Práticas de Química Geral- SIA (1) pdf

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Faculdade Estácio de Belém 
 
 
 
 
 
Apostila de aulas práticas de Química Geral 
Elaborada por: Profª Marilza Sampaio Aguilar 
(Revisada por Prof. Guilherme Bretz Lopes) 
 
 
 
 
Prof.: Sheila Santos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 2 
 
Sumário 
 
 Página 
Normas de Segurança ....................................................................................... 3 
Equipamentos e Aparelhagens ........................................................................ .. 4 
PRÁTICAS 
1. Técnicas de medidas de massa, volume, temperatura e densidade ................. 8 
2. Cálculos Químicos .................................................................................... 10 
3. Termoquímica I .......................................................................................... 
Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas 
12 
4. Termoquímica II ........................................................................................ 
Determinação da Capacidade Calorífica de um Calorímetro 
Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (aq.) 
14 
5. Termoquímica III ....................................................................................... 
Determinação do Calor de Dissolução do NaOH (s). 
Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (s) 
16 
6. Termoquímica IV ....................................................................................... 
Verificação Experimental da Lei de Hess 
18 
7. Cinética I ................................................................................................... 19 
8. Cinética II .................................................................................................. 22 
9. Cinética III ................................................................................................. 23 
10. Transferência Eletrônica ............................................................................ 24 
11. Pilhas Eletroquímicas ............................................................... ................. 25 
12. Corrosão – Tipos de Pilhas ............................................. ........................... 26 
13. Corrosão do Ferro .................................................................. ................... 27 
14. Eletrólise .............................................................................................. ..... 28 
15. Leis de Faraday – Eletrodeposição ...................................................... ...... 29 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 3 
 
Normas de segurança para aulas no laboratório de Química 
As técnicas e normas de segurança no laboratório de química têm como objetivo a preservação 
e defesa da saúde individual e coletiva das pessoas, a conservação dos equipamentos de 
laboratório e de suas dependências e a criação de condições propícias para obtenção de 
resultados corretos e dignos de segurança. 
 
 Antes do início de cada experiência é necessário ler com atenção a prática a ser 
executada; 
 Durante o trabalho, atenção e cuidados não devem ser negligenciados; 
 Manter sempre limpa a aparelhagem e a mesa de trabalho; 
 Não é permitido fumar, beber, comer ou manter alimentos no laboratório; 
 É proibido o uso de lentes de contato nas aulas de laboratório de química; 
 É proibido pipetar qualquer produto com a boca; 
 É proibido correr ou fazer brincadeiras com materiais; 
 É proibido levar as mãos aos olhos quando manusear produtos químicos; 
 É proibido testar amostras ou reagentes pelo odor ou sabor; 
 É obrigatório o uso do guarda-pó abotoado, branco, de algodão, tendo em vista que fibras 
sintéticas são infamáveis; 
 É obrigatório o uso de calça comprida e sapato fechado; 
 Vidrarias danificadas não devem ser utilizadas, favor informar aos técnicos; 
 O uso de óculos de segurança é obrigatório na manipulação de produtos químicos, sempre 
que as instruções de trabalho recomendarem; 
 Nos trabalhos em que se exige o emprego de pressão reduzida (frasco de Dewar, 
dessecadores a vácuo, destilação a vácuo etc.) ou de metais alcalinos, é obrigatório o uso 
de vidrarias adequadas, luvas e óculos; 
 Caso ocorra algum acidente com mercúrio, por derramamento, procure imediatamente o 
técnico do laboratório; 
 O manuseio de gases venenosos ou irritantes deve ser feito na capela; 
 Evitar derramamentos, caso ocorram, procure imediatamente o técnico do laboratório; 
 Ao final de cada experiência, todo o material que foi utilizado deverá ser devolvido nas 
mesmas condições que foi recebido; 
 Nunca trabalhe sozinho no laboratório. Em caso de acidente, procure socorro imediato, com 
o professor ou técnico do laboratório; 
 Trabalhe com substâncias inócuas como se fossem tóxicas. Em hipótese alguma deve-se 
descartar material químico nas pias, pois o meio ambiente poderá ser atingido; 
 Para descarte de material químico é obrigatório chamar o técnico do laboratório; 
 É proibido permanecer com cabelos soltos no laboratório; e 
 Lavar cuidadosamente as mãos, com bastante água e sabão, após o término da aula. 
 
Notas: 
✓ Qualquer dano causado pelo aluno, de forma proposital, aos equipamentos/materiais do 
laboratório será cobrado pelo valor integral correspondente a um produto novo. 
✓ Tanto o professor quanto os técnicos possuem autoridade para impedir a entrada ou 
solicitar que o aluno se retire do laboratório, caso não atenda às NORMAS supracitadas 
✓ Caberá ao professor ou técnico relatar à Coordenação Acadêmica qualquer transgressão 
às presentes NORMAS, para que sejam tomadas as devidas providências. 
 
Nenhum aluno poderá assistir às aulas sem antes atestar ciência das presentes NORMAS 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 4 
 
EQUIPAMENTOS E APARELHAGENS 
 
A seguir são apresentados alguns equipamentos e aparelhagens que são utilizados durante as 
aulas práticas. 
 
 
1 – Balão Volumétrico: 
É um balão de fundo chato e gargalo comprido, 
calibrado para conter determinado volume de 
líquido, que é indicado por um traço de referência 
presente no gargalo. Ao ajustar o volume, a 
tangente inferior do menisco deve coincidir com o 
traço de referência. É utilizado no preparo de 
soluções. Não deve ser aquecido. 
 
