apostila EQC2011

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO CEARÁ 
Centro de Ciências 
Departamento de Química Analítica e Físico-Química 
Coordenação do Curso de Especialização em Ensino de Química 
 
 
 
 
 
Experimentos em 
Química do Cotidiano 
 
 
Versão 2 
 
 
 
 
 
 
 
PROFa HELENA BECKER 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FORTALEZA – CE 
2011 
 2 
Este manual reúne os experimentos apresentados na disciplina: 
Experimentos em Química do Cotidiano, ministrado no curso de Especialização 
em Ensino de Química da Universidade Federal do Ceará, em 2008 e 2010. Os 
roteiros são de responsabilidade única de cada autor-aluno. 
A ementa da referida disciplina encontra-se abaixo. 
 
Disciplina: Experimentos em Química do Cotidiano 
C. horária: 64 horas Créditos: 2 
Professora: Helena Becker 
Objetivos: 
 Elaborar experimentos em química a serem aplicados no ensino fundamental e 
médio usando os conhecimentos adquiridos nas disciplinas cursadas durante todo o 
período do curso. 
 
Ementa 
Estabelecer procedimentos através de pesquisa o desenvolvimento e 
aplicações de experimentos em Química utilizando reações do cotidiano que possam 
ser aplicadas no ensino médio. 
 
Programa: 
- Discussão dos temas escolhidos pelos alunos-professores 
- Planejamento e execução dos experimentos 
- Elaboração de roteiros 
- Aplicação dos experimentos. 
-Apresentação dos resultados 
 
Bibliografia 
 Ingram, J. A.; Ciência na vida cotidiana, Ed Ediouro, 1989, Rio de Janeiro, 238p. 
Lima, M.E.C.C.; Aguiar Jr., O.G.; Braga, S.A.M; Aprender Ciências um mundo de 
materiais, Ed UFMG, 1999, Belo Horizonte, 85p. 
GEPEQ, Química e a sobrevivência – Hidrosfera- Fonte de materiais, Ed EDUSP, 
2005, São Paulo, 135p. 
Oxtoby, D.W.; Freeman, W.A.; Block, T. F.; Chemistry, Science of Chenge, 3th ed, 
Sanders Collage Publishing, 1998, Flotrida, USA, 970p. 
Snyder, H. S.; The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things, 2nd ed, John Wiley & 
Sons, INC, Toronto, CA, 656p. 
 3 
 
LISTA DE EXPERIÊNCIAS 
 
 
 
PRÁTICA 01– Investigando os fenômenos que provocam “as chuvas ácidas” 
nos ambientes. 
 
5 
 
PRÁTICA 02 – Cálculo de concentrações em massa de soluções preparadas 
a partir da massa de um soluto e da diluição de soluções 9 
 
PRÁTICA 03 – A ciência e a tecnologia química inserida na história em 
diferentes épocas. 12 
 
PRÁTICA 04 – Reações de óxido- redução 17 
 
PRÁTICA 05 – Investigando os processos de separação de misturas 19 
 
PRATICA 06 – Chuva ácida 23 
 
PRÁTICA 7 – Investigando o conceito de pH de substâncias do nosso 
cotidiano 26 
 
PRÁTICA 8 – Grandezas físicas 28 
 
PRÁTICA 9 – Extração do álcool contido na gasolina 29 
 
PRÁTICA 10 – Energia envolvida na quebra e formação de ligações 
químicas em uma reação química 31 
 
PRÁTICA 11 – Fabricação de sabão a partir de óleo de cozinha usado 38 
 
PRÁTICA 12 – Cálculo do teor de ferro em amostras de solo 42 
 
PRÁTICA 13 – A produção de hidrogênio por reação de deslocamento 46 
 
PRÁTICA 14 – Identificação do pH de substâncias do cotidiano utilizando 
papel indicador de pH produzido com uma solução de repolho 
roxo 48 
 
PRÁTICA 15 – Mistura e separação de mistura 56 
 
PRÁTICA 16 – Equações químicas e estequiometria 60 
 
PRÁTICA 17 – Observação da função amina através da detecção de 
proteínas em alguns alimentos 65 
 
PRÁTICA 18 – Verificando o que ocorre com a glicose e o azul de metileno 
no meio básico. 67 
 
PRÁTICA 19 – Solubilidade do gás no refrigerante 73 
 
PRÁTICA 20 – Distinção entre aldeídos e cetonas 75 
 
 4 
PRÁTICA 21 – Fatores que influenciam a velocidade de reação 78 
 
PRÁTICA 22 – A química dos colóides no tratamento de água 82 
 
PRÁTICA 23 – Energia nos alimentos – o cálculo das calorias 85 
 
PRÁTICA 24 – Eletroquímica 90 
 
PRÁTICA 25 – Estudo dos gases 92 
 
PRÁTICA 26 – Reações com hidrocarbonetos 95 
 
PRÁTICA 27 – Testes de chama para identificação de cátions 97 
 
PRÁTICA 28 – Separação de polímeros por densidade 102 
 
PRÁTICA 29 – Descobrindo um sistema em equilíbrio com o uso da garrafa 
azul 106 
 
PRÁTICA 30 – A oxidação de materiais orgânicos pelo permanganato de 
potássio: suco de cenoura e óleo de soja 110 
 
PRÁTICA 31 – Reação em cadeia 117 
 
PRÁTICA 32 – Quebrando a tensão superficial 121 
 
PRÁTICA 33 – Lei das combinações químicas 123 
 
PRÁTICA 34 – À procura da vitamina C 126 
 
PRÁTICA 35 – Extração de ácido nucléico na cebola 128 
 
PRÁTICA 36 – Identificando um metal (Cobre) e um gás (Cloro) presentes na 
Tabela Periódica 130 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 5 
PRÁTICA 01 - INVESTIGANDO OS FENÔMENOS QUE PROVOCAM “AS 
CHUVAS ÁCIDAS” NOS AMBIENTES. 
 
AUTORA: Liciane de Castro Costa 
 
1. INTRODUÇÃO 
As transformações ou fenômenos químicos estão presentes no nosso 
cotidiano o tempo todo, entretanto, algumas parecem ser instantâneas, como a 
nossa respiração e as reações explosivas, outras podem levar dias para ocorrer, 
como a decomposição dos alimentos, ainda há aquelas que dependem das 
condições atmosféricas e, outras podem levar milhões de anos para se processar, 
como à formação do petróleo. 
Um dos principais pontos de estudo da Química é o processo das reações 
químicas e o equilíbrio ácido-básico, que nos sugere uma diversidade de 
fenômenos e situações que possibilita a transformação e formação de novos 
materiais. Para explicar tais transformações ou fenômenos comuns no nosso dia-
a-dia, citamos algumas situações-problema que fazem parte de nossa vida, como 
por exemplo: 
• Qual é a ação dos antiácidos? 
• Como é feito o tratamento da água em aquários ou piscinas? 
• Entre as substâncias que utilizamos ou ingerimos no dia-a-dia, quais 
apresentam características ácidas e quais apresentam características 
básicas? 
• Substâncias ácidas ou básicas podem afetar a vida e os habitats dos 
seres vivos? 
• Porque ocorre a formação das chamadas chuvas ácidas? 
• As chuvas ácidas podem trazer prejuízos aos ambientes terrestres? 
 
 Todas essas questões são explicadas pela Ciência Química. Esses 
fenômenos ou transformações que a matéria sofre, implica na ocorrência de 
reações químicas, que acorrem continuamente tanto de forma espontânea ou 
provocada, nos ambientes onde vivemos, como também, no nosso próprio 
organismo, pois o tempo todo a matéria está se transformando, para formar novas 
substâncias. 
 Nesse experimento iremos explicar como ocorre a formação das chuvas 
ácidas na atmosfera. Esse fenômeno é provocado pela presença de ácido 
sulfúrico no ar, oriundo das reações entre o Oxigênio e o Hidrogênio presente no 
ar e os compostos de enxofre, eliminados na atmosfera pelas chaminés 
domésticas e das indústrias, pela queima de derivados de petróleo e até mesmo 
através da queima da pólvora dos palitos de fósforos. 
 Algumas evidências nos permitem reconhecer a ocorrência de uma 
Transformação ou Reação Química. São elas: 
- liberação de calor. 
- mudança de cor. 
- mudança de odor. 
- liberação de gás. 
Obs. Existem reações químicas que não apresentam as evidências acima 
mencionadas, ou que são pouco percebidas. 
 
 
 6 
2. OBJETIVOS 
Para compreender melhor como podemos identificar uma transformação ou 
reação química, realizaremos um experimento que simulará a formação das 
chuvas ácidas, no qual será possível verificar algumas das evidências que nos 
permite visualizar a modificação da matéria, e consequentemente a formação de 
novas substâncias. 
Nesse experimento utilizamos materiais comuns em nosso cotidiano, que em 
conjunto, irão reagir e promover uma simulaçãode um fenômeno natural, 
ocasionando a formação dos compostos da “chuva ácida”, induzida num 
recipiente fechado. 
 Tal fenômeno ocasiona estragos nas pinturas de casas e prédios, 
monumentos históricos de origem metálica, e principalmente, alterações na água, 
desequilibrando os meios aquáticos, afetando também a fauna e a flora da região. 
 
3. NATUREZA QUÍMICA DOS MATERIAIS UTILIZADOS 
O óxido de cálcio (conhecido como cal) é uma substância muito importante 
para a indústria, sendo industrialmente obtido por decomposição térmica de 
calcário (900° C). Também chamada de cal viva ou cal virgem, é um composto 
sólido branco. Quando a cal hidratada é utilizada no preparo de uma argamassa e 
posteriormente usada na fixação de pisos e azulejos, por exemplo, ocorre a 
seguinte reação: A água excedente evapora e o dióxido de carbono presente na 
atmosfera penetra no revestimento, resultando na formação da "rocha 
carbonatada". Uma das reações de obtenção do carbonato de cálcio é através da 
reação do óxido de cálcio com dióxido de carbono. 
 
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) 
 
O CaCO3 em solução aquosa sofre uma hidrólise salina, produzindo o 
hidróxido de cálcio, uma base forte. 
 
