PRATICAS DE QUÍMICA

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SUMÁRIO 
 
 
 
Apresentação ....................................................................................................................................................... 3 
 
 
Estrutura de um relatório para as atividades práticas ................................................................................... 4 
 
 
Noções básicas de laboratório: Segurança, equipamentos e vidrarias .......................................................... 6 
 
 
Roteiro para Aulas Experimentais do 1º Ano do Ensino Médio 
 
 
Prática 01: Determinando a Densidade ............................................................................................................ 14 
Prática 02: Lei da Conservação da Massa ...................................................................................................... 15 
Prática 03: Processos para a Separação de Misturas ...................................................................................... 17 
Prática 04: Simulando a Chuva Ácida ............................................................................................................. 19 
Prática 05: Compostos Iônicos e Moleculares .................................................................................................. 20 
Prática 06: Identificação de Ácidos e Bases Utilizando Indicadores Químicos ............................................ 22 
Prática 07: Extratos de Pigmentos de Vegetais Usados como Indicadores de Ácidos e Bases .................... 24 
Prática 08: Reações Químicas ........................................................................................................................... 26 
Prática 09: Simulando o Tratamento de Água ................................................................................................. 27 
Prática 10: Reação de Neutralização ................................................................................................................ 29 
Prática 11: Identificação de Metais pelo ensaio da Chama ............................................................................. 30 
Prática 12: Simulador de Bafômetro ................................................................................................................ 32 
Prática 13: Extraindo Álcool do Vinho ............................................................................................................. 33 
Prática 14: Propriedades dos Óxidos ................................................................................................................ 34 
Prática 15: Resolução de Problemas e Método Científico............................................................................... 36 
Prática 16: Estequiometria das Reações ........................................................................................................... 37 
 
 
 
 
 
 
3 
 
APRESENTAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 O presente manual foi elaborado a partir de uma coletânea de atividades práticas, 
instrumentais disponibilizados à disciplina de Química, com base em diversas bibliografias, nas 
propostas curriculares do Plano de Ação do docente e dentro da realidade do Laboratório 
Interdisciplinar de Ciências da Escola Estadual de Educação Profissional Adriano Nobre 
 
 Os experimentos propostos possuem um nível didático, com o objetivo de facilitar a 
compreensão da parte teórica na referida disciplina, aprimorando o conhecimento e, 
consequentemente, melhorando o aprendizado, tornando-o mais significativo. 
 
 Além do vínculo pedagógico, também acentuamos a importância da vivência no ambiente 
laboratorial para a aquisição de novos saberes, já que os avanços das ciências são colocados à nossa 
disposição. 
 
 Enfim, é através da interação com esse ambiente de aprendizagem e a partir da 
fundamentação básica, que se pode despertar para o mundo da pesquisa científica. Portanto, este 
manual dará suporte pedagógico, orientando o docente na complementação de sua prática e no 
cumprimento da carga horária exigida pelo Sistema Estadual de Educação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
ESTRUTURA DE UM RELATÓRIO PARA AS ATIVIDADES PRÁTICAS 
 
 
1- CAPA 
 
2- FOLHA DE ROSTO (opcional) 
 
3- SUMÁRIO OU ÍNDICE (opcional) 
 
4- INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO 
 
5- OBJETIVOS 
 
6- MATERIAIS UTILIZADOS 
 
7- PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
8- RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
9- CONCLUSÃO 
 
10- ANEXOS (opcional) 
 
11- BIBLIOGRAFIA 
 
 
ITENS NECESSÁRIOS 
 
1- CAPA 
 É a identificação do relatório e do(s) autores. Deve conter: Nome da escola; disciplina; série; turma; turno; 
nome/equipe; título; local; data. Deve ser padronizado e formal. 
 
Escola 
 
Disciplina 
 
Professor 
 
Turma e Turno 
 
TÍTULO DA PRÁTICA 
 
Nome/Equipe 
 
ITAPAJÉ 
 
 09 DE MARÇO-2012 
 
 
 
 
2. INTRODUÇÃO/APRESENTAÇÃO 
 É a síntese do conteúdo pesquisado e da prática realizada, de forma ampla e objetiva. É o convite a leitura do 
relatório. 
 
 
3. OBJETIVO(S) 
 É o motivo/intuito da realização da prática que pode ser fornecido ou não para os alunos. Pode servir de feed-
back ao professor que deseja saber se os alunos captaram os objetivos da prática. 
 
 
 
 
5 
4. MATERIAIS UTILIZADOS 
 É a listagem de todos os equipamentos, vidrarias, reagentes, materiais etc. utilizados durante a realização da 
prática. É muito importante para que o aluno saiba identificar e associar a função dos materiais utilizados. 
 
 
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 Devem ser fornecidos pelo professor para a realização da prática, de forma objetiva e clara, com intuito de 
facilitar o entendimento e ação dos alunos durante a realização da prática. No relatório, é cobrado o procedimento 
fornecido pelo professor acrescido de um embasamento teórico (pesquisa) para reforçar o experimento realizado, os 
métodos e técnicas usadas no trabalho experimental. 
 
 
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 É uma das partes mais importantes do relatório, pois é onde o aluno expõe os resultados obtidos da prática 
realizada, questiona o experimento e relata as facilidades e dificuldades enfrentadas. É onde o professor detecta as 
expectativas dos resultados versus resultados adquiridos. 
 
 
7. CONCLUSÃO 
 As conclusões são feitas com base nos resultados obtidos; são deduções originadas da discussão destes. São 
afirmativas que envolvem a ideia principal do trabalho. 
 
 
8. ANEXOS 
 É a parte onde estão anexados: questionário proposto, esquemas, gravuras, tabelas, gráficos, fotocópias, 
recortes de jornais, revistas etc. É onde se colocam aditivos que enriquecem o relatório, mas que não são essenciais. 
 
 
9. BIBLIOGRAFIA 
 A bibliografia consultada deve ser citada. A citação dos livros ou trabalhos consultados deve conter nome do 
autor, título da obra, número da edição, local da publicação, editora, ano da publicação e as páginas: Autor. Título e 
subtítulo; Edição (número); local: Editora. Data. Página. 
 
Exemplo: 
GONDIM, Maria Eunice R.; GOMES, Rickardo Léo Ramos. Práticas de Biologia; Fortaleza: Edições Demócrito 
Rocha. 2004.1-122p. 
 
 
 
REGRAS BÁSICAS PARA FORMATAÇÃO 
 
 Papel A4 branco, impresso em preto (exceto as ilustrações); 
 
 Fonte Arial ou Times New Roman, tamanho 12; 
 
 Espaçamento entrelinhas duplo; 
 
 Alinhamento justificado; 
 
 Margens superior e esquerda de 3 cm; 
 
 Margens inferior e direita de 2 cm; 
 
 Numeração das páginas a partir da introdução; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6INTRODUÇÃO 
 Em laboratórios é primordial que os analistas tenham os devidos cuidados para que possam executar suas 
tarefas com tranquilidade, eficiência e segurança. Uma pequena negligência e a falta de informações sobre os perigos de 
certas atividades experimentais podem resultar em graves acidentes. Além disso, é necessário conhecer o 
funcionamento dos equipamentos para que não ocorram acidentes, tais como choques ou descargas elétricas. 
 
OBJETIVOS 
 Compreender a importância das normas de segurança para a prevenção de acidentes no trabalho em 
laboratórios; 
 Conhecer a simbologia de risco (pictogramas) dentro do laboratório que alertam o utilizador acerca do perigo 
proveniente dos produtos que o ambiente contém; 
 Identificar e diferenciar os materiais e equipamentos do laboratório bem como assimilar sua função e método 
de utilização; 
 Capacitar o aluno a estar no ambiente laboratorial. 
 