 
2 – Becher: 
Copo de vidro de tamanho variado utilizado para 
aquecer e cristalizar substâncias, recolher 
filtrados, misturar reagentes, transferência de 
líquidos, realizar reações químicas, entre outras 
aplicações. Pode ser aquecido diretamente com o 
uso de tripé e tela de amianto, em banho–maria ou 
banho de óleo. 
 
3 – Termômetro de Mercúrio: 
É um utilizado para medir a temperatura de 
líquidos, possuindo ampla faixa de medidas que 
pode variar de temperaturas positivas a negativas. 
 
 
4 – Erlenmeyer: 
Recipiente de vidro utilizado principalmente em 
titulações, devido a sua forma que facilita a 
agitação sem que ocorra perda do líquido. 
Também pode ser utilizado para a realização de 
reações químicas, mistura de reagentes, 
transferência de líquidos. Pode ser aquecido sobre 
tripé com tela de amianto. 
 
 
 
5 – Estante: 
Suporte de vários tamanhos para tubos de ensaio. 
 
 
 
 
 
 
6 – Tubos de Ensaio: 
Tubo cilíndrico utilizado, principalmente, na 
execução de reações simples. 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 5 
 
 
7 – Suporte Universal: 
Suporte metálico utilizado na montagem de 
aparelhagens mais complexas, tais como 
aparelhagens para filtração e destilação. 
 
 
 
 
 
8 – Anel ou Garra: 
Suporte para funil, tubo em U, destiladores e etc. 
 
9 – Funil de Vidro: 
É utilizado para filtração e para transferência de 
líquidos. Na filtração adapta-se ao funil um papel 
de filtro, algodão ou algodão de vidro. Para 
aumentar a velocidade da filtração deve 
apresentar colo longo. 
 
10 – Pinça de madeira: 
Usada para prender o tubo de ensaio durante o 
aquecimento. 
 
 
 
11 – Proveta: 
Recipientede vidro ou plástico utilizado para medir 
ou transferir volumes de líquidos sem grande 
precisão. Não deve ser aquecida. 
 
 
 
 
 
 
12 – Frascos para Reagentes: 
São frasco nos quais se estocam soluções. 
Existem em diversos tamanhos. Podem ser de 
vidro ou de plástico, âmbar ou incolor. 
Nos frascos âmbar são colocadas as soluções que 
são sensíveis à luz. 
 
 
 
 
13 – Bico de Bunsen: 
E um bico de gás especialmente construído para 
uso em laboratório. O gás chega ao bico através 
de um tubo de borracha ligado a uma torneira 
existente na bancada do laboratório. O ar entra 
através de orifícios distribuídos em torno de um 
anel que existe na base do bico. O ar e o gás se 
misturam no tubo e a quantidade de ambos pode 
ser regulada manualmente. 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 6 
 
14 – Pipeta Volumétrica: 
E utilizada na medição precisa de volumes de 
líquidos. Possui na parte superior uma marca que 
indica ate onde devemos preencher a pipeta para 
obter o volume exato. 
 
 
15 – Pipeta Graduada: 
É um tubo de vidro alongado que serve para 
efetuar medições de volumes líquidos. 
 
 
 
16 – Frasco Lavador ou Pissete: 
Este dispositivo pode ser utilizado para completar 
o volume exato de líquido em um balão 
volumétrico, para lavagem de precipitados e para 
carrear precipitados. De uma forma geral contém 
água destilada, mas pode conter álcool etílico, 
acetona, solução de bicarbonato de sódio e etc. 
 
 
 
17 – Vidro de Relógio: 
É utilizado na pesagem direta de reagentes. 
 
 
 
 
 
 
18 – Tripé: 
É o suporte da tela de amianto. 
 
 
 
 
 
19 – Tela de Amianto: 
Tem a propriedade de moderar o aquecimento 
evitando a quebra de frascos de vidro que não 
suportam o aquecimento direto. Também pode ser 
utilizada simplesmente como suporte para 
vidrarias. 
 
20 – Balança Analítica: 
É um instrumento de pesagem capaz de pesar 
uma massa com uma precisão de até 0,0001 mg. 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 7 
 
21 – Pera: 
Acoplado a uma pipeta, ajuda a sugar e expelir os 
líquidos de dentro da pipeta. 
 
22 – Agitador magnético com aquecimento: 
Utilizado para a agitação de misturas, tendo por 
base um sistema eletromagnético, podendo 
aquecer as misturas. 
 
23 – Cadinho de porcelana: 
Usado para aquecimento e fusão de sólidos a 
altas temperaturas. 
 
24 – Cápsula de porcelana: 
Usada para a concentração e secagem de 
soluções. 
 
 
 
25 – Bastão de vidro: 
E usado na agitação manual de soluções. 
Também pode ser usado para fazer transferência 
de pequenas quantidades de material solido ou 
triturar pequenas amostras. Pode ser fabricado em 
vidro borosilicato, vidro neutro, plástico 
polipropileno ou teflon. 
 
26 – Almofariz e pistilo: 
Também chamado de Gral e pistilo, é usado para 
a trituração e pulverização de sólidos. 
 
27 – Espátula: 
Usado para a trituração e pulverização de sólidos. 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 8 
 
1. Técnicas de medidas de massa, volume e temperatura. 
1.1 – Medida de massa: 
Com uma balança analítica, faça a medida da massa de alguns objetos fornecidos pelo 
professor e observe a capacidade e precisão da balança. 
1.2 – Medida de temperatura 
Coloque cerca de 50 mL de água em um becher e aqueça em banho-maria até 
aproximadamente 60°C. Meça a temperatura exata com o termômetro. Retire o becher do 
banho-maria. 
 
