g do composto A (massa molar = 331 g/mol). 
b) O número de moléculas de B necessárias para reagir com 66,2 g de A. 
 
7) Escreva as equações equilibradas das seguintes reações: 
a) Decomposição térmica do sulfeto de alumínio (II). 
b) Reação entre a superfície do alumínio metálico e o oxigênio do ar. 
 
8) Quantos mols de NaHCO3 há em 508 g desta substância? 
 
9) O hidróxido de lítio sólido é usado nos veículos espaciais para remover o dióxido de 
carbono exalado na respiração. Este hidróxido reage com dióxido de carbono gasoso 
e forma o carbonato de lítio sólido além de água líquida. Quantos gramas de dióxido 
de carbono podem ser absorvidos por 1,0 g de hidróxido de lítio? 
 
10) O ácido adípico, H2C6H8O4, é material usado na produção de náilon. É preparado 
industrialmente pela reação controlada entre o cicloexano (C6H12) e o oxigênio (O2). 
2 C6H12 + 5 O2  2 H2C6H8O4 + 2 H2O 
a) Vamos imaginar que se faz a preparação a partir de 25,0 g de cicloexano com excesso 
de oxigênio. Qual a produção teórica da formação do ácido adípico? 
 
b) Se forem obtidos 33,5 g de ácido adípico, qual é o rendimento percentual da reação? 
 
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48 
 
11) A aspirina se forma na reação entre o ácido salicílico e o anidrido acético. Se forem 
misturados 100 g de cada reagente, qual a massa máxima de aspirina que se pode 
obter? 
 
12) Quatro grupos de estudantes, num laboratório de química geral, estudam as reações 
entre soluções de haletos de metal alcalino e solução de nitrato de prata. 
 
GRUPO A: NaCl GRUPO B: KCl GRUPO C: NaBr GRUPO D: KBr 
 
Cada grupo dissolve em água 0,0040 mol do sal que lhe cabe e depois adiciona 
diferentes massas de nitrato de prata à solução. Depois, cada grupo recolhe o haleto de 
prata precipitado na reação e pesa. Faça um gráfico mostrando a quantidade de produto 
formado em função da quantidade de Nitrato de Prata adicionada. 
 
a) Explique a razão dos dados dos grupos A e B estarem sobre uma mesma curva e os 
dados dos grupos C e D sobre outra. 
 
b) Escreva a equação iônica equilibrada das reações observadas pelos grupos A e D. 
 
Referências Bibliográficas 
1) Russel J. B. Química Geral, 2ª Edição, Editora Makron Books do Brasil, São Paulo, 
1994, v. 1, p. 51. 
2) Brown, T. L, LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E. Química - Ciência Central, 7ª Edição, 
Editora LTC, Rio de Janeiro, 1999. 
3) Kotz, C. J., Treichel, P. Jr. Tradução de Horácio Macedo, Química & Reações 
Químicas, 3ª Edição, Editora LTC, v. 1, 1998, p. 134. 
 
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EXPERIMENTO 7 
 
Síntese do Carbonato de Zinco 
 
Objetivo: Síntese, caracterização e cálculo do rendimento do carbonato de zinco. 
 
Introdução: 
 
O carbonato de zinco está presente na natureza no mineral espato de zinco. A 
fórmula molecular é ZnCO3. Este composto é usado em cerâmicas, em borracha e 
plástico a prova de fogo. Também é usado em loções, pomadas, cosméticos e como 
anticéptico tópico. 
É um sólido branco cristalino; de estrutura ortorrômbica; densidade de 4,389 
g/cm
3
; decompõe a 300ºC formando oxido de zinco; é praticamente insolúvel em água, 
10 mg/L a 15ºC; solúvel em ácidos, bases e em soluções de sais de amônia. 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Balança, bastão de vidro, bécker, vidro de relógio, papel de filtro quantitativo, 
funil de vidro, suporte, espátula, tubo de ensaio, fusiômetro. 
 
Reagentes: 
 
Cloreto de zinco, bicarbonato de sódio, solução diluída de ácido clorídrico e 
agua destilada. 
 
PROCEDIMENTOS 
 
O Carbonato de Zinco é preparado pela reação de bicarbonato de sódio com um 
sal solúvel de zinco como o cloreto de zinco: 
 
ZnCl2 + NaHCO3  ZnCO3 + NaCl + HCl 
Laboratório de Química Tecnológica I 
50 
 
1. Misture uma solução de cloreto de zinco (0,1 mol/L) a uma solução de bicarbonato 
de sódio (0,1 mol/L). Observe o que ocorre. Seque o precipitado. 
 
2. Colocar uma ponta de espátula de carbonato de zinco sintetizado no item anterior, 
em um tubo de ensaio e adicionar 5 gotas de uma solução de ácido clorídrico 
diluído. Anotar suas observações e correspondente reação. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Identifique através de cálculos o reagente limitante. (massa do precipitado ZnCO3 = 
0,05 g) 
 
 
2) Calcular o rendimento teórico e prático para esta síntese. 
 