NORMAS DE SEGURANÇA 
 
 Observe a disposição dos instrumentos, aparelhagem, portas, chuveiro de emergência e extintor de incêndio 
(leia as instruções e familiarize-se com o seu uso); 
 Use jaleco de mangas compridas, longo até os joelhos e sapatos fechado; 
 Não fume e nem converse desnecessariamente; 
 Comidas e bebidas não devem ser ingeridas no recinto do laboratório; 
 Evite o contato de sua pele, boca, olhos e ouvidos com substâncias químicas; 
 Usar óculos de segurança: evite o uso de lentes de contato no laboratório; 
 Cuidado ao manusear substâncias ácidas ou básicas muito fortes, soluções e frascos aquecidos; 
 Materiais sólidos não devem ser descartados na pia; 
 Os experimentos que liberam vapores ou gases tóxicos e irritantes devem ser conduzidos em câmara de 
exaustão (capela); 
 Não deixe próximo ao fogo, substâncias químicas inflamáveis; 
 Ao diluir um ácido, adicione-o lentamente sobre a água, agitando a solução. NUNCA adicione a água sobre o 
ácido concentrado; 
 Ao aquecer um tubo de ensaio não o oriente em direção a você ou ao colega pode ocorrer projeções e 
respingos da solução; 
 Não pipete soluções com a boca; 
 Não cheire diretamente um frasco contendo qualquer produto químico. Os vapores desprendidos do frasco 
devem ser deslocados com a mão, em direção ao nariz; 
 Evite derramar reagentes sobre a bancada de trabalho; 
 Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato momento; 
 Mantenha o rosto sempre afastado do recipiente onde esteja ocorrendo uma reação química; 
 Sempre após a manipulação de substâncias químicas e antes de deixar o laboratório lavar as mãos; 
 Nunca volte a colocar no frasco um produto químico retirado em excesso e não usado. Ele pode ter sido 
contaminado; 
 Se tiver cabelos longos, leve-os presos ao realizar qualquer experiência no laboratório; 
 Não abra qualquer recipiente antes de reconhecer seu conteúdo pelo rótulo. Informe-se sobre os símbolos que 
nele aparecem; 
 Ao término da aula, desligar todos os equipamentos, fechar pontos de água e registro de gás; 
 Antes de iniciar o trabalho prático, leia as instruções referentes ao experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
NOÇÕES BÁSICAS DE LABORATÓRIO: SEGURANÇA, EQUIPAMENTOS E 
VIDRARIAS. 
 
 VIDRARIAS. 
 
 
 
7 
 
 
PICTOGRAMAS DE PERIGO 
 
 
INFLAMÁVEL: quando 
visualizá-lo em um frasco de 
reagente, tome cuidado para não 
expor o produto perto de chamas ou 
de lugares quentes (abafados). 
 
 
CORROSIVO: símbolo presente em 
frascos de ácidos fortes (como ácido 
sulfúrico, ácido clorídrico, etc.). Tome 
cuidado para que o ácido não 
respingue em você, o contato com a 
pele causa sérias queimaduras. 
 
 
RADIOATIVIDADE: identifica os 
produtos químicos radioativos, estes 
são perigosos em contato com a pele, 
para manuseá-los é preciso um 
intenso cuidado (luvas e macacão de 
segurança). 
 
POSSIBILIDADE DE CHOQUE 
ELÉTRICO: o local marcado com 
este aviso é perigoso por conter 
eletricidade exposta, se não tomar 
cuidado o choque elétrico pode ser 
inevitável. 
 
 
TÓXICO: pode causar danos 
variáveis, podendo provocar a morte. 
Não se deve permitir o contato com a 
pele ou roupa. Não ingerir ou respirar 
os vapores. Usar luvas durante o 
manuseio. 
 
 
 
 
 EXPLOSIVO OU INSTÁVEL: 
 evitar choques ou colisões. 
 Movimentar com cuidado, com 
adequada proteção dos olhos, pele 
e vestuário. Manter afastado de 
chama 
PERIGOSO PARA O AMBIENTE: 
substância que provoca danos 
ao meio ambiente. Deve ser conveniente neutralizada 
ou tratada 
antes de descartá-la. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOCIVO (Xn) e 
IRRITANTE (Xi): provoca danos na saúde, quer em 
contatos casuais e em contatos prolongados. Não se deve 
permitir o contato com pele ou roupa, ingerir ou inalar. 
Deve ser usada máscara protetora. 
 
 
 
OXIDANTE OU COMBURENTE: substância que em contato com 
uma fonte de ignição permite o início ou a intensificação de 
uma combustão. Manter afastado de chamas. 
 
 
 
EQUIPAMENTOS DE SEGURANÇA E DE PROTEÇÃO INDIVIDUAL (EPI) 
 
 Avental, jalecos ou roupas de proteção 
 Luvas 
 Proteção facial/ocular e proteção respiratória 
 Chuveiro de emergência 
 Caixa de primeiros socorros 
 Lavador de olhos 
 Extintor de incêndio com área sinalizada 
 Capela para a exaustão de gases e vapores 
 Porta com abertura para a parte externa (emergência) 
 
 
 
8 
 
 
ACIDENTES E PRIMEIROS SOCORROS NO LABORATÓRIO 
 
 
ACIDENTE PROCEDIMENTO 
Cortes Remover estilhaços,lavar com água corrente, desinfectar e proteger o local. 
 
 
 
 
 
Queimaduras químicas 
Devem ser lavadas com grande quantidade de água fria por pelo menos 10 minutos. A 
água fria reduz a velocidade da reação e dilui o reagente diminuindo o dano causado à 
pele. 
Na queimadura por ácido lave com solução de bicarbonato de sódio e a seguir 
novamente com água. 
No caso de ingestão de ácidos, bochechar vigorosamente com água dando-se a seguir 
água para beber e em casos mais severos, leite de magnésia. 
Na queimadura por álcalis, após lavagem abundante, tratar com solução de ácido 
acético 1% e novamente com água. 
No caso de ingestão, além da lavagem inicial, dê água seguida de vinagre para beber 
ou ainda grande quantidade de suco de lima. Procure orientação médica. 
 
 
Respingos químicos nos 
olhos 
 
A lavagem deve ser feita com grandes quantidades de água mantendo os olhos abertos 
com os dedos. Se o respingo por ácido, aplicar a seguir solução de bicarbonato de 
sódio a 1% e se for básico, solução de ácido bórico a 1%. 
 
 
Queimaduras por chamas ou 
objetos aquecidos 
A primeira providência a ser tomada no caso de queimadura com o fogo é abafar as 
chamas, envolvendo a vítima em cobertor. Se as roupas estiverem aderidas à 
superfície da pele, não se deve tentar removê-las e sim, cortá-las cuidadosamente ao 
redor da área queimada. Se houver necessidade de bandagens, estas devem ser 
colocadas firmemente, nunca apertadas. No caso de queimaduras graves, o ferimento 
deve ser coberto com gaze esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato 
de sódio a 5%. 
 
Intoxicação por gases Remover a vítima para um ambiente arejado, deixando-a descansar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO 
 
VIDRARIAS 
 
TUBO DE ENSAIO 
Utilizado principalmente para efetuar 
reações químicas em pequena escala, principalmente em testes de reações.BÉQUER 
Utilizado para o preparo de soluções, aquecimento 
 de líquido, recristalização, pesagem, etc. 
 
 
 
 
ERLENMEYER 
Frasco utilizado para aquecer líquidos e para efetuar titulações. 
 
 
 
 
 
KITASSATO 
Frasco de paredes espessas, munido de saída lateral e usado 
em conjunto para filtração sob 
 sucção (a vácuo). 
 
 
 
 
FUNIL DE VIDRO 
Utilizado na transferência de líquidos e em filtrações simples. 
O funil com colo longo de estrias é chamado de funil analítico. 
. 
 
 
 
 BURETA 
Usada para medir volumes precisos de líquidos e em análises volumétricas (titulações). 
 
 
 
 
BALÃO VOLUMÉTRICO 
Recipiente destinado a conter um determinado volume de líquido; utilizado no 
preparo de soluções de concentração definidas. 
 
 
 
 
 PROVETA OU CILINDRO GRADUADO 
 Destinado a medidas aproximadas de volumes de líquidos. 
 
 
 
 
PIPETA GRADUADA 
Usada para medir volumes variáveis de líquidos. 
 
 
 
10 
 
 
 
 
PIPETA VOLUMÉTRICA 
Usada para escoar volumes fixos de líquidos. 
 
 
 
 
 
BASTÃO DE VIDRO 
Utilizado para ajudar na dissolução de 
substâncias, na agitação e transferência de líquidos. 
 
 
 
 
DESSECADOR 
 Utilizado no armazenamento de substâncias quando se necessita de uma 
atmosfera com baixo teor de umidade. Também pode ser utilizado para manter as substâncias 
sob pressão reduzida. 
 
 
 
 
CONDENSADOR 
 Equipamento destinado à condensação de vapores, em destilações ou aquecimentos sob 
refluxo. 
 
 
 
 
FUNIL DE SEPARAÇÃO 
Equipamento para separar líquidos não miscíveis. 
 
 
 
 
 
 
 
BALÃO DE FUNDO CHATO 
Frasco destinado a aquecer líquidos ou para efetuar reações 
 com desprendimento de gases. 
 
 
 
 
BALÃO DE FUNDO REDONDO 
Utilizado para aquecimento de soluções em destilações 
e aquecimentos sob refluxo. 
 
 
 
 
 
 
 
VIDRO DE RELÓGIO 
Usado para cobrir béqueres em evaporações, pesagens e fins diversos. 
 
 
 
 
11 
 
 
 
MATERIAL EM PORCELANA 
 
 
FUNIL DE BUCHNER 
 Utilizado em filtração por sucção, devendo ser acoplado a um kitassato. 
 
 
 
 
 
CÁPSULA 
Usada para evaporar líquidos em soluções. 
 
 
 
 
 
 
ALMOFARIZ E PISTILO 
Destinados à pulverização de sólidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
 
 
EQUIPAMENTOS 
BALANÇA 
Utilizado para quantificar medidas precisas de substâncias. 
. 
 
