ROTEIRO DAS PRÁTICAS LABORATORIO

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UFMT

ESA 2018/2 UFMT

29/07/2019

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Universidade Federal de Mato Grosso
Instituto de Ciências Exatas e da Terra
Departamento de Química
Curso de Engenharia Sanitária e Ambiental

ROTEIRO DAS
AULAS PRÁTICAS

GUIA DE LABORATÓRIO

Prof. Dr. Marcos Alberto de Carvalho
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ATIVIDADE
Apresentação, avaliação, segurança e divisão das equipes
Técnicas de laboratório
Teste de chama
Polaridade e solubilidade molecular.
Reações químicas.
Preparo de soluções
Determinação do teor de álcool na gasolina
pH e tampões
Preparo de um indicador de pH
Cinética química e equilíbrio
Encerramento da disciplina

O PRESENTE CRONOGRAMA PODERÁ SOFRER ALTERAÇÕES AO LONGO DO SEMESTRE DE ACORDO COM O
DESENVOLVIMENTO DA DISCIPLINA E, TAMBÉM, COM O RENDIMENTO DA TURMA.

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ELABORAÇÃO DE PRÉ-RELATÓRIO

Roteiro para a elaboração do Pré-relatório

1) Introdução
2) Objetivos
3) Fluxograma de como desenvolver os procedimentos práticos.
4) Pesquisa sobre a toxicidade dos reagentes utilizados na aula prática.
5) Formatar as referências de acordo como indicado na apostila de aula
prática.

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ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO
O Relatório quando solicitado deverá conter:

1 Cada grupo irá entregar um único relatório, por experimento, no qual deverá constar somente o
nome dos alunos que estiveram PRESENTES na realização do experimento. Entretanto, TODOS
deverão ter seu CADERNO DE LABORATÓRIO INDIVIDUAL.
2 O relatório poderá ser feito no computador e deverá ser impresso com qualidade.
Entretanto, o mesmo poderá ser ANULADO em caso de cópia.
3 O relatório deve ser entregue sempre antes do início da aula seguinte. Se isso não for possível,
poderá ser entregue na aula seguinte, mas a nota final será dividida por dois.
4 Se for constatado que um relatório é cópia, parcial ou total, de outro relatório, mesmo que seja
de semestres anteriores, o mesmo será desconsiderado e atribuído nota zero.
5 Os resultados deverão ser apresentados de maneira clara (sempre que possível sob a forma de
tabelas) e na discussão, deverão ser respondidas as perguntas que se encontram no final de cada
experimento. Na avaliação dos relatórios, o comportamento em aula (atenção às regras de
segurança, participação, cuidado com o material, etc...) serão levados em consideração.
6 Não se esqueçam dos objetivos e conclusões!.
7 A Referências deverão seguir o seguinte padrão:
(7) Referências
Bibliográficas

0.5
(6) Conclusões

1.5
(5) Resultados e
Discussão

4.0
(4) Materiais e
Métodos

2.0
(3) Objetivos

1.0
(2) Introdução

1.0
(1) Folha de Rosto
ou Capa

Título do experimento, data de realização, nome e RA
(registro acadêmico) dos membros da equipe.
Deverá estar totalmente dentro do contexto do
experimento realizado (1 página)
Além da apresentação e discussão
de todos os resultados obtidos,
deverão ser consideradas as
questões relevantes colocadas.
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a) LIVROS: H. L. C. Barros, Química Inorgânica: uma introdução; Ed. UFMG: Belo Horizonte.
1992. capítulo 10. p. 441. (iniciais e sobrenome de cada autor separados por vírgula. Título do
livro em itálico; editora: lugar, ano de publicação, número da edição (se for o caso); capítulo e
página.
b) PERIÓDICOS: C. Zucco, F. B. T. Pessine, J. B. Andrade, Química Nova, 1999, 2, 454
(iniciais e sobrenome de cada autor separados por vírgula, abreviatura do nome do periódico
(não é aleatória) em itálico, ano em negrito, volume em itálico e página.
c) INTERNET: LUCAS KARASINSKI. “Como são produzidas as baterias de lítio?” 2013.
Disponível em: <tecmundo.com.br/bateria/42123-como-sao-produzidas-as-baterias-de-litio-
.htm>. Acesso em 04 de ago de 2018.

QUESTIONÁRIO
Quando for solicitado, aos alunos, a resolução de questionários. Deve ser entregue um
questionário por grupo.

RECOMENDAÇÕES PARA O BOM ANDAMENTO DOS TRABALHOS
a) ATENÇÃO: Será permitida a entrada no laboratório até no máximo 15 minutos após o
início da aula. Após esse período, o aluno não poderá mais realizar o experimento.
b) Leia sempre as referências ANTES dos experimentos, pois elas contêm informações importantes,
tanto para a realização do trabalho propriamente dito, como para responder as questões
propostas.
c) Para calcular os rendimentos, massas e volumes, escreva sempre a equação balanceada e calcule
tudo com base no número de moles de reagentes e produtos.
d) Em caso de dúvida durante o experimento, recorra SEMPRE ao professor e não aos colegas.
e) Chegue 10 minutos antes e organize seu material pessoal antes de entrar no laboratório.

AVALIAÇÃO

Média Parcial Teórica (MPT) = (PI+PII+PIII+PIV)
4
PI, PII, PIII, PIV = provas teóricas

Média Parcial Prática (MPP) = (RI+RII+RIII+RIV)
4
R = Relatório
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Média Parcial = (MPT x 0,7) + (MPP x 0,3)

Se MP≥7,0 → aprovado por média

Se MP≤7,0 → Prova Final (PF)

Média Final (MF) =
2
PFMP

Se MF≥5,0 → aprovado
Se MF<5,0 → reprovado

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Instituto de Ciências Exatas e da Terra
Departamento de Química
Curso de Engenharia Sanitária e Ambiental

INTRODUÇÃO AO TRABALHO NUM LABORATÓRIO
O Laboratório é um lugar de experimentação onde os acadêmicos terão a oportunidade de
aprender Química Geral de um ponto de vista que nunca poderiam atingir por intermédio de livros,
demonstrações ou filmes; é a possibilidade de alcançar maior compreensão da Química e a
oportunidade de ver e trabalhar com as próprias mãos. Para atingir esses objetivos, são necessárias
qualidades tais como dedicação, interesse, curiosidade, pontualidade, disciplina, etc.
A significação dos resultados obtidos dependerá muito do cuidado com que se
desenvolverão as operações de laboratório. Boa técnica é mais do que uma questão de habilidade
manual; requer uma atenção total aos propósitos essenciais da experiência.
Aprender o manuseio de compostos e a manipulação de aparelhos é obviamente uma parte
essencial à educação dos profissionais. Para ajudar o desenvolvimento de boas técnicas, várias
sugestões são apresentadas:

- Nunca começar uma experiência sem antes compreendê-la totalmente; isto significa estudar o
experimento antes de entrar no laboratório.
- Esmero é muito importante para uma boa técnica. Descuidar ao manusear compostos químicos e
aparelhos, pode não somente levar a maus resultados, como também é perigoso. Há geralmente uma
razão de como e porque
cada operação é desenvolvida como descrita na literatura, embora a razão, a
princípio, possa não ser óbvia para o estudante iniciante.
As aulas de laboratório têm por finalidade fazer com que você compreenda os princípios
fundamentais da Química, através de métodos científicos elaborados, habilitando-o no manuseio
correto e cuidadoso de reagentes, aparelhos e utensílios.

O lava-olhos e chuveiro servem como dispositivos para uso em emergências;

1.1. TRABALHO EM EQUIPE
Todos os trabalhos serão realizados por equipes de dois ou mais alunos. Compreenda o seu
papel e colabore para que os trabalhos realizados sejam o resultado de um esforço conjunto. Na
solução de problemas surgidos esforce-se ao máximo para resolvê-los, consultando o professor
sempre que for preciso. Procure estar presente na hora marcada para o início das aulas e evite saídas
desnecessárias durante os trabalhos de laboratório.

