Apostila-Quimica Geral Experimental II-revisada

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Ministério da Educação 
Secretaria de Educação Profissional e Tecnológica 
Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL 
EXPERIMENTAL II 
 
CURSOS TÉCNICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Duque de Caxias 
2014 
 
 
 
Ministério da Educação 
Secretaria de Educação Profissional e Tecnológica 
Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ 
 
 
 
 
 
 
 
Revisão e adequação: Everton Tomaz da Silva 
Ano: 2014 
 
 
 
 
Referência da obra revista: Fontan, A.P.C. Química Geral Experimental II. 2º 
Período, Cefet Química, Rio de janeiro. 
 
 
Ilustração da capa: Disponível em: http://www.colegioweb.com.br/wp-content/ 
uploads/2012/10/Rea%C3%A7%C3%A3o-Qu%C3%ADmica.jpg. Acesso em 
03/10/2014 
 
 
 
 
 
Ministério da Educação 
Secretaria de Educação Profissional e Tecnológica 
Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
Normas de conduta e segurança no laboratório ................................................................................... 1–2 
Instruções para elaboração dos relatórios ............................................................................................. 3–4 
Prática nº1: Condutividade elétrica e indicadores ácido-base ............................................................ 5–7 
Prática nº 2: Óxidos e soluções ............................................................................................................. 8–10 
Prática nº 3: Ácidos, bases e sais ........................................................................................................ 11–13 
Prática nº 4: Estudo de reações I ........................................................................................................ 14–16 
Prática nº 5: Estudo de reações II ...................................................................................................... 17–19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
 
 
Normas de conduta e segurança no laboratório 
 Algumas orientações são de suma importância para o funcionamento seguro desta disciplina 
experimental. Não tenha medo do laboratório, mas respeite-o. 
 Leia atentamente as orientações e aplique no decorrer das aulas a fim de evitar acidentes: 
 
 É PROIBIDO BRINCADEIRAS NO LABORATÓRIO. É indispensável uma boa postura, pois, a 
distração pode ocasionar em graves acidentes. A disciplina individual e da turma será avaliada em 
cada prática. 
 É OBRIGATÓRIO o uso do jaleco, óculos, calça comprida (jeans) e sapato completamente fechado 
(não pode sapatilha ou sandália). Cabelos compridos devem ser presos. 
 É imprescindível que cada grupo tenha sua apostila. Antes de começar qualquer prática, leia 
atentamente o roteiro e siga as instruções do professor. 
 Execute o roteiro com máxima ATENÇÃO e CALMA, sempre verificando os materiais utilizados e 
os rótulos dos reagentes. 
 Observe o local e funcionamento dos dispositivos de segurança (extintores, chuveiro de emergência, 
lava-olhos, saída de emergência, etc). 
 Coloque a mochila e pertences nas estantes, tendo em mãos apenas folha para anotação e caneta. 
 Não coma, beba ou fume durante as práticas. 
 Não descarte indiscriminadamente substâncias na pia. Informe-se com o professor sobre a correta 
destinação dos resíduos no final de cada prática. Nesta apostila consta a destinação adequada de cada 
resíduo gerado. 
 Trabalhos que envolvam a geração de gases nocivos e/ou perigosos devem ser feitos dentro da capela 
de exaustão. 
 Cuidado redobrado com substâncias inflamáveis. Elas não podem ser aquecidas diretamente no fogo. 
 Ao aquecer um tubo de ensaio nunca o vire em sua direção ou na direção de outra pessoa, pois, pode 
haver projeção do líquido nele contido. 
 Tenha cuidado com os bicos de gás. Não os deixe acesos desnecessariamente. Ao término do uso 
feche a torneira do gás, certificando-se de que não há vazamento. 
 Não aqueça substâncias em recipiente fechado. 
 Mantenha sua bancada limpa e organizada. Evite debruçar-se sobre ela, pois, pode haver algum 
resíduo de substância corrosiva. 
 Não deixe frasco de reagente destampado após o uso. 
 Quando for diluir ácidos concentrados, adicione o ácido sobre a água. Nunca o contrário, pois, pode 
 
2 
 
haver projeção do ácido devido ao calor liberado. 
 EM CASO DE ACIDENTE ENVOLVENDO ÁCIDOS OU BASES, LAVAR O LOCAL 
ABUNDAMENTEMENTE COM ÁGUA. 
 Comunique ao professor qualquer acidente ocorrido. 
 Caso quebre algum material do laboratório, comunique ao professor para reposição do mesmo. 
 Utilize os materiais e reagentes com responsabilidade. Estes são de alto custo, por isso utilize apenas 
as quantidades requeridas no roteiro da prática. 
 Antes de se retirar do laboratório, verifique se as torneiras de água e gás estão devidamente fechadas 
e limpe todo o material utilizado. 
 
Lavagem do material após as práticas 
 
Após a prática os alunos devem lavar adequadamente todo material utilizado. Siga as instruções: 
 Primeiro limpe a vidraria com detergente e água de torneira. Use a escova para uma limpeza 
mais eficiente. 
 Enxague com bastante água da torneira. 
 Depois use o pissete e enxague várias vezes com água deionizada. 
 Pronto. É só deixar secando sobre um papel toalha. 
 