 
 
 
 
 
 
ESTUFA 
Equipamento empregado na secagem de materiais, por aquecimento, em geral até 200ºC. 
 
 
 
 
 
MANTA ELÉTRICA 
Utilizada no aquecimento de líquidos inflamáveis, contidos em 
balão de fundo redondo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AGITADOR MAGNÉTICO 
Utilizado para agitar soluções. 
 
 
 
 
 
CENTRÍFUGA 
Instrumento que serve para acelerar a sedimentação de sólidos em suspensão em líquidos. 
 
 
 
BICO DE BUNSEN (gás) 
Sistema de fornecimento de energia na forma de 
 calor. 
 
 
 
 
 
 
 
pHMETRO 
Utilizado para identificar o nível de acidez e basicidade de uma 
substância ou sistema. 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
MATERIAIS DIVERSOS 
ANEL METÁLICO 
Usado para apoiar funis durante filtrações. 
. 
 
 
 
 
 
 ESPÁTULA 
Utilizado para manipulação de sólidos em pequena 
quantidade. 
. 
 
 
 
 
GARRAS 
Usado em conjunto com o suporte universal para 
suspender vidrarias ou equipamentos. 
. 
 
 
 
 
PINÇA PARA TUBO DE ENSAIO 
Usado para manusear tubos de ensaio durante certas 
reações, em especial as de aquecimento. 
. 
 
 
 
 
SUPORTE UNIVERSAL 
Utilizado para a suspensão de vidrarias e equipamentos. 
. 
 
 
 
 
 
TELA DE AMIANTO 
Permite o aquecimento de substâncias em vidrarias 
impedindo o contato direto com a chama do bico de 
Bunsen. É utilizado em conjunto com o tripé. 
 
 
 
 
TRIPÉ 
Suporte utilizado com a grade de amianto e o bico de 
Bunsen no aquecimento de sistemas. 
. 
 
 
PÊRA 
Utilizado em conjunto com a pipeta para realizar a sucção de líquidos. 
 
 
 
 
14 
INTRODUÇÃO 
 Já lhe ocorreu de, ao pegar um objeto, este parecer mais pesado do que devia? Ou mais leve? Você já parou 
para pensar por que algumas substâncias são mais pesadas do que outras? Por que um copo de vidro é mais pesado do 
que um copo de plástico? Será que é devido ao material do qual ele é feito? 
 Certos materiais têm algumas propriedades que os tornam mais pesados ou mais leves. Isso acontece porque 
substâncias diferentes têm quantidades de matéria diferentes por unidade de volume. 
 Você pode perceber que existe uma relação constante entre a massa e o volume de um mesmo material. Por ser 
uma constante, essa relação é uma propriedade característica da matéria, chamada de densidade. 
 
OBJETIVOS 
 Reconhecer a relação entre densidade e volume; 
 Determinar a densidade de diferentes materiais através de medidas da massa e volume de cada um. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Massa e volume são propriedades gerais da matéria, ou seja, são propriedades que qualquer material tem em 
função da quantidade. A razão entre a massa e o volume de um objeto depende do material do qual ele é feito, sendo 
uma propriedade específica de cada material a qual denomina-se densidade. A densidade dos materiais é uma medida 
experimental, feita normalmente a 20ºC e 1 atm, variando com a temperatura. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Placas (alumínio, zinco, cobre, ferro) 
Bolas (isopor e de gude) 
Água 
Álcool etílico 
 
Proveta 
Balança 
 
PROCEDIMENTO 
 Determine a massa de cada um dos pedaços dos metais. Anote o resultado. 
 Com o auxílio de uma pisseta, coloque 20 mL de água na proveta. 
 Adicione separadamente as amostras dos materiais. Meça a diferença entre o volume inicial e o volume final, 
esta medida fornecerá o volume da amostra. 
 Com os resultados obtidos acima, calcule a densidade da amostra. 
 Repita a operação para as demais amostras, utilizando o álcool etílico. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 
 Alumínio Zinco Cobre Ferro Bola de gude Isopor 
Massa 
Volume 
Densidade 
 
 Por que alguns materiais elevam mais o nível da água que os outros? 
 Descreva o que acontece com a bola de isopor e com a bola de gude. E o que aconteceu quando se utilizou o 
etanol? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
SAINT'PIERRE, TATIANA DILLENBURG. Densidade. Sala de Leitura. Disponível em http://web.ccead.puc-
rio.br/condigital/mvsl/.../SL_densidade.pdf. Acessado 09/02/2012. 
PRÁTICA 01: DETERMINANDO A DENSIDADE 
 
 
 
15 
INTRODUÇÃO 
 Antoine Laurent Lavoisier, considerado pai da química moderna, era um químico francês que em 1785 
descobriu a Lei de Conservaçãodas Massas, enunciada das seguintes formas: 
“Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma” 
“Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total após a 
reação” 
“Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos 
apenas se rearranjam. Os agregados atômicos das substâncias reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos 
são formados” 
OBJETIVOS 
 Verificar experimentalmente a Lei de Lavoisier, ou seja, que a soma das massas dos reagentes é igual à soma 
das massas dos produtos em uma reação química; 
 Mostrar ao aluno que a massa em uma reação química se conserva, porém, se a reação envolver substâncias 
gasosas, para que a conservação da massa seja percebida, o sistema deve ser fechado. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Preocupado em utilizar métodos quantitativos, Lavoisier tinha a balança como um de seus principais 
instrumentos em atividades experimentais. Uma dessas atividades consistia em pesar as substâncias participantes de 
uma reação química, antes e depois que ela ocorresse. Queimando-se magnésio, cientistas anteriores a Lavoisier 
observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, notavam uma perda de massa. Coube a Lavoisier 
esclarecer que as diferenças de massas eram devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações. Lavoisier 
verificou que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado, sendo 
assim, concluiu que a soma total das massas dos reagentes é igual a soma total das massas dos produtos, ou seja, num 
sistema fechado a massa total permanece constante. Esta observação foi confirmada ao longo dos tempos, não se 
verificando qualquer exceção. 
 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
 
 
Bicarbonato de sódio 
Água 
Vinagre 
Proveta 
Pipeta 
Balança 
Espátula 
Garrafa PET pequena 
Tubo de ensaio 
Béquer 
Pinça 
 
PROCEDIMENTO 
 Adicione uma espátula de bicarbonato de sódio dentro da garrafa PET. 
 Adicione 40 mL de água dentro da garrafa, dissolvendo todo o bicarbonato. 
 Coloque 5 mL de ácido acético em um tubo de ensaio. 
 Coloque o tubo de ensaio dentro da garrafa PET e feche o recipiente. 
 Pese o recipiente e seu conteúdo, sem permitir que os líquidos se misturem. 
 Anote a massa obtida. 
PRÁTICA 02: LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA 
 
 
 
16 
 Incline o frasco estabelecendo o contato entre os reagentes. 
 Observe se existe a evidência de reação química. 
 Pese novamente o recipiente e seus conteúdos. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Equacione a reação química envolvida no procedimento, informando a nomenclatura e a função química das 
substâncias envolvidas na atividade prática. 
 O peso antes e depois da reação apresentou diferença? Explique o resultado obtido. 
 Classifique as substâncias em compostas ou simples, informando os elementos químicos presentes em cada 
uma. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
FELTRE, RICARDO. Química Geral: componente curricular. 6ª Edição. São Paulo. Editora Moderna – 2004. 
Volume 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
INTRODUÇÃO 
 A separação de misturas é tarefa essencial em laboratórios químicos como em várias atividades humanas 
relacionadas com a obtenção de materiais. Em nosso dia a dia é corriqueiro realizarmos separações de misturas, como 
por exemplo: ao passarmos o café, observamos que a borra (a parte sólida) é retida no coador, e a parte líquida que nos 
interessa, contém a cafeína. No entanto, é necessário o conhecimento sobre o que são misturas, sua classificação e como 
podemos separá-las. 
 
OBJETIVOS 
 Realizar processos de separação de misturas; 
 Conhecer métodos de separação de misturas; 
 Identificar os equipamentos mais comuns em um laboratório de Química. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Geralmente, as substâncias estão presentes na 
formação dos vários tipos de mistura, que são associações de duas ou várias substâncias diferentes sem necessariamente 
serem definidas proporções e que também suas moléculas ou íons permaneçam inalterados. 
 De acordo com o tipo de mistura e dependendo da natureza dos seus componentes, utilizamos um conjunto de 
processos para o controle de matérias-primas, análise e obtenção das substâncias que deram origem à mistura. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Enxofre 
Sulfato de cobre 
Ácido acético 
Álcool etílico 
Água 
Leite 
Hidróxido de amônio 
Almofariz e pistilo 
Béquer 
Tubo de ensaio 
Balança 
Papel de filtro 
Bastão de vidro 
Espátula 
Centrífuga 
Funil de vidro 
Vidro de relógio 
Canetas: preta, verde, vermelha. 
 