1.3 – Medida de volume 
Com uma pipeta de 5 mL e uma pera pipetadora, transfira 5 mL de solução de permanganato 
de potássio – KMnO4 – para o béquer do item anterior, misture e meça novamente a 
temperatura. 
A figura abaixo apresenta a forma correta de se fazer leitura em frascos graduados, tais como 
pipetas e provetas. 
 
 
Cálculo de Densidade 
Por definição, densidade (d) é a razão entre a massa (m) e o volume (v) de um objeto, isto é, 
expressa o volume que uma determinada massa de matéria ocupa no espaço. 
 
v
m
d = (1) 
Sua unidade de medida usual, em química, é g/cm3. 
Lembrete: 1 mL = 1 cm3. 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 9 
 
Densidade 1 
Determinar a densidade de um objeto sólido fornecido pelo professor. Em nosso caso, vamos 
utilizar uma peça de ferro. Assim, vamos determinar a densidade do ferro. 
1 – Pesar o parafuso de ferro. Anotar massa: m1 = _______ g 
2 – Determinar o volume da peça de ferro. Para isso, coloque 40 mL de água numa proveta e 
coloque, cuidadosamente, a peça na proveta. Observe que o volume de água deslocado 
representa o volume da peça. O volume da peça deve ser calculado pela fórmula: 
Vamostra = Vfinal – 40 mL. V = ____ mL. 
Calcule a densidade do material da amostra pela fórmula (1). 
 
Densidade 2 
Determinar a densidade de um líquido. 
1 – Pesar uma proveta vazia. Anotar a sua massa: m2 = ________ g. 
2 – Colocar na proveta 50 mL de álcool etílico. 
3 – Pesar a proveta com a amostra. Anotar a massa: m3 = ________ g 
4 – Calcule a massa da amostra pela diferença de massas: m4 = m3 – m2. 
 m4 = __________ - ___________ = ____________ g 
 
5 – Calcule a densidade da amostra pela fórmula (1). 
 
Pesquise, na literatura, as densidades teóricas das substâncias ferro e álcool etílico hidratado e 
compare com os valores encontrados. Comente sobre a precisão dos métodos utilizados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 10 
 
2. CÁLCULOS QUÍMICOS 
 
Título: DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO DE COBRE 
 
Objetivo: 
Determinar experimentalmente, através do aquecimento, o número de moléculas de água na 
molécula de CuSO4.nH2O. 
 
Introdução: 
Muitas substâncias unem-se com a água para formar compostos cristalinos secos. Estes 
compostos denominam-se hidratos e possuem composição definida. 
Cada um desses compostos contém um número constante de moles de água combinados com 
1 mol de substância anidra. 
Nesta experiência, será determinado o número de moléculas de água que hidratam o sulfato de 
cobre. Obtêm-se os dados experimentais pela desidratação de uma amostra do sal hidratado, 
retirando a água e pesando depois o sal anidro. 
 
 X .(H2O)Y → X + YH2O 
 sal hidratado sal anidro 
 
O aquecimento não deve ultrapassar os 230oC , pois à temperatura mais elevada pode ocorrer 
uma reação secundária indesejável, ou seja, o aparecimento de um sal cinzento: 
Cu2(OH)2SO4. 
Com a evaporação da água o sal muda de cor azul para branca. Isso indica a eliminação da 
água, e consequentemente, o fim do aquecimento. 
 
Material necessário: 
 1 cápsula de porcelana, almofariz e pistilo, pinça de madeira, tripé e tela de amianto. 
 
Reagentes: 
 CuSO4.nH2O (sulfato de cobre n hidratado). 
 
Procedimento Experimental: 
 
1. Tarar a balança e pesar um cápsula de porcelana limpo. Anotar a massa: 
 
m1 = ____________________ g 
 
2. Colocar na cápsula 1,0 - 1,2g de CuSO4.nH2O finamente pulverizado em um grau (ou 
almofariz). Pesar novamente e anotar a massa: 
 
m2 = ____________________ g 
 
A diferença entre as duas pesagens nos fornecerá a massa do sal hidratado (antes de retirada 
da água). 
 
m3 = m2 - m1 = ____________ - ___________ = __________ g 
 
3. Colocar a cápsula com a substância sobre o tripé com a tela de amianto. 
4. Aquecer a cápsula cuidadosamente até que a substância se torne branca. 
Observação: Controlar o aquecimento para que a temperatura não ultrapasse os 230oC. 
5. Transferir a cápsula, com a pinça de madeira para a bancada. 
6. Deixar esfriar até a temperatura ambiente e pesar novamente. Anotar a massa. 
 
m4 = ____________________ g 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 11 
 
Cálculos: 
Massa de CuSO4.nH2O = m3 (g) 
Massa de CuSO4 (anidro) = m5(g) = m4 - m1 
 
m5 = ______________ - ______________ = __________________ g 
 
Número de mols de CuSO4 = n1, 
 
n1 = m5/M1 
 
Onde: M1 = massa molar do CuSO4 
 
n1 = ______________ /______________ = ____________________ mols. 
 
Massa de água = m6 = m3 - m5 
 
m6 = ______________ - ______________ = __________________ g 
 
Número de mols de H2O = n2, 
 
n2 = m6/M2 
 
Onde: M2 = massa molar da água 
 
n2 = ______________ / ______________ = ____________________ mols. 
 