1.2. REGISTRO DAS AULAS PRÁTICAS
É muito importante que o estudante tenha o seu caderno de laboratório para anotar todos os
dados, observações e resultados obtidos em determinada experiência. Todo profissional, no
exercício de sua atividade, necessita se comunicar seja sob a forma escrita ou oral.
Veja alguns motivos que justificam o registro dos procedimentos e experimentos realizados em
laboratório:
 Necessidade de fazer várias vezes o mesmo experimento.
 Alterações em cada experimento (correções realizadas) para a obtenção de melhores
resultados
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 Se não houver um registro fiel de tudo que foi feito você não saberá ao final o que fazer com
uma massa de dados.
 São poucas as pessoas que conseguem guardar todos os detalhes na memória por longos
períodos de tempo. Por isso: ANOTE!

2. SEGURANÇA NO LABORATÓRIO
2.1. NORMAS BÁSICAS DE SEGURANÇA NO LABORATÓRIO
A segurança no laboratório é uma responsabilidade que deve ser assumida por professores,
técnicos, monitores e alunos. No recinto do laboratório não é permitida brincadeiras ou atitudes que
possam provocar danos para si ou outras pessoas.
Apesar disso, os laboratórios de pesquisa e aulas práticas não são necessariamente lugares
perigosos embora muito dos perigos estejam associados a eles. Acidentes são, na maioria das vezes,
causados por falta de cuidado, ignorância e desinteresse pelo assunto. Embora não seja possível
enumerar todas as causas de possíveis acidentes num laboratório, existem alguns cuidados que são
básicos e que, se observados, ajudam a evitá-los.

1. É PROIBIDO comer, beber ou fumar no laboratório;
2. Evite trabalhar sozinho no laboratório, a presença de outras pessoas será sempre uma valiosa
ajuda em caso de acidentes;
3. Prepare-se antes de tentar realizar os experimentos. Procure ler e entender os roteiros
experimentais; consulte a literatura especializada. Em caso de dúvidas, converse o assunto com o
professor antes de tentar fazer o experimento;
4. Utilize sempre que necessário materiais que possam garantir maior segurança no trabalho tais
como: luvas, pinça, óculos, calçados fechados, jaleco (obrigatório) etc. Procure manter seu jaleco
limpo.
5. Conserve sempre limpos os equipamentos, vidrarias e sua bancada de trabalho. Evite derramar
líquidos, mas se o fizer, limpe o local imediatamente;
6. Gavetas e portas dos armários devem ser mantidas sempre fechadas quando não estiverem sendo
utilizadas;
7. Ao término do período de laboratório, lave o material utilizado, limpe sua bancada de trabalho, e
outras áreas de uso em comum. Verifique se os equipamentos estão limpos e desligados e os frascos
reagentes fechados;
8. Lave suas mãos frequentemente durante o trabalho prático, especialmente se algum reagente
químico for respingado. Ao final do trabalho, antes de deixar o laboratório, lave as mãos;
9. Leia com atenção os rótulos dos frascos de reagentes químicos para evitar pegar o frasco errado.
Certifique-se de que o reagente contido no frasco é exatamente o citado no roteiro experimental;
10. Nunca torne a colocar no frasco, o reagente não utilizado. Não coloque objeto algum nos
frascos de reagentes, exceto o conta-gotas de que alguns são providos;
11. Evite contato físico com qualquer tipo de reagente químico. Tenha cuidado ao manusear
substâncias corrosivas como ácidos e bases use a CAPELA;
12. A diluição de ácidos concentrados deve ser feita adicionando-se o ácido, lentamente, com
agitação constante, sobre a água - com essa metodologia adequada, o calor gerado no processo
de mistura, é absorvido e dissipado no meio. NUNCA proceda ao contrário (água sobre o ácido).
13. Nunca deixe frascos contendo reagentes químicos inflamáveis próximos à chama;
14. Não deixe nenhuma substância sendo aquecida por longo tempo sem supervisão;
15. Não jogue nenhum material sólido dentro das pias ou ralos. O material inútil (rejeito) deve ser
descartado de maneira apropriada;
16. Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sobre o nariz. Desloque
os vapores que se desprendem do frasco com a mão para a sua direção;
17. Use a CAPELA para experiências que envolvem o uso ou liberação de gases tóxicos ou
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corrosivos;
18. Não aqueça tubos de ensaio com a extremidade aberta voltada para si mesmo ou para alguém
próximo. Sempre que possível o aquecimento deve ser feito na CAPELA;
19. Não deixe recipientes quentes em lugares em que possam ser pegos inadvertidamente. Lembre-
se de que o vidro quente tem a mesma aparência do vidro frio;
20. Não pipete de maneira alguma, líquidos corrosivos ou venenosos, por sucção, com a boca.
Procure usar sempre a “pêra de sucção” para pipetar.
21. O bico de Bunsen deve permanecer aceso somente quando estiver sendo utilizado;
22. Não trabalhe com material imperfeito;
23. Em caso de acidentes, comunique o professor imediatamente. Ele deverá decidir sobre a
gravidade do acidente e tomar as atitudes necessárias;
24. Em caso de possuir alguma alergia, estar grávida ou em qualquer outra situação que possa ser
afetado quando exposto a determinados reagentes químicos, comunique o professor logo no
primeiro dia de aula;
25. Em caso de incêndio este deverá ser abafado imediatamente com uma toalha ou, se necessário,
com o auxilio do extintor de incêndio apropriado;
26. Comunique o professor, monitor ou técnico sempre que notar algo anormal no laboratório;
27. Faça apenas as experiências indicadas pelo professor. Caso deseje tentar qualquer modificação
do roteiro experimental converse com o professor antes de fazê-lo;
28. No laboratório é OBRIGATÓRIO o uso do jaleco e óculos de segurança.
29. Antes de descartar os reagentes utilizados na aula prática perguntar ao responsável pelo
laboratório a forma correta de descarte.

2.2. ACIDENTES COMUNS EM LABORATORIO E PRIMEIRO SOCORROS
I. QUEIMADURAS
a) Causadas pelo calor - quando leves, aplicar pomada de Picrato de Butesina e, quando graves,
devem ser cobertas com gaze esterilizada, previamente umedecida com solução aquosa de
bicarbonato de sódio 5%.
b) Causadas por ácidos - deve-se lavar imediatamente a região com bastante água durante pelo
menos 5 minutos. Em seguida, tratar com solução de bicarbonato de sódio a 5% e lavar novamente
com água. Secar o local e aplicar Merthiolate.
c) Causadas por bases - proceder como em b, aplicando solução de ácido acético 1%.

II. ÁCIDOS NOS OLHOS – Deve-se lavar com bastante água durante aproximadamente 15
minutos e aplicar solução de bicarbonato de sódio 1%.
III. BASES NOS OLHOS – Proceder como em II e aplicar solução de ácido bórico 1%.
IV. INTOXICAÇÃO POR GASES – Remover a vítima para um ambiente arejado e deixar
descansar. Em caso de asfixia fazer respiração artificial.
V. INGESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS – Recomenda-se beber muita água e em seguida
beber:
a) Um copo de solução de bicarbonato de sódio 1% ou leite de magnésia, em caso de ingestão de
ácidos;
b) Um copo de solução de ácido cítrico ou ácido acético a 2%, em caso de ingestão de bases.

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APRESENTAÇÃO DE EQUIPAMENTOS BÁSICOS DE LABORATÓRIO.

PAPEL DE FILTRO
É um papel poroso em forma de disco. É usado especialmente nas
filtrações de substâncias que não reagem com a celulose (substância
de que è constituído). Na filtração de ácidos fortes, oxidantes
enérgicos, etc.., substitui-se o papel de filtro por lã de vidro ou outro
material mais conveniente.

BÉQUER
Recipiente com ou sem graduação, utilizado para o preparo de
soluções (onde a concentração seja aproximada), aquecimento de
líquidos, recristalizações, etc.