CaCO3(s) + H2O(l) → CO2(g) + Ca(OH)2(s) 
 
O ácido sulfúrico - H2SO4 é um dos mais fortes ácidos conhecidos. Esse 
composto se forma a partir dos devivados de enxofre, liberados no ar pela queima 
de subprodutos do carvão, petróleo, e pólvora, por exemplo. O ácido se forma na 
atmosfera, e na ocasião das precipitações, sendo consequentemente arrastado a 
superfície terrestre, promovendo um desequilíbrio nos ambientes, no qual 
podemos citar a poluição das águas, alterações nas pinturas e corrosão de 
materiais metálicos. 
Na fase gasosa o dióxido de enxofre é oxidado por adição do radical 
hidroxilo através de uma reação intermolecular: 
 
SO2 + OH· → HOSO2· - que é seguida por: 
 
HOSO2· + O2 → HO2· + SO3 
 
Na presença de água líquida nas gotículas das nuvens, nevoeiros e outras 
formas de condensação atmosférica, o trióxido de enxofre (SO3) é rapidamente 
convertido em ácido sulfúrico: 
SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l) 
 7 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1. Material 
• Uma massa de modelar (branca) 
• Dois béqueres de 100 mL (ou dois copos pequenos) 
• Um béquer de 250 mL (ou um copo grande) 
• Quatro palitos de fósforo 
• Um "vidro de relógio" (ou qualquer recipiente de vidro que sirva de tampa) 
• Uma espátula (ou colher) 
• Uma baqueta (ou colher) 
• Um conta-gotas 
• Um papel de filtro 
• Um funil 
• Um palito de churrasquinho (de madeira) 
• Água 
• Solução alcoólica de fenolftaleína 
• Cal virgem (óxido de cálcio - CaO) 
3.2. Preparo da solução de fenolftaleína 
Material necessário: 
• fenolftaleína 
• álcool 
• água 
• béquer (copo de vidro) 
• bastão de vidro (ou colher) 
Procedimento: 
Coloque uma pitada de fenolftaleína num béquer e adicione 40 mL de álcool e 60 
mL de água. Misture bem, reserve o líquido num frasco de conta-gotas. 
 
3.3. Procedimento da experiência 
 
 No béquer de 100 mL coloque, aproximadamente 50mL de água. Com a 
espátula, recolha uma quantidade de cal equivalente a meia colher de café e 
despeje-a no béquer. Misture bem com a baqueta, depois filtre a solução e 
reserve-a no outro béquer de 100mL. 
 Fixe a massa de modelar no fundo do béquer de 250 mL, o mais próximo 
possível do centro do béquer. Coloque a solução de água de cal filtrada, evitando 
jogá-la sobre a massa de modelar. 
 Acrescente algumas gotas da solução de fenolftaleína. 
Fixe alguns palitos de fósforo na massa, próximos uns aos outros, 
deixando a cabeça para cima. Acenda o palito de churrasco e ateie fogo nos 
palitos que estão fixos na massa. 
Tape imediatamente com o vidro de relógio e espere apagar. Faça leves 
movimentos circulares com o béquer ainda tapado, segurando o vidro de relógio 
 8 
para que não caia. (cuidado para não queimar a mão, pois o vidro pode estar 
quente.) 
 
 
FIGURA 1- experimento realizado em um vidro de geléia. 
 
4. CONTEXTUALIZANDO 
Discutir com os alunos os conceitos obtidos na experiência realizada, 
fazendo referência as vivências do cotidiano. Segue abaixo alguns exemplos: 
- Quando queimamos carvão ou quaisquer outros materiais comburentes, é 
necessário a presença de gás oxigênio para alimentar a combustão. No momento 
em que acaba o gás oxigênio dentro do sistema onde é realizada a experiência, a 
combustão é encerrada. 
- A verificação experimental das evidências que comprovam os processos 
sofridos nos fenômenos ou reações químicas. 
- A concentração dos gases no interior do sistema promove um meio 
altamente poluente e ácido, simulando o que ocorre naturalmente nos ambientes 
terrestres com o fenômeno das chuvas ácidas. 
- Enfatizar os problemas de ordem econômica e ambiental promovidos pelas 
chuvas ácidas nas regiões mais industrializadas. 
- Interdisciplinarizar os conceitos químicos desenvolvidos nesse experimento 
com a Biologia, enfatizando os prejuízos ambientais promovidos pela ação das 
chuvas ácidas que afetam a fauna e flora nas regiões afetadas, como por 
exemplo: a matança de peixes e destruição de florestas; além de contaminar as 
águas e solo. 
Discussão: Pense sobre as transformações observadas neste experimento e 
anote suas reflexões. 
 
5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
FELTRE, Ricardo. 2000. Química Geral – Vol 1. 5º Edição. Editora Moderna. São 
Paulo. 562 p. 
 
 PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L. DO. 1996. Química na abordagem do 
cotidiano. Edição única. Editora Moderna. São Paulo. 512 p. 
 
 
 
 
 9 
PRÁTICA 02 – CÁLCULO DE CONCENTRAÇÕES EM MASSA DE SOLUÇÕES 
PREPARADAS A PARTIR DA MASSA DE UM SOLUTO E DA DILUIÇÃO DE 
SOLUÇÕES 
 
AUTORA: Andréa Caetano Gomes 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Uma solução é uma mistura homogênea de um soluto (substância a ser 
dissolvida) distribuída através de um solvente (substância que efetua a 
dissolução). Existem soluções nos três estados físicos: gás, líquido ou sólido. Ar é 
uma solução gasosa de N2, O2 e quantidades muito menores de outro gases. 
Muitas ligas metálicas são soluções sólidas, como a moeda de 25¢ (25% de Ni, 
75% Cu) dos EE.UU. As soluções mais familiares são aquelas no estado líquido, 
especialmente as que usam água como solvente. Soluções aquosas são as mais 
importantes para nossos propósitos em Química Analítica. Um dos aspectos mais 
importantes é a preparação e a expressão da concentração de soluções. 
A concentração das soluções pode ser expressa de diversas formas. O que 
se entende simplesmente por concentração é a quantidade de soluto existente em 
relação ao volume da solução. Lembrando que essas quantidades podem ser 
dadas em massa (g, Kg, etc), em volume (m3, L, ml, cm3, etc) ou em mols, 
teremos então várias maneiras de expressar concentrações. 
Concentração Comum (C) ou Concentração massa/volume: é a razão 
estabelecida entre a massa do soluto (m1) e o volume da solução (V); 
Geralmente: soluto (g) e solvente em (L), logo: C=g/L 
 
Concentração Molar ou Molaridade (M) ou Concentração em quantidade de 
matéria/volume ou concentração mol/L: é a razão estabelecida entre o número 
de mols de moléculas do soluto (n1) e o volume da solução (V), em litros; 
 
Obs.: Número de mols do soluto (n1) é a razão entre a massa do soluto (m1) e a 
massa molar desse soluto (M1). 
Unidade: mol/L ou M ou molar escritas após o valor numérico da concentração; 
Obs.: Cuidado com os vários tipos de "m" usados até aqui!!! Revisando: 
m1 = massa do soluto 
m2 = massa do solvente 
m = massa da solução 
M1 = massa molar do soluto 
M = molaridade 
 
 10 
Obs.: tudo que possui o índice "1" refere-se ao soluto, tudo que possui o índice "2" 
refere-se ao solvente e tudo que não possui índicerefere-se a solução, assim 
temos: 
 
n1 = número de mols de moléculas do soluto 
n2 = número de mols de moléculas do solvente 
n = número de mols de moléculas da solução 
C= concentração comum da solução 
DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES 
Quando comparamos as concentrações de soluções de mesmo soluto, 
usamos os termos: 
 
Mais concentrada = maior concentração 
Mais diluída = menor concentração 
 
Portanto, diluir uma solução é diminuir sua concentração, ou seja, diminuir 
a porcentagem de substância dissolvida (soluto), ou diminuir a massa de soluto 
na solução. Uma diluição é feita adicionando água à solução. Para fazer uma 
limonada, você espreme o limão, que é muito ácido (azedo). Ao adicionar água, 
ficamos com uma solução menos ácida, ou seja, menor concentração, ou melhor, 
mais diluída. Aquele cafezinho que está muito forte (concentrado) fica mais fraco 
(mais diluído) se adicionarmos água. 
Observando a solução concentrada (esquerda) e diluída (direita), temos a 
fórmula da concentração mostrada abaixo, onde a massa do soluto não sofre 
alteração com a diluição. 
 
 
 
2. OBJETIVOS 
- Preparar uma solução para um determinado fim; 
- Demonstrar uma diluição; 
- Preparar uma solução e calcular a concentração em várias formas 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1 Material 
4 copos transparentes 
1 copo graduado 
 11 
1 colher 
Água 
Suco em pó 
Sal de cozinha (NaCl) 
 
3.2. Procedimento experimental 
- Pesar aproximadamente, 3g do suco em pó, acrescentar 250 mL de água e 
calcular a concentração (g/L) da solução. 
 
- Em seguida, a partir dessa solução preparar uma nova solução com uma 
concentração de 5g/L. Calcule o volume final da nova solução. 
 
- Preparar uma solução com um volume de 500mL e uma concentração de 2M de 
NaCl. Depois calcular a concentração dessa solução em g/L e mg/L (Massa 
Molecular do NaCl = 58,45g/mol). 
 
 
4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÀFICAS 
 
- Feltre, Ricardo ,Química volume 2,Editora moderna Ltda,2004 
-Oliveira, E. A. Química Aulas práticas- 2º ed., Editora moderna Ltda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 12 
PRÁTICA 03 – A CIÊNCIA E A TECNOLOGIA QUÍMICA INSERIDA NA 
HISTÓRIA EM DIFERENTES ÉPOCAS. 
 