Número de mols de água em 1 mol de sulfato de cobre = X 
 
n2 n1 
 
X 1 mol 
 
 
X mols = (n2x1)/n1 = ________ / ______ = ________ mols 
 
Dados: 
Massas Atômicas: Cu = 63,5u H = 1u S = 32u O = 16u. 
 
Perguntas: 
1. Quantos mols de Sulfato de Cobre hidratado foram usados na prática (massa m3)? 
2. Qual a mudança de cor apresentada pela substância durante o aquecimento? 
3. O que aconteceria com a substância se a temperatura do aquecimento fosse superior a 
230oC? 
4. O que acontecerá ao Sulfato de Cobre se o deixarmos por um certo período sobre a 
bancada? 
 
Obs.: Estas perguntas devem ser respondidas e entregues junto com o relatório. 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 12 
 
3. TERMOQUÍMICA I 
Exemplos de Reações Exotérmicas e Endotérmicas 
 
INTRODUÇÃO: 
 
A termoquímica é um ramo da termodinâmica que estuda a liberação e absorção 
de calor, durante uma transformação química. 
 
OBJETIVO: 
 
O objetivo desta prática é realizar experimentalmente reações exotérmicas 
(reações que liberam calor) e reações endotérmicas (reações que absorvem calor). 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
4 tubos de ensaio, estante para tubos, conta-gotas, proveta, papel alumínio, espátulas, 
balança, bechers, pinça de madeira e pissete com água destilada. 
 
REAGENTES: 
H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado, I2 (s) (iodo), Zn (s) (zinco), NaHCO3 (s) (bicarbonato 
de sódio), solução de HCl 1:1 (v/v) (ácido clorídrico), NH4Cl (s) (cloreto de amônio). 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1ª EXPERIÊNCIA: 
 
Colocar em um tubo de ensaio 5,0mL de água (medir com a proveta). Adicionar 
com o conta-gotas, cuidadosamente, 10 gotas de solução de H2SO4 concentrado. Sinta 
com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do tubo de ensaio. 
 
H2SO4 (l)+ 2 H2O 2 H3O+ + SO4
–2 
 + Q (calor) 
 
A reação é: ____________________ 
 
 
2ª EXPERIÊNCIA: 
 
Colocar em um tubo de ensaio alguns cristais de iodo sólido e uma pequena 
quantidade de zinco em pó. Adicionar, cuidadosamente com um conta-gotas, 5 gotas de 
H2O. Sinta, cuidadosamente, com as pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura 
do tubo de ensaio. 
 
 I2 (s) + Zn (s) → ZnI2 (s) + Q (calor) 
 
A reação é: ____________________ 
 
3ª EXPERIÊNCIA: 
 
Colocar num tubo de ensaio seco, aproximadamente 0,5 g de NaHCO 3 
(bicarbonato de sódio) e adicionar gotas de solução de HCl 1:1 (ácido clorídrico). Sinta 
com as pontas dos dedos o que acontece com a temperatura do tubo. 
 
HCl (aq) + NaHCO3 (s) + Q (calor) NaCl (aq) + H2O + CO2 (g) 
 
A reação é: ______________________ 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 13 
 
4ª EXPERIÊNCIA: 
 
 
Colocar num becher de 50mL seco, aproximadamente 0,5 g de Ba(OH)2 (hidróxido 
de bário) e adicionar gotas de solução de NH4Cl (cloreto de amônio) 1:1. Sinta com as 
pontas dos dedos o que ocorreu com a temperatura do becher. 
 
 Ba(OH)2 (s) + 2 NH4Cl (aq) + Q (calor) BaCl2 (aq) + 2 NH4OH (aq) 
 
 
A reação é: ______________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 14 
 
4. TERMOQUÍMICA II 
Determinação da Capacidade Calorífica de um Calorímetro 
Determinação do Calor de Neutralização do NaOH (aq) 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 Capacidade calorífica (ou capacidade térmica) (C) é a grandeza física que determina o 
calor que é necessário fornecer a um corpo para produzir neste uma determinada variação de 
temperatura. Ela é medida pela variação da energia interna necessária para aumentar em um 
grau a temperatura de um material. A unidade usada é a cal/°C (caloria por grau Celsius). 
 
 Calor de neutralização é a quantidade de calor liberada na formação de um mol 
de água ao se fazer a reação de um ácido forte com uma base forte, em quantidades 
estequiométricas, em solução aquosa, nas condições padrão. 
 A reação de neutralização é sempre exotérmica, e o calor liberado é sempre 
constante para ácidos e bases fortes, pois a reação iônica não se altera em função das 
substâncias, podendo ser representadas pela equação: 
 H+ + OH
– H2O H = – 13,7 Kcal 
 Quando o ácido ou a base não estão totalmente dissociados, o calor de 
neutralização corresponde à combinação dos íons H+ e OH– menos a energia necessária 
para dissociar as moléculas do ácido e/ou da base. Exemplo: o ácido acético em solução 
está parcialmente dissociado. Pela neutralização com uma base forte, teremos: 
 HC2H3O2 + OH
–
 C2H3O2
–
 + H2O 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
 
Calorímetro (copo de isopor), termômetro, becher, proveta e balança. 
 