PROCEDIMENTOS 
Experimento 1: Separação da mistura de enxofre e sulfato de cobre 
 Pese 1 g de enxofre e 2 g de sulfato de cobre em cápsulas diferentes. Macere os sólidos. 
 Coloque em um béquer o sulfato de cobre e adicione 5 mL de água até a total dissolução. 
 Acrescente a massa de enxofre e misture com o bastão de vidro. 
 Filtre a mistura contida no béquer, lavando a substância retida no papel de filtro. 
 Abra o papel de filtro e deixe secar a substância por ele retida. 
Experimento 2: Separação do Leite 
 Coloque 5 mL de leite em um tubo de ensaio e acrescente 20 gotas de ácido acético Agite com o bastão. 
 Coloque a solução em um tubo de ensaio e centrifugue-a por 3 minutos. 
Experimento 3: Corrida de cores 
 Pegue duas tiras de papel (de forma retangular com 4 cm de largura e 10 cm de altura) e em cada uma delas, 
marque três pontos com cores diferentes. Os pontos devem ser desenhados a um dedo da extremidade do papel. 
 Prenda o papel no palito, e coloque-o dentro de um béquer com água e outra no béquer com álcool, de forma 
que o papel fique tocando a fase móvel sem tocar as cores. Tampe com o vidro de relógio. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Classifique a mistura nos procedimentos acima. Qual o método utilizado para fazer a separação dos 
componentes dos experimentos 1, 2 e 3? 
 A água dissolve o enxofre ou o sulfato de cobre? Qual a substância retida no papel de filtro? 
 Após centrifugar a mistura de leite e ácido acético, quais os componentes obtidos em cada fase? 
PRÁTICA 03: PROCESSOS PARA A SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
 
 
 
18 
 Pesquise três tipos de mistura: classifique-as, informe o número de fases, componentes e indique o método de 
separação adequado. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
LOPES, DANIEL RICARDO XIMENES; ROCHA, DANIEL VASCONCELOS; FILHO, FERNANDO BARROS DA 
SILVA; TEÓFILO, JOSÉ WELLINGTON LEITE; FELIPE, RICARDO ARAÚJO; FILHO, TARGINO MAGALHÃES 
DE CARVALHO. Manual de Práticas Laboratoriais: Química. Comissão de Formação e Pesquisa da SEFOR. 
Fortaleza – Ceará, 2010. 
 
MORTIMER, EDUARDO FLEURY; MACHADO, ANDRÉA HORTA. Química para o ensino médio.São Paulo. 
Editora Scipione – 2002. Volume único. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Entre os vários problemas ambientais consequentes da Revolução Industrial está a chuva ácida. A chuva 
contém um pequeno grau natural de acidez, que por sua vez, não agride o meio ambiente. No entanto, esse processo é 
intensificado em virtude do grande lançamento de gases poluentes na atmosfera, fenômeno esse, que ocorre 
principalmente nas cidades industrializadas, com grande quantidade de veículos automotores e em locais onde estão 
instaladas usinas termoelétricas. Entretanto, em função das correntes atmosféricas, as chuvas ácidas podem ser 
desencadeadas em locais distantes de onde os poluentes foram emitidos. 
 
OBJETIVOS 
 Reproduzir em laboratório o fenômeno que acontece na atmosfera quando óxidos diversos reagem com a água 
provocando o surgimento de ácidos; 
 Possibilitar ao aluno reconhecer e compreender de forma integrada e significativa às transformações químicas 
que ocorrem no processo natural da atmosfera. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Pode-se dizer que as chuvas "normais" são ligeiramente ácidas, pois apresentam um valor de pH próximo de 
5,6. Essa acidez natural é causada pela dissociação do dióxido de carbono em água, formando um ácido fraco, 
conhecido como ácido carbônico. 
 A chuva propriamente ácida possui um valor de pH inferior a 4,5 e ocorre quando existe na atmosfera um 
número muito grande de óxidos (SO2, NO, NO2, N2O5) que, quando combinam-se com o hidrogênio presente na 
atmosfera em forma de vapor, formam os ácidos nítrico ou sulfúrico. 
 Ao caírem na superfície, alteram a composição química do solo e das águas, atingem as cadeias alimentares, 
destroem florestas e lavouras, atacam estruturas metálicas, monumentos e edificações. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Enxofre 
Água 
Solução de caráter básico (amoníaco) 
Fenolftaleína 
Recipiente de vidro com tampa rosqueável 
Proveta 
Bico de Bunsen 
Fio de cobre ou arame 
 
PROCEDIMENTO 
 Coloque 50 mL água no frasco de vidro e adicione 1,0 mL da solução básica. 
 Acrescente 2 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína ou extrato de repolho roxo (solução alcoólica) no 
frasco até que haja uma mudança de cor. 
 Fixe o enxofre no fio de cobre e leve ao fogo. 
 Assim que o enxofre sofrer a queima, transfira-o para o frasco de vidro. Ao observar a formação dos gases, 
tampe o frasco rapidamente. 
 Agite lentamente e o frasco para dissolver os gases na água. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Mostre as equações presentes na reação de formação da chuva ácida. 
 Informe a nomenclatura e a função química de cada participante da reação. 
 O que acontece do ponto de vista químico, após a agitação do frasco tampado? 
 Como deve ser o pH no frasco antes e depois da reação? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
RODRIGUES, PEDRO STIPPE. Portal do Professor. Aula prática: Chuva ácida em laboratório. Disponível em 
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=909. Acessado 02/02/2012 
 
 
 
 
PRÁTICA 04: SIMULANDO A CHUVA ÁCIDA 
 
 
 
20 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Os átomos raramente podem ser encontrados isolados. Observa-se que a maioria dos elementos estão 
combinados com outros elementos e se assim não fosse como seriam formadas as inúmeras substâncias que 
conhecemos? 
 Substâncias essenciais à vida como água e gás oxigênio, compostos úteis em nosso cotidiano: aço, cloreto de 
sódio, sacarose e etanol. Como você pode perceber, ao nosso redor estão presentes diversas substâncias, cada qual com 
uma composição química distinta, sendo formadas por átomos de elementos químicos que se encontram combinados. 
Portanto, para a existência dessas substâncias é necessário que os átomos possuam afinidade para unirem-se por meio 
das forças existentes, denominadas de ligações químicas. 
 
OBJETIVO 
 Distinguir substâncias iônicas de substâncias moleculares pelo ponto de fusão e solubilidade. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as substâncias ou compostos. Porém, 
essa união não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas, tais como: afinidade (relacionada às 
configurações eletrônicas), contato, energia etc. Os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível, é por isso 
que essa união existe, ocorrendo interações entre os átomos instáveis em busca da estabilidade. As ligações químicas 
podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos: ligação iônica, através do compartilhamento 
de elétrons: ligação covalente, existe também a ligação metálica onde os elétrons passam a se movimentar livremente 
entre os átomos criando uma força de atração que mantém os átomos metálicos unidos. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
 
Água 
Etanol 
Parafina 
Cloreto de sódio ou açúcar 
Enxofre 
Iodo 
Carbamida (uréia) 
Acetato de potássio 
Balança 
Chapa aquecedora 
Espátula 
Tubo de ensaio 
Estante para tubo de ensaio 
Béquer 
Bastão de vidro 
Marcador de vidro 
Proveta 
Pipeta 
Funil de vidro 
 
PROCEDIMENTO 
 Cubra uma tela de amianto com folha de papel alumínio. 
 Pese massas iguais de cada um dos reagentes e coloque-as a uma pequena distância do centro em posições 
eqüidistantes uma das outras e do centro, formando um quadrado. 
 Acenda o bico de Bunsen e verifique se a chama está exatamente no centro do círculo da tela de amianto. 
 Observe os materiais durante o aquecimento e anote na tabela a ordem em que entram em fusão. Indique com 
“n” na tabela a substância que não fundiu. 
 Coloque 10 mL de água em quatro tubos de ensaio e acrescente amostras dos reagentes. 
 Coloque 10 mL de álcool etílico nos quatro tubos restantes e acrescente amostras dos reagentes. 
 Observe e registre a solubilidade dos reagentes nos diferentes solventes. 
 
DADOS 
Composto Características Ordem de fusão Solubilidade em H2O Solubilidade em álcool 
 
PRÁTICA 05: COMPOSTOS IÔNICOS E MOLECULARES 
 
 
 
21 
 
 
 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Relacione as principais diferenças entre compostos iônicos e moleculares. 
 Com o auxílio da tabela periódica, faça a distribuição eletrônica para os elementos presentes nas substâncias da 
uréia, iodo e cloreto de sódio. Em seguida, esquematize as fórmulas de Lewis, estrutural, molecular e informe 
o tipo de ligação dessas substâncias. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
APOSTILA DO CURSO LABORATÓRIO. BC0307 – Transformações Químicas. Universidade Federal do ABC. 
Santo André – 2011. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos peculiares 
quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se: o sabor azedo, adstringente, a formação de soluções 
aquosas condutoras de eletricidade,a efervescência, quando em contato com o calcário e a mudança de cor na presença 
de substâncias indicadoras ácido-base. 
 De um modo geral, são substâncias tóxicas e corrosivas, portanto deve-se evitar contato com a pele, ingerí-los 
ou respirá-los. 
 