AUTORA: Lúcia de Fátima B. Wirtzbiki 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Pré-História: Quando nos referimos com a química na Pré-História, podemos 
concluir que o fato mais importante praticado pelo homem nessa época foi à 
descoberta do fogo, atritando dois pedaços de madeira. Há indícios de que faz 
mais de 500.000 anos, em tempos do Homo erectus, algumas tribos conseguiram 
este sucesso que ainda hoje é uma das tecnologias mais importantes. Não só 
dava luz e calor na noite, como ajudava a proteger-se contra os animais 
selvagens. Também permitia a preparação de comida cozida. Esta continha 
menos microorganismos patogênicos e era mais facilmente digerida. Assim, 
baixava-se a mortalidade e melhoravam as condições gerais de vida. O fogo 
também permitia conservar melhor a comida e especialmente a carne e os peixes 
secando-os e defumando-os. 
 Idade antiga: Egípcios, gregos, fenícios e chineses, entre outros, obtiveram 
metais (ouro, ferro, cobre, chumbo etc.), vidro, tecidos, bebidas alcoólicas (vinho e 
cerveja), sabões, perfumes e duas ligas metálicas: o bronze (cobre e estanho) e o 
aço (ferro e carvão). No antigo Egito, o fato mais notável foi a mumificação de 
cadáveres. 
 Na Grécia, se destacou a defesa da constituição atômica da matéria. A 
curiosidade dos filósofos gregos sobre a natureza levou-os a refletir e debater a 
respeito da constituição da matéria. Tales, ao perceber que a água poderia existir 
na forma líquida, sólida e gasosa, propôs, quase 600 anos a.C., que todo o 
universo era formado por água. Posteriormente, outro grego sugeriu ser o ar a 
base de tudo que existia sobre a Terra. No século V a.C. Heráclito supôs ser o 
fogo a base de tudo que existia. Unindo estas três idéias e acrescentando a terra, 
Empédocles formulou a Teoria dos Quatro Elementos, segundo a qual ar, água, 
fogo e terra poderiam unir-se graças ao amor e desunir graças à força do ódio. 
Dentre todas as concepções gregas sobre a matéria, a mais lembrada, já que foi 
retomada 24 séculos mais tarde, é a de Leucipo, defendida também pelo filósofo 
Demócrito. Segundo eles, a matéria seria formada por diminutas partículas, que 
não poderiam sofrer qualquer tipo de divisão, os átomos. 
 
 Idade Média: Entre os séculos III a.C. e o século XVI d.C a química estava 
dominada pela alquimia. O objetivo de investigação mais conhecido da alquimia 
era a procura da pedra filosofal, um método hipotético capaz de transformar os 
metais em ouro. Na investigação alquímica desenvolveram-se novos produtos 
químicos e métodos para a separação de elementos químicos. Deste modo 
foram-se assentando os pilares básicos para o desenvolvimento de uma futura 
química experimental. 
 Tentando atingir esses objetivos, os árabes obtiveram muitas substâncias 
como, álcool, ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido sulfúrico, água-régia etc. e 
construíram apetrechos químicos usados até hoje, como por exemplo, almofariz e 
alambique. 
 Idade Moderna: A química, como é concebida atualmente, começa a 
desenvolver-se entre os séculos XVI e XVII. Nesta época estudou-se o 
comportamento e propriedades dos gases estabelecendo-se técnicas de medição. 
 13 
Pouco a pouco se foi desenvolvendo e refinando o conceito de elemento como 
uma substância elementar que não podia ser descomposto em outras. Também 
esta época desenvolveu-se a teoria do flogisto para explicar os processos de 
combustão. 
 Por volta do século XVIII a química adquire definitivamente as características 
de uma ciência experimental. Desenvolvem-se métodos de medição, cuidadosos 
que permitem um melhor conhecimento de alguns fenômenos, como o da 
combustão da matéria, descobrindo Antoine Lavoisier o oxigênio e assentando 
finalmente os pilares fundamentais da química moderna. 
 Em 1860, os cientistas já tinham descoberto mais de 60 elementos químicos 
diferentes e tinham determinado sua massa atômica. Notaram que alguns 
elementos tinham propriedades químicas similares pelo que deram um nome a 
cada grupo de elementos parecidos. 
 Alguns anos mais tarde, o químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleyev 
desenvolveu uma tabela periódica dos elementos segundo a ordem crescente das 
suas massas atômicas. 
 Surge a química médica ou latroquímica (século XVII). Nessa época, os 
químicos, liderados pelo suíço Paracelso, abandonaram as duas metas 
alquimistas e passaram a descobrir substâncias que curavam doenças, os 
remédios. 
 No final do século XVIII, durante a Revolução francesa, a Química, a exemplo 
da Física, torna-se uma ciência exata. O químico Lavoisier descobriu que, durante 
as transformações químicas e físicas, ocorre a conservação da matéria (Lei da 
Conservação da matéria). Foi com Lavoisier que se iniciou, na Química, o método 
científico, que estuda os porquês e as causas dos fenômenos. 
 Idade Contemporânea: Embora a ciência Química tenha surgido com o 
cientista Lavoisier, a Química tecnológica só vai ter lugar a partir da Primeira 
Guerra Mundial e ganhar impulso com a Segunda Guerra. Graças à Química 
tecnológica puderam ser construídos aparelhos que permitem a execução prática 
das teorias e também a descoberta de centenas de novas substâncias por dia, 
muitas das quais importantes para a humanidade. 
 
 
2. OBJETIVOS 
Com o objetivo de compreender a evolução da ciência e da tecnologia química no 
decorrer da história da humanidade, serão apresentados dois experimentos. 
Primeiramente, vamos ilustrar o advento da descoberta do fogo, através de uma 
reação química. 
 A reação exotérmica dosreagentes, permanganato de potássio + glicerina 
provoca uma combustão espontânea que acontece sem necessitar de uma forma 
de ignição. 
 
14KMnO4 + 4C3H5(OH)3 → 7K2CO3 + 7Mn2O3 + 5CO2 + 16H2O 
 
O KMnO4 sólido é um oxidante muito forte que, misturado com a glicerina pura 
provocará uma reação fortemente exotérmica. Reações deste tipo ocorrem ao 
misturar KMnO4 sólido com muitos materiais orgânicos. A glicerina, óleo que 
utilizado na fabricação de sabonetes, sendo um dos subprodutos da fabricação do 
biodiesel, tem como característica ser facilmente oxidado. 
 14 
 O segundo experimento será a produção de uma bateria de pilhas, com 
objetivo de destacar a evolução e desenvolvimento da tecnologia química no 
contexto histórico. O que faremos, essencialmente, será construir 'baterias' a 
partir de duas 'células voltaicas' que produzirão cada uma, 0,6 a 0,7 V. 
 Dois eletrodos distintos, plaquinhas de cobre e zinco, serão introduzidos em 
meias-batata e associados em série de modo a constituírem uma bateria 
associação de duas pilhas primárias (células voltaicas), para o funcionamento de 
uma calculadora. 
 Enfiando os dois fios de cobre provenientes da fonte, numa batata cortada ao 
meio, a batata é condutora de corrente elétrica, é um condutor eletrolítico, 
ocorrerá uma reação química cujo efeito é o de produzir substâncias diferentes 
nas pontas dos fios, conforme sua polaridade. Este efeito galvânico faz com que 
se forme um sal de cobre no pólo positivo, tornando esta região esverdeada. Por 
outro lado, no pólo negativo formam-se bolhas ou então nada ocorre, o que 
permite facilmente a identificação dos pólos. Como eletrólito pode usar limão, 
abacaxi, pepino, uvas, cebolas etc. e, como eletrodos podemos usar os pares 
cobre/zinco, magnésio/ferro, alumínio/cobre, etc. 
 Dois metais diferentes colocados num meio líquido condutor de cargas 
elétricas (transportadas por íons, no caso) formam uma pilha elétrica. O meio 
líquido condutor é justamente a batata. Assim, basta enfiar as chapinhas numa 
meia batata, cerca de 1,0 cm uma da outra para termos entre elas uma tensão 
elétrica que pode variar entre 0,1 V e 1 V. A placa de cobre será o pólo positivo e 
a de zinco, o pólo negativo. 
É claro que a potência desta pilha, dependerá da área das placas espetadas na 
meia batata e da capacidade dessas de conduzir a corrente, que não é muita. 
Assim, a pequena quantidade de energia elétrica produzida servirá apenas para 
alimentar alguns dispositivos/experimentos que exigem pouco. 
 Com o tempo, a pilha “degrada-se”, sendo necessário retirar as placas e 
limpá-las, para eliminar as substâncias formadas no processo de produção de 
energia ou mesmo mudar sua posição, espetando-os em outros locais. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
Experimento I: Reação Exotérmica de permanganato + glicerina. 
 
3.1. Material 
Papel alumínio 
Pipetas 
Permanganato de potássio 
Glicerina 
 
 15 
 
 Permanganato de potássio glicerina 
Figura 1 – material necessário para prática 
 
Experimento II: Bateria elétrica de batatas 
 
3.1.1. Material 
1 batata 
2 placas de zinco 
2 grafites 
Fios 
Garras 
Calculadora 
 
 
 Figura 2 Figura 3 
 
3.2. Metodologia 
 
Experimento I 
Procedimento Experimental: 
- Adicionar um pouco de permanganato de potássio (duas medidas) em um 
pedaço de papel alumínio; 
- Acrescentar 10 gotas de glicerina; 
- Observe o resultado. 
 
Experimento II 
Procedimento Experimental: 
- Introduzir os eletrodos (placa de zinco e grafite) nas partes da batata. 
- Ligar as pontas desencapadas dos fios que estão presos a uma garra, nos 
terminais de contato da calculadora, utilizar a barra de EVA para fixar os fios. 
 16 
- Prender as garras, dos fios da calculadora, uma ao eletrodo de zinco (-) e a 
outra ao de grafite (+), de cada uma das pilhas. 
- Ligar as duas pilhas, uma na outra, com o fio de duas garras, nos eletrodos que 
estão livres. 
- Coloque a calculadora em funcionamento. 
 
4. CONTEXTUALIZANDO 
 
 Comentar com os alunos sobre desenvolvimento da ciência e da tecnologia 
química, no decorrer da história e seu importante papel para o desenvolvimento 
da sociedade. Sua importância e participação em todos os aspectos da vida 
social dos seres humanos, desde os primórdios da humanidade até nossos 
dias, e todos os benefícios que através do desenvolvimento científico, tem 
proporcionado, como: bem-estar, alimentação, vestuário, transportes, 
medicamentos, enfim, em todos os aspectos. 
 
 
5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
VANIN, J. A. Alquimistas e Químicos – O passado, o presente e o futuro. 
 2ª Edição. Editora Moderna. São Paulo. 
 
