Apostila de Química Geral II

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Química Geral Experimental II 
 
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Sumário 
 
Introdução ......................................................................................................................... 2 
Segurança e normas de trabalho em laboratório .............................................................. 3 
Principais vidrarias e equipamentos utilizados em laboratório .......................................... 5 
Prática 1 – Medidas em Química: massa e volume ............................................................ 7 
Prática 2 – Identificação de substâncias .......................................................................... 10 
Prática 3 – Preparo e diluição de soluções ...................................................................... 12 
Prática 4 – Padronização de soluções .............................................................................. 15 
Prática 5 – Determinação do ponto de fusão .................................................................. 18 
Prática 6 – Separação de substâncias: cromatografia e extração por solvente ............... 20 
Prática 7 – Separação de substâncias: destilação e cristalização ..................................... 23 
Prática 8 – Estequiometria: reagente limitante ................................................................ 26 
Prática 9 – Estequiometria: rendimento percentual ........................................................ 29 
Prática 10 – Evidências das reações químicas: transferência de energia ......................... 32 
Prática 11 – Evidências das reações químicas: precipitação e formação de gás ............. 35 
Prática 12 – Equilíbrio químico e Le Chatelier ................................................................. 39 
Prática 13 – Estudo de ácidos e bases ............................................................................. 42 
Prática 14 – Estudo da velocidade das reações químicas ................................................ 45 
 
 
 
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Introdução 
 
 
 Química corresponde ao ramo da ciência que estuda a composição das 
substâncias, suas propriedades e transformações, utilizando convenções, 
classificações, princípios e generalizações para auxiliar no entendimento e interpretação de 
modelos. 
Na disciplina de Química Experimental, serão propostas atividades que 
permitirão ao aluno trabalhar com autonomia e segurança em um laboratório de Química, 
portanto, o aluno, ao fim da disciplina, terá habilidades para manusear reagentes e 
aparelhos, além de criar as condições necessárias para uma avaliação crítica dos resultados 
dos experimentos que serão realizados. 
 
A 
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Segurança e normas de trabalho em laboratório 
 
 
 laboratório é um dos principais locais de trabalho de um químico. Existem 
certos riscos associados ao trabalho no laboratório, de um modo geral, 
pois, em certas situações, o indivíduo expõe-se a situações que são perigosas. 
Em acidentes ocorridos em laboratórios, é comum encontrar ferimentos 
provocados por vidrarias quebradas, queimaduras causadas por ácidos ou bases, e até 
mesmo intoxicação por gases. Portanto, é extremamente necessário conhecer os 
procedimentos de segurança e planejar o trabalho que será realizado a fim de prosseguir 
adequadamente no laboratório, minimizando riscos. 
Também deve-se conhecer as propriedades toxicológicas das substâncias com 
que se trabalha, em termos agudos e crônicos, e caso as substâncias sejam desconhecidas, 
deve-se tomar os cuidados necessários para evitar intoxicações, principalmente evitando 
contato direto com qualquer substância, seja por inalação, por ingestão ou por contato com 
a pele. 
O uso dos EPI’s é indispensável, sendo o aluno impedido de atuar no laboratório 
caso não esteja devidamente vestido, porém, dentro do laboratório, existem outras regras 
que precisam ser seguidas, para que se mantenha a segurança de todos. 
a) Verificar o local e o funcionamento dos dispositivos de segurança do 
laboratório (extintor de incêndio, chuveiro de emergência, lava-olhos, saída 
de emergência, etc.); 
b) Trabalhar com atenção, calma e prudência; 
c) Realizar os experimentos da presença do professor e/ou técnico 
responsável; 
d) Vestir roupas adequadas e utilizar sempre os equipamentos de proteção 
individual: jaleco, óculos de segurança, luvas, etc. Se tiver cabelos 
compridos, mantê-los presos atrás da cabeça; 
e) Sempre lavar as mãos após contato com as substâncias e ao sair do 
laboratório; 
f) Não comer, beber ou fumar dentro do laboratório; 
g) Utilizar somente os reagentes disponíveis na bancada ou fornecidos pelo 
profissional responsável; 
O 
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h) Manter sempre a bancada limpa e organizada; 
i) Proceder corretamente no descarte de substâncias; 
j) Sempre usar a capela de exaustão em procedimentos que envolvem 
formação de gases ou vapores nocivos. 
k) Manusear cuidadosamente as vidrarias. 
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Principais vidrarias e equipamentos utilizados em laboratório 
 
 
o laboratório químico, diversos utensílios e equipamentos são feitos dos 
mais diferentes materiais: vidro, metal, cerâmica, plástico, etc. Cada 
material tem suas limitações físicas e químicas, e cada utensílio de laboratório possui 
determinada finalidade. O uso inadequado de materiais no laboratório, pode resultar em 
acidentes e/ou danos pessoais, além de provocar erros experimentais, que comprometem 
as análises realizadas. 
Alguns dos principais utensílios encontrados em laboratórios são descritos 
abaixo: 
Tubos de ensaio – usado para efetuar 
reações em pequena escala 
Béquer – utilizado para dissolver, misturar, 
aquecer, realizar reações, etc. Não deve ser usado para 
medir volumes, pois sua medida é bastante imprecisa 
Erlenmeyer – utilizado em dissoluções, aquecimentos 
e titulações. 
Kitassato - utilizado no processo de filtração à vácuo 
e em reações de obtenção de gases. 
Balão volumétrico – utilizado no preparo de soluções 
e diluições com volumes precisos. O menisco indica o volume 
final a ser medido. 
N 
Figura 2- Béquer 
Figura 1- Tubos de 
ensaio 
Figura 4 - Erlenmeyer Figura 3 - Kitassato 
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Pipeta graduada – destinada à medição de 
volumes de líquido, podendo-se medir diferentes volumes 
com alta precisão. 
Pipeta volumétrica – destinada à medição de 
volumes de líquido, porém mede-se apenas um volume, 
indicado pelo menisco. 
 
 
Bureta – usada em titulações, possui uma uma torneira 
de precisão para escoar volumes variáveis. 
Proveta - destinada exclusivamente à medição de 
volumes líquidos. 
Ressalta-se a importância de não aquecer vidrarias como 
pipetas graduada e volumétrica, bureta e proveta, pois podem 
perder a calibração. 
 
