Normas de Segurança no Laboratório de Química

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTÁCIO DE SÁ 
 
 
 
 
Apostila de aulas práticas de Química Biológica 
 
 
 
Elaborada por: Prof. Fábio Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2 
 
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 jaleco 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 recomendar; 
 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; 
 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 foram recebidas; 
 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 se deve 
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; 
 Lavar cuidadosamente as mãos, com bastante água e sabão, após o término da aula. 
 
Notas: 
✓ 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 
 
 
 
 
 
 
 
 
 3 
 
PRÁTICA Nº. 1: TÉCNICAS DE MEDIDAS DE MASSA, VOLUME E 
TEMPERATURA 
1. INTRODUÇÃO 
 
O material a ser utilizado na medição de volumes depende da exatidão da medida que se 
necessita. Quando não é necessária uma grande exatidão na medida, esta pode ser efetuada 
em béquer graduado, proveta ou pipeta graduada (ordem crescente de exatidão). 
Para medidas exatas, utiliza-se pipeta volumétrica, balão volumétrico e também buretas, que 
são calibrados pelo fabricante em temperatura padrão de 20ºC. 
 
Erros que podem ocorrer nas medições: 
 
Erros grosseiros (devem ser evitados) 
Exemplo: erros de leitura, de paralaxe (erro que ocorre pela observação errada na escala de 
graduação causada por um desvio óptico causado pelo ângulo de visão do observador. 
 
Erros sistemáticos (podem ser compensados) 
Devido ao método (Ex: pesar em balança de dois pratos, medir a velocidade de queima da 
vela). Operacionais (Ex: observação da mudança de cor de um indicador numa reação 
química). Instrumentais (Ex: impureza dos reagentes, calibração de pesos e de material 
volumétrico). 
 
Erros acidentais (são imprevisíveis) 
Incerteza nas medidas / limitações dos aparelhos. Nenhuma medida é um valor. Trata-se 
sempre de uma faixa mais ou menos larga de valores, dependendo do aparelho utilizado 
(menor ou maior precisão). 
 Exemplo: medição do comprimento de uma peça, utilizando uma régua com incerteza de mais 
ou menos 0,02cm. 
 
Erro Absoluto e erro relativo 
O erro absoluto (incerteza) é inerente ao instrumento. 
Um exemplo: A bureta (instrumento que mede volume escoado) tem erro absoluto de 0,05 mL. 
Uma leitura de volume escoado igual a 28,70 mL corresponde a 28,70 mL ± 0,05 mL; ou seja, 
algo entre 28,65 mL e 28,75 mL. 
O erro relativo leva em conta além do instrumento, a quantidade medida. O erro relativo na 
medição de 5,00 mL numa bureta é maior do que na medição de 40,00mL. 
 
2. OBJETIVOS 
 
- Conhecer as técnicas de medidas; 
- Medir a densidade de diferentes líquidos e de um metal. 
 
 
 
 
 4 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
Material por bancada Reagentes 
Balão volumétrico de 100 e 250 mL 
Béquer 
Bureta de 25mL 
Pipeta graduada de 10 mL 
Pipeta volumétrica de 10 e 25 mL 
Placa de aquecimento 
Pêra 
Proveta de 50 mL 
Termômetro 
Vidro de relógio 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1.1 – Medida de massa 
Pesar em vidro de relógio menos de 1g e mais de 10g de NaCl. Anote os valores e observe a 
capacidade e precisão da balança. 
 
1.2 – Medida de temperatura 
Coloque cerca de 50 mL de água em um béquer e aqueça em uma placa de aquecimento até 
aproximadamente 60°C. Meça a temperatura exata com o termômetro. Retire o béquer da 
placa. 
 