FELTRE, R. Química Geral. 6ª Edição. Editora Moderna. São Paulo. 
 
www.exatas.com/quimica/historia.html. 
 
www.wikipedia.org/wiki/História_da_química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 17 
PRÁTICA 04 - REAÇÕES DE ÓXIDO- REDUÇÃO 
 
AUTOR: Francisco Antonio de Lima 
 
1. INTRODUÇÃO 
As reações que envolvem perda e ganho de elétrons são denominadas 
reações de óxido-redução. Algumas delas são muito importantes no mundo que 
nos cerca e estão presentes nos processos que permitem a manutenção da vida. 
A fotossíntese é um exemplo de reação de óxido-redução. As moléculas de 
clorofila utilizam energia luminosa para produzir o gás oxigênio. 
 6CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2 
Essa, como todas as reações de óxido-redução, ocorrem com a 
transferência de elétrons. Esse processo pode ser evidenciado por um 
experimento bastante simples. 
Introduzindo uma lâmina de zinco (Zn) em uma solução aquosa de sulfato de 
cobre (CuSO4), que apresenta cor azul característica do íon Cu+2(aq), após um 
certo tempo observamos o aparecimento de uma substância de cor na solução, 
que se torna incolor. 
Nesse processo, ocorreu uma reação que pode ser representada por: 
Zn(s) + CuSO4 Cu(s) + ZnSO4(aq) 
A transformação do Zn(s) em Zn+2(aq), ocorreu através da perda de 2 elétrons 
do átomo de Zn(s): 
Zn(s) Zn+2(aq) + 2é 
A esta transformação denominamos oxidação 
À medida que os átomos de Zn(s) se oxidam, os íons Cu+2(aq) recebem 2 
elétrons e se transformam em Cu(s): 
 
 Cu+2(aq) + 2é Cu(s) 
A esta transformação denominamos redução. 
Esses processos, envolvendo perda e ganho de elétrons, ocorrem 
simultaneamente, ou seja, à medida que uma espécie se oxida, outra espécie se 
reduz. 
No entanto podemos dizer que o Zn(s) é chamado de agente redutor, pois 
provocou uma redução no Cu+2(aq). Por outro lado o Cu+2(aq) é chamado de agente 
oxidante, pois provocou uma oxidação no Zn(s). 
 
2. OBJETIVOS 
Observar as mudanças ocorridas nas características físicas das substâncias 
durante a reação química de óxido-redução, identificando as substâncias que 
perdem e ganham elétrons. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1 REAÇÃO 1 
MATERIAL 
Dicromato de amônio (NH4)2 Cr2O7(s) 
Magnésio Mg(s) em raspas 
Fósforo 
Uma pinça 
Papel alumínio 
 18 
MÉTODO 
- Adicionar um pouco de dicromato de amônio em um papel alumínio; 
- Prenda algumas raspas de magnésio em uma pinça e em seguida aqueça com a 
chama de um palito de fósforo; 
- Jogue o magnésio em chamas em cima do dicromato de amônio; 
- Observe atentamente a reação. 
 
A reação ocorrida pode ser representada pela seguinte equação: 
(NH4)Cr2O7(s) Cr2O3(s) + N2(g) + 4 H2O(v) 
A substância resultante de cor laranja ( Cr2O3(s))é o óxido de cromo III, que 
resultou da oxidação da substância de cor verde ( (NH4)Cr2O7(s) ), o dicromato de 
amônio. 
 
3.2 REAÇÃO 2 
 
MATERIAL 
Uma palha de aço 
Água sanitária 
Prato fundo 
Pinça 
 
MÉTODO 
-Coloque um pedaço de palha de aço aberta em um prato e cubra com água 
sanitária; 
-Deixe o sistema em repouso durante 10 minutos e, depois com o auxilio de uma 
pinça, remova cuidadosamente a palha de aço; 
-Observe com atenção o resultado. 
 
Você poderá observar que, no fundo do prato, apareceu uma nova substância de 
cor avermelhada, cuja fórmula é Fe2O3. A reação que originou esse composto 
ocorreu entre o ferro e hipoclorito de sódio (NaClO), presente na água sanitária, e 
pode ser representada pela equação não-balanceada. 
Fe + NaClO Fe2O3 + NaCl 
 
4.REFERÊNCIAS BIBLIOGRÀFICAS 
 
- Feltre,Ricardo ,Química volume 2,Editora moderna Ltda,2004 
- Química 2- físico-química / João Usberco, Edgard Salvador- 7.ed.- são Paulo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 19 
PRÁTICA 05 - INVESTIGANDO OS PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE 
MISTURAS 
 
AUTORA: Katiana Maia da Silva 
 
1. INTRODUÇÃO 
Mistura é um material que reúne duas ou mais substâncias, sem que ocorram 
alterações nelas, mantendo-se portanto, as características e propriedades das 
substâncias envolvidas. As misturas podem ser divididas em : 
Mistura homogênea – é aquela que apresenta as mesmas propriedades em 
qualquer parte da sua extensão, apresenta apenas uma fase, é portanto, 
monofásica. 
 
 Exemplo: água + álcool 
Mistura heterogênea – é aquela que não apresenta as mesmas propriedades em 
todas as partes de sua extensão. Apresentam duas ou mais fases, podendo ser: 
bifásica, trifásica ou polifásica. 
 
 
Exemplo: água + óleo 
Separação de Misturas 
Misturas homogêneas 
Evaporação: separa líquido do sólido. Quando exposta ao ar e sob temperatura 
ambiente, a parte líquida da mistura evapora-se, enquanto a parte sólida fica 
depositada. 
Destilação: líquido do sólido. A mistura é aquecida no balão A até a ebulição, o 
componente líquido despende-se do sistema na forma de vapor, este passando 
pelas paredes frias do condensador volta ao estado líquido e vai gotejar no balão 
B. Assim a parte sólida fica retida no balão A enquanto a líquida vai para o B. 
Destilação fracionada: vários líquidos cujos pontos de ebulição sejam diferentes. 
O aparelho é o mesmo da destilação simples, contendo apenas um termômetro a 
mais. A mistura é aquecida e os líquidos vão destilando na ordem crescente de 
seus pontos de ebulição. 
Solidificação fracionada: baseia-se no ponto de solidificação das substâncias, 
quando as duas estão dissolvidas num mesmo líquido. 
 20 
Fusão fracionada: usada para separar substâncias contidas numa mistura sólida, 
baseia-se no de que o ponto de fusão é uma temperatura característica de cada 
sólido. 
Sublimação: aplica-se a substâncias que passam diretamente do estado sólido 
para o estado de vapor. Recolhe-se os seus vapores e depois os mesmos são 
sublimados, separando-se do restante da mistura. 
Liquefação e vaporização fracionada: misturas constituídas por vários gases. 
Em aparelhagem especial a solução gasosa é continuamente resfriada e à 
medida que os pontos de liquefação dos componentes vão sendo atingidos os 
mesmos vão passando ao estado líquido. A seguir são submetidos à evaporação 
fracionada, separando-se dessa maneira os vários gases. 
 
Misturas heterogêneas 
Catação: separar sólidos. Consiste em separar com uma pinça ou simplesmente 
com a mão, os fragmentos quando estes forem grandes e diferentes. 
Ventilação: separar os sólidos. Consiste na separação de uma das fases 
submetendo a mistura a uma corrente de ar; só pode se usada quando uma das 
fases é muito leve em relação a outra, ou seja possuem densidades diferentes. 
Levigação: separação de sólidos. A mistura é submetida a uma corrente líquida 
(água). Um dos componentes sendo muito mais leve que o outro é arrastado pela 
correnteza e o outro fica. 
Flotação: substâncias sólidas de densidades diferentes. Coloca-se um líquido de 
densidade intermediária na mistura. Isso faz com que o líquido separe as 
substâncias: a de menor densidade fica na superfície do líquido e a de maior 
densidade abaixo. 
Peneiração ou tamização: pode ser usado quando as fases do sistema se 
reduzem a grãos de diferentes tamanhos quando o sistema é triturado; por meio 
de uma série de peneiras cujas malhas são gradativamente menores pode-se 
separar os componentes. 
2. OBJETIVOS 
Para entender melhor como a química está em nosso cotidiano vamos 
discutir sobre as principais misturas encontradas na natureza, analisar métodos 
de separação específicos para cada tipo de mistura, bem como preparar, 
classificar e separa misturas. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1. Material 
Copos transparentes 
Sal 
Pregos 
 21 
Amendoim 
Imã 
Areia 
Serragem 
Funil 
Feijão 
Arroz 
Placa aquecedora 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIGURA 1 – Material necessário para a aula prática. 
 
 
 
FIGURA 2 – Confecção do funil 
 
3.3. Metodologia 
 
Experiência 1: Separação Magnética 
- Adicionar uma colher de sal ao pregos, depois separe com 
um imã. Observar o esquema mostrado na figura 
 
Experiência 2: Flutuação 
- coloque uma colher de areia em um recipiente, depois acrescente 
uma colher de serragem e misture. Adicione água e deixe por 
alguns instantes. Observe que a serragem flutua enquanto a areia 
sedimenta. 
 
Experiência 3: Ventilação 
- coloque um pouco de amendoim em suas mãos, depois esfregue 
uma mão sobre a outra, logo em seguida assopre. Veja que em 
suas mãos ficou o amendoim sem casca. 
 
 
 
 22 
Experiência 4: Catação 
- coloque uma colher de feijão em um recipiente, depois 
acrescente uma colher de arroz e misture. Utilizando suas mãos 
separe-os. 
 
Experiência 5: Dissolução fracionada 
- coloque uma colher de areia em um recipiente, depois acrescente 
uma colher de sal e misture. Adicione água e deixe por alguns 
instantes. Faça uma filtração comum. Observe que areia foi separada 
da solução salina, em seguida iremos evaporar a solução e restando 
no recipiente apenas sal. 
 
4. CONTEXTUALIZANDO 
 
Comentar com os alunos que os processos utilizados na experiência estão 
presente em seu cotidiano. Abaixo alguns exemplos disso: 
- A catação é usada quando catamos feijão, separando-os de suas 
impurezas. 
- Quando o pedreiro penera areia fina dos pedregulho nas construções. 
- Quando os colhetores de café separa café de suas cascas. 
- A decantação é usada nas estações de tratamento de água, para precipitar 
os componentes sólidos que estão misturados com a água. 
- A manteiga é separada do leite por centrifugação. 
- O sal de cozinha é extraído da água do mar por evaporação. 
 