Pisseta – armazena pequenas 
quantidades de água destilada, álcool e 
outros solventes. Bastante empregado na 
lavagem de vidrarias. 
Funil de Buchner – destinado à 
filtração à vacuo; deve ser acoplado a um 
frasco de kitassato através de uma borracha 
de vedação. 
 
Figura 5- Balão 
volumétrico 
Figura 6 - 
Pipeta 
graduada 
Figura 7 - Pipeta 
volumétrica 
Figura 9 - Bureta Figura 8 - 
Proveta 
Figura 10 - Pisseta Figura 101 - Funil de Buchner 
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Prática 1 – Medidas em Química: massa e volume 
 
Objetivos 
Possibilitar aos alunos que conheçam técnicas básicas de laboratório para 
manuseio de equipamentos, além de analisar exatidão de vidrarias e precisão de medidas. 
Materiais e reagentes 
 Bureta de 50mL; 
 Erlenmeyer de 125mL; 
 Béquer de 100mL; 
 Provetade 50mL; 
 Balão volumétrico de 50mL; 
 Cloreto de sódio (NaCl); 
 Espátula; 
 Balança analítica. 
Procedimentos 
Medidas de volume 
a) preencha a bureta com água até o volume zero (observe o menisco e preencha 
toda a parte abaixo da torneira, sem deixar bolhas). 
b) transfira 50mL da bureta para um Erlenmeyer de 125mL. 
c) observe o volume medido no Erlenmeyer e verifique a precisão deste em 
comparação com a bureta. 
d) repita os procedimentos b e c, substituindo o Erlenmeyer por um béquer e 
uma proveta. 
Erlenmeyer Béquer Proveta 
 
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Questão 1 - Sugira uma ordem crescente de exatidão das vidrarias usadas. 
Bureta > ____________________ > ___________________ > ___________________ 
 
Medida de massa 
a) pese, numa balança analítica 1 béquer de 50 mL; anote o resultado com todas 
as casas decimais significativas. Repita esse procedimento mais 2 vezes com o mesmo 
béquer e calcule a média. 
b) tare o béquer para que a pesagem possa ser realizada. 
c) pese cerca de 2,0 g de NaCl usando a balança analítica e anote o resultado 
com todas as casas decimais significativas. 
d) lave e seque o béquer; repita os procedimentos descritos em (b) e (c) mais 
duas vezes. 
e) calcule a média das pesagem de NaCl realizadas. 
 Béquer vazio Massa de NaCl 
Massa – 1ª pesagem 
Massa – 2ª pesagem 
Massa – 3ª Pesagem 
Média 
 
Questão 2 – Qual o erro percentual nas pesagens de NaCl? 
1ª Pesagem: ___________ 2ª Pesagem: ___________ 3ª Pesagem: ___________ 
 
Medida de massa e volume 
a) pese as seguintes vidrarias secas: béquer, proveta e balão volumétrico; anote 
a massa pesada. 
b) coloque água nas vidrarias até a marca de 50mL e pese-as. Obs.: usar a 
pisseta, e não a bureta. 
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c) complete a tabela a seguir e calcule o erro percentual. 
Vidraria 
Massa da 
vidraria 
seca (g) 
Massa da vidraria 
com 50mL de água 
(g) 
Massa 
da água 
Volume de 
água (mL) 
Diferença 
para 50mL 
Erro 
percentual 
Exemplo 200 248 48 48 2 4% 
Béquer 
100mL 
 
Proveta 
50mL 
 
Balão vol. 
50mL 
 
*Considere a densidade da água = 1g/mL 
Questão 3 – Liste as vidrarias usadas em ordem decrescente de exatidão 
baseando-se nos erros percentuais. 
Bureta > ___________________ > ___________________ > ___________________ 
 
 
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Prática 2 – Identificação de substâncias 
 
Objetivos 
Determinar a densidade de amostras sólidas e identificar cátions metálicos por 
meio do teste de chama. 
Materiais e reagentes 
 Provetas; 
 Balão volumétrico; 
 Béquer; 
 Soluções de cloreto de sódio (NaCl); 
 Soluções aquosas de NaCl, KBr, CuSO4, CaCl2, Sr(NO3)2, BaCl2 
 Amostras de metais; 
 Balança. 
Procedimentos 
Determinação da densidade de sólidos 
a) escolha uma amostra de metal. 
b) pese cuidadosamente esta amostra (30-50g) e anote o valor. 
c) utilizando uma proveta, coloque um dado volume de água. 
d) deslize com cuidado o pedaço de metal na proveta com água e determine o 
volume de água deslocado. 
Amostra Metal 1 Metal 2 
Massa do metal 
Volume inicial de água na proveta 
Volume de água deslocado 
 
 
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Questão 1 – Qual a densidade dos metais selecionados? 
Densidade do metal 1: ______________________________ 
Densidade do metal 2: ______________________________ 
 
Teste da chama 
a) mergulhe a alça de metal em solução aquosa de HCl e queime na chama do 
bico de Bunsen; repita o procedimento até que não ocorra mudança de cor na chama. 
b) mergulhe a alça de metal na solução aquosa em estudo e observe a cor da 
chama. 
c) repita a operação de limpeza do item (a). 
d) determine a cor da chama para os metais K, Cu, Ba, Ca, Na e Li, sempre 
repetindo a operação de limpeza. 
e) faça o teste de chama para as amostras desconhecidas. 
Amostra Cor da chama 
K 
Cu 
Ba 
Ca 
Na 
Li 
 
Questão 2 - Com base no teste de chama, qual íon metálico está presente nas 
soluções desconhecidas? 
A. _______________________ 
B. _______________________ 
 
 
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Prática 3 – Preparo e diluição de soluções
 