TUBO DE ENSAIO
É um tubo de vidro de forma cilíndrica, fechado em uma das
extremidades. É utilizado principalmente para efetuar reações
químicas em pequena escala. Podem ser aquecidos.

ERLENMEYER
É um recipiente de vidro de forma cônica. É utilizado para aquecer
líquidos ou soluções e, principalmente, para efetuar um tipo de
análise química denominada titulação.

BALÃO DE FUNDO REDONDO
São aparelhos de vidro de forma aproximadamente esférica. Podem
ser do fundo chato ou fundo redondo. Serve para levar ao
aquecimento reativo líquido ou sólido.

PROVETAS
São recipientes com graduações, destinado a medidas aproximadas de
um líquido ou solução. Não podem ser aquecidos.

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BALÕES VOLUMÉTRICOS
São balões de vidro que contém um colo alongado. No seu colo há
uma marca de volume aferido para uma determinada temperatura.
São destinados a conter volumes determinados de líquidos. (OBS:
Só devem ser usados em trabalhos de precisão não podem ser
aquecidos).

PIPETAS
São aparelhos de vidro em forma cilíndrica. São usados para medir
e transferir volumes de líquidos.

BICO DE BUNSEN
É uma peça metálica que consta de três partes:
base, tubo e anel. É usado para promover a combustão de gases e
consequentemente fornecer calor.

TELA DE AMIANTO
Tela metálica, contendo amianto, utilizada para distribuir
uniformemente o calor, durante o aquecimento de recipientes de
vidro à chama de um bico de gás.

SUPORTE E GARRA
Os suportes são peças geralmente de ferro. Constam de duas partes:
base e haste. As garras são presas às hastes do suporte. O conjunto
tem por finalidade, fixar balões, buretas, retortas, etc.

TRIPÉ
É uma peça de ferro que serve para sustentar a tela de amianto.

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BURETAS: equipamento calibrado para medida exata de volume
de líquidos e soluções. Permite o escoamento do líquido ou solução
através de uma torneira esmerilhada e é utilizada em um tipo de
análise química denominada titulação.

KITASSATOS
São aparelhos bastante semelhantes aos erlenmeyers. Possuem uma
abertura lateral em seu colo e são usados nas filtrações à vácuo.

BASTÃO DE VIDRO
É utilizado para a agitação dos líquidos. Podem ser aquecidos.

FUNIS
São aparelhos de vidro de forma variável. São usados na separação
de fases de um sistema heterogêneo.

VIDRO RELÓGIO
São recipientes de vidro de forma de calota esférica. São usados
para conterem sólidos, para ensaios com quantidade reduzida de
reagentes. Não podem ser aquecidos.

ESPÁTULA

É usada para transferir substâncias sólidas.

ALMOFARIZ: São recipientes de porcelana (que lembram as cápsulas) ou
outros materiais destinado a trituração de sólidos. O triturador denomina-se
PISTILO.

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BOMBA DE VÁCUO
Equipamento silencioso e eficiente em trabalhos com aplicação de
vácuo. Ideal para trabalhos longos com alto nível de precisão
(constância).

PINÇA DE MADEIRA
Utilizada para segurar tubos de ensaio.

PISSETA
Frasco, geralmente de plástico, contendo água destilada, álcool ou
outros solventes, usado para efetuar a lavagem de recipientes ou
materiais com jatos de líquido nele contido.

ESTUFA
Equipamento empregado na secagem de
materiais, por aquecimento, em geral até 200⁰C

BALANÇA
Instrumento para determinação de massa.

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Prática 1: Técnicas de Laboratório

1. INTRODUÇÃO:
De um modo geral, para medidas aproximadas de volumes de líquidos, usam-se cilindros
graduados ou provetas; para medidas precisas, usam-se pipetas, buretas e balões volumétricos, que
constituem o chamado material volumétrico. Aparelhos volumétricos são calibrados pelo fabricante
a uma temperatura padrão de calibração de 20ºC.
Em trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são efetuadas, na quase
totalidade dos casos, com provetas graduadas, as de modo muito grosseiro, com os béqueres com
escala. E as medidas volumétricas, chamadas precisas, com aparelhos volumétricos.
A prática de análise volumétrica requer a medida de volumes líquidos com elevada precisão.
Para efetuar tais medidas são empregados vários tipos de aparelhos, que podem ser classificados em
duas categorias:
a) Aparelhos calibrados para dar escoamento a determinados volumes.
b) Aparelhos calibrados para conter um volume líquido.
Na classe “a” estão contidas as pipetas e as buretas e, na classe “b”, estão incluídos os balões
volumétricos.
A medida de volumes líquidos com qualquer dos referidos aparelhos está sujeita a uma série
de erros devido às seguintes causas:
a) Ação da tensão superficial sobre as superfícies líquidas.
b) Dilatações e contrações provocadas pelas variações de temperatura.
c) Imperfeita calibração dos aparelhos volumétricos.
d) Erros de paralaxe.

A leitura de volume de líquidos claros deve ser feita pela parte inferior e a de líquidos
escuros pela parte superior, para que sejam evitados os erros de paralaxe.

(a) (b)
Figura 1: (a) leitura do menisco. (b) Erro de paralaxe

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2.1 MATERIAIS VOLUMÉTRICOS DESTA AULA
 BALÕES VOLUMÉTRICOS
Os balões volumétricos são balões de fundo chato e gargalo comprido, calibrados para
conter determinados volumes líquidos. Os balões volumétricos são providos de rolhas esmerilhadas
de vidro ou de polietileno. O traço de referência marcando o volume pelo qual o balão volumétrico
foi calibrado é gravado sobre a meia-altura do gargalo (bulbo). A distância entre o traço de
referência e a boca do gargalo deve ser relativamente grande para permitir a fácil agitação do líquido
(a solução deve ser bem homogeneizada), depois de ser completado o volume até a marca. O traço
de referência é gravado sob a forma de uma linha circular, tal que, por ocasião da observação, o
plano tangente à superfície inferior do menisco tem que coincidir com o plano do círculo de
referência. Os balões volumétricos são construídos para conter volumes diversos; os mais usados
são os de 50, 100, 200, 500, 1000, 2000
mL. Os balões volumétricos são especialmente usados na
preparação de soluções de concentração conhecida (Figura 2).
Para se preparar uma solução em um balão volumétrico:
1) Quando o soluto for sólido, dilua o mesmo em uma pequena parte do solvente em um
Béquer e misture com um bastão de vidro até a completa dissolução.
2) Transfira a mistura ao balão volumétrico (Fig. 2 item 1)
3) Lave o Béquer com um pouco de solvente e transfira-o para o balão volumétrico. Certifique-
se de que não há mais soluto no Béquer.
4) Adiciona-se, a seguir, o restante do solvente até cerca de 3/4 da capacidade total do balão
(Fig. 2 item 2). Misturam-se os componentes e deixa-se em repouso até atingir a temperatura
ambiente, tendo o cuidado de não segurar o balão pelo bulbo.
5) Adiciona-se solvente até “acertar o menisco”, isto é, até o nível do líquido coincidir com a
marca no gargalo (Fig. 2 item 3).
6) As últimas porções do solvente devem ser adicionadas com um conta-gotas, lentamente, e
não devem ficar gotas presas no gargalo. O ajustamento do menisco ao traço de referência
deverá ser feito com a maior precisão possível. Fecha-se bem o balão e vira-se o mesmo de
cabeça para baixo, várias vezes, agitando-o, para homogeneizar o seu conteúdo (Fig. 2 item
4).

Figura 2. Esquema de preparo de uma solução em balão volumétrico.