5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
BIANCHINI, J. C. DE A.; ALBRECHT, C. H.; MAIA, D. J. 2005. Universo da 
Química. FTD. São Paulo. 680 p. 
FONSECA, MARTHA REIS MARQUES DA, 2001. Química. Completamente 
química. 129 p. 
 PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L. DO. 1996. Química na abordagem do 
cotidiano. Edição única. Editora Moderna. S 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 23 
PRÁTICA 06 - CHUVA ÁCIDA 
 
AUTORA: Aurely Almeida Portela 
 
1. INTRODUÇÃO 
 A chuva, segundo os meteorologistas, é um fenômeno físico 
atmosférico que consiste na precipitação de gotas de água sobre a superfície da 
Terra, e é fundamental para a vida. Na atmosfera não contém somente nuvens 
(conjunto visível de partículas minúsculas de água no estado líquido ou de gelo), 
mas também são compostas por gases como dióxido de carbono, nitrogênio e 
oxigênio.O dióxido de carbono que é produzido pela respiração dos animais 
e em diversos fenômenos naturais pode dissolver em água formando ácido 
carbônico. Esse ácido torna a chuva levemente ácida com valores de pH entre 7,0 
e 5,6 que são considerados normais. Porém na presença de outros gases pode 
tornar o pH menor que 5,6 prejudicando a fauna, a flora e o ecossistema. Neste 
caso dizemos que a chuva é ácida. 
 O termo chuva ácida foi usado pela primeira vez por Robert Anguns 
Smith, químico e climatologista inglês. Ele usou essa expressão para descrever a 
precipitação ácida que ocorreu na cidade de Manchester no início da Revolução 
Industrial. Com o desenvolvimento e o avanço industrial, os problemas inerentes 
às chuvas ácidas têm se tornado cada vez mais sério. 
 Diversos gases, em diferentes regiões, gerados por usinas geradoras 
de energia elétrica movidas a combustíveis derivados de petróleo ou carvão (ou 
usinas termelétricas), fundições não ferrosas, refinarias de petróleo, fábricas de 
ácido sulfúrico, automóveis, queimadas, assim qualquer poluente gasoso lançado 
na atmosfera tem contribuído para a chuva ficar cada vez mais ácida. Varias 
fábricas possuem chaminés altas para liberação desses poluentes em grande 
altitude a fim de que os ventos das alturas dispersem ao máximo possível todos 
os gases poluidores gerados, o que não adianta nada, pois esses gases podem 
ser transportados por centenas de quilômetros pelas correntes de ar se 
movimentando para locais distantes de onde foi produzido, agravando ainda mais 
a situação, podendo cair em locais afastados dos centros urbanos, em áreas 
naturais que não suportam uma acidez elevada. Os principais gases são dióxidos 
de enxofre, SO2, dióxido de carbono, CO2, tri óxido de enxofre, SO3, e o dióxido 
de nitrogênio, NO3. Esses gases reagem na atmosfera com o oxigênio e a água 
da chuva, formando ácidos. 
 A chuva ácida é responsável por inúmeros problemas ambientais, e 
pode ser verificados: 
• Lagos e riachos, pela grande mortalidade de peixes onde o pH normal para a 
vida aquática está entre 6,5 e 9,5. A maior parte da vida aquática desaparece 
quando o pH da água fica inferior a 5,0, e lagos inferiores a pH 4,0 ficam 
praticamente mortos; 
• Excesso de nitrogênio lançado pela chuva ácida em determinados lagos 
também pode causar crescimento excessivo de algas, e conseqüentemente 
perda de oxigênio, provocando um significativo empobrecimento da vida 
aquática. 
 24 
• Em florestas onde suas árvores sofrem corrosão tanto nas folhas quanto nos 
galhos; 
• Com a acidez elevada, a fotossíntese torna-se mais lenta, podendo causar 
morte de plantas; 
• As conseqüências danosas desses gases não são percebidas somente na 
natureza. Na cidade os efeitos podem ser percebidos: 
• Deterioração de monumentos históricos feito de mármore ou pedra sabão; 
• Corrosão de estruturas metálicas; 
• Aparecimento de trincas na superfície dos prédios; 
• Quebra de artefatos de náilon; 
 
E também danos à saúde como a ingestão de água potável acidificada, por 
longos períodos, podem causar a doença de Parkinson e de Alzheimer, a 
hipertensão, problemas renais e principalmente em crianças, danos ao cérebro. 
Portanto quando a acidez da chuva é alterada, observamos diversos problemas 
ambientais que geram condições insalubres para as pessoas que estão expostas 
a tal empecilho. 
 
2. OBJETIVOS 
. 
Identificar alguns óxidos, suas estruturas e suas reações específicas; identificar 
alguns ácidos pelo conceito de Arrhenius e suas reações; ler e interpretar 
informações e dados apresentados em diferentes linguagens ou forma de 
apresentação, como símbolos e fórmulas; compreender a chuva ácida, suas 
conseqüências e suas evidências que estão relacionadas no cotidiano; conhecer 
e aplicar o conceito de ph. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
3.1. MATERIAL 
• Azul de Bromotimol 
• Bico de busen 
• Enxofre 
• Rolha 
• Suporte metálico 
• Vidro 
 
3.2. MÉTODO 
• Acrescenta-se 100 ml de água no frasco de vidro,e depois adiciona-se 5 gotas 
de Azul de Bromo timol. 
• Se pega o suporte metálico e acrescenta-se uma pequena quantidade de 
enxofre no recipiente metálico 
• A seguir aquece-se o enxofre ate obter uma fumaça. 
• Ponha rapidamente o suporte dentro do frasco sem deixá-lo cair 
• Em seguida feche o vidro e observe o acontecido 
 
 
 25 
4. CONTEXTUALIZANDO 
REAÇÕES QUIMICAS: 
A reação da água com o gás carbônico é: 
 
 Na atmosfera ocorrem as seguintes reações: 
 
Reações semelhantes ocorrem com os óxidos de nitrogênio. Como o ar é formado 
de N2 e O2, durante as tempestades, os raios provocam a seguinte reação: 
 
e conseqüentemente: 
 
Possíveis medidas para se evitar a chuva ácida: 
• Purificação do carvão mineral, antes de seu uso; 
• Emprego de caldeiras com sistemas de absorção de SO2; 
• Uso de petróleo de melhor qualidade e purificação de seus derivados; 
• Construção de motores de carros mais eficientes (que destruam os gases 
nocivos); 
5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
CARDOSO, A. A.; FRANCO A. Algumas Reações de Enxofre de Importância 
Ambiental, Química Nova na Escola, v.15, p. 39-41, 2002. 
MARTINS, C. R.; de ANDRADE, J. B. Química Atmosférica do Enxofre (IV): 
Emissões, Reações em Fase Aquosa e Impacto Ambiental, Química Nova, v. 25, 
p.259-272, 2002. 
MARTINS, C. R.; PEREIRA P. A. P.; LOPES W. A. de ANDRADE, J. B., Ciclos 
Globais de Carbono, Nitrogênio e Enxofre: a importância na química da 
atmosfera, Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, v. 5, p.28-41, 2003. 
MOZETO, A. A. Química da Atmosférica: A Química Sobre Nossas Cabeças, 
Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola, v.1, p.41-49, 2001. 
 
Sites relacionados 
www.mma.gov.br 
 26 
PRÁTICA 7 – INVESTIGANDO O CONCEITO DE pH DE SUBSTÂNCIAS DO 
NOSSO COTIDIANO 
 
AUTORA: Geórgia Lopes e Silva 
 
1. INTRODUÇÃO 
A idéia de ácido está associada ao sabor azedo, como acontece com o 
vinagre e o limão e a idéia de base estão associados a um sabor adstringente e 
uma sensação semelhante e provocada pelo sabão ao tato. Os chamados ácidos 
de Arrhenius, por ionização, produzem H+ e as bases de Arrhenius produzem OH-
. 
O confronto ácido x base é muito importante para compreender o 
comportamento das substâncias químicas. 
Nesse trabalho iremos explicar exatamente como se mede esse caráter 
ácido-básico, muito importante não só nos trabalhos científicos, mas também no 
cotidiano. 
Nos clubes, é muito comum a medida do pH da água das piscinas, muitas 
vezes, é necessário corrigi-lo com a adição de produtos químicos apropriados, o 
mesmo acontece com criação de peixes. É comum também no controle da acidez 
do solo, para possibilitar certas culturas agrícolas.E grande, atualmente,é a 
preocupação com as chamadas chuvas ácidas e suas conseqüências. A vida dos 
animais é condicionada pela maior ou menor acidez ou basicidade do ambiente; 
certos peixes, por exemplo, toleram águas mais ácidas do que os camarões e as 
lagostas podem suportar.O sangue humano deve ter um equilíbrio perfeito entre o 
caráter ácido e o básico, pois, caso contrário, a própria vida corre perigo 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA 
A água se ioniza segundo a equação: 
 H2O ↔ H + + OH- ( Maneira simplificada) 
A constante de equilíbrio da água na temperatura ambiente de 25°C temos 
Kw=10 -14 , assim temos; 
 [H+ ].[OH- ] = 10 -14 , logo a água pura, convencionada como meio neutro por 
excelência a 25°C apresenta [H + ] =10-7 mol/l e [OH-] = 10-7 mol/l . 
 
pH e pOH 
Em 1909, o químico dinamarquês Soresen propôs a definição de ph e pOH para 
indicar acidez ou a basicidade de um meio. Assim surgiu: 
POTENCIAL HIDROGENIÔNICO (pH) é o logaritmo decimal do inverso da 
concentração molar dos íons H+ . 
pH=lo.g 1/[H+ ] oupH= -log [H+] 
POTENCIAL HIDROXILIÔNICO (pOH) é o logaritmo decimal do inverso da 
concentração molar dos íons OH- . 
pOH= log 1/[OH-] ou pOH= -log[OH-] . 
 
ESCALA DE pH 
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 
se o pH for menor que 7 teremos um meio ácido, se for igual a sete teremos um 
meio neutro e se o pH for maior que sete teremos um meio básico. 
 
 
 27 
2. OBJETIVOS 
 Compreender o conceito de pH e tentar observar sua importância no nosso 
cotidiano, descobrindo o caráter ácido e básico das substâncias que nos rodeiam. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1 MATERIAL 
papel de pH 
4 copos de vidro transparentes 
substâncias usadas no cotidiano(Veja multi-uso, sabonete líquido ,suco de limão e 
shampoo 
 
3.2 MÉTODO 
 
Determinação do pH 
Você encontrará em sua bancada as substâncias descritas no item acima, todas 
comum no seu cotidiano, e deverá colocá-las nos copos de vidro transparentes e 
em seguida usando as fitas de papel de pH ,verificar a acidez e a basicidade das 
mesmas. 
Anote o valor da leitura do pH para as substâncias, obedecendo a tabela de cores 
mostrada na caixa do papel de pH. 
 
Recipiente 
 
 SUBSTÂNCIAS 
 
PH 
 
CARÁTER ÁCIDO 
OU BÁSICO 
01 Veja multi-uso 
02 Sabonete líquido 
03 Água destilada 
04 Suco de limão 
05 Shampoo 
E em seguida classifique as substâncias em ácidas ou básicas. 
 