Objetivos 
Realizar cálculos para obter o volume ou a massa necessária para preparar 
soluções aquosas a partir de um sólido ou de um reagente líquido; efetuar diluição e mistura 
de soluções. 
Materiais e reagentes 
 Balão volumétrico de 10,0mL, de 25,0mL e de 100,0mL; 
 Água destilada; 
 Espátula; 
 Béqueres de 100,0mL; 
 1 Bastão de vidro; 
 1 Pipetador de três vias; 
 Pipeta de Pasteur; 
 Pipeta graduada de 25,0mL; 
 Pipeta volumétrica de 5,0mL; 
 Ácido Clorídrico 20%; 
 Cloreto de bário diidratado (BaCl2.2H2O) sólido. 
Procedimentos 
Preparo de 25mL de uma solução BaCl2.2H2O 0,2M 
Para preparar a solução de sulfato de cobre, consultar, no rótulo ou na tabela 
periódica, qual a massa molar (em g/mol) do sal. 
a) calcule a massa de BaCl2.2H2O necessária para preparar 50,0mL de solução 
0,2 mol/L. Observe que esse sal é hidratado e, portanto, considere essa informação no 
cálculo. 
b) pese a quantidade calculada de BaCl2.2H2O em um béquer. 
c) acrescente mais um pequeno volume de água destilada ao béquer para 
dissolver o sólido. 
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d) transfira a parte do sal dissolvido para um balão volumétrico de 50,0mL. 
e) acrescente um pouco de água destilada no béquer para lavar a vidraria e, em 
seguida, transfira para o balão volumétrico. Repita este procedimentos até que não haja 
mais sulfato de cobre no béquer. 
ATENÇÃO: cuidado para que a quantidade de água utilizada na dissolução do 
sal não ultrapasse o volume final desejado (50,0mL). Por isso, é importante que 
as dissoluções sejam feitas com um mínimo de água. 
f) complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do 
balão (menisco). 
g) tampe o balão volumétrico e o inverta várias vezes com cuidado para que a 
solução seja homogeneizada. 
Questão 1 – Apresente os cálculos que você utilizou para a preparação de 25mL 
da solução 0,2 mol/L de BaCl2.2H2O. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Preparo de 10mL de solução de BaCl2.2H2O 0,1M a partir de uma solução 
estoque 
a) calcule o volume necessário de solução estoque 0,2 mol/L necessário para se 
fazer a diluição em um balão volumétrico de 10,0mL. 
b) com o auxílio de uma pera e de uma pipeta volumétrica, transfira o volume 
calculado para o balão de 10,0mL. 
c) complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do 
balão (menisco). 
d) tampe o balão volumétrico e o inverta várias vezes com cuidado para que a 
solução seja homogeneizada. 
 
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Questão 2 - Apresente os cálculos que você utilizou para a preparação de 10,0mL 
de uma solução de cloreto de bário a partir de uma solução estoque. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Preparo de 100,0mL de solução de HCl 1,0M 
a) calcule a massa de HCl necessária para preparar 100,0mL de uma solução 1,0M 
e, depois, utilizando a densidade da substância, determine o volume da solução concentrada 
que contém essa massa. Consulte as informações no rótulo e faça os cálculos envolvidospara o preparo da solução. 
b) com o auxílio da pera e de uma pipeta, transfira o volume calculado de HCl 
para o balão volumétrico de 100,0mL, já contendo uma pequena quantidade de água 
destilada. 
ATENÇÃO: Jamais verta água sobre um ácido concentrado. O calor de 
dissolução liberado pode provocar a ebulição e projeção do ácido e/ou a quebra 
do recipiente de vidro que o contém. 
c) complete o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do 
balão. 
d) tampe o balão volumétrico e o inverta várias vezes com o cuidado para que a 
solução seja homogeneizada. 
Questão 3 – Apresente os cálculos que você utilizou para preparação de 
100,0mL de uma solução HCl 1,0M. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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Prática 4 – Padronização de soluções
 
Objetivos 
Determinar, com maior precisão, a concentração de uma solução de NaOH e de 
uma solução de HCl, e treinar as técnicas de titulação utilizando buretas convencionais. 
Materiais e reagentes 
 Erlenmeyer de 250,0mL; 
 Bureta; 
 Pipeta volumétrica; 
 Solução indicadora fenolftaleína; 
 Solução padrão de biftalato de potássio a 0,1M; 
 Solução de ácido clorídrico; 
 Solução de hidróxido de sódio. 
Procedimentos experimentais 
Padronização da solução de hidróxido de sódio 
a) Utilizando-se de uma pipeta volumétrica, pipetar 10,0mL da solução padrão 
de biftalato de potássio a 0,1000mol/L. 
b) transferir este volume para um frasco Erlenmeyer de 250mL de capacidade e 
acrescentar quatro gotas da solução indicadora fenolftaleína. 
c) acrescentar ao Erlenmeyer uma quantidade de água destilada suficiente para 
50,0mL. 
d) preencher a bureta com a solução de hidróxido de sódio. (Observar a técnica 
de preenchimento da bureta). 
e) proceder à titulação, adicionando lentamente a solução de NaOH à solução 
do Erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea clara. 
f) anotar, cuidadosamente, o volume da solução titulante gasta. 
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g) repetir mais duas vezes o procedimento descrito nas letras (a), (b), (c), (d), (e) 
e (f). 
h) O volume final de titulante será a média aritmética obtida nas três titulações. 
i) faça os cálculos necessários e determine a concentração correta da solução de 
hidróxido de sódio. 
 
Questão 1 – Apresente os cálculos necessários para determinação da 
concentração da solução de NaOH. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Padronização da solução de ácido clorídrico 
a) Utilizando-se de uma pipeta volumétrica, pipetar 10,0mL da solução de ácido 
clorídrico. 
b) transferir este volume para um frasco erlenmeyer de 250mL de capacidade e 
acrescentar quatro gotas da solução indicadora fenolftaleína. 
c) acrescentar ao Erlenmeyer uma quantidade de água destilada suficiente para 
50,0mL. 
d) preencher a bureta com a solução de hidróxido de sódio recém-padronizada. 
e) proceder à titulação, adicionando lentamente a solução de NaOH à solução 
do Erlenmeyer, até o aparecimento de uma coloração rósea clara. 
f) anotar, cuidadosamente, o volume da solução titulante gasta. 
g) repetir mais duas vezes o procedimento descrito nas letras (a), (b), (c), (d), (e) 
e (f). 
h) o volume final de titulante será a média aritmética obtida nas três titulações. 
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i) faça os cálculos necessários e determine a concentração correta da solução de 
ácido clorídrico. 
 