REAGENTES: 
 
 Solução 1M de NaOH e solução 1M de HCl. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1ª Parte: Determinação do equivalente em água (ou capacidade calorífica C) do 
calorímetro: 
 
a) Colocar, utilizando uma proveta, 100,0 mL de água destilada no calorímetro de isopor. 
Com um termômetro, medir e anotar a temperatura exata, t1. (t1= _______ °C). 
b) Colocar, utilizando uma proveta, 100 mL de água destilada em um becher e aquecer 
até cerca de 60°C. Medir e anotar a temperatura exata, t2. (t2= ________ °C). 
c) Verter a água aquecida, rapidamente, no calorímetro de isopor, agitar cuidadosamente 
com o termômetro, medir e anotar a temperatura mais alta observada, t3. 
 (t3= ________ °C). 
d) O calor cedido pela água mais quente deve ser igual ao recebido pela água mais fria e 
pelo calorímetro de isopor, sendo calculado pela fórmula: 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 15 
 
Q cedido = Q recebido 
 
 Onde Q = m.c.t 
 
Considerando c H2O = 1 cal /gC e a massa do copo de isopor desprezível, tem-se: 
 
 
 
 
2ª Parte: Determinação do calor de neutralização: 
 
a) Colocar no calorímetro de isopor, utilizando uma proveta, 100,0 mL de solução 1M de 
NaOH. Medir com um termômetro e anotar essa temperatura (t4). (t4= ________ °C) 
b) Colocar em um becher, utilizando uma proveta, 100,0 mL de solução 1M de HCl. 
c) Verter, de uma só vez, a solução de HCl sobre a do NaOH, agitar e anotar a 
temperatura mais alta observada (t5). (t5= ________ °C) 
e) Considerando a massa das soluções igual a 200g, a capacidade calorífica (C) 
calculada no item anterior e o calor específico da água (c) igual a 1 cal/gC, teremos 
que a reação forneceu a seguinte quantidade de calor: 
 
 Q(cal) = 200 (t5 – t4) + C (t5 – T4) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
100 (t2 – t3) = C (t3 – t1) + 100 (t3 – t1) 
Apostila aulas práticas de Química Geral 16 
 
5. TERMOQUÍMICA III 
Determinação do Calor de Dissolução e de Neutralização do NaOH (s) 
 
OBJETIVO: 
Determinar o calor de dissolução e de neutralização de duas reações químicas. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Erlenmeyer de 250 mL, tela de amianto, termômetro, proveta de 100 mL, papel-alumínio, 
espátula e balança de precisão. 
 
REAGENTES: 
Ácido clorídrico (HCl) 0,5M e hidróxido de sódio sólido. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
A – Determinação do calor de dissolução do NaOH (s). 
 
Calor de dissolução é a quantidade de energia transferida como calor quando uma certa 
quantidade de soluto (1 mol) se dissolve numa certa quantidade de solvente suficientemente 
grande para que a solução se possa considerar diluída. Neste experimento será feita a 
dissociação do hidróxido de sódio em água. 
 
 NaOH(s) + água → Na+ + OH- + Q1 
 
1. Pesar o erlenmeyer limpo eseco. 
 
Massa do erlenmeyer = m1 = ...............g 
 
2. Colocar o erlenmeyer sobre a tela de amianto para isolá-lo termicamente da mesa de 
trabalho. Com uma proveta, medir 100 mL de água e colocar no erlenmeyer. 
Pesar o erlenmeyer com a água (m2 = ..............g). 
Massa da água = m2 – m1 = ............. - ................ = ..................g. 
 
3. Medir a temperatura da água (T1). 
 
T1 = ...........oC 
 
4. Pesar em um papel-alumínio 2,00g de hidróxido de sódio sólido com aproximação de 
0,01g. 
 
Massa do hidróxido de sódio = .................g 
 
5. Colocar o hidróxido de sódio pesado na água contida no erlenmeyer. Agitar 
lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. 
Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida (T2). 
 
T2 = .................. oC. 
Apostila aulas práticas de Química Geral 17 
 
6. Calcular a quantidade de calor, em calorias, liberada na reação: 
 
Q1 = (m H2O + m NaOH) . c H2O . ∆T (T2-T1) + m erlenmeyer . c vidro . ∆T (T2-T1) 
 
Considere: c H2O = 1 cal/g C e c vidro = 0,2 cal/g C 
 
 
B – Determinação do calor de neutralização do NaOH (s) 
 
Calor de neutralização é a quantidade de calor liberada na formação de um mol de água ao se 
fazer a reação de um ácido forte com uma base forte, em quantidades estequiométricas, em 
solução aquosa, nas condições padrão. 
 
 NaOH(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O + Q2 
 
1. Pesar o erlenmeyer limpo e seco. 
 
Massa do erlenmeyer = m3 =...............g. 
 
2. Colocar o erlenmeyer sobre a tela de amianto. Com a proveta, medir 100 mL de ácido 
clorídrico (HCl) 0,5M e colocar no erlenmeyer. 
Pesar o erlenmeyer com o ácido (m4 = ..............g). 
 
Massa da ácido = m4 – m3 = ............. - ................ = ..................g. 
 
3. Medir, com o termômetro, a temperatura do ácido clorídrico (T3). 
 
T3 = ................ oC. 
 
4. Pesar em um papel-alumínio 2g de hidróxido de sódio sólido, com aproximação de 
0,01g. 
 
Massa do hidróxido de sódio = ...............g 
 
5. Colocar o hidróxido de sódio pesado no ácido clorídrico contido no erlenmeyer. Agitar, 
lentamente, a solução com o termômetro até a dissolução do hidróxido de sódio. 
Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima atingida. 
 
T4 = ................ oC. 
 