1.3 – Medida de volume 
• Em uma proveta de 50 mL. Acrescentar água e medir um volume inferior a 10 mL e um 
volume superior a 30 mL. Anotar os valores. 
• Em uma pipeta graduada de 10 mL. Pipetar água acima do traço de referência (zero), 
secar a parte externa com papel toalha e acertar o zero. Medir um volume inferior a 5 
mL e um volume superior a 5 mL (transferência do líquido escoado para um 
erlenmeyer). Anotar os valores. 
• Em uma pipeta volumétrica de 10 mL e uma pipeta volumétrica de 25mL. Proceder de 
maneira semelhante à pipeta graduada para acertar o traço de referência, medindo o 
volume escoado com transferência do líquido para um erlenmeyer. Anotar os valores. 
• Em um balão volumétrico de 100mL e um balão volumétrico de 250mL. Introduzir ponta 
de espátula de NaCl, acrescentar água, dissolver o sal e a seguir, acrescentar água até 
o traço de referência. Anotar os valores. 
• Em uma bureta de 25mL. Encher a bureta com água. Deixar escoar até que encha 
totalmente a parte inferior da bureta; a seguir, acrescentar água até acima do traço de 
referência (zero) e acertar o zero. Medir um volume inferior a 5 mL e um volume 
superior a 20 mL (transferência do líquido escoado para um erlenmeyer). Anotar os 
valores. 
A Figura 1 apresenta a forma correta de se fazer leitura em frascos graduados, tais como 
pipetas e provetas. 
Prego de ferro ou pedaço de metal puro 
Cloreto de sódio 
 5 
 
 
Figura 1: Forma de leitura de vidrarias graduadas. 
 
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. 
 1 dm3 = 1000mL 
 
Densidade 1 
Determinar a densidade de um objeto sólido fornecido pelo professor 
1 – Pesar o objeto sólido. Anotar massa: m1 = _______ g 
2 – Determinar o volume da peça. Para isso, coloque 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 peçadeve ser calculado pela fórmula: 
Vamostra = Vfinal – Vinicial. V = ____ mL. 
Calcule a densidade do material da amostra pela fórmula (1). 
 
Pesquise, na literatura, a densidade do objeto e compare com os valores encontrados. 
Comente sobre a precisão dos métodos utilizados. 
 
 
 6 
 
PRÁTICA 2. PERIOCIDADE DAS PROPRIEDADES DE ÓXIDOS 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Alguns óxidos quando dissolvidos em água produzem soluções ácidas. Esses óxidos são 
chamados de óxidos ácidos e são alguns dos responsáveis pela chuva ácida. Outros óxidos 
em água produzem soluções básicas. Em geral óxidos de metais alcalinos quando dissolvidos 
em água produzem soluções básicas e óxidos de não-metais produzem soluções ácidas. 
Óxidos que produzem soluções ácidas ou básicas são anfóteros. 
Nesta prática, investigaremos as características ácidas ou básicas de alguns óxidos. 
 
2. OBJETIVOS 
 
- Fazer experiências com óxidos para determinar se eles são ácidos, básicos ou anfóteros. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
• balança analítica • pHmetro/papel pH 
• bastão de vidro • óxido de magnésio (MgO) 
• proveta graduada de 10 e 100 mL • óxido de cálcio (CaO) 
• béquers de 50 e 250 mL • indicador fenolftaleína 
• 3 tubos de ensaio médios • água destilada 
• suporte para tubos de ensaio 
• espátula 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte 1 
a) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e 0,1 g de 
MgO. 
b) Em um béquer de 50 mL, preparar uma solução de 10 mL de água destilada e 0,1 g de CaO. 
c) Em um béquer de 50 mL, dispor aproximadamente 20 ml de água destilada. 
d) Com a fita de pH, medir o pH das soluções e da água destilada. 
 
 
 
 7 
 
Parte 2 
a) Em um suporte para tubos de ensaio, dispor 3 tubos de ensaio e identificá-los numerando-os 
de 1 a 3. 
b) No tubo de ensaio 1, colocar 10 mL de água destilada. 
c) Transferir para o tubo de ensaio 2 a solução de MgO. 
d) Transferir para o tubo de ensaio 3 a solução de CaO. 
e) Adicionar 2 gotas de indicador fenolftaleína em cada um dos tubos de ensaio, tampar, agitar 
e observar. 
f) Registrar suas observações na tabela abaixo: 
Tabela dos resultados obtidos. 
Material Cor (indicador) pH Natureza do óxido 
 