 PIPETAS
Existem duas espécies de pipetas:
a) Pipetas volumétricas construídas para dar escoamento a um determinado volume.
b) Pipetas graduadas servem para escoar volumes variáveis de líquidos.
As pipetas volumétricas são constituídas por um tubo de vidro com um bulbo na parte
central. O traço de referência é gravado na parte do tubo acima do bulbo. A extremidade inferior é
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afilada e o orifício deve ser ajustado de modo que o escoamento não se processe rápido demais, o
que faria com que pequenas diferenças de tempo de escoamento ocasionassem erros apreciáveis. As
pipetas volumétricas são construídas com as capacidades de 1, 2, 5, 10, 20, 50, 100 e 200 mL, sendo
de uso mais frequente as de 25 e 50 mL.
As pipetas graduadas consistem de um tubo de vidro estreito, geralmente graduado em 0,1
mL. São usadas para medir pequenos volumes líquidos. Encontram pouca aplicação sempre que se
quer medir volumes líquidos com elevada precisão. Têm a vantagem de se poder medir volumes
variáveis.
Para se encher uma pipeta, coloca-se a ponta da mesma no líquido e faz-se a sucção com a
pêra. Deve-se ter o cuidado em manter a ponta da mesma sempre abaixo do nível da solução do
líquido. Caso contrário, ao se fazer a sucção, o líquido alcança a pêra de sucção. A sucção deve ser
feita até o líquido ultrapassar o traço de referência. Feito isto deixa-se escoar o líquido lentamente
até o traço de referência (zero). O ajustamento deve ser feito de maneira a evitar erros de paralaxe.
Os líquidos que desprendem vapores tóxicos e os líquidos corrosivos devem sempre serem
introduzidos na pipeta, através de pêras de sucção. Para escoar os líquidos, deve-se colocar a pipeta
na posição vertical, com a ponta encostada na parede do recipiente que vai receber o líquido.
Esperam-se 15 ou 20 segundos e retira-se a gota aderida a ponta da pipeta, encostando-a a parede do
recipiente.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

01. Identificar balão volumétrico, pipeta, proveta, bequer, tubo de ensaio, pera.
02. Ler as graduações de pipetas e provetas.
03. Usar pipeta, proveta e balão volumétrico para medir, transferir e completar volumes definidos
de soluções.
04. Lavar o material de acordo com as instruções.

PROCEDIMENTOS

I - Emprego de pipeta volumétrica e balão volumétrico

01. Medir com pipeta volumétrica 10 ml de solução corada.
02. Transferir essa alíquota para um balão volumétrico de 100 ml.
03. Adicionar cerca de 80 ml de água destilada.
04. Completar cuidadosamente o volume com água destilada até a marca (parte inferior do
menisco), empregando pipeta ou pisseta.
05. Misturar bem invertendo o balão pelo menos 10 vezes. Conservar a solução para uso
posterior.

II - Emprego de Pipetas Graduadas

OBSERVAÇÕES IMPORTANTES: a leitura do menisco (solução incolor parte inferior
do menisco) se faz ao nível do olho; não se sopra a pipeta, no fim do escoamento toca-se a
ponta da mesma na parede interna do recipiente, mantém-se sempre a pipeta na posição
vertical. Mede-se a quantidade de líquido escoado, por isso deve-se partir sempre da marca
zero.

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Leitura correta do menisco

01. Transferir uma quantidade de solução corada para um béquer.
02. Completar a tabela dada no relatório.
03. Marcar os tubos de ensaio, de mesmo diâmetro e altura para cada série, de 1 a 5 e 6 a 10.
04. Usando a pipeta graduada de 1 ml ao 0,01, pipetar alíquotas da solução corada (atenção ao
ler o menisco) para os respectivos tubos, seguindo o esquema do relatório.
05. Lavar a pipeta com água comum e água destilada.
06. Utilizando a mesma pipeta, pipetar a água destilada de modo a se completar o volume final
da pipeta em questão.
07. Misturar bem os dois líquidos, sem inversão.
08. Observar e correlacionar a altura do líquido contido nos tubos com o seu volume.
09. Ler a interpretação.

Esquema que deve ser preenchido e seguido no relatório:
Série A - Pipeta de 5,00 ml Série B - Pipeta de 10,00 ml
Solução corada Água Solução corada Água
1 0 5,00 6 0 10,00
2 1,70 3,30 7 2,40 7,60
3 2,50 2,50 8 4,00 6,00
4 3,00 2,00 9 6,30 3,70
5 4,20 0,80 10 8,00 2,00

III. Operação com bico de gás
01. Colocar cerca de 5 ml de água destilada em um tubo de ensaio.
02. Aquecer a água na chama de gás com agitação até a primeira fervura, empregando a pinça de
madeira para segurar o tubo de ensaio. Observação: agitação contínua do tubo para evitar projeção
do líquido. Nunca manter a boca do tubo dirigida para si ou seu colega.
03. Ler a interpretação.

INTERPRETAÇÃO
 Na parte I aprende-se: a técnica de diluir uma solução de concentração conhecida; a forma
pela qual se completa o volume num balão volumétrico; a técnica de misturar soluções em
balão volumétrico. Essa técnica é utilizada no preparo ou na diluição de soluções de
concentrações definidas (molar, normal, etc.).
 Na parte II aprende-se: a técnica de pipetar soluções incolores e coradas; a preparar uma
série de soluções de reagentes de volume conhecido e de concentrações diferentes; a técnica
de misturar soluções em tubos de ensaio; a correlacionar altura de líquido no tubo de ensaio
com o volume do mesmo, o que é útil para testes qualitativos.
 Na parte III aprende-se: a usar adequadamente o bico de gás; a aquecer líquidos em tubos
de ensaio, observando-se o volume contido no mesmo, que não deve ser superior à metade
da capacidade do tubo; a seguir as regras de segurança a fim de se evitar acidentes e perda de
material. Não se deve deixar ferver até evaporação completa do líquido. Geralmente a
primeira ebulição é suficiente.
Incorreto
Correto
Incorreto
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Prática 2: Teste de chama

INTRODUÇÃO
O teste de chama ou prova da chama é um procedimento utilizado em Química para detectar a
presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão característico para cada
elemento. O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de energia é
fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia
em forma de calor),
alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de
energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um desses elétrons
excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de
radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a
quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. A radiação
liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o
olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a presença de
certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Detectar a presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão de cor característico
para cada elemento.

Reagentes:
- Sulfato de cobre (CuSO4);
- Cloreto de Lítio (LiCl);
- Cloreto de Sódio (NaCl);
- Cloreto de potássio (KCl)
- Solução de ácido clorídrico

Materiais
Tubo de ensaio
Pinça de madeira
Bico de bunsen
Fio de platina

Procedimento experimental:
1. Coloque o ácido clorídrico em um tubo de ensaio.
2. Acenda o bico de Bunsen e, com o auxílio da pinça de madeira, leve o fio de platina ao fogo até
que a chama não mude mais de cor.
3. Caso haja presença de cor na chama, mergulhe a ponta do fio no ácido clorídrico.
- 19 -
4. Passe a ponta do fio no cloreto de potássio, leve-o à chama e observe.
5. Limpe o fio mergulhando-o novamente no ácido clorídrico.
6. Repita o processo com os demais sais.
Elementos K Na Cu Li Sn
Cor
esperada
Violeta Alaranjado Verde Rosa
carmim
Vermelho

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Prática 3: Polaridade e Solubilidade

INTRODUÇÃO
Em geral, os compostos são classificados em compostos iônicos e compostos moleculares.
Os compostos iônicos são aqueles que possuem uma ou mais ligações iônicas, mesmo que apresente
várias ligações covalentes.
Na ligação iônica, as forças de atração são consequência da transferência completa de um ou
mais elétrons de um átomo para outro sendo que um deles adquire carga positiva e o outro, negativa,
surgindo as forças responsáveis pela ligação. A maioria dos compostos iônicos são sólidos, na
temperatura e pressão ambientes, porque a força de atração elétrica mantém os cátions e os ânions
firmemente ligados uns aos outros.
Os compostos moleculares são aqueles que possuem somente ligações covalentes entre seus
átomos. A menor partícula deste composto denomina-se molécula.
Na ligação covalente a transferência de elétrons nunca é completa, pois estes são
compartilhados e neste caso a força de atração entre o par de elétrons (carga negativa) e o
núcleo (carga positiva) é o que mantêm os átomos unidos.