OBJETIVOS 
 Identificar as soluções de caráter ácido, neutro e básico; 
 Observar a viragem de cor dos indicadoresde acordo com a escala de pH. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 A medida de acidez ou alcalinidade de uma solução pode ser realizada através do uso de indicadores ácido-
base e também através da medida do pH da solução, denominado potencial hidrogeniônico. O pH é uma escala que vai 
de 0 a 14 e fundamenta-se na quantidade de íons hidrogênio que estão contidos numa solução. 
 Um indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e outra 
em meio básico. Há diversos indicadores que podem nos dizer sobre a acidez ou sobre a alcalinidade de uma solução. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Ácido clorídrico 
Hidróxido de sódio 
Água 
Hidróxido de amônio 
Ácido acético 
 
Tubo de ensaio 
Pipeta graduada e Pasteur 
Estante para tubo de ensaio 
 
PROCEDIMENTO 
 Coloque 5 mL de água, 5 mL de ácido clorídrico, 5 mL de hidróxido de sódio, 5 mL de hidróxido de amônio e 
5 mL de ácido acético em diferentes tubos de ensaio. 
 Repita a etapa anterior. 
 Adicione 1 gota de fenolftaleína em cada sistema (1ª etapa). 
 Adicione 1 gota de azul de bromotimol em cada sistema (2ª etapa). Anote as cores dos sistemas na tabela. 
 
 Fenolftaleína Azul de bromotimol 
Água 
Ácido clorídrico 
Hidróxido de sódio 
Ácido acético 
Hidróxido de amônio 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Através das colorações obtidas, informe se as substâncias analisadas apresentam comportamento ácido, básico 
ou neutro. 
PRÁTICA 06: IDENTIFICAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES UTILIZANDO INDICADORES 
QUÍMICOS 
 
 
 
23 
 Informe a fórmula molecular dos reagentes analisados e em quais substâncias do nosso cotidiano podem ser 
encontrados. 
 Com o auxílio das fitas indicadoras de pH, faça a leitura numérica aproximada do potencial hidrogeniônico 
dessas amostras. 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
CÉSAR, PAULO. Portal Estudos de Química. Ácidos, Bases e Medidas de Acidez. Disponível em 
http://www.profpc.com.br/medidas_acidez.htm Acessado 16/02/2012. 
 
LOPES, DANIEL RICARDO XIMENES; ROCHA, DANIEL VASCONCELOS; FILHO, FERNANDO BARROS DA 
SILVA; TEÓFILO, JOSÉ WELLINGTON LEITE; FELIPE, RICARDO ARAÚJO; FILHO, TARGINO MAGALHÃES 
DE CARVALHO. Manual de Práticas Laboratoriais: Química. Comissão de Formação e Pesquisa da SEFOR. 
Fortaleza – Ceará, 2010. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Costumeiramente lembrados como substâncias químicas perigosas, corrosivas, capazes de dissolver metais 
como se fossem comprimidos efervescentes, os ácidos e as bases atuam em nosso cotidiano continuamente e bem 
menos agressivos do que se imagina. 
 São componentes usuais de refrigerantes, alimentos, remédios, produtos de higiene e cosméticos, matérias-
primas indispensáveis em um vasto universo de aplicações industriais. De um modo geral, e dependendo do seu uso, são 
substâncias tóxicas e corrosivas, portanto deve-se ter o cuidado e saber como utilizá-las de maneira adequada. 
 
OBJETIVOS 
 Preparar extratos de produtos naturais; 
 Investigar as propriedades ácidas e básicas de produtos do cotidiano, utilizando como indicador ácido-base o 
extrato de repolho roxo; 
 Estabelecer escalas de pH com indicadores naturais. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Muitos indicadores são pigmentos com fórmulas complexas que são sintetizados através de reações que 
também são complexas. Alguns indicadores, contudo, são facilmente retirados de plantas comuns, seja de flores ou da 
casca de seus frutos ou de hortaliças. 
 As substâncias responsáveis pela coloração destes tecidos vegetais, são as antocianinas, principais cromóforos 
encontrados nas flores vermelhas, azuis e púrpuras. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Solução de repolho roxo 
Leite de magnésia 
Detergente 
Suco de limão 
Água sanitária 
Creme dental 
Leite 
Shampoo 
Ácido muriático 
Amoníaco 
Solução de sabão 
 
 
 
Tubo de ensaio 
Pipeta 
Estante para tubo de ensaio 
Marcadores para vidro 
 
PROCEDIMENTO 
 
Preparação da solução indicadora natural 
 Em um béquer de 500 mL adicione algumas folhas trituradas de repolho roxo, adicione água e submeta a 
aquecimento até que você perceba o ganho de coloração pela água. 
 Filtre a solução e distribua cerca de 50 mL dessa solução para cada bancada. 
. 
Preparação da escala de pH 
 Adicione 5 mL de cada uma das soluções em tubos de ensaio diferentes. 
 Acrescente 5 mL do extrato de repolho roxo a cada uma dessas soluções. Observe a cor, compare com a escala 
da fita indicadora de pH e atribua um valor numérico. 
 
PRÁTICA 07: EXTRATOS DE PIGMENTOS DE VEGETAIS USADOS COMO INDICADORES 
ÁCIDOS-BASES 
 
 
 
25 
Identificando a acidez e basicidade de soluções através da análise de coloração 
 Identifique os tubos de ensaio e a cada um deles adicione 5 mL de cada uma das amostras. Em seguida, 
acrescente a cada tubo a mesma medida do extrato de repolho. Observe a cor e anote na tabela. 
 
 
 
 
 
Amostra Repolho roxo Propriedades pH 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 O que é um indicador? Através das colorações obtidas, indique na tabela se as substâncias analisadas 
apresentam comportamento ácido, básico ou neutro. 
 Informe o componente químico presente nessas substâncias que lhes conferem caráter ácido e básico. 
 Com o auxílio das fitas indicadoras de pH, faça a leitura numérica aproximada do potencial hidrogeniônico 
dessas amostras. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
CÉSAR, PAULO. Portal Estudos de Química. Ácidos, Bases e Medidas de Acidez. Disponível em 
http://www.profpc.com.br/medidas_acidez.htm Acessado 16/02/2012. 
 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
LOPES, DANIEL RICARDO XIMENES; ROCHA, DANIEL VASCONCELOS; FILHO, FERNANDO BARROS DA 
SILVA; TEÓFILO, JOSÉ WELLINGTON LEITE; FELIPE, RICARDO ARAÚJO; FILHO, TARGINO MAGALHÃES 
DE CARVALHO. Manual de Práticas Laboratoriais: Química. Comissão de Formação e Pesquisa da SEFOR. 
Fortaleza – Ceará, 2010. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Você já percebeu como as reações químicas estão presentes em nosso dia a dia? Sabemos que para o carro 
entrar em movimento devemos colocar gasolina. Esse combustível através de uma reação química com o oxigênio do ar 
produz dióxido de carbono, água e a energia que é utilizada para fazer que o carro se mova. 
 Certamente você também já ouviu falar em “cálculos renais”, popularmente conhecidos como pedras nos rins. 
Infelizmente é mais um exemplo de reação química que ocorre no organismo humano pelo excesso, principalmente do 
oxalato de cálcio e do fosfato de cálcio, substâncias muito pouco solúveis e, que dependendo de suas concentrações são 
acumuladas nos rins ou nos canais urinários ocasionando a formação das pedras. 
 