 
 
 
Perguntas e exercícios 
1) Pesquise de que forma são produzidos os óxidos básicos e óxidos ácidos e dê exemplos. 
2) Pesquise sobre as técnicas utilizadas para classificar óxidos (em ácido ou básico) que não 
são solúveis em água, de exemplos. 
3) Como poderia ser protegido um jardim numa região industrial onde existe uma elevada 
emissão de SO2? 
4) Dê a distribuição eletrônica dos metais envolvidos na prática e a carga de cada metal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 8 
 
PRÁTICA Nº. 3: LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
Os íons ligam-se por causa das forças de atração eletrostática. No espaço onde cargas 
elétricas de sinais opostos se atraem acontece essa interação e como a atração entre os íons 
ocorre em todas as direções formam-se uma grade, denominada retículo cristalino. Os retículos 
cristalinos são aglomerados com formas geométricas bem definidas, no retículo cristalino 
iônico, os cátions e os ânions são atraídos ao mesmo tempo. Os íons que entram na 
composição de um composto iônico podem ser simples átomos, como ocorre no sal de cozinha 
(Na+ Cl-) ou grupos mais complexos como ocorre no carbonato de cálcio (Ca+2 CO2-3). 
Para que ocorra a atração eletrostática, numa ligação iônica deve haver, ao menos, uma carga 
positiva e outra negativa. Essa atração entre os íons é uma atração forte, o que determina as 
características físicas desses compostos. Estabelecida a ligação entre os íons, o composto 
resultante adquire a neutralidade. Algumas das propriedades dos compostos iônicos são: 
1 - As substâncias iônicas geralmente possuem maior ponto de fusão e ebulição que 
as substâncias moleculares; 
2 - São sólidos em ambientes com temperatura de 25 ºC e pressão de 1 atm. 
3 - São duros e quebradiços e logo que submetidos a impacto, quebram com facilidade, 
criando faces planas. 
4 - Quando dissolvidos em água, ou puros no estado líquido, transportam corrente elétrica 
devido à existência de íons que movimentam livremente e podem ser atraídos pelos eletrodos, 
fechando o circuito elétrico. 
Em química, compostos moleculares são aqueles compostos que apresentam ligações 
covalentes entre seus átomos (intramoleculares). Sua temperatura de ebulição é menor do que 
a do composto iônico, e não conduz corrente elétrica em nenhum estado físico. 
 
2. OBJETIVO 
 
Comprovar experimentalmente as ligações químicas existentes nos compostos. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
Material por bancada Reagentes 
Béqueres 
Espátulas 
Pera 
Pipetas graduadas de 5 mL 
Pinça de madeira 
Suporte (estante) para tubos de ensaio 
Tubos de ensaio 
Acetona 
Álcool 
Ácido benzoico 
Iodo 
Sulfato de magnésio 
Sulfato de cobre 
 9 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Verificação da fusão de alguns compostos iônicos e moleculares: 
a. Separe quatro tubos de ensaio 1, 2, 3, 4. 
b. Coloque uma pitada da substância indicada na Tabela – 1 nos respectivos tubos. 
c. Faça o teste da fusão levando cada tubo ao bico de Bunsen por aproximadamente 15 
segundos. 
d) Registrar suas observações na tabela abaixo: 
 
Tabela 1. 
Tubo Substâncias Observações 
1 Iodo 
2 Sulfato de magnésio 
3 Ácido benzoico 
4 Sulfato de cobre 
 
2. Determinação da solubilidade aproximada de compostos iônicos e moleculares: 
a. Use os tubos da experiência anterior 1, 2, 3, 4 com as substâncias. 
b. Separe mais quatro tubos de ensaio 5, 6, 7, 8 e adicione uma pitada da substância indicada 
na tabela – 2 nos respectivos tubos. 
c. Nos tubos 1, 2, 3, 4 adicione 4 mL de água, agite e observe se houver solubilização. 
Anote. 
d. Nos tubos 5, 6, 7, 8 adicione 3 mL de acetona, agite e verifique se houver solubilização. 
 