Telefones importantes em caso de emergências 
 
 Bombeiros: 193 
 Polícia Militar: 190 
 Defesa Civil: 199 
 Unidade de Pronto Atendimento (UPA-Sarapuí): 2771-9717/2772-1077/2671-9663 
 Sist. Nacional de Informações Tóxico-Farmacológicas (Sinitox): 3865-3246/3865-3247 
 Inea/FEEMA: 2334-8394/2334-8395 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
Instruções para elaboração dos relatórios 
 
 
Um bom relatório deve ser redigido de forma clara, precisa, impessoal (uso de verbos na terceira 
pessoa) e com linguagem adequada (científica). 
O relatório deve conter os seguintes itens: 
1. Capa: Deve conter de forma organizada o nome da instituição, título da prática, turma, disciplina, 
identificação dos componentes do grupo, cidade e data. 
2. Sumário: É a enumeração das divisões e seções do trabalho com suas respectivas páginas. 
3. Resumo: O resumo é digitado em espaço de 1,5 entre as linhas, devendo ressaltar o objetivo, o 
método, técnicas abordadas, principais resultados e conclusões do trabalho com frases concisas e 
objetivas. Deve ser de no máximo uma folha. Faça esta parte por último. 
4. Introdução: Breve abordagem do conteúdo pesquisado e da prática realizada de forma ampla e 
objetiva. ESCREVA COM SUAS PRÓPRIAS PALAVRAS. 
5. Objetivo: É o motivo da realização da prática em frases diretas. Utilizam-se verbos no infinitivo: 
entender, compreender, etc. 
6. Materiais e reagentes: Vidrarias, equipamentos e reagentes usados na prática devem ser listados. 
Deve ser informada a concentração de cada solução usada. 
7. Procedimento experimental: É a execução da prática feita pelo aluno. Nesta parte devem ser 
descritas passo a passo as ações desenvolvidas, quantidades medidas, temperatura, etc. 
8. Resultados e discussão: O aluno deve apresentar os resultados obtidos JUSTIFICANDO-OS COM 
O EMBASAMENTO TEÓRICO APROPRIADO. NESTE MOMENTO, DEVEM SER 
APRESENTADAS TODAS AS EQUAÇÕES BALANCEADAS PARA CADA TÓPICO DA 
PRÁTICA. Podem ser usadas tabelas, figuras, ou outros meios que ajudem a entender os resultados. 
9. Conclusões: As conclusões são feitas com base nos resultados obtidos. São afirmaçõesque 
envolvem a ideia principal da prática. 
10. Questionário: Perguntas envolvendo a prática ou o tema da prática. 
11. Referências: Descrição dos livros, artigos, sites ou outro material consultado. Na internet 
principalmente, pesquise em referencias confiáveis como sites de universidades, órgãos científicos e 
artigos. COLOQUE NO MÍNIMO TRÊS REFERENCIAS DIFERENTES PARA CADA 
RELATÓRIO. 
As referencias podem ser colocadas em ordem alfabética ou na ordem numérica em que são citadas 
no texto. Vide os exemplos abaixo: 
 Livro: Russel J.B. Química Geral. 2ª ed. vol. 1. São Paulo: Makron books, 1994. 
 Artigo: Benite, A.M.C; Machado, S. P.; Barreiro, E. J. Uma visão da química bioinorgânica 
 
4 
 
medicinal. Quim. Nova, Vol. 30, 8, 2062-2067, 2007. 
 Site: Instituto Nacional do Câncer. Tipos de câncer. Disponível em: <http://www2.inca.gov.br/ 
wps/wcm/connect/tiposdecancer/site/home/mama/cancer_mama+>. Acesso em 17/09/2014. 
 
Citações 
Para evitar o plágio deve ser citada qualquer informação adquirida de artigos, livros, sites, teses, etc. 
As citações devem estar diretamente ligadas às referências no final do relatório. As citações podem ser em 
ordem numérica ou alfabética como demonstrado nos exemplos abaixo: 
 
Ex1. Numérica: 
 
NO TEXTO: 
A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos
1
 
 
REFERENCIAS: Deve-se colocar na ordem em que aparece no texto: 
 
1 BENITE, A.M.C; MACHADO, S. P.; BARREIRO, E. J. Uma visão da química bioinorgânica 
medicinal. Quim. Nova, Vol. 30, 8, 2062-2067, 2007. 
 
2 ... 
 
3 ... 
 
Ex2. Alfabética, (AUTOR, DATA): 
 
NO TEXTO: 
A química bioinorgânica estuda os íons metálicos nos sistemas vivos. (BENITE; MACHADO; 
BARREIRO, 2007) 
 
OBS: “et al.” é usado quando a referência possuir mais de três autores. 
 
REFERENCIAS: Deve-se colocar em ordem alfabética: 
 
A... 
 
BENITE, A.M.C; MACHADO, S. P.; BARREIRO, E. J. Uma visão da química bioinorgânica 
medicinal. Quim. Nova, Vol. 30, 8, 2062-2067, 2007. 
 
C... 
 