4.REFERÊNCIAS BIBLIOGRÀFICAS 
 
-Oliveira, E. A. Química Aulas práticas- 2º ed., Editora moderna Ltda. 
-Sarderna, A. Curso de Química. Caderno de experimentos, Editora Átila 1998. 
-Feltre, Ricardo ,Química volume 2, Editora moderna Ltda,2004 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 28 
PRÁTICA 8 – GRANDEZAS FÍSICAS 
 
AUTORA: Maria Hilma Muniz Rodrigues 
 
1. INTRODUÇÃO 
As ciências chamadas exatas baseiam-se na medição, sendo sua 
característica fundamental. Todos nós temos certa noção do que é medir e o que 
é uma medida. Medir é comparar uma quantidade de uma grandeza qualquer com 
outra quantidade da mesma grandeza que se escolhe como padrão. 
 O resultado da medição é o número e o nome da unidade que se 
empregou. Assim, pois, cada quantidade fica expressa por uma parte numérica e 
outra literal. Ex: 10 g/cm3, 10 mL, 50 ppm e etc. Algumas grandezas são 
fundamentais na compreensão de fórmulas e na construção de definições em 
diversos assuntos da Química e de outras disciplinas. 
 
2. OBJETIVOS 
 Compreender e aplicar as grandezas físicas em fórmulas químicas de maneira 
crítica para um melhor entendimento. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1 MATERIAL 
Recipiente com forma cilíndrica 
Recipiente com forma cúbica 
Uma seringa de 5 mL 
Uma proveta de 250 mL 
Um objeto sem forma definida 
 
3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Determinando o volume dos sólidos: 
Medir as dimensões do recipiente com ajuda de uma régua; Calcular o volume em 
cm3, a partir da fórmula. 
 
Comprovando o volume do sólido com a água 
Transferir água para o sólido, utilizando uma seringa e comparar o volume 
transferido pela seringa e o volume calculado do sólido 
 
Determinando o volume de um objeto sem forma definida 
Colocar água em um recipiente graduado e anotar o volume; Imergir o objeto na 
água e anota-se o novo volume e determina a diferença de volume. 
 
Relacionar a grandeza volume e massa com a densidade 
Medir 10 mL de uma substância líquida de densidade conhecida e determinar a 
massa a partir da fórmula da densidade: 
d = m/v 
. 
4.REFERÊNCIAS BIBLIOGRÀFICAS 
 
-Salvador, Usberco e. Química Volume 2, - 8º ed., Editora Saraiva Ltda, 2005. 
 29 
PRÁTICA 9 – EXTRAÇÃO DO ÁLCOOL CONTIDO NA GASOLINA 
 
AUTOR: Francisco Kaires Braga da Costa 
 
1. INTRODUÇÃO 
O petróleo tem sua origem em pequenos seres vegetais e animais da orla 
marítima, que foram soterrados há milhões de anos. Através de um processo 
denominado refino ou refinação o petróleo dará origem a gasolina, querosene, 
óleo diesel etc. Esses derivados do petróleo são, na verdade, uma mistura de 
hidrocarbonetos, ou seja, são compostos formados exclusivamente por átomos de 
carbonos e hidrogênios. Atualmente a fração mais importante é a gasolina, que no 
Brasil é uma mistura de hidrocarbonetos (isoctano) e até 24% de etanol em 
volume. Os hidrocarbonetos são compostos apolares, portanto insolúveis em 
água, que é um solvente polar. O que aconteceria se misturássemos os líquidos 
água e gasolina? 
 
PRINCIPAIS CARCTERÍSTICAS DOS HIDROCARBONETOS 
São substâncias consideradas apolares, cujas moléculas se mantêm unidas 
por forças de interação moleculares denominadas forças fracas de van der Waals. 
Podemos considerar o seguinte modelo para a formação do dipolo induzido: 
quando duas moléculas apolares se aproximam, ocorre uma repulsão entre suas 
nuvens eletrônicas. Essa repulsão provoca um movimento dos elétrons, que vão 
se acumular em determinada região da molécula (que fica com caráter negativo), 
deixando a região oposta com deficiência de elétrons (e com caráter positivo), 
ocorrendo a formação de um dipolo momentâneo. 
 
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DOS ÁLCOOIS E DA ÁGUA 
Devido à presença do grupo – OH, as moléculas de álcool estabelecem 
pontes de hidrogênio entre si, são polares. As pontes de hidrogênio, também 
atuam nas moléculas de água. São forças de atração de natureza eletrostática do 
tipo dipolo permanente, porém bem mais intensas. Os álccois possuem na 
molécula uma parte polar referente ao grupo – OH e uma parte apolar referente à 
cadeia carbônica. 
CH3 - CH2 - OH
apolar polar
Etanol
 
 
Isso explica como o etanol (álcool etílico), pode se dissolver tanto na 
gasolina (apolar) como na água (polar). 
 
2. OBJETIVOS 
Para entender melhor como as propriedades das substâncias e dos 
materiais em função das interações (polaridade e ligações intermoleculares) 
entre átomos, moléculas ou íons funcionam vamos extrair o álcool presente numa 
amostra de gasolina comum através da observação das propriedades citadas 
acima. 
 
 
 
 30 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1. Material 
 
20 mL de gasolina comum 
20 mL de água destilada 
2 provetas 
1 rolha 
 
3.2. Método 
 
- Em duas provetas, coloque, separadamente, volumes iguais de gasolina comum 
e água; 
- Misture os dois líquidos numa das provetas; 
- Agite o sistema com o uso de uma rolha na proveta; 
- Espere o sistema estabilizar-se e leia o volume da gasolina. 
 
20 mL 20 mL
Gasolina Água
 
 
- Anote o resultado e explique a mudança de volume da gsolina. 
 
Como podemos explicar a sua diminuição? Informe aos alunos sobre a 
presença do etanol na gasolina e discorra a respeito de sua polaridade e que 
apresenta uma parte polar e outra apolar. Fale sobre a interação que ocorre entre 
a parte polar do etanol com a água. 
 
4. CONTEXTUALIZANDO 
Comentar com os alunos os conceitos obtidos na experiência com as 
vivências deles no cotidiano. Abaixo alguns exemplos disso: 
- A lavagem de roupas com sabões. 
- A temperatura na qual um líquido ferve 
- Como as lagartixas se sustentam nas paredes sem cair 
 
 
5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
USBERCO,JOÃO.; SALVADOR, EDGAR. 2002 Experimentos de Química, 1ª 
edição. Editora Saraiva. São Paulo. 47 p. 
FONSECA, MARTHA REIS MARQUES DA. 2001. Completamente Química. 
Coleção completamente química, ciências, tecnologia e sociedade. Editora 
FTD. São Paulo. 624 p. 
 FELTRE, RICARDO. 2004. Química. 6ª Edição. Editora Moderna. São Paulo. 
426 p. 
 31 
PRÁTICA 10 – ENERGIA ENVOLVIDA NA QUEBRA E FORMAÇÃO DE 
LIGAÇÕES QUÍMICAS EM UMA REAÇÃO QUÍMICA 
 
AUTOR: João Batista Felipe da Silva 
 
1. INTRODUÇÃO 
Dependemos de transformações físicase químicas que envolvem energia 
para sobrevivermos, um exemplo muito simples e diário é a ingestão de alimentos 
que são queimados e resultam em calor (energia) no nosso organismo. 
O homem consome grande quantidade de energia, seja no transporte 
(automóveis, trens, aviões e etc) e nas residências (elevadores, fogões, 
geladeiras, TVs e etc). Grande parte da energia que consumimos é obtida de 
reações químicas. 
Uma reação química é um processo em que novas substâncias (produtos) 
são formadas a partir de outras substâncias que existiam antes (reagentes). 
Analisando essas substâncias microscopicamente observaremos que existem 
diferenças entre os reagentes e os produtos no modo como os átomos estão 
ligados uns aos outros. 
Quando ocorre uma reação química os átomos sofrem um rearranjo, ou seja, 
algumas ligações são rompidas e outras formadas. Um exemplo muito comum de 
se comprovar a grande quantidade de energia que pode ser armazenada nas 
ligações químicas são os explosivos. 
Um explosivo é uma substância líquida ou sólida que satisfaz três critérios 
principais: 
I) Tem que se decompor rapidamente; 
II) Decomposição muito exotérmica; 
III) Na decomposição os produtos formados tem que ser gases para que 
ocorra um grande aumento de pressão ocasionado por esses gases. Quando 
esses três fatores se combinam leva a uma produção violenta de calor e gases, 
que na maioria das vezes causam explosões. Considerando-se esses fatores, os 
explosivos mais adequados para se ter uma reação muito exotérmica são aqueles 
com ligações químicas muito fracas e sua decomposição deve produzir 
substâncias com ligações químicas muito fortes. 
Entalpia (H) é a energia global de um sistema, mantendo-se a pressão 
constante. 
Variação de entalpia (∆H) ∆H = Hfinal - Hinicial 
Reação exotérmica libera calor para o ambiente. Hfinal < Hinicial 
Reação endotérmica absorve calor do ambiente. Hfinal < Hinicial 
 