OBJETIVOS 
 Reconhecer as evidências para a ocorrência das reações químicas; 
 Realizar reações químicas e classificá-las; 
 Representar as reações químicas através das equações químicas. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Uma reação química ocorre quando determinadas substâncias sofrem transformações em relação ao seuestado 
inicial, aparecendo novas substâncias. As ligações entre os átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser 
restabelecidas de outra maneira. 
 A ocorrência de reações químicas geralmente são bem visíveis, mas em certas situações os reagentes se 
encontram com impurezas e as reações não acontecem com total aproveitamento. Para a representação de uma reação 
química, fazemos uso da equação química correspondente. Essa equação descreve as composições de reagentes e 
produtos e a relação de igualdade entre as quantidades de seus elementos químicos. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Estante para tubos de ensaio 
Tubos de ensaio 
Pipeta 
Bico de Bunsen 
Espátula 
Pinça 
Lâmina de ferro 
Sulfato de cobre 
Dicromato de amônio 
Magnésio em fitas 
Hidróxido de amônio 
 
PROCEDIMENTO 
 Coloque um pedaço do metal ferro em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL da solução de sulfato de 
cobre II. Aguarde alguns minutos e registre suas observações. 
 Adicione a um tubo de ensaio uma espátula de dicromato de amônio. Aquecer e registrar o ocorrido. 
 Com o auxílio de uma pinça, leve algumas fitas de magnésio à chama do bico de Bunsen. Anote as 
observações. Recolha a cinza esbranquiçada resultante em um tubo de ensaio; 
 A este tubo, adicionar 3 mL de água e duas gotas de fenolftaleína. Agitar e observar atentamente o que ocorre. 
 Adicione 4 mL da solução de sulfato de cobre II a um tubo de ensaio e acrescentar 3 mL de hidróxido de 
amônio. Registre o ocorrido. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Como podemos constatar a ocorrência de reações químicas? 
 Equacione, classifique e efetue o balanceamento das reações químicas observadas em cada um dos itens do 
procedimento. 
 Informe a função química de cada substância envolvida nas reações. 
PRÁTICA 08: REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
27 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
MORA, NORA DÍAZ; SIHVENGER, JOÃO CARLOS; LUCAS, JULIANA FENNER R. Caderno de Práticas de 
Laboratório de Química Geral. Universidade Estadual do Oeste do Paraná. Campus de Foz do Iguaçu. Centro de 
Engenharias e Ciências Exatas. LAMAT-Laboratório de Materiais. Foz do Iguaçu-2006. 
INTRODUÇÃO 
 A água desempenha um papel essencial nas funções do corpo humano, como por exemplo: digestão, absorção, 
respiração, transporte de nutrientes, excreção de substâncias, eliminando as toxinas através da urina e da transpiração, 
auxilia na regulação da temperatura do corpo humano, além de estar presente no plasma sanguíneo, nas articulações e 
até nos ossos. 
 Na sua falta, o sistema natural de limpeza e desintoxicação do organismo fica sempre muito prejudicado, 
contribuindo para o aparecimento das mais inúmeras doenças. Portanto, a água é uma das substâncias mais importante e 
necessária aos organismos vivos. É o principal componente das células e um solvente biológico universal. 
 Diante dessas propriedades e em virtude de sua grande necessidade, devemos evitar o desperdício, exigir a 
preservação dos recursos hídricos e contribuir para a manutenção de vidas no planeta. 
 
OBJETIVOS 
 Realizar as etapas do tratamento primário de água e relacioná-las com os processos de separação de mistura; 
 Reproduzir um processo realizado nas estações de tratamento de água; 
 Conscientizar para o uso racional da água. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 A água é um composto integrado por moléculas formadas por um átomo de oxigênio e dois de hidrogênio, 
unidos por meio de ligações químicas. É o único composto do planeta que, na natureza pode ser encontrada em três 
estados físicos: sólido (geleiras), líquido (oceanos e rios), e gasoso (vapor d’água na atmosfera). 
 Incolor, inodora e insípida, a água é um composto de grande estabilidade, podendo ser obtida também pela 
combustão dos alimentos. É uma molécula polar e que apresenta geometria angular (104,45°). Em nosso organismo, as 
reações químicas ocorrem em sua presença. Provavelmente, sem esta substância não existiria vida no planeta, a água é o 
componente biológico essencial à manutenção da vida animal e vegetal. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Sulfato de alumínio 
Solução de Hidróxido de cálcio 
Solução de Hipoclorito de sódio 
Água usada 
 
Proveta 
Béquer 
Bastão de vidro 
Erlenmeyer 
Funil de vidro 
Papel de filtro 
 
PROCEDIMENTO 
 Separe em um béquer 50 mL de água suja. 
 Acrescente com uma espátula duas medidas de sulfato de alumínio. Agite com o bastão, até a total dissolução. 
 Com uma espátula acrescente uma medida de hidróxido de cálcio. Agite a mistura. 
 Deixe em repouso por alguns minutos, observe, anote e explique. 
 Filtre a mistura no erlenmeyer. Em seguida adicione duas gotas de hipoclorito de sódio. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Informe as principais etapas que ocorrem em uma Estação de Tratamento de Água (ETA) e relate o objetivo de 
cada uma. 
 Do ponto de vista químico, o que aconteceu quando foram acrescentados o sulfato de alumínio e o hidróxido 
PRÁTICA 09: SIMULANDO O TRATAMENTO DE ÁGUA 
 
 
 
28 
de cálcio? 
 Quais as doenças causadas por água contaminada? 
 E você, quais suas ações responsáveis com o uso da água? 
 Pesquise as fórmulas dos compostos químicos utilizados no tratamento da água e a função de cada uma. 
 Quais as análises comumente realizadas para um melhor diagnóstico da qualidade da água? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
STEFANELLI, EDUARDO J. Molécula de Água. Disponível em http://www.stefanelli.eng.br/webpage/p-molecula-
agua.html Acessado 17/02/2012. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Quem nunca sentiu aquela incômoda sensação de acidez estomacal, a chamada azia? Ela se explica pela ação 
do ácido clorídrico (HCl), componente do suco gástrico, presente no estômago. Após a ingestão de alimentos calóricos, 
o nosso organismo se vê obrigado a liberar mais quantidade de HCl para auxiliar na digestão pesada, provocando esse 
desconforto estomacal. 
 E para neutralizar essa desagradável sensação, necessitamos ingerir um antiácido estomacal, o conhecido leite 
de magnésia, cujo princípio ativo desse medicamento nada mais é do que a base Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio. Ela 
tem a função de neutralizar o meio ácido de seu estômago, daí o alívio imediato. 
 
OBJETIVOS 
 Identificar e conceituar uma reação de neutralização; 
 Entender as reações de ácido com base (reação de neutralização) como um caso especial de reação de dupla 
troca. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de neutralização ou salificação. Dependendo 
das quantidades de ácido e de base misturados haverá uma neutralização total ou parcial desses reagentes, produzindo 
sais que serão classificados em normal, ácidos e básicos. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Ácido acético 
Ácidoclorídrico 
Hidróxido de sódio 
Hidróxido de amônio 
Fenolftaleína 
Azul de bromotimol 
 
Béquer 
Tubo de ensaio 
Estante para tubos de ensaio 
Pipeta 
 
PROCEDIMENTO 
 Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio e 2 gotas de fenolftaleína. 
 Reserve em um béquer 1 mL de ácido clorídrico e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até observar a 
alteração. 
 Em um segundo tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de amônio e 2 gotas do azul de bromotimol. 
 Reserve em um béquer 1 mL de ácido clorídrico e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até observar a 
alteração. 
 No terceiro tubo de ensaio adicione 1 mL de hidróxido de sódio e 2 gotas de fenolftaleína. 
 Reserve no tubo de ensaio menor 1 mL de ácido acético e acrescente-o gota a gota ao tubo de ensaio até 
observar a alteração. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Equacione as reações descritas nos procedimentos. Classifique os sais obtidos. 
 Pesquise reações de neutralização com a obtenção de sal neutro, hidrogeno-sal e hidróxi-sal, informando a 
nomenclatura de reagentes e produtos. 
PRÁTICA 10: REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
 
 
30 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
FELTRE, RICARDO. Química Geral: componente curricular. 6ª Edição. São Paulo. Editora Moderna – 2004. 
Volume 1. 
 
SILVA, WESLEY PEREIRA DA. Portal do Professor. Aula prática: Reações de Neutralização. Disponível em 
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=2389 Acessado 27/02/2012 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 A luz emitida por um elemento químico, ocorre no retorno do elétron ao seu orbital de origem. Quando átomos 
são aquecidos ou submetidos a uma descarga elétrica, esse fenômeno pode ser observado, por exemplo, como um 
vermelho intenso nos luminosos de néon que é ocasionado pela excitação dos átomos de neônio pela eletricidade, outro 
exemplo é observado nos fogos de artifício. 
 
OBJETIVOS 
 Identificar, por meio da cor produzida na chama, alguns cátions; 
 Observar o fenômeno de emissão luminosa por excitação e correlacionar com o Modelo Atômico de Bohr; 
 Verificar a distribuição eletrônica dos elementos; 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas energias são "quantizadas", isto é, um elétron 
ocupa sempre um nível energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se, no entanto um elétron for 
submetido a uma fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível mais baixo para 
outro de energia mais alto (excitação). O estado excitado é um estado metal-estável (de curtíssima duração) e, portanto, 
o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A energia ganha durante a excitação é então emitida na 
forma de radiação visível do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detectar. Como o elemento emite 
uma radiação característica, ela pode ser usada como método analítico. 
 Em geral, os metais, sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons exigem menor 
energia para serem excitados. O teste da chama está fundamentado nos princípios do Modelo Atômico de Bohr, ficando 
estabelecido que os átomos possuem regiões específicas disponíveis para acomodar seus elétrons – as chamadas 
camadas eletrônicas. 
 
 MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
 
Sais (cloreto de cálcio, cloreto de lítio, cloreto de 
bário, cloreto de sódio, cloreto de potássio e 
sulfato de cobre) 
Solução de HCl concentrado 
 
Béquer 
Fios de níquel-cromo ou platina 
Vidro de relógio 
Espátula 
Bico de Bunsen 
 
PROCEDIMENTO 
 Acenda o bico de gás até obter uma chama quente de cor azul clara. 
 Limpe os fios metálicos, mergulhando- os em solução de HCl concentrado, previamente colocada no vidro de 
relógio, e em seguida, aqueça-os na chama do bico de Bunsen. 
 Mergulhe o fio limpo na amostra em estudo e observe a coloração da chama. 
 Limpe cuidadosamente os fios metálicos e repita o processo com as outras amostras. 
 
AMOSTRA COR DA CHAMA OBSERVADA COR DA CHAMA ESPERADA METAL 
PRÁTICA 11: IDENTIFICAÇÃO DE METAIS POR ENSAIO DE CHAMA 
 
 
 
31 
 
 
 
 
 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Quais os postulados de Bohr? 
 Estes testes são conclusivos para identificar um elemento? Pode ser aplicado a todos os metais ? 
 Quando uma espécie não apresenta coloração ao ser colocada na chama, podemos afirmar que não está 
ocorrendo transição eletrônica? Justifique . 
 Pesquise sobre o efeito colorido dos fogos de artifícios. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
MAIA, D. Práticas de Química para Engenharias. Campinas, SP: Editora Átomo, 2008. SHRIVER, D. F E ATKINS 
P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 O consumo exagerado de bebidas alcoólicas tem se tornando um grande problema. A ingestão habitual de 
grandes quantidades de álcool, pode causar sérios danos. A fiscalização de trânsito usa de recursos para desvendar se 
um motorista está ou não embriagado e um deles é o bafômetro. 
 O bafômetro, denominação técnica “etilômetro”, é um aparelho que permite determinar a concentração de 
bebida alcoólica, analisando o ar exalado dos pulmões de uma pessoa. Todos os tipos de bafômetros são baseados em 
reações químicas, precisamente reações redox (oxidação-redução). 
 
OBJETIVOS 
 Consolidar o conceito de número de oxidação (Nox); 
 Identificar a variação de Nox em reações de oxi-redução; 
 Conceituar oxidante e redutor; 
 Relacionar o funcionamento do bafômetro com a variação do número de oxidação. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 As reações de óxido-redução são aquelas em que a formação de produtos está vinculada a uma transferência de 
elétrons entre determinados átomos ou íons das substâncias reagentes fazendo com que o número de oxidação (Nox) de 
uma substância aumente enquanto o de outra substância diminui. Para se determinar qual espécie de uma reação 
química oxidou ou reduziu precisamos determinar a variação do NOX dos átomos na reação sabe-se que oxidação e 
redução ocorrem juntas na mesma reação química. 
 Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada agente 
redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Dicromato de potássio 
Álcool etílico 
Água 
Ácido sulfúrico 
 
Tubo de ensaio 
 
PROCEDIMENTO 
 Comece preparando a solução ácida: dissolva 5g de dicromato de potássio em 50 mL de água e acrescente 24 
mL de ácido sulfúrico (com bastante cuidado). 
 Adicione 5 mL desta solução em um tubo de ensaio. 
 Acrescente gota a gota o álcool etílico ao tubo de ensaio contendo a solução de dicromato (até que a cor laranja 
torne-se verde). 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Equacione a reação que ocorre no bafômetro? 
 Determine o número de oxidação de cada elemento e identifique o agente redutor e oxidante. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
SILVA, WESLEY PEREIRA DA. Portal do Professor. O Bafômetro e o Número de Oxidação. Disponívelem 
PRÁTICA 12: SIMULADOR DE BAFÔMETRO 
 
 
 
33 
http://portaldoprofessor.mec.gov.br/fichaTecnicaAula.html?aula=273 Acessado 01/03/2012. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Qual a diferença entre uma bebida destilada e uma fermentada? Tudo se baseia no processo de produção, onde 
a bebida poderá ser preparada pelo processo de destilação ou de fermentação. Mas independentemente deste processo, o 
composto orgânico que faz com que uma bebida seja classificada como alcoólica é o Etanol. 
 E para obtermos o teor alcoólico nesta bebida faz-se uso de uma Destilação, operação utilizada quer a nível 
laboratorial quer industrial, para purificar as matérias primas ou produtos. 
 
OBJETIVOS 
 Separar o álcool do vinho; 
 Conhecer as vidrarias necessárias a uma destilação simples. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 A destilação é a separação de uma mistura que se baseia na diferença de temperatura de ebulição dos 
componentes dos materiais. Durante o aquecimento, as substâncias entram em ebulição de acordo com a temperatura 
atingida e, então evaporam, depois por refrigeração, voltam ao estado inicial e podem ser recolhidas. 
 O álcool pode extrair-se do vinho por destilação (álcool vínico ou espírito do vinho) ou de qualquer substância 
fermentada. Há outros álcoois que se extraem da aguardente do bagaço (álcool propílico) ou da beterraba (álcool 
butílico). 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
 
 
 
Vinho 
Suporte metálico 
Manta aquecedora 
Balão de destilação 
Mangueiras de borracha 
Garras metálicas 
Condensador 
Erlenmeyer 
Termômetro 
Béquer 
 
PROCEDIMENTO 
 Monte a aparelhagem para a destilação. 
 Coloque o vinho no balão de destilação. 
 Abra com cuidado a entrada de água para o condensador, e depois inicie o aquecimento do balão. 
 Colete o destilado em um béquer. 
 Anote a temperatura durante a destilação. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Qual a temperatura de ebulição do vinho nesta destilação? Ela é constante durante a ebulição? Justifique. 
 A temperatura de ebulição da substância álcool será a mesma? Justifique. 
 Qual a finalidade da passagem da água no condensador? 
PRÁTICA 13: EXTRAÍNDO O ÁLCOOL DO VINHO 
 
 
 
34 
 Qual a propriedade física utilizada, para separar substâncias por meio da destilação? 
 Diferencie destilação simples de destilação fracionada. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
COELHO, AUGUSTO LEITE; AMORIM, ANTÔNIA FÁDIA VALENTIM DE; BRANCO, FRANCISCO FÁBIO 
CASTELO; MORAIS, SELENE MAIA DE; COSTA, SÔNIA OLIVEIRA. Práticas de Química: de Lavoisier ao 
biodiesel. Coleção Programa de Formação Continuada em Serviço na Área de Ciências da Natureza, Matemática e suas 
Tecnologias. 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 Você pode ficar muitas horas sem beber água. Pode também ficar até alguns dias sem comer. Mas não 
agüentará ficar por mais de algumas dezenas de segundos sem o precioso ar. O desagradável é que de todas as poluições 
que vivemos nos tempos atuais, a pior é e será sempre a do ar. 
 Somos dependentes do oxigênio contido no ar para respirar, mas este ar está cheio de poluentes que o 
contaminam, gerados principalmente pela queima dos combustíveis fósseis (usinas elétricas a carvão e automóveis 
movidos à gasolina e a diesel). 
 
OBJETIVOS 
 Fazer experiências com óxidos para determinar se eles são ácidos, básicos ou anfóteros; 
 Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na tabela periódica; 
 Assimilar os conceitos e propriedades dos óxidos. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Óxidos são compostos binários, onde um dos elementos é obrigatoriamente o oxigênio. Os óxidos ácidos são 
formados geralmente por ametais (sendo neste caso compostos geralmente gasosos) ou por metais com número de 
oxidação elevado, apresentando-se como compostos moleculares e, em geral, solúveis em água. Os óxidos básicos na 
maioria são formados por metais e, portanto, são compostos iônicos. Certos óxidos possuem caráter intermediário entre 
o iônico e o covalente, possuem comportamento ambíguo, são os óxidos anfóteros e existem os que não reagem com 
água formando ácido ou base, os óxidos neutros. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Álcool etílico 
Azul de bromotimol 
Hidróxido de sódio 
Fenolftaleína 
Água destilada 
Óxido de magnésio 
Óxido de cálcio 
Erlenmeyer 
Proveta 
Béquer 
Canudo 
Tubo de ensaio 
Estante para tubo de ensaio 
Balança 
 
PROCEDIMENTO 
Experimento 1 
 Meça 25 mL de álcool etílico e transfira para o erlenmeyer. 
 Adicione 4 gotas do azul de bromotimol e 1 gota de solução 1 mol/L de hidróxido de sódio. 
 Soprar a solução contida no erlenmeyer. 
 Anote suas observaçãoes. 
 