 
 
 
 
 
 
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Prática nº 1 Condutividade elétrica e indicadores ácido-base 
 
1. Condutividade elétrica 
 
A condução de eletricidade através de uma substância qualquer está associado à presença de íons, 
capazes de transportar estas cargas de pólo a outro. As substâncias que são capazes de conduzir 
eletricidade em meio aquoso, são denominadas eletrólitos. 
As substâncias iônicas conduzem eletricidade quando fundidas e em solução aquosa. Quando um 
composto iônico é dissolvido em água ocorre um processo chamado de dissociação. Neste processo a 
água (solvente polar) consegue separar os íons já existentes nas estruturas cristalinas dos sólidos iônicos. 
Deste modo esses íons em solução transportam a carga elétrica. 
Em substâncias covalentes (moleculares) polares a água provoca a formação de íons pela separação 
dos átomos ligados. A esse processo de formação de íons dá-se o nome de ionização. Deste modo as 
substancias covalentes polares conduzem eletricidade em solução aquosa. Já em substâncias covalentes 
apolares não ocorre a ionização de modo que estas substâncias não conduzem corrente elétrica em 
soluções aquosas. 
Quanto mais íons em solução uma substância tem, maior será a condutividade elétrica dela. 
Substâncias que apresentam muitos íons em solução aquosa são chamadas de eletrólito forte. Substâncias 
que possuem poucos íons em solução aquosa são chamadas de eletrólito fraco. 
 
2. Funções inorgânicas 
 
As funções químicas têm por objetivo agrupar as substâncias que se comportam de maneira 
semelhante. Na química inorgânica temos os ácidos e bases que são funções bem definidas. 
Indicadores ácido-base são substâncias que nos permite distinguir visualmente o valor de pH que 
outra substância está. Fazem isso pela reação com o íon H3O
+
 dos ácidos ou com OH
- 
das bases. 
 
3. Procedimento Experimental 
 
3.1 Força dos eletrólitos (DEMONSTRATIVO) 
 
 O professor testará a condutividade elétrica das soluções aquosas abaixo de mesma concentração. 
 
a) Cloreto de sódio (NaCl) d) Ácido acético (CH3COOH) 
b) Ácido clorídrico (HCl) e) Hidróxido de sódio (NaOH) 
c) Ácido sulfúrico (H2SO4) f) Hidróxido de amônio (NH4OH) 
 
 Colocar os eletrodos do aparelho dentro da solução nos bécheres e ver a intensidade que a 
lâmpada acenderá. 
 Compare as intensidades de cada solução. Explique. 
 Para passar para a próxima solução, lave os eletrodos com água destilada. 
 
3.2 Indicadores ácido-base 
 
a) Papel indicador universal 
 Usando papel indicador universal (de 0-14) verifique o pH da água destilada. 
 Repita o procedimento para as soluções de ácido clorídrico (0,1 mol/L), hidróxido de sódio (0,1 
mol/L) e cloreto de sódio (0,1 mol/L). Anote no quadro 1 abaixo: 
 
 
 
 
 
6 
 
 
Quadro 1: pH encontrado para cada substância 
 
Substância pH 
H2O 
HCl 0,1M 
NaOH 0,1M 
NaCl 0,1M 
 
b) Alaranjado de Metila (Metilorange) 
 Pegue três tubos de ensaio. 
 Adicione 1,0 mL de água deionizada no primeiro, 1,0 mL de solução de hidróxido de sódio 
(NaOH) 0,1M no segundo tubo e 1,0 mL de solução de ácido clorídrico (HCl) 0,1 M no terceiro. 
 A cada um dos tubos adicione 2 gotas de alaranjado de metila, agite, observe e anote os resultados 
na tabela 1. 
 Misture as soluções de ácido e hidróxido e observe o resultado. Anote na tabela 1. 
 
c) Fenolftaleína 
 Repita todo o procedimento do item b trocando o alaranjado de metila pela fenolftaleína. 
 
d) Azul de bromotimol 
 Repita todo o procedimento do item b trocando o alaranjado de metila pelo azul de bromotimol. 
 
A partir de suas observações nos itens b, c, d e do quadro 2 de indicadores fornecido abaixo, preencha a 
tabela 1 a seguir: 
 
Tabela 1: Faixas de pH encontradas usando os três indicadores. 
Indicador Substâncias Coloração Faixa de pH 
Alaranjado de Metila 
HCl 
NaOH 
H2O 
HCl + NaOH 
Fenolftaleína 
HCl 
NaOH 
H2O 
HCl + NaOH 
Azul de Bromotimol 
HCl 
NaOH 
H2O 
HCl + NaOH 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
Quadro 2: Faixas de pH e cor de viragem para vários indicadores: 
 
e) Indicador a base de extrato de repolho-roxo 
 Coloque em um bécher adequado pequena quantidade de repolho-roxo cortado. 
 Coloque água destilada até cobrir e proceda o aquecimento até a fervura. 
 Deixe fervendo por cerca de 10 min para concentrar a solução. 
 Filtre o líquido e reserve para o item seguinte. 
 Repita o procedimento do item b trocando o alaranjado de metila pelo extrato de repolho-roxo. 
 Observe as cores obtidas em cada tubo. 
 
4. Questionário 
 
4.1 Classifique as soluções do item 3.1 como eletrólito forte ou eletrólito fraco. Defina para que solução 
ocorre a dissociação e a ionização escrevendo as equações químicas do processo. 
 