3) Medir a temperatura de fusão 
 
 
 
Referências: 
1. Patnaik, Pradyot; Handbook of inorganic chemicals, McGraw-Hill, New York, 
2003. 
 
2. S. Zhang, H. Fortier and J. R. Dahn. Characterization of zinc carbonate hydroxides 
synthesized by precipitation from zinc acetate and potassium carbonate solutions. 
 
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51 
 
EXPERIMENTO 8 
 
Eletroquímica 
 
Objetivo: Entender o processo redox. 
 
Introdução 
 
As reações que envolvem transferência de elétrons são conhecidas como reações 
de oxirredução ou reações redox. 
Para investigarmos a eletroquímica, precisaremos inicialmente ampliar a 
compreensão dessa classe de reações e definir alguns termos relevantes. A oxidação é a 
perda de elétrons de alguma espécie química, enquanto a redução é o ganho de elétrons.Nesse meio tempo, você perceberá que os elétrons não podem simplesmente ser 
“perdidos”. Eles têm que ir a algum lugar para manter a conservação de carga e matéria. 
Esse processo leva diretamente a um dos mais importantes princípios da química redox: 
os elétrons “perdidos”devem sempre ser “ganhos” na redução simultânea de alguma 
outra espécie. Em outras palavras, não podemos ter oxidação a não ser que também 
tenhamos redução. 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
 
01 Tubo de ensaio 01 Erlenmeyer 
01 Fio de cobre Nitrato de prata (0,01 mol/L) 
Água Bécker 
250 mL de Água 15g de NaCl 
Papel Alumínio Peça de Prata oxidada 
 
PROCEDIMENTOS 
Procedimento 1: 
-Preparar uma solução aquosa de nitrato de prata 
-Colocar o fio de cobre na solução de nitrato de prata 
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-Descreva o observado 
 
Procedimento 2: 
-Aqueça 250ml de água até ferver e dissolva 15g de NaCl na água até formar uma 
solução! 
-Pegue o bécker e forre toda a sua parte interna com o Papel Alumínio, e despeje a 
solução dentro desse bécker 
-Mergulhe a peça inteira na solução e espere um tempo. Para agilizar, você pode 
amarrar uma linha fina na peça e ficar girando ela dentro da solução, aumentando o 
contado e consequentemente a velocidade da reação. 
-Descreva o observado 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) O que foi observado macroscopicamente? 
 
2) O que aconteceu quimicamente? 
 
3) Quais as semi-reações envolvidas nos procedimentos 1 e 2? 
 
4) Qual a reação redox global? 
 
5) Quais são os redutores e oxidantes? E os reduzidos e oxidados? 
 
 
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53 
 
EXPERIMENTO 9 
 
Equilíbrio Químico 
 
Objetivo: Neste experimento, o aluno fará a caracterização do estado de equilíbrio de 
sistemas químicos e a verificação experimental do princípio de Lê Chatelier. 
 
Introdução 
Em um sistema químico reversível, podemos considerar como reagentes ou 
como produtos as espécies colocadas à direita ou à esquerda da equação. Isto depende 
da escolha do experimentador. Assim, na reação do iodo com hidrogênio: 
H2 + I2  2 HI Velocidade 1 (V1) 
2 HI  H2 + I2 Velocidade 2 (V2) 
ambos podem ser reagentes ou produtos, dependendo do sentido considerado. Por outro 
lado, há uma renovação de reagentes e produtos provocada pelo processo inverso e 
assim, as reações nunca cessam e o equilíbrio é dinâmico. Dizemos então que um 
sistema está em equilíbrio quando a velocidade em um sentido for igual à do sentido 
inverso. Este estado de equilíbrio só é possível em sistema fechado, isto é, sem 
influência do meio externo. 
A natureza dinâmica do equilíbrio pode ser enfatizada pela consideração das 
velocidades da reação nos dois sentidos. Assim, no caso do sistema acima, teremos: 
V1 = k1 [H2].[I2] 
V2= k2[HI]
2
 
No equilíbrio teremos então V1 = V2 : 
 k1 [H2].[I2] = V2= k2[HI]
2
 
]I[]H[
]HI[
k
k
22
2
2
1k 
 
 
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54 
 
O estado de equilíbrio de um sistema pode ser alterado por variações tais como a 
temperatura, pressão e concentração dos reagentes. Esta alteração pode ser prevista pelo 
princípio de Lê Chatelier: "Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma ação, o 
equilíbrio se desloca no sentido de contrabalançar esta ação". 
Ao adicionar iodo no sistema em equilíbrio, a velocidade no sentido direto (v1) 
será favorecida. Quando se restabelece o novo equilíbrio, [I2] e [HI] serão mais elevadas 
e [H2] será mais baixa, mas K terá o mesmo valor. 
A posição de equilíbrio de qualquer sistema é primeiramente orientada por uma 
tendência em alcançar o menor estado de energia; e, segundo, pela tendência de 
alcançar o maior grau de desordem, ou seja a maior entropia. Estes dois fatores, menor 
energia e maior entropia, se equivalem no estado de equilíbrio. 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Suporte para tubos de ensaio (1); tubo de ensaio (4); béquer de 50 mL (4), 100 
mL (1) e 250 mL (1); tela de amianto (1); tripé (1); bico de Bunsen (1); pinça de 
madeira (1); pipeta graduada de 10 mL (4); conta-gotas (1); proveta de 5 mL (1). 
 