6. Calcular a quantidade de calor, em calorias, liberada na reação. 
 
 Q2 = (m HCl + m NaOH) . c HCl . ∆T (T4 -T3) + m erlenmeyer . c vidro . ∆T (T4 -T3) 
 
 Considere c HCl = c H2O = 1 cal/g C e c vidro = 0,2 cal/g C 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 18 
 
6. TERMOQUÍMICA IV 
VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA LEI DE HESS 
 
OBJETIVO: 
Verificar, experimentalmente, a Lei de Hess. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Erlenmeyer de 250 mL, tela de amianto, termômetro, proveta de 100 mL e balança de 
precisão. 
 
REAGENTES: 
HCl (ácido clorídrico) 0,5M e NaOH (hidróxido de sódio) 0,5M. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
Determinação do calor de neutralização do NaOH(aq) 
 
 NaOH(aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O + Q3 
 
1. Pesar o erlenmeyer 1 limpo e seco. 
 
Massa do erlenmeyer = m1 = ............... g. 
 
2. Colocar o erlenmeyer 1 sobre a tela de amianto. Com uma proveta, colocar no 
erlenmeyer 50,0 mL de ácido clorídrico 0,50M. 
Pesar o erlenmeyer com o ácido clorídrico (m2 = ............. g). 
 
Massa do HCl =m2 – m1 = .............. g. 
 
3. Medir, com o termômetro, a temperatura do ácido clorídrico (T1). T1 = ............... °C. 
 
4. Pesar o erlenmeyer 2 limpo e seco. 
 
Massa do erlenmeyer 2 = m3 = ............... g. 
 
5. No erlenmeyer 2, colocar 50,0 mL de solução de hidróxido de sódio 0,50M (medir com 
a proveta). Pesar o erlenmeyer com hidróxido de sódio (m4 = ............... g). 
 
Massa do NaOH = m4 – m3 = ............... g. 
 
6. Despejar, cuidadosamente, a solução de hidróxido de sódio contida no erlenmeyer 2 
no ácido clorídrico contido no erlenmeyer 1. Agitar, lentamente, a solução com o 
termômetro. Acompanhar a elevação da temperatura. Anotar a temperatura máxima 
atingida (T2). 
 
T2 = .............. °C 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 19 
 
7. Calcular a quantidade de calor, Q3, em calorias, liberada na reação. 
 
 Q3 = (m HCl + m NaOH) . c (H2O) . Δt (T2-T1) + m erlenmeyer . c (vidro) . Δt (T2-T1) 
 
 Q3 = 100 . 1 . Δt (T2-T1) + m erlenmeyer . c (vidro) . Δt (T2-T1) 
 
 Obs.: Considere: 
 Calor específico “c” do HCl = “c” da água = 1 cal/g.°C 
 Calor específico “c” do vidro = 0,2 cal/g.°C 
 
Verificação da Lei de Hess 
 
 Somando-se a equação termoquímica da dissolução do hidróxido de sódio sólido em 
água e a equação da neutralização do hidróxido de sódio e ácido clorídrico, obtém-se a 
equação termoquímica da reação entre hidróxido de sódio sólido e ácido clorídrico: 
 
NaOH(s) + H2O → NaOH(aq) + Q1 
NaOH(aq) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O + Q3 
 
NaOH(s) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O + Q2 
 
Como se tinha anteriormente (da aula passada): 
NaOH(s) + HCl (aq) → NaCl(aq) + H2O + Q2 e 
 
NaOH(s) + água → Na+ + OH- + Q1 
 
Conclui-se que Q2 = Q1 + Q3. Somar os valores de Q1 e Q3. 
 
 Verificar se o valor da soma é igual ao valor de Q2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 20 
 
7. CINÉTICA QUÍMICA I 
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
OBJETIVO 
Verificar a influência de fatores como temperatura, concentração, catalisador e superfície de 
contato na velocidade das reações. 
 
MATERIAL NECESSÁRIO 
Estante para tubos de ensaio, 9 tubos de ensaio, pipeta volumétrica de 5 mL, chapa de 
aquecimento, termômetro, conta-gotas. 
 
REAGENTES 
Soluções de: permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L; ácido clorídrico (HCl) 0,6 mol/L e 
6,0 mol/L; ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L; tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L. 
Dióxido de manganês (MnO2); ferro em pó; pregos de ferro; nitrato de sódio (NaNO3); zinco em 
pó. 
 
INTRODUÇÃO 
A velocidade de uma reação é uma medida de quão rapidamente um reagente é consumido ou 
um produto é formado. 
Muitos fatores influenciam na velocidade de uma determinada reação: a temperatura, a 
concentração dos reagentes, a presença de catalisadores e a extensão da superfície de 
contato entre os reagentes. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Efeito da temperatura: 
 Em três tubos de ensaio colocar cerca de 5 mL de solução de permanganato de 
potássio (KMnO4) 0,01 mol/L, 10 gotas de H2SO4 1,0 mol/L e adicionar um prego pequeno 
novo. 
a) 1o tubo: deixar á temperatura ambiente. 
b) 2o tubo: aquecer à 40-50oC, em banho-maria. 
c) 3o tubo: aquecer diretamente na chama (CUIDADO!!! Peca orientação ao seu 
professor!!!). 
Anotar as observações. Explique o que ocorreu. 
 