Experimento 2 
 Coloque 10 mL de água destilada em dois tubos de ensaio. 
 No tubo 1, adicione 1g de MgO e agite, posteriormente adicione 2 gotas de fenolftaleína em ambos os tubos e 
PRÁTICA 14: PROPRIEDADES DOS ÓXIDOS 
 
 
 
35 
 observe. 
 Em dois outros tubos, coloque 10 mL de água destilada. No tubo 3, adicione 1g de CaO e agite, posteriormente 
adicione 2 gotas de fenolftaleína em ambos os tubos e observe. 
 
Experimento 3 
 Coloque em um béquer cerca de 20 ml de solução aquosa de hidróxido de cálcio. 
 Adicione a esta solução 2 ou 3 gotas de fenolftaleína; 
 Com a ajuda de um canudo sopre para a solução e observe. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Qual a cor observada quando foi adicionado o azul de bromotimol à solução do erlenmeyer? 
 Qual a cor apresentada quando foi injetado gás carbônico à solução do erlenmeyer? 
 Equacione as reações dos procedimentos 2 e 3, informando o nome das substâncias envolvidas e suas 
propriedades ácidas ou básicas. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MORA, NORA DÍAZ; SIHVENGER, JOÃO CARLOS; LUCAS, JULIANA FENNER R. Caderno de Práticas de 
Laboratório de Química Geral. Universidade Estadual do Oeste do Paraná. Campus de Foz do Iguaçu. Centro de 
Engenharias e Ciências Exatas. LAMAT-Laboratório de Materiais. Foz do Iguaçu-2006. 
 
THUMS, GILMAR C. Sopro Mágico. Disponível em http://professorgilmarthums.blogspot.com/ Acessado 05/03/2012. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 O método científico é uma poderosa ferramenta de trabalho que foi paulatinamente sendo desenvolvida pelos 
cientistas, tendo em vista simplificar a abordagem do trabalho investigativo, facilitando o trabalho do pesquisador, 
procurando racionalizar a utilização de recursos humanos, técnicos e financeiros. 
 Na verdade, o método científico apresenta aplicação universal ao processo de resolução de um problema 
qualquer, mas com certeza é mais amplamente utilizado por investigadores, tecnólogos, engenheiros, técnicos e outros 
profissionais mais vinculados à área científica, que o aplicam para a resolução de problemas práticos. 
 
OBJETIVOS 
 Identificar as etapas que rege o funcionamento da investigação científica. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 O método científico é constituído de etapas, colocados numa ordem que acaba por permitir seu uso sem 
alterações para quase todas as questões a serem investigadas. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
Refrigerante de sabor limão ou outro que não 
contenha corante 
Palha de aço 
Solução de H2O2 (10 volumes) 
Béquer 
Pipeta 
Fita indicadora de pH 
 
 
PROCEDIMENTO 
 Meça o pH inicial do refrigerante por meio do papelindicador de pH. 
 Adicione a palha de aço no refrigerante e a partir daí, acompanhe a evolução visual do experimento. 
 Após 20 minutos, adicione o peróxido de hidrogênio, por meio da pipeta, no fundo do béquer. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Anote todos os pensamentos que surgiram durante a atividade prática. 
 Informe as etapas necessárias à investigação científica e associe-as as suas conclusões observadas durante o 
procedimento da atividade. 
 Quando você ouve num anúncio de televisão a expressão “cientificamente comprovado”, o que você pensa a 
respeito? Você pensa que o que está sendo afirmado é inquestionável ou apenas que os resultados foram 
obtidos através da aplicação do método científico? Ou você levanta ainda a hipótese de que o locutor está se 
utilizando de um blefe, tentando vender o seu produto? 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
MOBILAB – Manual de Química –Laboratório Interdisciplinar – 2004. 
 
 
 
PRÁTICA 15: RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS E MÉTODO CIENTÍFICO 
 
 
 
37 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 A previsão de reações químicas nos diversos processos industriais é de vital importância na rentabilidade e na 
sobrevivência de uma indústria ou até mesmo em nosso cotidiano. Nas indústrias, nota-se a preocupação de se otimizar 
produtos e processos para que se tenha a melhor relação custo/benefício possível. 
 No nosso cotidiano, na maioria das vezes, não atentamos para esse conceito, mas ele fica claro, por exemplo, 
ao fazermos um bolo. Normalmente seguimos uma receita, escrita ou que já esteja gravada em nossa memória. Estes 
procedimentos que, basicamente, consistem na mensuração e cálculo de quantidade de substâncias envolvidas em 
reações químicas é chamado de estequiometria que deriva do grego stoichea = partes mais simples e metreim = medida 
 Na relação da quantidade das substâncias é importante que se conheça as fórmulas, os elementos e a proporção 
entre esses elementos e substância. 
 
OBJETIVOS 
 Montar a equação da reação que rege o fenômeno em estudo; 
 Efetuar o acerto dos coeficientes estequiométricos; 
 Identificar as partes envolvidas no cálculo estequiométrico; 
 Efetuar as transformações de grandezas e unidades quando necessário; 
 Efetuar os cálculos estequiométricos. 
 
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ ou produtos das reações químicas em mols, em 
massa, em volume, número de átomos e moléculas, realizado com base na lei da conservação das massas, na lei das 
proporções definidas e na lei das proporções múltiplas. 
 As reações químicas ocorrem sempre obedecendo a uma proporção constante que equivale ao coeficiente 
estequiométrico das equações. Assim se um dos reagentes possuir uma quantidade acima da proporção estequiométrica, 
esse reagente estará em excesso, logo o outro será o reagente limitante. O reagente em excesso não participa dos 
cálculos estequiométricos. 
 Sabemos que por diversos motivos na maioria das vezes nem todo reagente se transforma em produto. A 
quantidade percentual de material transformado é denominada rendimento da reação. O rendimento teórico de uma 
reação é sempre 100%. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
 
Reagentes e Soluções Vidraria e Instrumental 
 
Cloreto de sódio + Nitrato de prata 
Água 
Cromato de potássio + cloreto de bário 
Béquer 
Pipeta 
Papel de filtro 
Funil de vidro 
Vidro de relógio 
Estufa 
Balança 
Bastão de vidro 
Proveta 
PRÁTICA 16: ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES 
 
 
 
38 
Bico de Bunsen 
 
PROCEDIMENTO 
Experimento 1 
 Pese em um béquer, 0,3 g de cloreto de sódio e dissolva esta amostra em 5 mL de água. 
 Pese em um béquer 0,3 g de nitrato de prata e dissolva esta amostra em 5 mL de água. 
 Adicione a solução de cloreto de sódio ao béquer que contém o nitrato de prata. Observe. 
 Filtre o precipitado usando um papel de filtro previamente tarado. 
 Coloque o papel de filtro com o precipitado obtido em um vidro de relógio (também tarado) e deixe secar na 
estufa. 
 Pese o produto. Anote o seu resultado. 
 
Experimento 2 
 Pese 0,80 g de cromato de potássio, transfira para um béquer e adicione 100 mL de água destilada. 
 Agite com bastão de vidro até a completa dissolução. Aqueça a solução até iniciar a fervura. 
 Pese 0,60 g de cloreto de bário, transfira para um béquer e adicione 50 mL de água destilada. 
 Agite com bastão de vidro até completa dissolução. 
 Adicione a solução de cloreto de bário à de cromato de potássio. Agite a mistura com o bastão. 
 Pese um papel de filtro. Adapte o papel de filtro ao funil. 
 Adapte um anel de ferro num suporte e nele coloque um funil de filtração. 
 Faça a filtração manejando com cuidado para que não haja perda de precipitado. Lave o béquer e o bastão de 
vidro com água destilada para remover qualquer resíduo de precipitado. 
 Lave o precipitado no funil com água destilada. Após completa decantação retire o papel de filtro e coloque-o 
sobre um vidro de relógio. Despreze o filtrado. 
 Leve o precipitado para secar em estufa à 150ºC, por quinze minutos. Retire o precipitado seco da estufa e 
coloque-o para resfriar num dessecador. 
 Depois de frio, pese o papel de filtro com o precipitado. Anote o peso obtido. 
 
PÓS-LABORATÓRIO 
 Escreva a equação química correspondente a cada procedimento. 
 Qual o produto que precipitou e quanto foi obtido? 
 Qual o rendimento desta sua preparação? 
 Qual foi o reagente limitante? 
 Seu rendimento foi de 100%? Caso contrário, explique por que não obteve um rendimento de 100%. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BRASILINO, MARIA DAS GRAÇAS AZEVEDO. Aulas Práticas de Química Geral I. Rendimento de uma 
Reação de Precipitação. Universidade Federal da Paraíba – UFPB. Disponível em 
www.quimica.ufpb.br/monitoria/.../geral1_todas_as_praticas.pdf Acessado 08/03/2012 
 
RODRIGUES, MÁRIO SÉRGIO. Operações Unitárias. Disponível em 
www.professormariosergio.com.br/arquivos/Ateneu/ApOpUnrev2.pdf Acessado 08/03/2012