PONTO DE FUSÃO
O ponto de fusão (PF) de um composto é a temperatura na qual este composto no estado
sólido se transforma em líquido. O ponto de fusão está relacionado com as interações entre
partículas (átomos, íons e moléculas). Compostos que possuem fortes interações entre partículas,
terão maiores pontos de fusão.
Os compostos iônicos são constituídos por íons positivos e negativos, dispostos de maneira
regular formando um retículo cristalino. Para que ocorra a fusão do retículo precisamos de uma
considerável energia, por isso os compostos iônicos possuem elevado ponto de fusão e ebulição,
geralmente são sólidos e muito duros.
Quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, maior o ponto de fusão.
Compostos contendo moléculas polares possui ponto de fusão mais alto que moléculas apolares.

CONDUÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA
Para que haja condução de corrente elétrica é necessária a presença de elétrons livres, com
mobilidade. Os compostos iônicos não conduzem corrente na fase sólida (quando os elétrons estão
firmemente ligados uns aos outros), mas conduzem na fase líquida ou em solução aquosa, quando
os íons adquirem mobilidade. O composto que se dissolve originando uma solução que conduz
corrente elétrica (solução eletrolítica) é chamado de eletrólito.

SOLUBILIDADE
A solubilidade de uma substância (denominado soluto) em outra (denominada solvente), está
relacionada à semelhança das forças atuantes nas mesmas (iônicas ou intermoleculares). Em
consequência disso, substâncias iônicas e substâncias moleculares polares tendem a se solubilizar
em solventes também polares, enquanto que substâncias apolares tendem a se solubilizar em
solventes apolares.
Uma substância é solúvel em outra que lhe é semelhante, interpretando esta semelhança do ponto
de vista estrutural, de polaridade e caráter das forças intermoleculares. Assim, um composto polar é
solúvel em solvente polar.
- 21 -
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Constatar, na prática, diferenças entre o comportamento de substâncias iônicas e moleculares.
Verificar a solubilidade de alguns compostos, já que a natureza iônica de uma substância influi na
solubilidade em determinados solventes.

MATERIAIS E REAGENTES
 Buretas
 Suportes e garras para buretas
 Bico de Bunsen
 Tubos de ensaio e estante
 Béckers
 Pisseta
 Pinça de madeira
 Cloreto de sódio (NaCl);
 Iodo sólido (I2);
 Sacarose (C12H22O11)
 Álcool etílico P.A. (C2H5OH)
 Óleo comestível
 Querosene
 Hexano

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
A) Ação de um campo elétrico
1- Monte 3 buretas em suportes, colocando sob cada uma delas um béquer de
100 mL.
2- Encha a primeira bureta com água, a segunda com álcool e a terceira com hexano.
3- Atrite um bastão de plástico (ou vidro) contra o cabelo ou contra papel secante.
4- Abra a torneira da bureta com água, de forma a deixar correr um filete fino.
5- Aproxime o bastão de vidro atritado deste filete. Anote suas observações.
Repita o procedimento com a bureta que contém o álcool e com a que contém o benzeno.
6- O comportamento observado foi o mesmo para as 3 substâncias?
7- Utilize as fórmulas estruturais para tentar justificar o comportamento apresentado por cada
substância.

B) Substâncias iônicas e moleculares frente ao aquecimento:

Atenção: Utilizar nos ensaios abaixo, quantidades equivalentes e pequenas de sacarose, cloreto de
zinco e cloreto de sódio.
Comparar o tempo necessário para que sejam observadas as mudanças nas substancias usadas.
Anote todas as suas observações.

1- Colocar em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de iodo. Aqueça o tubo, com o
auxílio de uma pinça de madeira, até observar alguma mudança no estado físico do iodo.
2- Em 2 tubos de ensaio, adicionar respectivamente sacarose e cloreto de sódio (NaCl) (todos
no estado sólido ).
3- Aquecer, com o auxílio de uma pinça de madeira, cada um dos tubos até observar mudança
no seu estado físico.

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C) Polaridade e solubilidade:

Atenção
Por se tratar de um ensaio comparativo, é necessário utilizar-se quantidades equivalentes de
reagentes nos tubos de ensaios.

1- Em três tubos de ensaio adicionar, respectivamente, 1,0 mL de água, 1,0 mL de álcool etílico
e 1,0 mL de querosene. A cada um dos tubos adicionar 2 gotas de
óleo comestível, agitar
intensamente e observar os resultados.

2- Repetir o procedimento anterior, substituindo o óleo comestível por quantidades pequenas e
equivalentes de: Cloreto de sódio; Iodo.

Solventes/solutos Óleo NaCl Iodo
Água
Álcool etílico
Querosene

Residuos gerados:
Os solventes; etanol e benzeno, devem ser descartados no frasco de coleta com o rótulo: frasco 2
solvente não halogenados. As soluções de cloreto de sódio e sacarose, podem ser descartadas na pia,
o iodo deve ser raspado do funil, e guardado em um frasco para ser reutilizado, o óleo, o etanol e a
querosene podem ser descartados no frasco com o rótulo: frasco 2 solventes não halogenados.

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Prática 4: Reações Químicas

OBJETIVOS:
Observar as reações químicas em soluções aquosas entre compostos inorgânicos.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:
As reações químicas são transformações de substâncias em outras, através de uma
redisposição dos átomos. As reações químicas são representadas por igualdades chamadas de
EQUAÇÕES QUÍMICAS, que são formas abreviadas de descrever as transformações químicas e as
condições em que ocorrem. A equação química possui dois membros: no primeiro membro da
equação são colocadas as fórmulas das substâncias ou elementos (reagentes) e no segundo membro
da equação as fórmulas das substâncias ou elementos produzidos pela reação entre os reagentes
(produtos). Uma seta, colocada entre os dois membros da equação, índica que a reação é irreversível
(→) e duas setas opostas indica que a reação é reversível ( ); essa seta dupla indica, também, que
o sistema encontra-se em um estado de equilíbrio, ou seja, as concentrações de reagentes e produtos
permanecem constantes sob determinada condição de temperatura e/ou pressão. As equações
químicas representam as reações químicas da maneira mais próxima possível da realidade e, desse
modo, devem conter muitas informações tais como: variações de energia, meio em que se realizam,
catalisadores etc.

2.1 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÕES AQUOSAS
Muitas reações que você vai encontrar no Laboratório de Química se passam em solução
aquosa. Os químicos estão interessados nessas reações, não apenas por serem o caminho de chegada
a produtos úteis, mas também porque são as reações que ocorrem nos vegetais e animais da Terra.
Vamos examinar alguns padrões comuns das reações para ver quais podem ser as respectivas
"forças motrizes"; em outras palavras, como se pode saber que, ao se misturarem duas substâncias
químicas, haverá reação entre elas e a formação de um ou mais compostos novos?

A- Classificação das reações químicas quanto as forças motrizes
Quatro tipos importantes de processos provocam a ocorrência de reações, quando os
reagentes se misturam em solução aquosa.