4.2 O que são indicadores? Usando um único indicador é possível atribuir um pH a uma solução aquosa? 
 
4.3 O que é o papel indicador universal? Como é possível através de seu uso determinar o pH de uma 
solução? 
 
5. Tratamento dos Resíduos 
Resíduos Descarte apropriado 
Todas as soluções usadas (3.2) Misturar, neutralizar, diluir e descartar na pia 
 
 
 
 
 
Indicador 
Zona de 
viragem (pH) 
Cor abaixo da 
zona de viragem 
Cor acima da 
zona de viragem 
Alaranjado de metila 3,1 - 4,4 Vermelho Laranja 
Fenolftaleína 8,3 - 10,0 Incolor Vermelho 
Azul de bromotimol 6,2 - 7,6 Amarelo Azul 
Verde de bromocresol3,8 - 5,4 Amarelo Azul 
Vermelho de metila 4,2 - 6,3 Vermelho Amarelo 
Púrpura de bromocresol 5,2 - 6,8 Amarelo Púrpura 
Vermelho fenol 6,8 - 8,4 Amarelo Vermelho 
Púrpura de cresol 7,6 - 9,2 Amarelo Púrpura 
Timolftaleína 9,3 - 10,5 Incolor Azul 
Azul de épsilon 11,6 - 13,0 Laranja Violeta 
Vermelho do congo 3,0 - 5,2 Azul Vermelho 
 
8 
 
Prática nº 2 Óxidos e soluções 
 
1. Óxidos 
 
Óxidos são compostos binários de oxigênio, nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Eles são classificados como: 
 
 Óxidos básicos: São compostos por metais e o oxigênio que reagem com água formando hidróxidos. 
 
 Óxidos ácidos: São compostos por ametais e oxigênio que reagem com água formando ácidos. 
 
 Óxidos anfóteros: São formados por semimetais ou alguns metais de transição. Comportam-se como 
óxidos básicos em reação com ácidos e como óxido ácido em reação com bases. 
 
 Peróxidos: São óxidos que reagem com água formando hidróxidos e peróxido de hidrogênio (água 
oxigenada) ou com ácidos formando sal e peróxido de hidrogênio (H2O2). Contêm o grupo O-O
2-
 
denominado peróxi. 
 
2. Soluções 
 
Uma solução é uma mistura homogênea e que possui propriedades uniformes em toda sua extensão. 
Numa solução o dissolvido é chamado de soluto e a substância que dissolve é chamada de solvente. 
Uma solução concentrada possui grande quantidade de soluto em comparação com a quantidade de 
solvente. O oposto é verdadeiro para uma solução diluída. As soluções concentradas reagem com mais 
velocidade que as diluídas, pois, há mais moléculas do soluto por volume possibilitando a interação destas 
moléculas mais facilmente. 
 
3. Procedimento experimental 
 
3.1 Óxidos 
 
3.1.1 Óxidos básicos 
 
a) Óxido de cálcio + água 
 
 Em um bécher adicione 20 mL de água deionizada e uma pequena quantidade (ponta de espátula) de 
óxido de cálcio. 
 Agite bem com o bastão de vidro. 
 Monte a aparelhagem para uma filtração simples e filtre a suspensão obtida recolhendo a solução 
filtrada em outro bécher. 
 Transfira 2 mL do filtrado no bécher para um tubo de ensaio e guarde a outra parte para o item 2.2c. 
 Adicione 2 gotas de fenolftaleína no tubo de ensaio. Observe e explique. 
 
b) Óxido de cálcio + ácido clorídrico 
 
 Adicionar em um tubo de ensaio uma pequena porção (ponta de espátula) de óxido de cálcio. 
 Adicione em seguida 2 mL de solução 10% de ácido clorídrico, agitando bem. 
 Se necessário adicione mais ácido até a total reação com o óxido de cálcio. 
 
3.1.2 Óxidos ácidos 
 
a) Dióxido de carbono + água 
 
 
9 
 
 Em um bécher colocar 10 mL de água de torneira e 5 gotas de azul de bromotimol (a coloração deve 
ficar verde). 
 Com o auxílio de um canudo assopre dentre da solução até observar a mudança da coloração para 
amarelo. 
 Deixe o bécher e repouso e, no final da aula, observar se ocorreu alguma modificação. Anote e 
explique. 
 
b) Dióxido de carbono + hidróxido de sódio 
 
 Em um bécher de 50 mL adicione 1 mL de solução 0,1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH) e 3 
gotas de fenolftaleína. 
 Adicione neste mesmo bécher, água destilada até a metade. 
 Assopre com um canudo dentre da solução até o descoramento do indicador. Observe e explique. 
 
c) Dióxido de carbono + hidróxido de cálcio 
 
 No bécher com o filtrado separado do item 2.1a, verifique com um indicador universal o pH da 
solução. Anote. 
 Com um canudo assopre dentre da solução e observe a formação de precipitado. Anote e explique. 
 