2. Efeito da concentração: 
Em dois tubos de ensaio colocar 5,0 mL de solução 0,1 mol/L de tiossulfato de sódio 
(Na2S2O3). A um dos tubos adicionar 1,0 mL de HCl 6,0 mol/L e ao outro tubo adicionar 1,0 ml 
de HCl 0,6 mol/L. Observe em qual deles aparece primeiro uma turvação amarelada devido ao 
enxofre (S) formado. 
Equação química da reação: 
Na2S2O3 (aq) + 2HCl (aq) → 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) + S(s) 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 21 
 
3. Efeito do catalisador: 
 
a) Em um tubo de ensaio coloque cerca de 5 mL de água oxigenada comercial. Em seguida, 
adicione pequenos cristais de MnO2. O que ocorre? Tente equacionar a reação química 
em questão. 
b) Em dois tubos de ensaio colocar um grânulo de zinco (ou alguns mg de zinco em pó) e 1,0 
mL de H2SO4 1,0 mol/L. Logo que se iniciar a liberação de gás hidrogênio (H2), juntar 2 
gotas de KMnO4 0,05 mol/L a cada um deles. A um dos tubos adicionar um pequeno cristal 
de nitrato de sódio (NaNO3). 
 
Observar o que sucede.Junto ao seu professor, questione como funciona o mecanismo dessa 
CATÁLISE. 
Equações químicas: 
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) 
 
2KMnO4(aq) + 5 H2(g) + 3H2SO4(aq) → 2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) 
 
4. Superfície de contato: 
Prepare dois tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de solução HCl 6,0 mol/L. A um dos 
tubos adicionar 0,5 g de ferro em pó e ao outro um prego pequeno novo. Agitar os tubos de 
ensaio e comparar os tempos de reação. 
 
Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g) 
 
 
Questões: 
1. Por que o aquecimento acelera as reações químicas? 
2. Qual o composto químico responsável pela coloração amarelada, notada no procedimento 2? 
3. Sem adição de catalisadores as reações se processam? 
4. Qual a relação que existe entre o tamanho das partículas e a superfície de contato dos 
materiais reagentes? 
5. Explique o que foi observado na experiência 4. 
6. Cite exemplos envolvendo química de alimentos e de fármacos, no nosso cotidiano, onde a 
velocidade das reações químicas pode se alterada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 22 
 
 
8. CINÉTICA QUÍMICA II 
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
 
MATERIAL 
Bechers, cronômetro, água gelada, banho-maria, comprimidos de Sonrisal. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
EXPERIÊNCIA 1 
 
1. Em três béchers adicionar 100 ml de água em cada um sendo que: 
 
a) no becher 1 – adicionar água gelada 
b) no becher 2 – adicionar água à temperatura ambiente 
c) no becher 3 – adicionar água aquecida (40oC) 
 
2. Adicionar em cada bécher, um de cada vez, 1 comprimido efervescente e anotar o 
tempo gasto até a dissolução completa. 
 
1. Anotar o tempo de reação de cada becher: 
 
➢ becher 1 – tempo de reação=__________________s 
 
➢ becher 2 – tempo de reação=__________________s 
 
➢ becher 3 – tempo de reação=__________________s 
 
 
EXPERIÊNCIA 2 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
1. Em um becher adicionar 100 ml de água à temperatura ambiente. 
 
2. Adicionar um comprimido efervescente triturado e marcar com o cronômetro o 
tempo gasto até a dissolução completa 
 
3. Comparar o tempo desta reação com o tempo do becher 2 (também à 
temperatura ambiente) da experiência 1. 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 23 
 
9. CINÉTICA QUÍMICA III 
 
"RELÓGIO QUÍMICO" 
 
OBJETIVO: 
Estudar, experimentalmente, a variação da velocidade de uma reação química em função da 
variação da concentração de um dos reagentes. 
 
INTRODUÇÃO: 
Dada uma reação química genérica: 
 
A + B → C + D 
 
Podemos determinar a velocidade de uma reação em função da quantidade de cada um dos 
reagentes que foi consumida ou da quantidade de um dos produtos formados num certo 
intervalo de tempo. 
Supondo-se que num intervalo de tempo (Δt) segundos, são consumidos (Δn) mols do 
reagente A, a velocidade média dessa reação será dada pela expressão: 
 
Vm = Δn/ Δt mols de A/s 
 
Vários fatores podem influenciar a velocidade de uma reação tais como: concentração dos 
reagentes, temperatura, ação de catalisadores, etc. 
Para estudar a velocidade de uma reação, é necessário determinar a rapidez com que se 
forma um dos produtos ou a rapidez com que se consome um dos reagentes. 
 
Nessa experiência, será estudado o efeito da concentração de um dos reagentes na reação 
entre uma solução A, contendo íons iodato (IO3-) e uma solução B, contendo íons bissulfito 
(HSO3-) e amido como indicador. 
O início da reação pode ser representado da seguinte forma: 
 
IO3- + 3HSO3- → I- + 6SO4-2 + 3H+ 
 
Esta é a etapa lenta. 
Quando os íons HSO3- tiverem sido consumidos, os íons I- reagirão com os restantes dos 
íons IO3- para produzir I2. 
 
5 I- + 6H+ + IO3- → 3I2 + 3H2O Reação rápida 
 
 
O iodo molecular (I2) forma com o amido presente na solução, uma substância azul que indica 
que a reação se processou até esse ponto. 
Para estudar o efeito da variação da concentração de um dos reagentes sobre o tempo da 
reação, é preciso que se façam diluições da solução A para variar a concentração do íon 
iodato. Em cada caso, a concentração do íon bissulfito é mantida constante, assim como a 
temperatura. 
 