1º- TIPO: REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO
As reações de precipitação são aquelas em que os íons se combinam em solução para formar um
produto de reação insolúvel. Exemplo:

Equação geral: Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → Pbl2(s) + 2KNO3(aq)
Equação Iônica Líquida: Pb2+(aq) + 2l-(aq) →Pbl2(s) (sólido amarelo)

2°. TIPO: REAÇÕES ÁCIDO – BASE

As reações ácido-base, são aquelas em que os íons H+ e OH- combinam-se para formar água.
Exemplo:

Equação geral: HNO3(aq) + KOH(aq) → KNO3(aq) + H2O(l)
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Equação iônica líquida: H+(aq) + OH-(aq) →H2O
(Esta é a equação iônica líquida de todas as reações entre ácidos fortes e bases)

3°. TIPO: REAÇÕES COM DESPRENDIMENTO DE GÁS

As reações com desprendimento de gás são aquelas em que os reagentes se combinam em solução
para formar um produto de reação que se desprende na forma de gás. Como exemplos mais comuns
tem-se as reações envolvendo, principalmente, carbonatos de metais e ácidos, com formação do
ácido carbônico, H2CO3, como produto o qual, na maioria das vezes, se decompõe em H2O e CO2.
O dióxido de carbono é o gás que se vê borbulhar durante a reação.
Exemplo:
Equação geral: NiCO3(s) + 2HNO3(aq) →Ni(NO3)2(aq) + H2CO3(aq)
H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O

4°. TIPO: REAÇÕES DE OXIDAÇÃO–REDUÇÃO (OXI–REDUÇÃO)
As reações de oxidação–redução são aquelas em que o processo importante é a transferência de
elétrons de uma substância para outra. Exemplo:

Equação geral: Cu(s) + AgNO3(aq) → CuNO3(aq) + 2Ag(s)

Equação iônica líquida: Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag(s)

B- Classificação das reações químicas quanto aos seguintes itens:

I ) LIBERAÇÃO OU ABSORÇÃO DE CALOR
As reações podem ser classificadas quanto `a absorção ou liberação de calor em:
ENDOTÉRMICAS, quando ocorrem com a absorção de calor do meio ambiente, e
EXOTÉRMICAS, quando liberam calor para o meio ambiente.

II) QUANTO À VELOCIDADE
As reações podem ser classificadas em RÁPIDAS ou INSTANTÂNEAS e LENTAS quando levam
horas, meses ou anos para ocorrer.

III) QUANTO À REVERSIBILIDADE
As reações podem ser REVERSIVEIS, quando não se completam e podem ocorrer no sentido
inverso pela variação da concentração de reagentes e produtos, temperatura, etc. e
IRREVERSIVEIS, quando ocorrem completamente.

MATERIAIS E REAGENTES:

Ácido clorídrico 0,1 M
Nitrato de Prata 0,1 M
Sulfato de cobre
Hidróxido de sódio
Nitrato de bário
Sulfato de sódio
Nitrato de chumbo
Iodeto de potássio
Bicarbonato de sódio sólido
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Magnésio metálico
Fenolftaleína
10 Tubos de ensaio
Pinça de madeira
Bico de Bunsen

PROCEDIMENTO

 Todas as reações devem ser feitas em tubos de ensaio.
 Quando houver a necessidade de aquecimento utilize tubos de ensaio pirex.
 Observe todas as soluções dos reagentes desse experimento, contidas em frascos conta-gotas
colocadas sobre a bancada do laboratório.
 Leia com atenção o rótulo de cada solução, antes de misturar os reagentes.
 Procure seguir as instruções abaixo anotando as mudanças detalhadamente em seu caderno
de laboratório.
 Para cada reação use 10 gotas de solução, exceto quando houver outra especificação.
Observe o que ocorre nas reações: precipitação, desprendimento de gás, mudança de
coloração, aquecimento ou resfriamento do tubo, etc.

1. Coloque em um tubo de ensaio, ácido clorídrico diluído (0,1 mol/L) + solução de nitrato de prata
(0,1 mol/L). Observe.

Equação:

2. Coloque em um tubo de ensaio, solução de sulfato de cobre + solução de hidróxido de sódio.

Equação:

3. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de bário + solução de sulfato de sódio.

4. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de iodeto de potássio. Se
nada for observado à frio, aqueça com cuidado.

5. Coloque em um tubo de ensaio, solução de nitrato de chumbo + solução de ácido clorídrico 1
mol/L.

6. Coloque em um tubo de ensaio, um pouco de bicarbonato de sódio (ponta da espátula) sólido e
adicione gotas de acido clorídrico diluído.

7. Com o auxilio de uma pinça metálica, queime um pedaço de magnésio metálico – CUIDADO:
AO QUEIMAR O Mg VOCÊ DEVE EVITAR OLHAR DIRETAMENTE PARA A CHAMA
BRILHANTE. Coloque o metal + o pó branco formado num tubo de ensaio e adicione algumas gotas
de água e, em seguida, duas gotas de fenolftaleína. Observe

Resíduos gerados:
Descartar os resíduos gerados no frasco 13: outros sais.
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Prática 5: PREPARO DE SOLUÇÕES

OBJETIVO: Preparar soluções com concentrações conhecidas.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:
Uma SOLUÇÃO é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias em que a dispersão
de uma substância na outra se dá na escala de suas partículas (moléculas, íons ou átomos). Quando
um dos componentes de uma mistura é um gás ou um sólido e o outro é um líquido, o primeiro é
chamado de SOLUTO e o último de SOLVENTE. Quando ambos os componentes são líquidos, o
componente em maior quantidade é denominado SOLVENTE e o componente em menor
quantidade é o SOLUTO.
É claro que pode haver vários solutos em uma solução – uma solução não precisa ter
somente dois componentes. Uma SOLUÇÃO DILUÍDA é aquela que contém somente uma pequena
quantidade de soluto (ou solutos) em relação à quantidade de solvente. Por outro lado, uma
SOLUÇÃO CONCENTRADA contém uma grande quantidade de soluto. Quando se trata de
soluções é necessário especificar suas composições, ou seja, as quantidades relativas dos vários
componentes. A composição pode ser expressa de diferentes maneiras. Para começar, vamos
assumir uma solução de dois componentes, A (solvente) e B (soluto), adotando a seguinte notação:
 mA, mB: massa, em gramas, de A e B;
 nA, nB: quantidade de matéria, em mols, de A e B;
 VA, VB: volume, em litros, de A e B puros;
 V: volume total da solução, em litros.

As formas mais importantes de medida da composição de soluções líquidas são as seguintes:
MOLARIDADE ou CONCENTRAÇÃO em quantidade de matéria de B é a quantidade de
matéria do soluto B por litro de solução: nB / V, com V em litros. A molaridade de B pode ser
representada como: [B], MB ou cB. Quando a molaridade de uma solução é conhecida, um certo
volume dela pode ser medido e o número de mols de B neste volume pode ser calculado. A
desvantagem desta forma de medida é que a molaridade varia com a temperatura devido à expansão
ou contração da solução.
As seguintes formas de expressão são equivalentes: a molaridade de B é 0,1; a molaridade da
solução com respeito a B é 0,1; a solução é 0,1 M com respeito a B ou simplesmente, a solução é
0,1 molar. É costume referir-se à molaridade da solução com respeito a B e não ao solvente.
Uma solução de molaridade conhecida pode ser preparada sem o conhecimento de sua
densidade ou da massa de solvente utilizada, com o uso de um balão volumétrico. O soluto deve ser
puro, de forma que a massa corresponda a um número bem definido de mols. Uma massa de soluto
(sólido) medida precisamente é dissolvida no solvente e a solução é transferida totalmente
(enxaguando o frasco várias vezes) para um balão volumétrico. O solvente é então adicionado
cuidadosamente até perto da marca no pescoço do balão. Quando o soluto está totalmente dissolvido
e a solução bem misturada através de agitação, mais solvente é adicionado cuidadosamente, até o
nível da solução atingir a marca. A solução é, então, mais uma vez agitada para uma completa
homogeneização. O que foi obtido com este procedimento é uma solução contendo quantidade de
matéria conhecida de soluto, assim sua molaridade pode ser facilmente calculada.
No caso do soluto ser um líquido (ou seja, solução líquido-líquido), a medida do volume do
soluto deve ser realizada com uma pipeta volumétrica e o procedimento restante é o mesmo descrito
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para solução sólido-líquido;

MATERIAIS E REAGENTES
 Balança analítica
 Espátula
 Béquer
 bastão de vidro
 balão volumétrico de 100 ml
 funil de vidro
 Pisseta com água
 Ácido acético (conc.)
 NaCl

PROCEDIMENTO:

PREPARAÇÃO 100 mL DE UMA SOLUÇÃO DE NaCl A 0,1 M ou 0,1 mol/L

Calcular a quantidade de massa de NaCl que deverá ser pesada para obtenção de uma solução de
concentração de 0,1 mol/L.
Pese o sal utilizando uma espátula e um béquer. Registrar o peso com uma precisão de 0.0001g.
Adicionar o volume de água com auxílio de um bastão de vidro agitar ao sal até sua completa
dissolução.
Transferir a solução para um balão volumétrico de 100 ml utilizando um funil de vidro e o bastão de
vidro.
Aferir o volume do balão volumétrico adicionando água com o auxílio de uma pipeta Pasteur.
Homogeneizar a solução no balão volumétrico.