3.1.3 Peróxidos 
 
a) Peróxido de hidrogênio + dióxido de manganês 
 
 Em um tubo de ensaio colocar 1 mL de peróxido de hidrogênio (água oxigenada). 
 Acrescente uma pequena quantidade de dióxido de manganês. 
 
b) Peróxido de sódio + água destilada 
 
 Em um tubo de ensaio adicione uma pequenina porção de peróxido de sódio. 
 Em seguida coloque 2 mL de água destilada. Observe. 
 Verifique o pH da solução resultante. Explique. 
 
3.2 Soluções 
 
3.2.1 Permanganato de potássio + sulfato ferroso + meio ácido 
 
 Em três tubos de ensaio colocar as seguintes quantidades de reagentes: 
 
Tubo 1: 3 mL de permanganato de potássio 0,2% m/v 
Tubo 2: 2 mL de permanganato de potássio 0,2% m/v + 1 mL de água destilada 
Tubo 3: 1 mL de permanganato de potássio 0,2% m/v + 2 mL de água destilada 
 
 Encher uma pipeta graduada de 5 mL até o traço 0 mL com solução acidulada de sulfato ferroso 0,2% 
m/v. 
 Adicionar gota a gota no tubo 1 a solução da pipeta com agitação até observar o descoramento da 
solução do tubo 1. Anote o volume gasto da pipeta. 
 Repita o procedimento anterior com os tubos 2 e 3. 
 
 
 
10 
 
3.2.2 Diluição do ácido clorídrico 
 
 Meça o pH de uma solução 10% de ácido clorídrico com um papel indicador universal. Anote. 
 Em um cilindro graduado adicione 1 mL da solução 10% de ácido clorídrico. Acrescente água 
deionizada até 50 mL. Agite e meça o pH. Anote. 
 A este mesmo cilindro adicione água até 100 mL. Agite e meça o pH novamente. Anote. 
 
3.2.3 Preparo da solução de sulfato de cobre 
 
 Pese em um bécher 0,15g de sulfato de cobre 
 Dissolva o sulfato com o auxílio de um bastão de vidro no menor volume de água destilada possível. 
 Transfira o sulfato dissolvido para um cilindro graduado de 100 mL, lavando o bécher com um 
pissete para que nenhuma porção de sulfato fique nele. 
 Adicione água destilada no cilindro até exatamente 50 mL. Tampar o cilindro e homogeneizar. 
 Calcule a concentração em % m/v e g/L da solução preparada. 
 
3.2.4 Dependência da concentração pela solubilidade 
 
 Em dois tubos de ensaio adicionar separadamente 5 mL de água destilada. 
 Ao primeiro tubo adicione exatamente 0,2g de cloreto de sódio. 
 Ao segundo tubo adicione exatamente 0,2g de óxido de cálcio. 
 Homogeneizar bem com bastão de vidro os dois tubos e comparar o resultado. 
 
4. Questionário 
 
4.1 Coloque no relatório todas as fórmulas dos reagentes usados. 
 
4.2 Escreva todas as equações das reações químicas ocorridas no item correspondente no relatório. 
 
4.3 Por que houve o descoramento da solução de hidróxido de sódio com fenolftaleína no item 3.1.2b? 
 
4.4 Qual o papel do dióxido de manganês na reação do peróxido de hidrogênio no item 3.1.3a? Que outras 
substâncias e/ou materiais poderiam ser usados para esse fim? 
 
4.5 Qual a ordem crescente de concentração dos tubos no item 3.2.1? 
 
4.6 Como você explica a diferença nos valores de pH após a diluição no item 3.2.2? 
 
4.7 Se adicionássemos água destilada até 100 mL no item 3.2.3 qual a concentração em % m/v e gL da 
solução? 
 
4.8 Qual solução ficou mais concentrada no item 3.2.4. Explique. 
 
 
5. Tratamento dos Resíduos 
Resíduos Descarte apropriado 
Soluções preparadas (3.2.3 e 3.2.4) Colocar em frasco adequado para reutilização 
Todas as demais soluções usadas Neutralizar, diluir e descartar na pia 
 
 
 
 
 
11 
 
Prática nº 3 Ácidos, bases e sais 
 
1. Ácidos, bases e sais 
 
Ácidos, segundo Arrhenius, são substâncias capazes de liberar o íon hidrônio (H3O
+
) em solução 
aquosa. Devido a presença deste íon um dos comportamentos caraterísticos dos ácidos é a produção de 
hidrogênio (H2) quando reagem com metais reativos (alta eletropositividade). 
Quando em contato com metais pouco reativos (metais nobres), apenas os ácidos oxidantes (capazes 
de retirar elétrons do metal) são capazes de reagir, mas sem a liberação de H2. 
Bases ou hidróxidos, segundo Arrhenius, são substâncias que liberam o íon hidroxila (OH
-
) em 
solução aquosa. Veremos mais a frente alguns métodos gerais de obtenção de algumas bases.Quando um ácido reage com uma base forma-se um sal mais água. 
 
2. Procedimento Experimental 
 
2.1 Ação dos ácidos sobre metais reativos 
 
 Coloque 1 mL de solução 10% de ácido acético em um tubo de ensaio. 
 Pegue outro tubo e coloque 1 mL de solução 10% de ácido clorídrico. 
 Adicione a cada tubo uma pequena fita de magnésio metálico do mesmo tamanho. 
 Observe e compare a velocidade de reação nos dois tubos. Explique essa diferença. 
 