Questão 2 – Apresente os cálculos necessários para determinação da 
concentração da solução de HCl. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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Prática 5 – Determinação do ponto de fusão
 
Objetivos 
Propor ao estudante o uso da curva de aquecimento para determinação do 
ponto de fusão de amostras. 
Materiais e reagentes 
 Tubo de ensaio; 
 Béquer 
 Suporte universal; 
 Bico de Bunsen; 
 Naftaleno. 
Procedimento experimental 
Curva de aquecimento 
a) com a ajuda do professor, monte um sistema de aquecimento dentro da 
capela. 
b) pese cerca de 1,5g de naftaleno e transfira para um tubo de ensaio. 
c) fixe o termômetro dentro do tubo de ensaio, coloque-os dentro do béquer e, 
em seguida, acrescente água suficiente para que o naftaleno fique submerso. 
d) inicie o aquecimento e inicie a contagem do tempo em um cronômetro 
quando a temperatura chegar a 60ºC. 
e) observe e anote a temperatura em que o sólido começar a mudar de estado 
físico. 
f) anote o valor da temperatura a cada 30s, até que atinja 90ºC, depois encerre 
o aquecimento. 
Curva de resfriamento 
a) permaneça com o sistema montado, e então ligue a capela. 
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b) anote a temperatura de resfriamento do naftaleno a cada 30s até atingir 60ºC. 
c) agite a massa de naftaleno até o início da solidificação. 
d) anote a temperatura em que o líquido começar a mudar de estado físico. 
 Curva de aquecimento Curva de resfriamento 
Tempo (min) Temperatura (ºC) 
0,0 
0,5 
1,0 
1,5 
2,0 
2,5 
3,0 
3,5 
4,0 
5,0 
6,0 
6,5 
7,0 
7,5 
8,0 
8,5 
9,0 
9,5 
10,0 
10,5 
11,0 
11,5 
12,0 
12,5 
13,0 
13,5 
14,0 
14,5 
15,0 
 
Questão 1 – Baseado nas observações experimentais, qual a temperatura de 
fusão e solidificação do naftaleno? 
__________________________________________________________________________________ 
 
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Prática 6 – Separação de substâncias: cromatografia e 
extração por solvente 
 
Introdução 
A cromatografia é um método físico-químico de análise onde a separação de 
componentes se dá em duas fases: a fase estacionária (fixa) e a fase móvel. Entre os 
diferentes métodos de cromatografia, o mais simples é a cromatografia em camada, em 
que, usando papel filtro (fase estacionária), o solvente (fase móvel) usa-se da capilaridade 
para arrastar os componentes de uma amostra. 
Os compostos presentes na amostra possuem diferentes afinidades, uns irão 
interagir mais fortemente com a fase móvel, enquanto outros serão mais fortemente ligados 
à fase estacionária. Portanto, um composto mais solúvel se moverá facilmente ao longo do 
papel, enquanto que compostos menos solúveis se moverão em baixa velocidade. Assim, a 
separação ocorrerá, sendo possível enxergar a separação caso as substâncias sejam 
coloridas. 
A análise qualitativa é feita por meio do fator de retenção, Rf, que é calculado 
através da fórmula: 
𝑅𝑓 = 
𝑑𝑖𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒 𝑎 𝑠𝑢𝑎 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑒𝑚
𝑑𝑖𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑝𝑒𝑟𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑑𝑎 𝑝𝑒𝑙𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
 
A extração por solvente é um método de separação baseado na diferença de 
solubilidade de uma substância em dois solventes imiscíveis entre si, e que não reagem com 
a substância a ser separada. 
A escolha do solvente é de fundamental importância, pois é necessário que a 
substância a ser extraída seja solúvel no solvente de extração, preferencialmente muito mais 
solúvel do que no solvente em que se encontra inicialmentedissolvida. Durante o processo 
de extração, o soluto se distribui entre os dois líquidos imiscíveis. 
 
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Objetivos 
Utilizar a cromatografia para separação de substâncias e separar os 
componentes de uma mistura líquida através do método de extração por solventes. 
Materiais e reagentes 
 Béquer de 250 e 500mL; 
 Álcool etílico; 
 Papel filtro; 
 Tesoura; 
 Canetinhas coloridas; 
 Solução de KI; 
 Solução de I2; 
 Clorofórmio. 
Procedimento experimental 
Cromatografia em papel 
Neste experimento, a fase estacionária será o papel filtro e a fase móvel será o 
álcool etílico. 
a) faça recortes no papel filtro de cerca de 10x7cm . 
b) utilizando um lápis, trace uma reta 1 cm acima da parte inferior do papel. 
c) Faça pequenos pontos com cada uma das canetinhas (utilize um retângulo de 
papel filtro para cada canetinha). 
d) Coloque a fase estacionária com os pontos coloridos dentro de um béquer 
contendo o solvente, de forma que o álcool molhe apenas a ponta do papel filtro. 
e) deixe o solvente eluir até próximo do topo do papel; remova o papel do 
béquer e trace uma linha que mostre até onde o solvente subiu. 
f) coloque o cromatograma para secar em uma superfície limpa na capela. 
g) avalie a composição das cores após a secagem do cromatograma. 
 
 
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Extração por solvente 
a) em um balão de decantação adicione 20mL de uma solução aquosa de KI e I2, 
e em seguida adicione 10mL de clorofórmio. 
b) identifique as fases e anote a cor das fases. 
c) aguarde a separação das fases e anote as mudanças observadas. 
________________________________________________________________________ 
________________________________________________________________________ 
d) após a completa separação das fases, posicione um béquer abaixo do balão 
de decantação e abra a torneira até próximo ao limite entre as duas fases. Feche a torneira. 
e) posicione um novo béquer para retirar a parte final da fase orgânica e a parte 
inicial da fase aquosa. Feche a torneira novamente. 
f) posicione um último béquer para retirar o restante da fase aquosa. 
 