DILUIÇÃO DE SOLUÇÃO
1. A partir da solução preparada acima, prepare 50 mL de uma solução com concentração 0,005
mol/L.
2. Utilize o balão de 50 mL.

PREPARAÇÃO DE 100 mL UMA SOLUÇÃO DE ÁCIDO ACÉTICO 0,1 mol/L

Calcular qual o volume de ácido acético (CH3COOH) necessário para preparar 100 mL de uma
solução deste ácido com a concentração de 0,1 mol/L.
Adicionar a um balão volumétrico de 100 ml o volume de solução concentrada de ácido acético que
contém essa quantidade.
Adicionar água.
Aferir o volume do balão volumétrico adicionando água com o auxílio de uma pipeta Pasteur.
Homogeneizar a solução no balão volumétrico.

Resíduos gerados:
Todos os resíduos gerados nessa prática podem ser descartados diretamente na pia.

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Prática 6: DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁLCOOL EM GASOLINA

OBJETIVO: Determinar o teor de álcool em gasolina

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:

A gasolina é um produto combustível derivado intermediário do petróleo, na faixa de
hidrocarbonetos de 5 a 20 átomos de carbono.
Uma das propriedades mais importantes da gasolina é a octanagem. A octanagem mede a
capacidade da gasolina de resistir à detonação, ou sua capacidade de resistir ás exigências do motor
sem entrar em auto-ignição antes do momento programado. A detonação (conhecida como "batida
de pino") leva à perda de potência e pode causar sérios danos ao motor. Existe um índice mínimo
permitido de octanagem para a gasolina comercializada no Brasil, que varia conforme seu tipo.
O álcool etílico, umas das substâncias adicionadas à gasolina tem vital papel na sua
combustão, pois sua função é aumentar a octanagem em virtude de o seu baixo poder calorífico.
Além disso, o fato propicia uma redução na taxa de produção de CO. A porcentagem de álcool é
regulamentada por Lei, e recentemente foi estabelecido um novo padrão que é de até 25%.

CUIDADOS
A gasolina é um líquido tóxico, bastante volátil; durante a realização desta experiência,
mantenha o laboratório arejado e evite a inalação dos vapores de gasolina. Por outro lado, a gasolina
é altamente inflamável; assim, durante a realização desta experiência, não deve haver qualquer
chama acesa no laboratório.

MATERIAIS E REAGENTES
Proveta de 100 mL com tampa
Amostra de Gasolina
Solução saturada de NaCl.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Colocar 50 mL de gasolina comum em uma proveta de 100 mL ± 0,5 mL com tampa;
Completar o volume até 100 mL com a solução saturada de NaCl;
Fechar a proveta, misturar os líquidos invertendo por pelo menos 5 vezes;
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Manter em repouso até a separação das duas fases;
Ler o volume de ambas as fases;
Denominar o volume da fase aquosa de V'.
Subtrair de V', 50 mL e denominar este novo volume de V'', conforme a seguinte equação:
V'' = V' - 50 mL
(V'' corresponderá à quantidade de etanol presente em 50 mL da amostra de gasolina)
Calcular a % de álcool na gasolina, através da seguinte relação:
50 mL — 100%
V" — x %
Resíduos gerados:
O etanol e a gasolina
podem ser descartados no frasco com o rótulo: frasco 2 solventes não
halogenados.

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Prática 7: PREPARO DE UM INDICADOR DE pH

OBJETIVO:
Extrair corante do repolho roxo e empregá-lo como indicador de pH.

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:

Um indicador de pH é uma substância que apresenta cores diferentes quando são
adicionados ácidos ou bases, ou seja, que mudam de cor conforme a concentração de íons
hidrogênio em solução. As mudanças de cores devem-se a modificações estruturais que ocorrem nas
substâncias em meios ácidos ou básicos. De acordo com a definição de Bronsted-Lowry para ácidos
e bases, os indicadores são também compostos ácidos ou básicos. Assim, um indicador genérico
HInd em solução aquosa apresenta o seguinte equilíbrio:
HInd + H2O H3O
+ + Ind-
Com isso, o aumento ou a diminuição de espécies ácidas ou básicas no meio fará com que o
equilíbrio se desloque para esquerda ou para a direita, e a cor resultante será dependente das
concentrações relativas de HInd e Ind-, que são as espécies responsáveis pela coloração do meio.
Assim, quanto maior for a acidez do meio, ou seja, quanto menor o pH, maior será a protonação do
indicador e, conseqüentemente, maior será a concentração de HInd. Já com o aumento do pH, ou
seja, quanto maior a basicidade, essa forma do indicador vai sendo desprotonada, com o
conseqüente aumento da concentração de Ind-. Existem muitos indicadores na natureza. Por
exemplo, o mesmo composto é responsável pela cor vermelha das papoulas e pela cor azul das
centáureas azuis: o pH da seiva é diferente nas duas plantas. A cor das hortências também depende
da acidez da seiva e pode ser controlada modificando-se a acidez do solo.
A beterraba apresenta vários pigmentos pertencentes à classe das betalaínas. Destes, a
substância betanina é o principal agente cromóforo, correspondendo a 75 - 95% dos pigmentos. Esta
substância está presente no extrato alcoólico da beterraba, que apresenta cores diferentes nos meios
ácido, neutro e básico. Este comportamento é justificado pela isomerização da betanina em função
do pH do meio. Em pH ácido, a betanina converte-se em isobetanina e em meio básico, a betanina é
hidrolisada, produzindo ciclodopa-5-o-glicosídio e ácido betalâmico.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
A) Utilizando a fita de pH.
Utilizando a fita de pH, medir o pH das soluções disponíveis.

B) Extração:
1. Pesar 25 g de repolho roxo ralado e transferir para o béquer de 250 mL;
2. Adicionar 50 mL de água;
3. Misturar com o bastão de vidro e aguardar 15 minutos;
4. Filtrar;
5. Testar o indicador com soluções disponíveis.

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Prática 8: pH E TAMPÕES: FUNCIONAMENTO DOS TAMPÕES

FUNDAMENTOS:
Eletrólitos são compostos que dissociam em meio aquoso. Os fortes dissociam
completamente, como o NaCl  Na+ + Cl-. Ácidos e bases inorgânicas são igualmente eletrólitos
fortes como (HCl  H+ + Cl- ou NaOH  Na+ + -OH). Os fracos dissociam pouco. Entre eles
temos os ácidos e as bases fracas (CH3 COOH  CH3COO- + H+), os quais é sempre
possível estabelecer uma constante de equilíbrio: CH3COOH  CH3COO- + H+

[H+] . [CH3COO-]
Ke = ---------------------- (1)
[CH3COOH]

Em Bioquímica, ácidos são todas substâncias capazes de doar prótons (íons H+) e bases todas
substâncias capazes de receber prótons (definição de Bronsted). Pode-se ver pela equação acima
(1), que quanto mais ácido for a substância maior será a Ke e quanto menor for o Ke menos ácida
será a substância.
O H+ é importante nos sistemas biológicos, porque determina não somente o grau de
dissociação das proteínas, mas também sua carga, afetando suas funções. As enzimas são
influenciadas pelas variações nas concentrações de H+.
Desenvolvendo-se a equação (1), chega-se à equação de Henderson-Hasselbach, muito útil no
estudo das soluções dos sistemas biológicos.