2. OBJETIVOS 
 A variação de energia envolvida numa reação química tem muitas 
aplicações no dia-a-dia. Por exemplo, as bolsas térmicas onde podemos ter uma 
reação química que libera calor (exotérmica) ou que absorve calor (endotérmica) 
que poderá ser utilizada da maneira mais adequada. 
 Para uma melhor assimilação dos conteúdos abordados em sala de aula 
(teoria), vamos observar através de experiências simples como a energia 
envolvida na quebra e formação das ligações químicas durante uma reação 
química pode ser classificada como exotérmica ou endotérmica usando-se um 
termômetro. 
 32 
 Tiocianato de amônio é o composto químico de fórmula NH4SCN. 
Apresenta-se como cristais incolores e inodoros, higrocópicos, facilmente solúveis 
em água e álcool etílico. É usado como estabilizador em fotografia, como 
estabilizador de emulsões, em vulcanização, como doador de liga e dureza para 
materiais de construção como argamassa e concreto e como herbicida. Em 
química analítica é utilizado como reagente para determina ção de íons ferro (III) 
(Fe3+). 
 O peróxido de hidrogênio que, em solução aquosa, é conhecido 
comercialmente como água oxigenada, é um líquido claro de fórmula química 
H2O2. Trata-se de um líquido viscoso e poderoso oxidante. É incolor à 
temperatura ambiente e apresenta característico sabor amargo. Quantidades 
pequenas de peróxido de hidrogênio gasoso ocorrem naturalmente no ar. O 
peróxido de hidrogênio é instável e quando perturbado, rapidamente se 
decompõe em oxigênio e água com liberação de calor. Usos: 
- clareamento de cabelos, daí vindo a expressão loira oxigenada; 
- como antisséptico a 3%; 
- usada junto com o peróxido de benzoíla no tratamento da acne; 
- no clareamento dental. 
- na medicina veterinária. 
- em processos de esterilização a baixa temperatura, na forma de plasma 
 Atenção: A água oxigenada usada comercialmente possui o peróxido de 
hidrogênio em sua composição em quantidade mínima em media 0,3 % o 
peróxido de hidrogênio não pode ser sinônimo de "água oxigenada usada 
comercialmente" aquelas que servem para clareamento de pelos e etc. 
 Hidróxido de bário é o composto químico com a fórmula Ba(OH)2. 
Também conhecido como barita, é um dos principais compostos do bário. O 
monohidrato granular branco é a usual forma comercial. É pouco solúvel em 
água, metanol e etanol. Facilmente solúvel (pois reage, produzindo o respectivo 
sal de bário) em ácidos, pela reação, por exemplo: 
Ba(OH)2 + 2 HCl → BaCl2 + 2 H2O 
 O hidróxido de bário pode ser preparado pela dissolução do óxido de bário 
(BaO) em água. 
 Aplicações 
 O hidróxido de bário é usado em demonstrações de reações endotérmicas 
já que, quando misturado com um sal de amônio, a reação absorve calor do 
ambiente e o recipiente onde esta se processa esfria. No século XVIII 
 33 
conjuntamente com o tiocianato de amônio, inclusive se utilizava este processo 
para a produção de gelo. 
- Sob o nome barita é usado em medicações homeopáticas. 
- É também usado para limpeza e absorção em derramamentos de ácidos. 
- Também sob o nome de barita é usado na produção de papel fotográfico 
para impressão. 
- Fabricação de cerâmica e vidro. 
- Em parte como substituição para carbonato de bário 
- Tratamento de água dura. 
 O hidróxido de bário apresenta os mesmos perigos que outras bases fortes 
e como os outros compostos de bário solúveis: é corrosivo e tóxico. 
 O dióxido de manganês (IV) é um composto químico (fórmula química 
MnO2), conhecido e disponível na natureza como o mineral pirolusita, é o óxido 
mais importante do manganês, mas não o mais estável. Utiliza-se em pinturas e 
vernizes para pintar cristais e cerâmica, na obtenção laboratorial de cloro, iodo, 
oxigênio e como despolarizador em pilhas secas. É utilizado na produção de 
permanganatos (MnO4–) especialmente o permanganato de potássio (KMnO4). 
 Usos diversos 
 Alguns exemplos de uso do MnO2 são: 
- MnO2 é usado como um catalisador na preparação laboratorial clássica de 
oxigênio do clorato de potássio. Uma mistura de clorato de potássio e dióxido 
de manganês é aquecido em um frasco de vidro resistente e o oxigênio é 
coletado sob água. 
- MnO2 é usado em combinação com antracita, areia, e cascalho em plantas 
de tratamento de água industrial. 
- Dióxido de manganês também catalisa a decomposição de peróxido de 
hidrogênio a oxigênio e água: 
2 H2O2(aq) → O2(g) + 2 H2O(l) 
- Antigos pintores em cavernas usaram MnO2 como um pigmento preto ou 
marrom. 
- Os fabricantes primordiais de vidro usaram MnO2 para remover o tom azul-
esverdeado do vidro, ou para adicionar uma coloração rósea ou purpúrea. 
 34 
 O ácido clorídrico é uma solução aquosa, fortemente ácida e 
extremamente corrosiva, devendo ser manuseado apenas com as devidas 
precauções. Ele é normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos 
ácidos fortes que se ioniza completamente em solução aquosa. Uma solução 
aquosa de HCℓ na concentração de 1 mol/L tem pH = 0. Em sua forma pura, HCℓ 
é um gás, conhecido como cloreto de hidrogênio. 
Em sua forma de baixa pureza e com concentração não informada, é conhecido 
como ácido muriático (muriático significa pertencente a salmoura ou a sal), 
sendo vendido sob essa designação para a remoção de manchas resultantes da 
umidade em pisos e paredes de pedras, azulejos, tijolos e outros. Uma solução de 
cloreto de hidrogênio (ácido clorídrico), em sua forma mais pura, com a 
denominzação de "P.A." (Pureza Analítica), é um reagente comum em 
laboratórios e encontrado em uma solução de 37 a 38% em massa (Título). Os 
sucos digestivos humanos consistem numa mistura bastante diluída de ácido 
clorídrico evárias enzimas que ajudam a clivar as proteínas presentes na comida. 
O cloreto de hidrogênio tem numerosos usos: se usa, por exemplo, para limpar, 
tratar e galvanizar metais, curtir couros, e na produção e refinação de uma grande 
variedade de produtos. 
 O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é 
um hidróxido cáustico usado na indústria (principalmente como uma base 
química) na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. 
Apresenta ocasionalmente uso doméstico para a desobstrução de encanamentos 
e sumidouros, pois dissolve gorduras e sebos. É altamente corrosivo e pode 
produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade. 
Reage de forma exotérmica com a água e é produzido por eletrólise de uma 
solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura), sendo produzido juntamente com 
o cloro. 
 Por sua alta reatividade o hidróxido de sódio é amplamente utilizado em 
reações químicas: É uma base forte e por isso reage com ácido gerando sal e 
água. 
NaOH + HCl → NaCl + H2O 
 O bicarbonato de sódio NaHCO3 é um composto cristalino de cor branca, 
muito solúvel em água, com um sabor ligeiramente alcalino. Usa-se como 
antiácido, para tratar a acidez do estômago porque ele tem o poder de neutralizar 
os excessos do ácido clorídrico do suco gástrico. Também é muito usado nas 
receitas de culinária como fermento químico, para ser utilizado no crescimento 
das massas de pães, bolos e biscoitos durante o cozimento no forno, isso deve-se 
a liberação de CO2 gasoso. 
 Outras utilizações do bicarbonato de sódio são como reagente de 
laboratório, na eletrodeposição de ouro e platina, em curtumes, no tratamento da 
lã e da seda, na nutrição de animais, na cerâmica, para a preservação da 
manteiga e da madeira e é um dos componentes dos talcos e desodorantes. A 
forma anihidríca do composto usa-se para absorver umidade e odores. 
 35 
 Quando o bicarbonato de sódio é misturado com um ácido, liberta dióxido 
de carbono e água. Exemplos: 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2(g) 
NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2(g) 
 Devido à capacidade do bicarbonato de sódio libertar dióxido de carbono, 
usa-se como agente levedante e na produção de gasosas (refrigerantes). 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1. Material 
 
 - HCl (ácido clorídrico) 1,0 mol/L ou HCl comercial (ácido muriático) 
 - NaOH (hidróxido de sódio) 1,0 mol/L ou soda cáustica 
 - H2O2 (peróxido de hidrogênio) 20 V ou água oxigenada 20 volumes 
 - Ba(OH)2 ou barita 
 - NH4SCN (Tiocianato de amônio) 
 - MnO2 (dióxido de manganês) 
 - NaHCO3 (bicarbonato de sódio) 
 - termômetro 
 - 04 colheres de sobremesa 
 - 03 recipientes transparentes de 50 mL ou vidro de maionese 125 mL 
 - 01 recipiente transparente de 250 mL ou vidro de maionese com tampa de 
plástico perfurada 
 - 01 copo medidor de remédio 10 mL 
 
 
FIGURA 1- Materiais e reagentes químicos 
 
3.2. Metodologia 
 
EXPERIÊNCIA 01: 
1º Passo - Pese aproximadamente 2g de dióxido de manganês. 
2º Passo - Adicione 25 mL de peróxido de hidrogênio em um vidro transparente. 
 36 
3º Passo - Coloque o termômetro dentro do vidro com o peróxido de hidrogênio e 
meça a temperatura inicial do sistema, deixe durante 1 minuto e anote o 
resultado. t inicial = °C 
4º Passo - Agora adicione os 2g de dióxido de manganês ao vidro com peróxido 
de hidrogênio e coloque o termômetro para medir a temperatura final. Observe o 
que acontece e anote a temperatura final. t final = °C. 
 
EXPERIÊNCIA 02: 
1º Passo - Pese aproximadamente 4g de bicarbonato de sódio. 
2º Passo - Adicione 10 mL de ácido clorídrico em um vidro transparente. 
3º Passo - Coloque o termômetro dentro do vidro com o ácido clorídrico e meça a 
temperatura inicial do sistema, deixe durante 1 minuto e anote o resultado. t 
inicial = °C 
4º Passo – Agora adicione os 4g de bicarbonato de sódio ao vidro com ácido 
clorídrico e coloque o termômetro para medir a temperatura final. Observe o que 
acontece e anote a temperatura final. t final = °C. 
 
EXPERIÊNCIA 03: 
1º Passo - Pese aproximadamente 3g de hidróxido de bário e 4g de tiocianato de 
amônio. 
2º Passo - Ponha os 3g de hidróxido de bário dentro do vidro de 250 mL (vidro de 
maionese) e meça a temperatura inicial do sistema, deixe durante 1 minuto e 
anote o resultado. t inicial = °C 
3º Passo - Adicione os 4g de tiocianato de amônio dentro do recipiente que 
contém o hidróxido de bário. 
4º Passo - Feche o recipiente com a tampa perfurada e coloque o termômetro no 
orifício misturando os reagentes devagar. Observe o que acontece e anote a 
temperatura final. t final = °C. 
 
EXPERIÊNCIA 04: 
1º Passo – Coloque 10 mL de hidróxido de sódio 1,0 M dentro do vidro 
transparente e adicione 2 gotas de fenolftaleína. 
2º Passo – Pegue o termômetro e meça a temperatura inicial do sistema, deixe 
durante 1 minuto e anote o resultado. t inicial = °C 
3º Passo - Adicione 10 mL de ácido clorídrico 1,0 M ao recipiente que contém o 
hidróxido de sódio. 
4º Passo - Coloque o termômetro e observe o que acontece. Anote a temperatura 
final. t final = °C. 
 