Questão 2 – Em qual fase está localizado o I2 e o KI? 
________________________________________________________________________ 
 
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Prática 7 – Separação de substâncias: destilação e cristalização
 
Introdução 
A destilação é um processo de separação de misturas homogêneas que baseia-
se no ponto de ebulição das substâncias envolvidas na mistura. É um processo bastante 
simples, na qual a substância de menor ponto de ebulição é volatilizada primeiro e em 
seguida é condensada e recupera em outro recipiente. Por meio de sucessivos processos 
de evaporação e condensação as substâncias podem ser separadas. 
A cristalização consiste na purificação de um sólido, baseando-se nas diferentes 
solubilidades dos compostos dissolvidos no solvente utilizado. Nesta técnica, seria ideal que 
todas as impurezas fossem muito mais solúveis no solvente do que o sólido a ser cristalizado, 
pois facilmente obteriam-se os cristais purificados. Este processo é bastante empregado em 
salinas, onde a água é evaporada e forma-se cristais de diferentes tipos de sais que estavam 
dissolvidos na água do mar. 
Objetivos 
Montar um sistema de destilação para efetuar a separação de uma mistura, e 
separar componentes através da cristalização. 
Materiais e reagentes 
 Balão de destilação; 
 Solução de NaCl; 
 Solução de AgNO3; 
 Pedras de ebulição; 
 Proveta; 
 Tubos de ensaio; 
 Aquecedor ou bico de Bunsen; 
 Termômetro; 
 Suporte universal; 
 Condensador; 
 Erlenmeyer; 
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24 
 Béquer; 
 Solução estoque de KBr e MgCl2. 
Procedimento experimental 
Destilação simples 
a) com a ajuda do professor, monte um sistema de destilação. 
b) adicione ao balão de destilação três pedras de ebulição. 
c) usando uma proveta, transfira para o balão de destilação 50mL da solução de 
NaCl. 
d) inicie o aquecimento do sistema. 
e) observe atentamente a temperatura registrada no termômetro para que se 
atente ao início da destilação. 
ATENÇÃO: Em uma destilação, os 5% iniciais são descartados, pois podem 
conter impurezas. Os 5% finais também devem ser descartados. 
f) colete a fração principal do destilado em um béquer limpo. 
 
Teste do destilado 
Após a destilação é necessário verificar se a destilação foi bem sucedida. Dessa 
forma, testa-se o destilado para descobrir se ainda há presença de cloreto de sódio. 
a) adicione 2,0mL da solução de AgNO3 em dois tubos de ensaio. 
b) adicione ao primeiro tubo 2,0mL da solução de NaCl; observe a reação que 
acontecerá. 
c) adicione ao segundo tubo 2,0mL do destilado; observe o que acontece. 
d) complete a tabela abaixo com as observações experimentais dos testes 
realizados. 
 Teste de AgNO3 
Tubo 1 
Tubo 2 
 
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25 
Questão – Qual o significado da turvação do destilado após o teste de cloreto 
de prata? 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Cristalização do KBr 
a) em um béquer, adicione 15,0mL da solução estoque que contém uma mistura 
de KBr e MgCl2. 
b) usando uma chapa aquecedora, evapore lentamente a solução até que os 
primeiros cristais apareçam no fundo do recipiente. 
c) ao ver a formação dos primeiros cristais, encerre o aquecimento resfriando o 
sistema através de um choque térmico com gelo. 
d) filtre o sistema com papel filtro. 
e) remova o filtrado e, em seguida, lave o resíduo com etanol. 
f) repita os procedimentos em (b), (c) ,(d) e (e) para que se obtenha os cristais do 
outro componente da mistura. 
g) dissolva uma pequena quantidade dos precipitados em diferentes tubos de 
ensaios e acrescente gotas de NaOH. 
ATENÇÃO: O cloreto de magnésio, ao em entrar em contato com o NaOH, 
forma o Mg(OH)2, que é um precipitado gelatinoso. 
 
Questão – Qual dos sais presente na mistura foi precipitado primeiro? Justifique. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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26 
Prática 8 – Estequiometria: reagente limitante
 
Introdução 
Através de cálculos estequiométricos é possível prever o rendimento máximo de 
uma reação. Em certos casos, um determinado reagente pode estar em menor quantidade 
do que o necessário, observando-se a relação estequiométrica entre os reagentes. 
Para que se entenda melhor o conceito de reagente limitante, será observado 
nesta prática a reação entre o nitrato de prata (AgNO3) e o brometo de potássio (KBr), 
conforme equacionado abaixo: 
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐾𝐵𝑟(𝑎𝑞) → 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔𝐵𝑟(𝑠) 
A reação entre as duas soluções eletrolíticas dos reagentes produz um composto 
insolúvel, o brometo de prata. Observa-se que 1 mol de AgNO3 (169,87g/mol) reage com 1 
mol de KBr (119,0g/mol) formando 1 mol de AgBr (187,7g/mol), portanto, caso o 
rendimento da reação seja de 100%, 187,7g de AgBr são formados ao reagir-se 1 mol de 
cada reagente. Porém, é possível alterar as proporções de reagente, e então, diferentes 
quantidades de precipitado são formados. 
Através deste experimento será possível identificar qual dos reagentes está em 
excesso e qual é o reagente limitante. 
Objetivos 
Determinar a composição percentual de uma mistura e determinar o reagente 
limitante de uma mistura. 
Materiaise reagentes 
 Frascos contendo a mistura de AgNO3 e KBr em diferentes proporções; 
 Béquer; 
 Erlenmeyer; 
 Proveta; 
 Placa de petri; 
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27 
 Bastão de vidro; 
 Funil de vidro; 
 Vidro de relógio; 
 Banho-maria; 
 Balança analítica; 
 Estufa; 
 Papel filtro; 
 Suporte universal. 
Procedimento experimental 
Obtenção do precipitado 
a) escolha um dos dois frascos disponíveis e anote (cada frasco contém uma 
mistura de AgNO3 e KBr em proporções diferentes). 
b) em um béquer, pese 2,00g da mistura escolhida. 
c) adicione 200,0mL de água destilada e agite a solução com um bastão de vidro 
por cerca de 1 minuto. 
d) cubra o béquer com um vidro de relógio e coloque-o em banho-maria por 
cerca de 15 minutos. 
e) neste intervalo de tempo, pese um papel filtro, anote sua massa e dobre o 
papel para colocá-lo no funil. 
f) filtre o precipitado ainda morno. 
g) com o auxílio de uma proveta, meça duas alíquotas de 50,0mL do filtrado e 
transfira para 2 Erlenmeyers (identifique cada um). 
h) lave o precipitado com água morna e, em seguida, lave também com um 
pouco de etanol. 
i) remova o papel filtro com o precipitado, abra-o e coloque-o sobre uma placa 
de Petri. 
j) leve para a estufa para aquecimento; monitore a massa a cada 10 minutos. 
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28 
ATENÇÃO: Anote o valor da massa do papel filtro com o precipitado até que 
esse valor permaneça estável. 
Tempo/min Massa/g OBSERVAÇÕES 
10 
 
20 
30 
40 
50 
60 
 
Questão 1 – Qual a massa final de precipitado obtido? 
_________________________________________________________________________________ 
Determinação do reagente limitante 
a) Para testar a presença de excesso KBr no filtrado, adicione 2 gotas de AgNO3 
0,5 mol/L ao erlenmeyer I. 
OBS.: Se houver formação de precipitado é porque o íon Br- está em excesso. 
b) Para testar a presença de excesso de AgNO3 no filtrado, adicione 2 gotas de 
KBr 0,5 mol/L ao erlenmeyer II. 
OBS.: Se houver formação de precipitado é porque o íon Ag+ está em excesso. 
 