[A-] (sal)
pH = pKa + log -----------------
[HA] (ácido)

Indicando que dentro de certos limites, a solução de um ácido fraco, em equilíbrio com seu sal,
impede grandes variações de pH no sistema, tal solução é chamada de solução tampão. A equação
de Henderson-Hasselbach é utilizada para calcular o pH de qualquer solução tampão em função da
constante de dissociação do ácido fraco e das concentrações desse ácido e de sua base conjugada.
Assim, soluções tamponantes são soluções formadas por dois componentes em mistura, em
geral um ácido fraco e sua base conjugada, ou um hidróxido fraco e seu ácido conjugado, capazes
de manter o pH mais ou menos constante, impedindo variações bruscas quando se lhes adiciona
ácidos ou hidróxidos.

OBJETIVOS:
1. Reconhecer a água como uma substância dissociável e conceituar o seu produto iônico.
2. Conceituar tampões, ou soluções tamponantes e explicar como elas funcionam.
3. Verificar, na prática, o funcionamento dos tampões.
EXPERIMENTO 1: FUNCIONAMENTO DOS TAMPÕES
Reagentes:
Solução tampão fosfato 0,2 M pH 7,7
Indicador universal
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Solução ácida (HCl 0,1 M)
Solução básica (NaOH 0,1M)

Técnica:
1. Numerar quatro tubos de ensaio e distribuir os reagentes, conforme indicado a seguir:

Tubos
Reagentes
1 2 3 4
Água destilada 1 mL - 1 mL -
Solução tampão - 1 mL - 1 mL
Indicador
universal
3 gotas 3 gotas 3 gotas 3 gotas
Agitar e anotar o valor do pH em cada tubo
pH
Adicionar as soluções especificadas nos respectivos tubos
Solução ácida - - 3 gotas 3 gotas
Solução básica 3 gotas 3 gotas - -
Agitar e anotar o valor do pH em cada tubo
pH

ATENÇÃO: Observar a coloração das soluções e anotar o valor do pH em cada tubo de ensaio, por
comparação com a escala do indicador reproduzida abaixo:

Cor Vermelho
claro
Alaranjado
claro
Amarelo Verde Azul+ Azul ++
(anil)*
Azul+++
(violeta)*
pH 4 5 6 7 8 9 10

2. Interpretar os resultados em relação a mudança ou não do valor do pH em relação a adição de
solução ácida e básica.

Anotações:_______________________________________________________________________
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EXPERIMENTO 2: FORÇA IÔNICA DOS TAMPÕES
Reagentes:
Solução tampão fosfato 0,2 M, pH 7,7
Solução de indicador universal

Técnica:
1. Numerar dois tubos de ensaio e distribuir os reagentes, conforme indicado na tabela a seguir:
Tubos Reagentes
1 2
Solução tampão fosfato 5 mL 2,5 mL
- 33 -
Água destilada - 7,5 mL
Misturar e depois descartar 5
mL
Indicador universal 3 gotas 3 gotas
pH

ATENÇÃO: Observar a coloração das soluções e anotar o valor do pH em cada tubo de ensaio, por
comparação com a escala do indicador reproduzida abaixo:

Cor Vermelho
claro
Alaranjado
claro
Amarelo Verde Azul+ Azul ++
(anil)*
Azul+++
(violeta)*
pH 4 5 6 7 8 9 10

2. Interpretar os resultados em relação a mudança ou não do valor do pH em relação diluição da
solução tampão.

EXPERIMENTO 3: CAPACIDADE TAMPONANTE COM PROPORÇÕES SAL/ÁCIDO
CONSTANTES
Reagentes:
Solução tampão fosfato 0,2 M, pH 7,7
Solução de ácido sulfúrico 0,2 M

ATENÇÃO: Utilize os tubos preparados no experimento anterior.

Técnica:
1. Adicionar a solução de ácido sulfúrico aos tubos de ensaio 1 e 2, DO EXPERIMENTO
ANTERIOR, e medir o pH, conforme indicado na tabela a seguir:
2. Para aferir o pH utilize neste procedimento a fita com indicador de pH e compare com a
escala de cores disponível na embalagem.

Tubos Reagentes
1 2
Solução H2SO4 1,0 mL 1,0 mL
Agitar, medir e anotar
o pH

Solução H2SO4 1,0 mL 1,0 mL
Agitar, medir e anotar
- 34 -
o pH
Solução H2SO4 1,0 mL 1,0 mL
Agitar, medir e anotar
o pH

2. Registrar os resultados da adição cumulativa de ácido nas duas soluções com forças iônicas
diferentes e interpretar os resultados em relação a capacidade dos tubos 1 e 2 em manter o poder
tamponante mediante a adição de solução ácida.
Anotações:_______________________________________________________________________
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- 35 -

Universidade Federal de Mato Grosso
Instituto de Ciências Exatas e da Terra
Departamento de Química
Curso de Engenharia Sanitária e Ambiental

Prática 9: CINÉTICA QUÍMICA E EQUILÍBRIO

OBJETIVO:
Verificar o deslocamento de equilíbrio, bem como os fatores que interferem na velocidade.

1) DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO – INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO
A solução de dicromato (Cr2O7
2 –) apresenta coloração alaranjada e, em meio básico, estabelece o
equilíbrio:

Cr2O72– + H2O 2CrO42– + 2H+
Laranja amarelo

Como o íon Cr2O7
2 – apresenta coloração amarela, a cor da solução será determinada pelo íon que
estiver em maior concentração na solução. A ação de ácidos e bases pode provocar um
deslocamento nesse equilíbrio, perceptível pela variação de cor.

MATERIAIS E REAGENTES:
2 Béqheres de 250ml 4 Tubos de ensaio.
Conta-gotas. Água destilada
Solução de NaOH 1M Solução de HCl 0,32 M
Solução de K2Cr2O7 M

PROCEDIMENTO
Experimento 1: A um tubo de ensaio contendo a solução de K2Cr2O7, adicione lentamente algumas
gotas de solução de NaOH até observar mudança de coloração.

Experimento 2: À solução obtida no experimento 1, adicione algumas gotas da solução de HCl, até
observar mudança de coloração.

2) FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

a-TEMPERATURA
Um aumento na temperatura aumenta a frequência e a energia das colisões entre os reagentes, como
consequência, o número de colisões efetivas e a velocidade da reação aumentam.

MATERIAIS e REAGENTES

4 Bécheres de 250ml Espátula
Chapa de aquecimento Cronômetro
Água destilada Gelo
4 Comprimidos efervescentes Sonrisal.

PROCEDIMENTO
- 36 -
1- Coloque 100 mL de água da torneira em um béquer, 100 mL de água gelada em outro e 100 mL
de água em ebulição em um quarto béquer.
2- Corte o comprimido em 3 partes iguais e coloque uma parte em cada béquer.
3- Anote, para cada béquer, o tempo que leva para que todo o comprimido se decomponha.

b-CONCENTRAÇÃO
Um aumento da concentração dos reagentes numa solução acarretará no aumento do número
de colisões e, em conseqüência, um aumento da velocidade da reação.

MATERIAL UTILIZADO

2 Bécheres de 250ml Espátula
1 Pipeta volumétrica de 5ml. 1 Pipeta volumétrica de 10 ml
1 pera 1 Bastão de vidro
Cronômetro Água destilada
Vinagre 2 Comprimidos efervescentes Sonrisal

PROCEDIMENTO

1- Corte o comprimido de antiácido ao meio. Coloque volumes iguais de água em dois copos, à
mesma temperatura;
2-Em um dos copos, adicione uma colher 5 mL de vinagre e, ao outro, 10ml de vinagre;
3-Agite o conteúdo dos béqueres com o bastão de vidro de modo a tornar a solução homogênea;
4-Coloque metade do comprimido em cada béquer, ao mesmo tempo, e observe atentamente
marcando no cronômetro o tempo de cada reação.

Resíduos gerados:
Descartar os resíduos gerados no frasco 13: outros sais.