2.2 Ação dos ácidos sobre metais pouco reativos 
 
a) Ácidos não-oxidantes 
 
 Repita o procedimento 2.1 trocando a fita de magnésio por cobre metálico. Observe. 
 
b) Ácidos oxidantes (DEVE SER REALIZADO NA CAPELA) 
 
 Coloque um pedaço de cobre metálico em um tubo de ensaio. 
 Na capela, o professor adicionará 0,5 mL de ácido nítrico concentrado ao tubo com o cobre. Anote as 
observações. 
 Deixe o tubo na capela. (CUIDADO! LIBERA GÁS TÓXICO) 
 
2.3 Reação de ácidos com carbonato 
 
 Pegue um tubo de ensaio com saída lateral. 
 Acople a mangueira de látex no tubo e pegue uma rolha para o mesmo. 
 Coloque uma ponta de espátula de carbonato de cálcio no tubo. 
 Pegue um outro tubo de ensaio comum e coloque cerca de 4 mL de hidróxido de cálcio (água de cal). 
 Apoie os dois tubos na estante para os tubos. 
 Coloque a mangueira de látex imersa na solução de hidróxido de cálcio (água de cal). 
 Adicione ao tubo com saída lateral 3 mL de solução 10% de ácido clorídrico. Feche o tubo com a 
rolha. 
 Observe o gás borbulhando na solução de hidróxido de cálcio (água de cal) até a mudança da 
solução. Anote e explique. 
 
 
 
 
12 
 
2.4 Reação de ácidos com tiossulfatos 
 
 Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de tiossulfato de sódio 0,1M e 1 mL de solução 10% de ácido 
clorídrico. 
 Agite, observe e anote os resultados. Explique. 
 
2.5 Ação desidratante do ácido sulfúrico concentrado (DEMONSTRATIVO) 
 
 O professor colocará um copinho plástico sobre um vidro de relógio. 
 Será adicionado um pouco de açúcar ao copinho e algumas gotas de ácido sulfúrico concentrado. 
 Observe e explique. 
 
2.6 Métodos gerais de preparação de hidróxidos 
 
2.6.1 Reação de metais alcalinos com água (DEMONSTRATIVO) 
 
 O professor colocará cerca de 20 mL de água e 2 gotas de fenolftaleína em um bécher. 
 Depois adicionará um pequeno pedaço de sódio metálico. Observe e explique. 
 
2.6.2 Reação de óxidos básicos e água 
 
 Em um tubo de ensaio coloque uma pequena quantidade de óxido de cálcio e água. 
 Adicione duas gotas de fenolftaleína e observe. 
 
2.6.3 Reação de dupla troca 
 
a) Cloreto de amônio + hidróxido de sódio 
 
 Em um tubo de ensaio colocar 1 mL de solução 0,1M de cloreto de amônio e 1 mL de solução 0,1M 
de hidróxido de sódio. Agite bem o tubo. 
 Coloque uma fita de papel indicador de pH universal umedecida com água deionizada na boca do 
tubo e verifique o pH. 
 Com o auxílio de uma pinça de madeira proceda o aquecimento, em chama branda, do tubo. Observe. 
 
b) Cloreto férrico + hidróxido de sódio 
 
 Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de cloreto férrico 0,1M e 1 mL de hidróxido de sódio 0,1M. 
 Observe e explique. 
 
2.7 Titulação - Reação de neutralização gerando sal e água 
 
 Pegue um erlenmeyer e coloque 5 mL de solução 10% de ácido clorídrico, 20 mL de água deionizada 
e 5 gotas de azul de bromotimol. 
 Agitando o erlenmeyer, adicione vagarosamente, com o auxilio de uma bureta, a solução 10% de 
hidróxido de sódio até a mudança da cor para verde. 
 Faça a leitura do volume da bureta que foi adicionado para a mudança da coloração. 
 
2.8 Obtenção de sais 
 
 Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de ácido sulfúrico. 
 
13 
 
 Adicione a esse tubo algumas gotas de hidróxido de bário. 
 Observe a formação de precipitado e explique. 
 
3. Questionário 
 
3.1 Escreva todas as equações colocando-as nos resultados e discussão do relatório. 
 
3.2 Coloque todas as fórmulas dos ácidos, bases, óxidos e sais usados no procedimento experimental do 
relatório. 
 
3.3 Para que a técnica de titulação é usada? 
 
 
4. Tratamento dos Resíduos 
Resíduos Descarte apropriado 
Soluções ácidas e básicas Misturar, neutralizar, diluir e descartar na pia 
Metais cobre e magnésio (2.1) Lavar, secar e reutilizar 
Sólidos restantes (2.2b; 2.4; 2.5) Descartar no lixo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
Prática nº 4 Estudo de reações I 
 
1. Reações químicas 
 
1.1 Classificação das reações: 
 
a) Quanto à liberação ou absorção de energia. 
 
 Exotérmica: Liberam calor. 
 Endotérmica: Absorvem calor. 
 
b) Quanto a variação dos números de oxidação (nox) das espécies envolvidas: 
 
 Reação de oxi-redução: Ocorre a variação do nox das espécies. 
 Reação sem oxi-redução: NÃO ocorre a variação do nox das espécies. 
 