Questão 2 – Qual é o reagente limitante desta reação? Qual reagente está em 
excesso? Baseado no frasco escolhido, compare seus resultados com os dos demais colegas. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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29 
Prática 9 – Estequiometria: rendimento percentual
 
Introdução 
Por meio de cálculos estequiométricos é possível prever quanto será formado 
de produtos a partir de determinada quantidade de reagentes. Quando usa-se as 
quantidades de reagentes previstas pela equação, não haverá excesso de reagente nem 
reagente limitante. 
Portanto, após a reação química é possível obter o rendimento teórico da 
reação, onde o rendimento previsto é calculado através da equação química balanceada, 
empregando a seguinte equação: 
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 % =
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙
𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
 × 100% 
É importante observar que o rendimento real sempre será menor que o 
rendimento teórico, pois inúmeras circunstâncias podem afetar o desenvolvimento da 
reação: pouca experiência do analista, contaminações, perca de produto em etapas de 
separação e purificação, etc. 
Objetivos 
Averiguar as relações quantitativas entre as substâncias que participam de uma 
reação e calcular o rendimento percentual da reação. 
Materiais e reagentes 
 Alumínio; 
 Solução de BaCl2.H2O 0,1M; 
 Solução de AgNO3 0,1M; 
 Béquer de 100,0mL; 
 Pipeta volumétrica; 
 Funil de vidro; 
 Bastão de vidro; 
 Kitassato; 
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 Balança analítica; 
 Chapa aquecedora; 
 Suporte universal; 
 Bomba de vácuo; 
 Funil de Buchner. 
Procedimento experimental 
Preparo da solução de AgNO3 
a) pese, usando um béquer, 0,17 g de AgNO3. 
b) acrescente um pouco de água destilada para diluir o sólido, em seguida, 
transfira-o para um balão volumétrico de 100,0 mL. 
c) lave o béquer com água destilada e depois transfira para o balão volumétrico. 
d) acrescente água destilada até a marca do menisco, tampe o balão volumétrico 
e homogeneíze-o. 
Questão 1 – Qual a concentração da solução preparada? 
_________________________________________________________________________________ 
_________________________________________________________________________________ 
 
Obtenção de Cloreto de Prata 
a) usando uma pipeta volumétrica, transfira 15,0mL da solução AgNO3 0,1M para 
um béquer limpo e seco. 
b) usando outra pipeta volumétrica, transfira 10,0mL da solução de BaCl2.2H2O 
para o mesmo béquer. Observe a reação. 
c) corte um papel filtro, anote sua massa, em seguida dobre-o para colocá-lo em 
um funil de vidro. 
d) filtre a solução contida no béquer. 
e) coloque o papel filtro junto com o precipitado em um sistema de filtração à 
vácuo. 
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31 
f) após a filtração, pese novamente a massa de papel filtro com o precipitado. 
mpf + mprecipitado (g) mpf (g) Massa do precipitado 
 
 
Questão 1 – Qual o rendimento percentual desta reação? Apresente também os 
cálculos estequiométricos para o rendimento teórico neste experimento. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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32 
Prática 10 – Evidências das reações químicas: transferência 
de energia
 
Introdução 
Na natureza, existe uma diversidade de reações químicas: reações de 
precipitação, reações ácido-base, reações oxirredução, etc. Processos e reações 
espontâneas são aqueles que fornecem energia, onde parte dessa energia se manifesta em 
forma de variação de temperatura. No cotidiano, observa-se fontes de consumo de energia, 
como em indústrias, casas e comércios, oriundos principalmente da queima de combustíveis. 
Quando há liberação de energia na forma de calor, diz-se que ocorre uma reação 
exotérmica e os processos que consomem calor, e consequentemente, absorvem energia, 
são ditos processos endotérmicos. 
As reações de combustão são exemplos de reações exotérmicas, pois há uma 
alta produção de calor. Para haver a mudança de estado físico da água do estado sólido 
para o vapor, é preciso absorver energia, portanto é um processo endotérmico. 
A quantidade de calor que pode ser absorvida ou liberada nos processos 
endotérmicos e exotérmicos, é chamado de entalpia (H). Ainda não se sabe como 
determinar experimentalmente a entalpia de cada reagente, porém é possível determinar a 
variação de entalpia do processo, em que: 
• ∆H > 0: reação endotérmica; 
• ∆H < 0: reação exotérmica. 
Objetivos 
Avaliar os efeito da variação de temperatura (processo endotérmicos e 
exotérmicos) que acompanham determinadas reações químicas. 
Materiais e reagentes 
 Tubos de ensaio; 
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33 
 Termômetro; 
 Provetas de 10,0 e de 5,0mL; 
 NaCl sólido; 
 NH4Cl sólido; 
 CaCl2 sólido; 
 NaNO3 sólido; 
 Solução HCl 1,0M (usar solução da aula 3); 
 Solução H2SO4 1,0M; 
 Solução NaOH 1,0M. 
Procedimento experimental 
Solubilização de compostos sólidos 
a) separe 4 tubos de ensaio e coloque, em cada um deles, cerca de 10mL de 
água destilada (use uma proveta). 
b) meça a temperatura da água usando um termômetro e anote. 
c) pese a quantidade em massa dossais sólido de forma que se obtenha 0,01 
mol de cada sal. 
d) acrescente a massa pesada do primeiro sal no tubo de ensaio e dissolve 
agitando o tubo rapidamente. 
e) insira novamente o termômetro para verificar a temperatura; anote a 
temperatura final quando permanecer praticamente constante. 
f) repita os procedimentos (d) e (e) para o restante dos sais. 
Sal Ti (ºC) Tf (ºC) ∆T (ºC) 
NaCl 
CaCl2 
NH4Cl 
NaNO3 
 