4. CONTEXTUALIZANDO 
 De acordo com as observações feitas durante os experimentos, os alunos 
podem fazer uma relação com o seu cotidiano e identificar o tipo de reação 
química que ocorre ao seu redor usando seus conhecimentos teóricos e práticos 
saindo da sala de aula e aplicando na sua vida diária. Por exemplo: Não deixar 
substâncias voláteis e inflamáveis perto do fogo (álcool, éter, clorofórmio, gasolina 
, acetona, gás hidrogênio e etc) que podem entrar em combustão liberando calor. 
 Algumas substâncias absorvem calor do ambiente dando a sensação de 
frio como por exemplo álcool, éter e acetona. 
 
 
 37 
5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L. DO. 2003. Química na abordagem do 
cotidiano. 3ª edição. Editora Moderna. São Paulo. pp. 168-170. 
 
VIEIRA, M. Emília de Campos. 2007. Práticas de laboratório. 7ª edição. Editora 
Ipiranga. Fortaleza. Vol. 02. pp. 53-54. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bicarbonato_de_sódio acesso em 07/11/08 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ácido_clorídrico acesso em 07/11/08 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Dióxido_de_manganês_(IV) acesso em 07/11/08 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidróxido_de_bário acesso em 07/11/08 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Peróxido_de_hidrogênio acesso em 07/11/08 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tiocianato_de_amônio acesso em 07/11/08 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidróxido_de_sódio acesso em 07/11/08 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 38 
PRÁTICA 11 – FABRICAÇÃO DE SABÃO A PARTIR DE ÓLEO DE COZINHA 
USADO 
 
AUTORA: Queren Sarom Marques Gomes 
 
1. INTRODUÇÃO 
Já nos primeiros anos da era cristã, os gauleses ferviam sebo e cinzas 
para fabricar uma forma primitiva de sabão. Conhecido pelos romanos e fenícios 
e artigo de luxo na Idade Média, o sabão tornou-se produto de uso generalizado a 
partir do século XIX. Desde a segunda guerra mundial, a fabricação de sabão a 
partir de materiais naturais vem diminuindo em benefício do detergente sintético. 
A lenda romana atribui a descoberta do processo de fabricação de sabão a 
mulheres que lavaram roupas às margensdo Tibre, a jusante do templo de Monte 
Sapo. Gorduras de animais sacrificados no templo misturavam-se com as cinzas 
das fogueiras sacrificatórias. Quando chovia, esses resíduos desciam morro 
abaixo e caíram no Tibre como um vapor espumoso, que podia ser usado pelas 
lavadeiras de Roma. O termo químico para a reação que ocorre quando 
triglicerídeos de gorduras e óleos reagem com álcalis – das cinzas – é 
saponificação. Essa palavra é derivada do nome Monte Sapo, tal como a palavra 
que designa sabão em várias línguas. 
 
A reação de saponificação, também conhecida como hidrólise alcalina, é 
basicamente a interação (ou reação química) que ocorre entre um ácido graxo 
existente em óleos ou gorduras (triglicerídeos) com uma base forte com 
aquecimento. O sabão é um sal de ácido carboxílico e por possuir uma longa 
cadeia carbônica em sua estrutura molecular, ele é capaz de se solubilizar tanto 
em meios polares quanto em meios apolares. A reação básica de saponificação 
pode ser representada pela seguinte equação: 
• Éster de ácido graxo + Base forte → Álcool + Sal de ácido graxo (sabão) 
As bases mais utilizadas para produzir sabões são: NaOH, KOH, e NH4OH, 
sendo que as duas últimas originam sabões mais solúveis em água e, por isso, 
são usadas na formulação de xampus, cremes de barbear e sabões líquidos. 
Um exemplo de sabão que pode ser formado a partir da hidrólise do tripalmitil-
glicerol, um dos constituintes do óleo de soja, está representada a seguir: 
 
 
 39 
Sabão e detergente são compostos químicos destinados à limpeza, ambos 
apresentam o mesmo tipo de ação sobre óleos e gorduras. Os detergentes são 
compostos orgânicos sintéticos destinados a remover detritos de superfícies 
sólidas, lisas ou porosas. O sabão é, na verdade, um tipo mais simples de 
detergente e compreende todos os sais de ácidos gordurosos. Os sabões se 
dividem em duros, ou sódicos, e moles, ou potássios. Quando tanto o sódio como 
o potássio estão presentes em sua composição, o sabão se classifica segundo a 
base preponderante. Além disso, o sabão e o detergente são substâncias 
tensoativas (surfactantes), ou seja, possuem a propriedade de alterar a tensão 
superficial de uma solução, como, por exemplo, reduzindo a tensão superficial da 
água fazendo com que ela "molhe melhor" as superfícies. 
Os sabões e os detergentes são compostos de moléculas que contêm grandes 
grupos hidrocarbônicos, os grupos hidrofóbicos (que não tem afinidade pela 
água), e um ou mais grupos polares, os grupos hidrofólicos (que têm afinidade 
pela água). As partes não-polares de tais moléculas dissolvem-se em gorduras e 
óleos e as porções polares são solúveis em água. A capacidade de limpeza dos 
sabões e detergentes depende da sua capacidade de formar emulsões com 
materiais solúveis nas gorduras. Na emulsão, as moléculas de sabão ou 
detergente envolvem a "sujeira" de modo a colocá-la em um envelope solúvel em 
água, a micela. 
 
Interface da micela com um meio polar. Emulsificação de óleo em água por 
sabões. As cadeias hidrocarbônicas não-polares dissolvem-se em óleo e os 
grupos iônicos polares em água. As gotículas carregadas negativamente repelem-
se mutuamente. 
Os sabões são feitos pela saponificação de gorduras e óleos. Qualquer reação de 
um éster com uma base para produzir um álcool e o sal de ácido é chamada uma 
reação de saponificação. Um subproduto da manufatura de sabões é a glicerina, 
da qual pode-se obter a nitroglicerina, um poderoso explosivo. Durante a I e II 
Guerras Mundiais, as donas de casa guardavam o excesso de óleo e gorduras de 
cozinha e o devolviam para a recuperação da glicerina. 
 
Os detergentes e o problema da poluição: Nos EUA é ilegal a comercialização de 
detergentes não-biodegradáveis. No começo da década de 60 enormes 
quantidades de detergentes que continham cadeias alquídicas ramificadas 
estavam sendo usadas. Estes detergentes não eram degradados pelas bactérias 
e apareciam na descarga dos esgotos nos rios, fazendo com que mesmo os 
grandes rios como o Mississipi se tornassem imensas bacias de espumas. 
 40 
Vários detergentes muito eficientes não espumam em água. Embora os trabalhos 
de laboratório tenham mostrado que o grau de formação de espuma tem muito 
pouco a ver com a eficiência do detergente, mas as donas-de-casas geralmente 
associam a espuma com a eficiência. Por isto, os fabricantes freqüentemente 
adicionam agentes espumantes aos seus produtos. 
 
Hoje sabemos que o refugo daquilo que usamos (lixo) é um dos problemas mais 
graves enfrentados pela população mundial na atualidade, e que a reciclagem 
tem ajudado - e muito - na melhoria não só ambiental como também social. 
Jogar o óleo na pia, em terrenos baldios ou no lixo acarreta três fins desastrosos 
a esse óleo: 
• permanece retido no encanamento, causando entupimento das tubulações 
se não for separado por uma estação de tratamento e saneamento básico; 
• se não houver um sistema de tratamento de esgoto, acaba se espalhando 
na superfície dos rios e das represas, causando danos à fauna aquática; 
• fica no solo, impermeabilizando-o e contribuindo com enchentes, ou entra 
em decomposição, soltando gás metano durante esse processo, causando 
mau cheiro, além de agravar o efeito estufa. 
• Não jogar óleo em fontes de água, na rede de esgoto ou no solo é uma 
questão de cidadania e por isso deve ser incentivada. 
 
Depois de usado, o óleo de cozinha pode ter dois destinos: dar uma enorme dor 
de cabeça e prejuízo para o seu bolso e para o meio ambiente ou se transformar 
em economia e, eventualmente, em receita extra. O primeiro caso ocorre quando 
você simplesmente descarta o óleo doméstico nos ralos e vasos sanitários. O 
acúmulo de gorduras nos encanamentos pode causar entupimentos, refluxo de 
esgoto e até rompimentos nas redes de coleta. No segundo caso está transformar 
esse mesmo óleo em sabão, por exemplo, fazer sabão em casa é como cozinhar. 
Com a prática, seguindo a mesma receita, o sabão vai ficando melhor. A 
proporção pode ser mantida para fazer mais ou menos sabão, de acordo com a 
quantidade de óleo usado disponível. Quanto mais o sabão curtir, melhor ele fica. 
 
2. OBJETIVOS 
Este experimento tem como objetivo a preparação de um sabão simples utilizando 
óleo de cozinha usado, mostrando como ocorre uma reação de saponificação. 
 
3. MATERIAL E MÉTODO 
 
3.1. Material 
- 250ml de óleo 
- 50g de soda cáustica 
- 50ml de água 
- 15ml de detergente 
- 25ml de álcool 
 
3.2. Metodologia 
- coloque o óleo em um balde e dê umas esguichadas de detergente de cozinha 
mesmo (uns 30ml) e mexa bem 
 41 
- acrescente a soda já diluída em 100ml de água e mexa bem 
- essa etapa é a mais importante, depois que tudo estiver bem misturado por 
ultimo você acrescentará 50ml de álcool, mexa rápido e despeje numa forma 
antes que o sabão endureça por completo. 
 
4. CONTEXTUALIZANDO 
Os sabões são produzidos a partir de óleos e gorduras através de reações de 
saponificação. Sabendo-se disto, como é possível o próprio sabão retirar 
"sujeiras" em geral, gorduras e óleos dos utensílios domésticos? 
As donas de casa normalmente associam a eficiência de um detergente ou sabão 
com a quantidade de espuma que a mesma provoca. Para um químico, a frase 
acima está correta ou incorreta? Por que? 
O que são grupos hidrofóbicos e hidrofólicos? 
Como ocorre o processo de eliminação da "sujeira" (gordura)? 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
PENNY LÊ COUTEUR, JAY BURRESON; TRADUÇÃO, MARIA LUIZA X. DE A. 
BORGES. Os botões de Napoleão; as 17 moléculas que mudaram a 
história – Rio de Janeiro: Jorge Zahar Ed.,2006. 
BIANCHINI, J. C. DE A.; ALBRECHT, C. H.; MAIA, D. J. 2005. Universo da 
Química. FTD. São Paulo. 680 p. 
PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L. DO. 1996. Química na abordagem do 
cotidiano. Edição única. Editora