 
MATERIAIS E REAGENTES: 
Tubos de ensaio 
Estante para tubos de ensaio 
Béqueres de 50 ou 100mL 
Bastão de vidro 
Cronômetro 
Solução A (4g/L de KIO3) 
Solução B (0,85g/L de NaHSO3 e aproximadamente 2g de amido) 
Apostila aulas práticas de Química Geral 24 
 
Procedimento experimental: 
 
1. Colocar num tubo de ensaio, 1 mL de solução A . 
2. Adicionar 9mL de água destilada. 
3. Determinar a concentração (g/L) da solução do tubo. 
 
C = _________ g/L 
 
4. Em outro tubo de ensaio, colocar 10mL de solução B. 
5. Verter o conteúdo dos dois tubos em um béquer e rapidamente, disparar o cronômetro. 
6. Agitar constantemente o sistema até que haja o primeiro sinal de alteração de cor. 
Anotar o tempo. 
Tempo gasto = ________ segundos. 
7. Proceder analogamente com oito tubos de ensaio, aumentando a quantidade de 
solução A e diminuindo a quantidade de água destilada. Conforme a tabela: 
 
 
Solução A 
mL 
H2O destil. 
mL 
C (g/L) Solução B 
mL 
Tempo 
(s) 
1 9 10 
2 8 10 
3 7 10 
4 6 10 
5 5 10 
6 4 10 
7 3 10 
8 2 10 
9 1 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 25 
 
10. TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA 
 
 
INTRODUÇÃO: 
 
 A transferência eletrônica baseia-se no princípio de OXI-REDUÇÃO, onde 
OXIDAÇÃO é a perda de elétrons por um átomo e REDUÇÃO é o ganho de elétrons por 
um átomo. 
 
 Para átomos metálicos a perda e ganho de elétrons é medida pelo potencial 
elétrico “E°” que é medido em Volts. Todo o átomo que perde e ganha elétrons tem seu 
“E°”. Chama-se Transferência Eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em 
contato, pelo menos dois metais diferentes, em que se observa que o metal de menor E° 
de redução transfere elétrons para o metal (íon metálico) de maior E°. Em resumo: 
 
Só pode ocorrer Transferência Eletrônica do metal de menor E° de redução 
 para o metal de maior E° 
 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
 
Becher 150mL (3) e bombril. 
 
REAGENTES: 
 
FeSO4 1N, Al2(SO4)3 1N, ZnSO4 1N, CuSO4 1N, Pb(NO3)2 1N, AgNO3 0,1N, placas 
metálicas: Zn, Cu, Fe, Pb. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
 
1. Separe lâminas de cobre (Cu), zinco (Zn), chumbo (Pb) e ferro (Fe). 
2. Limpe as lâminas com um bombril para retirar a camada já oxidada existente. 
3. Em três Bécheres coloque (metade do Becher) solução de sulfato de zinco (ZnSO 4), 
sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2), respectivamente. 
4. Mergulhe as lâminas nos Bécheres conforme indicado nas figuras da próxima página. 
Aguarde 2 a 3 minutos a reação ocorrer. 
 
ATENÇÃO: Ao passar a lâmina de um Becher para o outro, lave muito bem a mesma. 
 
 
 
OBSERVE CADA SISTEMA E VERIFIQUE 
SE HOUVE DEPOSIÇÃO DE ÍON METÁLICO NA LÂMINA. 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 26 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Agora coloque um pouco de solução de nitrato de prata (AgNO 3) em Becher 
e mergulhe cada lâmina durante um minuto. Observe. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 27 
 
11. PILHAS ELETROQUÍMICAS 
 
OBJETIVO: 
Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas montadas 
em laboratório. 
 
INTRODUÇÃO: 
As pilhas são formadas por dois eletrodos ligados entre si por um fio condutor, 
mergulhados em um meio adequado à passagem de cargas elétricas. 
Na pilha o eletrodo (metal) de maior Eo cede elétrons para o de menor Eo. 
Intercalando um voltímetro entre os dois eletrodos, podemos determinar a variação da 
corrente (d.d.p.) em volts. 
Para que a pilha se mantenha funcionando é necessáriocolocarmos uma PONTE 
SALINA, que tem a função de fechar o circuito (manter o equilíbrio iônico). 
 
 
 
MATERIAL NECESSÁRIO: 
Tubo em “U”, Becher de 150mL (3), multímetro (ou um voltímetro), algodão, bombril. 
 
REAGENTES: 
KCl 3N, ZnSO4 0,1 M, CuSO4 0,1 M, Pb(NO3)2 0,1 M, placas metálicas: Zn, Pb, Cu. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
1. Faça uma Ponte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão. 
(Obs.: Não deixe formar bolhas pois estas interrompem o movimento de cargas.) 
2. Limpe as lâminas a serem usadas com bombril. 
3. Monte a pilha abaixo, colocando o voltímetro na escala de 3V (leitura direta). 
 
 
Apostila aulas práticas de Química Geral 28 
 
 
 
 
 
Procure colocar os metais certos no 
Ânodo e Cátodo do voltímetro, caso 
contrário o ponteiro irá deslocar-se para a 
ESQUERDA. 
 
 
 
 
 
Valor Teórico: E° = + 0,76 V – (–0,34 V) = + 1,10V E° Zn = + 0,76 
Valor Prático: _______________________________ E° Cu = – 0,34 
 
4. Retire a Ponte Salina, limpe as extremidades e monte as demais pilhas conforme a 
anterior: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÕES: 
a) Sempre ao passar de uma pilha para outra, lave a Ponte Salina. 
b) Procure experimentar o que ocorre usando duas Pontes Salinas.