1.2 Tipos de reação: 
 
 Reação de síntese ou adição 
 Reação de análise ou decomposição 
 Reação de simples troca 
 Reação de dupla troca 
 
1.3 Principais fatores que influenciam na velocidade das reações: 
 
 Temperatura 
 Superfície de contato 
 Concentração de reagentes 
 Catalisador 
 
2. Procedimento Experimental 
 
2.1 Tipos de reações 
 
a) Cloreto de amônio sólido 
 
 Coloque uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido em um tubo de ensaio seco e limpo. 
 Coloque uma tira de papel indicador umedecido na boca do tubo de ensaio. 
 Aqueça o tubo de ensaio em chama forte, com o auxilio de uma pinça de madeira. Observar. 
 
b) Hidróxido de amônio concentrado + ácido clorídrico concentrado (DEMONSTRATIVO, DEVE 
SER REALIZADO NA CAPELA) 
 
 Na capela, o professor aproximará os gargalos dos frascos abertos de hidróxido amônio concentrado 
e ácido clorídrico concentrado. Observe. 
c) Cloreto férrico + ferrocianeto de potássio 
 
 Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de solução 0,1M de cloreto férrico e 1 mL de solução de 
ferrocianeto de potássio. Agite bem e observe. 
 
 
15 
 
d) Cobre + nitrato de prata 
 
 Em um tubo de ensaio colocar um pedaço de cobre metálico. 
 No mesmo tubo adicione 1 mL de solução 0,1M de nitrato de prata. 
 Deixar em repouso na estante de tubo e observar no final da prática. 
 
e) Combustão do magnésio metálico (DEMONSTRATIVO, NÃO OLHE DIRETAMENTE) 
 
 O professor pegará com uma pinça metálica uma fita de magnésio e a colocará na chama oxidante de 
um bico de Bunsen. 
 Observe o aspecto da substância que resulta dessa combustão. Explique. 
 
f) Ferro metálico + sulfato cúprico 
 
 Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de solução 0,1M de sulfato de cobre e um prego de ferro. 
 Observe. 
 
2.2 Fatores que influenciam na velocidade das reações 
 
a) Temperatura 
 
 Coloque em dois tubos de ensaio separadamente um prego de ferro e 2 mL de solução de 10% de 
ácido clorídrico. 
 Um dos pregos deixe na estante de tubo de ensaio e o outro aqueça até a ebulição e só então cesse o 
aquecimento. 
 Compare a velocidade das reações no tubo à temperatura ambiente e no tubo que foi aquecido. 
Anote. 
 
b) Superfície de contato 
 
 Em dois tubos de ensaio colocar quantidade equivalente de carbonato de cálcio em pó e no outro tubo 
carbonato em pedaços. 
 Acrescentar 3 mL de solução de 10% de ácido clorídrico a cada um dos tubos. Compare as 
velocidades. 
 
c) Concentração 
 
 Colocar em três tubos de ensaio os reagentes tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1M e água conforme as 
quantidades no quadro 1. Reserve os tubos. 
 
Quadro 1: Comparaçãodas velocidades das reações. 
 
Tubo Solução de Na2S2O3 H2O Solução de H2SO4 Tempo relativo 
1 1 mL 4 mL 3 mL 
2 3 mL 2 mL 3 mL 
3 5 mL 0 mL 3 mL 
 
 Em outros três tubos coloque 3 mL de ácido sulfúrico 0,1 mol/L em cada. 
 
16 
 
 Simultaneamente junte um tubo com ácido sulfúrico com os tubos 1, 2 e 3, comparando a velocidade 
da reação. 
 Coloque-os em ordem de velocidade de reação. 
 
d) Catalisador 
 
 Coloque em dois tubos de ensaio 2 mL de peróxido de hidrogênio (água oxigenada). 
 Em um dos tubos adicione uma pequenina quantidade de dióxido de manganês. 
 Compare a velocidade de reação nos dois tubos. 
 
3. Questionário 
 
3.1 Escreva todas as equações colocando-as nos resultados e discussão do relatório. 
 
3.2 Coloque todas as fórmulas das substâncias usadas no procedimento experimental do relatório. 
 
3.3 Classifique todas as reações quanto ao tipo. 
 
3.4 Em quais reações houve oxi-redução? 
 
3.5 Quais reações foram exotérmicas? 
 
3.6 Explique os resultados obtidos nos itens 2.2. 
 
4. Tratamento dos Resíduos 
Resíduos Descarte apropriado 
Soluções resultantes (2.1c e f; 2.2) Diluir e descartar na pia 
Sólidos usados (2.1f; 2.2a e b) Lavar, secar e reutilizar 
Sólidos resultantes (2.1a; 2.1e) Descartar no lixo 
Solução de prata (2.1d) Descartar em frasco apropriado para Ag 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
Prática nº 5 Estudo de reações II 
 
1. Reações de oxi-redução 
 
São aquelas em que há variação no número de oxidação das espécies envolvidas. A espécie que 
perdeu elétrons sofreu oxidação e a espécie que recebeu elétrons sofreu redução. 
 