 
 
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34 
Questão 1 – De acordo com as suas observações experimentais, classifique os a 
dissolução dos sais como processo endotérmico ou exotérmico. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Reações de neutralização 
a) com o auxílio de uma proveta, coloque 4,0mL da solução HCl 1,0M em um 
tubo de ensaio. 
b) usando o termômetro, meça a temperatura do líquido. 
c) acrescente 4,0mL da solução NaOH 1,0M, agite e anote a temperatura da 
mistura. 
d) repita os procedimentos anteriores usando H2SO4 ao invés de HCl. 
Reação Ti (ºC) Tf (ºC) ∆T (ºC) 
HCl(aq) + NaOH(aq) 
H2SO4(aq) + NaOH(aq) 
 
Questão 2 – As reações de neutralização são processos endotérmicos ou 
exotérmicos? Justifique. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
 
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35 
Prática 11 – Evidências das reações químicas: precipitação e 
formação de gás
 
Introdução 
Na natureza, existem várias formas de se evidenciar uma reação química, dentre 
elas têm-se a precipitação e a liberação de gás. 
As reações de liberação de gás ocorrem entre substâncias não gasosas, em que 
o gás produzido é menos denso e pouco solúvel na solução, portanto nota-se o 
desprendimento do gás na solução. Este tipo de reação é bastante comum na indústria 
farmacêutica, na produção de medicamentos antiácidos. 
Quando duas soluções de eletrólitos são misturadas formando um sólido 
insolúvel, observa-se uma reação de precipitação, na qual o sólido formado é chamado de 
precipitado. 
As reações de precipitação podem ser usadas qualitativamente para avaliar as 
substâncias presente em uma amostra, inclusive servindo de confirmação para a presença 
determinados íons ou, de forma quantitativa, pode-se determinar a presença de substâncias 
ou elementos na amostra. 
Diferentes tipos de precipitado podem ser formados a partir de compostos 
específicos. É possível classificar os precipitados em: 
a. Cristalino: apresenta diversas partículas pequenas com tamanho regular e 
superfície lisa. O precipitado cristalino é semelhante aos cristais encontrado 
no açúcar ou no sal de cozinha, porém sua obtenção é difícil, já que depende 
de condições ideais. 
b. Coloidal gelatinoso: é um tipo de precipitado difícil de se trabalhar, pois 
devido seu aspecto gelatinoso é impossível de lavá-lo. 
c. Granular: formado de grãos irregulares que se precipitam facilmente. 
Aparenta-se com o café moído. 
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36 
d. Finamente dividido: formado por partículas pequenas, invisíveis a olho nu. 
Devido ao tamanho das partículas, a sedimentação deste precipitado 
demora mais. 
e. Coloidal finamente dividido: é o exemplo extremo de um precipitado 
finamente dividido. É impossível de filtrá-lo, pois suas partículas 
extremamente pequenas e dificilmente se sedimentam. 
Objetivos 
Evidenciar uma reação química através da precipitação e liberação de gás, além 
de reconhecer os tipos de precipitado 
Materiais e reagentes 
 Pipetas graduadas; 
 Tubos de ensaios; 
 Solução HCl 1,0M (usar solução da aula 3); 
 Solução AgNO3 0,1M; 
 Solução BaCl2 0,1M 
 Solução H2SO4 1,0M (usar solução da aula 10); 
 Solução NaOH 3,0M 
 Solução MgCl2 1,0M 
 Solução Na2S2O3 0,1M; 
 Solução NaHCO3 1,0M; 
 Solução NH4OH 3,0M; 
 Magnésio metálico. 
Procedimento experimental 
Reações de precipitação 
a) de acordo com a tabela abaixo, misture 1,0mL de cada substância, 
transferindo com o auxílio de pipetas. 
b) observe o precipitado formado em cada reação. 
 
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37 
Reação Precipitado formado Observações 
HCl + AgNO3 
AgNO3 + H2SO4 
NaOH + MgCl2 
Na2S2O3 + H2SO4 
 
Questão 1 – Qual o tipo de precipitado formado em cada reação realizada? 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Reações com liberação de gás 
a) use uma pipeta para misturar cerca de 1,0mL das substâncias indicadas na 
tabela abaixo. 
b) observe a formação e liberação de gás, e se há variação de temperatura. 
Reação Conclusões Observações 
NaHCO3 + HCl 
Mg(s) + HCl 
 
Questão 2 – Qual gás é formado em cada reação? Apresente a equação química. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Identificação de substância desconhecida 
a) misture cerca de 1,0mL das substâncias abaixo, conforme indicado na tabela. 
b) observe e anote as mudanças que ocorrerem. 
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38 
Reação Conclusões Observações 
NaOH + X 
H2SO4 + Y 
 
Questão 3 – Baseado nas observações experimentais realizadas até aqui, 
informe quem são as substâncias X e Y. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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39 
Prática 12 – Equilíbrio químico e Le Chatelier
 
Introdução 
O equilíbrio químico é definido como o estágio da reação química em que a 
mistura da reação não tende mais a mudar sua composição. A pressão parcial ou as 
concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes, pois as reações direta e 
inversa acontecem simultaneamente e com velocidades iguais. Neste ponto, as reações 
químicas em equilíbrio são ditas reversíveis. 
É fundamental entender os aspectos que definem um equilíbrio químico, pois 
são essenciais em processos de grande importância, como a respiração de organismos vivos 
e a fotossíntese. 
Uma reação em equilíbrio pode sofrer mudanças, já que todos os equilíbrio 
químicos são dinâmicos. O equilíbrio químico pode ser alterado quando há mudanças de 
pressão e temperatura, ou quando há adição ou remoção de reagente e produtos. Estas 
mudanças no equilíbrio foi identificado pelo químico Henri Le Chatelier, que propôs o 
seguinte princípio: 
“Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio 
químico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação” 
Neste experimento será possível observar as mudanças no equilíbrio químico 
previstas pelo princípio de Le Chatelier. 
Objetivos 
Averiguar, experimentalmente, os princípios que regem os equilíbrios químicos, 
através do princípio de Le Chatelier, envolvendo adição de reagentes. 
Materiais e reagentes 
 Tubos de ensaio; 
 Proveta de 5,0mL; 
 Banho-maria; 
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40 
 Espátula; 
 Solução CuSO4 0,2M; 
 NaCl sólido; 
 HCl concentrado. 
Procedimento experimental 
Reação entre CuSO4 e HCl 
a) enumere cinco tubos de ensaio e adicione 5 gotas da solução CuSO4 0,2M em 
cada tubo. 
b) dilua a solução contida no tubo 2 com 2,0mL de água destilada; reserve. 
c) adicioneHCl concentrado nos tubos 3 e 4, gota a gota, até que não haja mais 
mudanças aparentes. 
d) adicione água destilada ao tubo 4 até a solução atingir a coloração do tubo 2. 
e) adicione um pouco de HCl concentrado no tubo 5 (cerca de 2 gotas) para 
produzir uma pequena mudança na coloração. 
 