Reagentes e indicadores 
 
Soluções aquosas de: K2CrO4 0,05 mol.L
-1
 (2 mL); K2Cr2O7 0,05 mol.L
-1
 (8 
mL); NH4OH 0,5 mol.L
-1
(2mL); HCl 1 mol.L
-1
 ; NaOH 1 mol.L
-1
; Ba(NO3)2 0,5 mol.L
-1
 
(2 mL); Solução alcoólica de fenolftaleína. 
 
PROCEDIMENTOS 
 
Procedimento 1: Caracterização do Estado de Equilíbrio do Sistema Cromato-
Dicromato: 
Laboratório de Química Tecnológica I 
55 
 
Este sistema é utilizado devido à fácil observação do deslocamento, por meio da 
diferença de cor do íon cromato - amarelo - e do íon dicromato - alaranjado. Deve-se 
observar que mesmo predominando a cor amarela (deslocamento no sentido do íon 
cromato) pode existir pequena quantidade de íon dicromato e vice-versa. 
 
2 CrO4
2-
(aq) + 2 H
+
(aq) Cr2O7
2-
(aq) + H2O(l) 
 amarelo alaranjado 
 
-No suporte coloque 3 tubos de ensaio. Em dois deles coloque 2 mL de K2Cr2O7 
0,05 mol.L
-1
 (laranja) e no outro coloque 2 mL de K2CrO4 0,05 mol.L
-1
 (amarelo). 
-Faça as reações do item a até c e anote os resultados dos experimentos (variações 
macroscópicas). 
a) Em um tubo de ensaio contendo íon dicromato, adicione 0,5 mL da solução de NaOH 
1 mol.L
-1
. 
-Compare a cor da solução com a dos outros tubos. 
-Anote a variação observada. 
b) Adicione, ao mesmo tubo, 1 mL de HCl 1 mol.L
-1
. 
-Agite e compare novamente com os outros tubos (Leve em consideração a diluição). 
-Escreva as equações de reação e anote esta nova variação. 
c) No tubo de ensaio contendo K2CrO4 0,05 mol.L
-1
, adicione 2 gotas de solução de 
Ba(NO3)2 0,5 mol.L
-1
. 
-Agite e observe se houve formação de precipitado. 
-No tubo de ensaio contendo K2Cr2O7 0,05 mol.L
-1
, repita o mesmo procedimento. 
Observação: A solubilidade do BaCrO4 é de 8,5x10
-11
 mol.L
-1
 e BaCr2O7 é solúvel. 
 
 
 
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56 
 
Procedimento 2: Caracterização do Estado de Equilíbrio do Sistema: 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) H < 0 
-Em um tubo de ensaio, adicione 2 mL de água, 3 gotas da solução de amônia 0,5 
mol.L
-1
 e 1 gota de solução de fenolftaleína. 
-Despeje esta solução sobre um pano branco e agite ao ar por cerca de cinco minutos. 
-Anote as observações. 
-Tente explicar, do ponto de vista químico. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1) Escreva as expressões de equilíbrio químico para as reações: 
a) 2 CrO4
2-
(aq) + 2 H
+
(aq) Cr2O7
2-
(aq) + H2O(l) 
b) NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
2) Seja um sistema do tipo: 
A (alcoólico) + B (alcoólico) 2C (alcoólico) + H2O(l) H > 0 
Como o sistema reagiria com: 
a) abaixamento da temperatura; 
b) aumento da pressão; 
 
3) Qual será a cor de uma solução de dicromato se aumentarmos o pH para 
aproximadamente 10? 
 
4) De que maneira poderá um aumento de temperatura afetar os seguintes equilíbrios: 
a) H2(g) + Br2(g) 2 HBr(g) +70,291 kJ 
b) CO2(g) + 2 SO3(g) CS2(g) + 4 O2(g) -1108,76 kJ 
Laboratório de Química Tecnológica I 
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5) Imagine o sistema em equilíbrio NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) NH3(aq) + H2O(l) em um 
frasco fechado. Se o frasco é aberto, desprende-se amônia; fechando-o novamente os 
reagentes produzem mais amônia, restabelecendo o novo equilíbrio. Pergunta-se: A 
experiência comprova o princípio de Lê Chatelier? 
 
6) Qual é o efeito sobre a concentração

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