 A espécie que sofreu a oxidação é a responsável pela redução da outra e nesse caso é chamada 
de agente redutor. 
 A espécie que foi reduzida é a responsável pela oxidação da outra e nesse caso é chamada de 
agente oxidante. 
 
1.2 Série de reatividade 
 
Quando um metal realiza uma reação de simples troca ele está se mostrando mais reativo que o 
metal deslocado. Vamos ver o exemplo na equação 1: 
 
Cu
2+
SO4 + Zn
0
  Cu0 + Zn2+ SO4 Equação 1 
 
Na equação 1 o zinco (Zn) consegue deslocar o cobre. Isso demonstra que o zinco é mais reativo 
que o cobre. O cobre, por ser menos reativo, é chamado de metal nobre. 
Por meio de reações simples podemos colocar os metais em ordem decrescente de reatividade. 
Deste modo podemos ver os metais menos reativos (nobres) e os mais reativos. Essa série de reatividade 
para os metais é chamada de série eletroquímica dos metais. 
Do mesmo modo podemos fazer uma série parecida para os ametais. Nesse caso, ao contrário dos 
metais que doam elétrons, o mais reativo receberá elétrons com maior facilidade. 
 
2. Procedimento Experimental 
 
2.1 Reações de deslocamento entre metais e hidrogênio 
 
OBS: Prepare um bécher em banho-maria para os tubos de ensaio que contenham ferro metálico. 
As observações nos tubos deverão ser feitas ao final da aula por isso identifique todos os tubos. 
 
a) Reatividade da prata 
 
 Colocar em três tubos de ensaio separadamente, 1 mL de solução 0,1M de nitrato de prata. 
 Acrescente a cada um dos tubos respectivamente, um pedaço de magnésio metálico, cobre metálico e 
ferro metálico. 
 Reserve para observação. 
 
b) Reatividade do ferro 
 
 Coloque em dois tubos de ensaio 1 mL de cloreto férrico 0,1M. 
 Acrescente a cada tubo respectivamente, um pedaço de magnésio metálico e cobre metálico. 
 Reserve para observação. 
 
c) Reatividade do magnésio 
 
 Coloque em dois tubos de ensaio 1 mL de cloreto de magnésio 0,1M. 
 Acrescente a cada um respectivamente, um pedaço de cobre metálico e ferro metálico. 
 
18 
 
 Reserve para observação. 
 
d) Reatividade do cobre 
 
 Coloque em dois tubos de ensaio cerca de 1 mL de sulfato de cobre 0,1M. 
 Acrescente respectivamente, um pedaço de magnésio metálico e ferro metálico. 
 Reserve para observação. 
 
e) Reatividade do íon H3O
+
 
 
 Colocar em três tubos de ensaio 1mL de ácido clorídrico 0,1M. 
 Acrescente respectivamente, magnésio metálico, cobre metálico e ferro metálico. 
 Reserve para observação. 
 
A partir das observações preencha o quadro 2 indicando quais reações ocorreram e quais não ocorreram: 
 
Quadro 2: Reatividade dos metais frente às soluções: 
 
Soluções Mg Fe Cu 
Ag
+
 
 
 
Fe
2+
 
 
 Não ocorre reação 
Cu
2+
 
 
 Não ocorre reação 
Mg
2+
 Não ocorre reação 
 
 
H3O
+
 
 
 
 
2.2 Reações de oxi-redução que não são de deslocamento 
 
a) Reação de iodeto de potássio + ácido sulfúrico + peróxido de hidrogênio 
 
 Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução 0,1M de iodeto de potássio, 1 mL de ácido sulfúrico 
0,1M e 1 mL de solução 3% de peróxido de hidrogênio. 
 Adicione 1 mL de goma de amido. Observe e anote. 
 
 
b) Reação de Permanganato de potássio + ácido sulfúrico + peróxido de hidrogênio 
 
 Coloque em um tubo de ensaio, na ordem, 1 mL de permanganato de potássio 0,1M, 1 mL de ácido 
sulfúrico 0,1M e 1 mL de peróxido de hidrogênio 3%. 
 Agite bem e observe. 
 
c) Sulfato ferroso + ácido sulfúrico + peróxido de hidrogênio 
 
 Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de sulfato ferroso 0,1M, 1 mL de ácido sulfúrico 0,1M e 1 mL 
de peróxido de hidrogênio 3%. 
 Agitar e observar. 
 
19 
 
 Por fim, adicione 1 mL de tiocianato de amônio 0,1M. Agite e observe. 
 
 
3. Questionário 
 
3.1 Escreva todas as equações balanceadas colocando-as nos resultados e discussão do relatório. 
 
3.2 Coloque todas as fórmulas das substâncias usadas no procedimento experimental do relatório. 
 
3.3 Indique para cada reação quem é o agente redutor e o agente oxidante. 
 
3.4 Monte uma fila em ordem decrescente de reatividade para os metais estudados e o hidrogênio do item 
2.1. 
 
3.5 Qual o metal mais nobre? 
 
 
4. Tratamento dos Resíduos 
Resíduos Descarte apropriado 
Soluções resultantes (2.1 e 2.2) Diluir e descartar na pia 
Sólidos usados (2.1) Lavar, secar e reutilizar 
Soluções de prata (2.1a) Descartar em frasco apropriado para Ag