Questão 1 – Quais as espécies que fornecem a coloração predominantes nas 
soluções dos tubos 3, 4 e 5? 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Reação entre CuSO4 e NaCl 
a) enumere três tubos de ensaio e adicione 2,0mL da solução CuSO4 0,2M em 
cada tubo. 
b) adicione cloreto de sódio nos tubos 2 e 3 em pequenas quantidades e sob 
agitação constante. 
c) aqueça a solução do tubo 3 cuidadosamente no banho-maria, a 90ºC, e 
verifique as mudanças de coloração. 
Química Geral Experimental II 
 
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41 
d) observe novamente a coloração do tubo 3 após o resfriamento. 
 
Questão 2 – Baseado neste experimento, é possível afirmar que as mudanças 
observadas são reversíveis? Justifique. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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42 
Prática 13 – Estudo de ácidos e bases
 
Objetivos 
Confirmar os conceitos de ácido e base por meio de experimentos em solução 
aquosa, mediante uso de indicadores e de pHmêtro. 
Materiais e reagentes 
 Tubos de ensaio; 
 Pipetas de pasteur; 
 Provetas de 5,0mL; 
 Espátulas; 
 Bureta de 25,0mL; 
 Erlenmeyers; 
 Pipeta volumétrica de 10,0; 
 Pipetador de três vias; 
 pHmetro; 
 Fenolftaleína; 
 Alaranjado de metila; 
 Azul de bromotimol; 
 Solução NaOH 1,0M; 
 Solução HCl 1,0M; 
 Cloreto de amônio; 
 Acetato de sódio; 
 Bicarbonato de sódio; 
 Óxido de cobre; 
 Tiocianato de amônio; 
 Vinagre; 
 Refrigerante; 
 Suco de frutas. 
 
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43 
Procedimento experimental 
Identificação do caráter da substância através de solução indicadora 
a) separe três tubos de ensaio e adicione 2 gotas de fenolftaleínas em cada um 
dos tubos; reserve. 
b) repita o procedimento (a), usando os indicadores azul de bromotimol e 
alaranjado de metila. 
c) prepare cerca de 12,0mL de soluções diluídas de, pelo menos, três substâncias 
disponíveis. 
d) adicione 3,0mL da solução diluída em cada tubo de ensaio que contém os 
indicadores 
e) adicione o restante das soluções diluídas em três diferentes tubos de ensaio 
e reserve. 
f) repita o procedimento (d) para as demais soluções diluídas preparadas. 
g) use a tabela abaixo para avaliar o caráter ácido ou básico da amostra. 
Indicador Cor em meio ácido 
Intervalo de pH de 
mudança de cor 
Cor em meio 
básico 
Fenolftaleína Incolor 8,2-10,0 Rosa 
Azul de bromotimol Amarelo 6,0-7,6 Azul 
Alaranjado de metila Vermelho 3,1-4,4 Amarelo 
 
Questão 1 – Qual a faixa de pH para as substâncias analisadas? Informe se são 
substâncias ácidas ou básicas. 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
 
 
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44 
Identificação do caráter da substância através do pHmetro 
a) disponha na bancada os tubos de ensaio com as soluções diluídas reservadas 
no item (e) do procedimento anterior. 
b) use o pHmetro para descobrir o pH de cada substância. 
OBS.: Limpe o eletrodo sempre que trocar a substância a ser analisada. 
 
Questão 2 – Qual o pH das substâncias escolhidas? As observações 
experimentais estavam de acordo com o obtido no procedimento anterior? 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
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45 
Prática 14 – Estudo da velocidade das reações químicas
 
Objetivos 
Demonstrar aspectos fundamentais da cinética de reações químicas, através do 
efeito da concentração de reagentes e da temperatura. 
Materiais e reagentes 
 Cronômetro; 
 Termômetro; 
 Erlenmeyer; 
 Provetas; 
 Banho-maria; 
 Gelo triturado; 
 Solução KIO3 0,02M (Solução I); 
 Solução Na2SO3 0,0092M + H2SO4 PA + Etanol (Solução II); 
 Solução de amido 0,2% (Solução III); 
 Água gelada; 
 Água morna (40ºC). 
Procedimentos experimentais 
Efeito da concentração dos reagentes 
OBS.: Todas as vidrarias devem ser bem lavadas antes de cada experimento. 
a) adicione em um Erlenmeyer, 40,0mL de água, 5,0mL da solução III e 10,0mL 
da solução II; observe a temperatura da solução. 
b) adicione rapidamente 10,0mL da solução I sob constante agitação; ao mesmo 
tempo, dispare o cronômetro. 
c) mantenha a mistura sob agitação até haja mudança de coloração. 
d) pare o cronômetro no exato momento em que houver mudança de coloração; 
anote o tempo da reação. 
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46 
e) repita o mesmo procedimento descrito (a), utilizando 20,0mL de água; depois 
repita o processo usando 80,0mL de água. 
 
Questão 1 – Qual o efeito no tempo de reação ao se adicionar mais água aos 
reagentes? 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________ 
 
Efeito da temperatura 
a) realize o procedimento (a), descrito no experimento anterior, empregando 
40,0mL de água gelada, mantendo sob um banho de gelo. 
b) realize o procedimento (a), descrito no experimento anterior, empregando 
40,0mL de água morna, mantendo sob banho-maria a 40ºC. 
 
Questão 2 – Qual o efeito da temperatura sobre a velocidade da reação 
analisada? 
__________________________________________________________________________________ 
__________________________________________________________________________________