Tabela 2. 
Tubos Substâncias Água Tubos Acetona 
1 Iodo 5 
2 Sulfato de magnésio 6 
3 Ácido benzoico 7 
4 Sulfato de cobre 8 
 
Perguntas e exercícios 
1 - Na experiência nº 1 quais substâncias são iônicas e quais são covalentes? 
Justifique. 
2 - Na experiência nº 2 por qual motivo alguns compostos se dissolveram em água e outros em 
acetona? Justifique. 
3 - Pesquise se os compostos orgânicos são substâncias iônicas ou moleculares? 
Obs.: Estas perguntas devem ser respondidas e entregues junto com o relatório. 
 10 
 
PRÁTICA Nº. 4: PREPARO DE SOLUÇÕES - ACIDEZ E BASICIDADE - 
ESTEQUIOMETRIA - NOÇÕES DE TITULAÇÃO 
Avisos Práticos: 
Jamais adicione água a uma solução concentrada de ácido; sempre adicione o ácido 
concentrado à água. 
Soluções de ácido e base concentradas são corrosivos. Evite contato com a pele. 
Em caso de acidente com ácido e base concentrados, proceda da seguinte maneira: 
a) Contato com a pele: Lavar a região atingida imediatamente com bastante água, durante 
cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético 1% caso o acidente seja com base, ou 
com solução saturada de bicarbonato de sódio, caso seja com ácido. Lavar novamente com 
água. 
b) Contato com os olhos: Lavar os olhos nos lavadores acoplados aos chuveiros de 
emergência durante quinze minutos, após o que se aplica solução de ácido bórico 1%, caso 
o acidente seja com base, ou com solução de bicarbonato de sódio a 1%, caso seja com base. 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Uma solução é uma mistura de duas ou mais substâncias que formam um sistema unifásico. 
Geralmente o componente em maior quantidade é chamado de solvente e aquele em menor 
quantidade é chamado de soluto. Frequentemente, é necessário saber as quantidades relativas 
de soluto e solvente entendendo-se, portanto, como concentração de uma solução, a 
quantidade de soluto contida em uma quantidade especificada do solvente na solução. 
 
2. OBJETIVO 
 
Preparar soluções padrões de ácidos e bases, utilizando corretamenteas vidrarias. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES: 
 
Material por bancada Reagentes 
Béquer de 100 mL 
Balão volumétrico de 100 mL 
Bastão de vidro 
Pipeta Graduada 
Funil de vidro 
Tubos de ensaio 
Suporte (estante) para tubos de ensaio 
Ácido clorídrico 
Hidróxido de sódio 
Papel indicador universal 
Solução de fenolftaleína 
Solução de alaranjado de metila 
 11 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1 Preparo de uma solução 
4.1.1 Solução de HCl 0,1 mol.L-1 
Calcule a quantidade de ácido clorídrico necessária para o preparo de 100 mL de uma solução 
0,1 mol.L-1 considerando a solução estoque de HCl do laboratório. Pipete essa quantidade e 
transfira lentamente para um becher de 50 mL contendo 25 mL de água destilada. Caso haja 
aquecimento, espere a solução atingir a temperatura ambiente para continuar o procedimento. 
Atenção: lembre-se de fazer o procedimento em uma capela, pois está lidando com ácido 
concentrado! 
Transfira a mistura para um balão volumétrico de 100 ml com auxílio de um funil e um bastão 
de vidro. Com o frasco lavador, enxague o béquer com água destilada cerca de três vezes, 
transferindo as águas de lavagens à solução do balão. Lave também o funil. Complete o 
volume do balão tomando cuidado para que o volume da solução não exceda a marca do 
balão. Tampe o balão e agite a solução para homogeneizá-la. Transfira a solução para um 
frasco apropriado, anotando seu grupo, nome da solução, sua concentração e a data de 
preparação da solução. 
 
4.1.2 Solução de NaOH 0,1 mol.L-1 
Calcule a quantidade de hidróxido de sódio necessária para o preparo de 100 mL de uma 
solução 0,1 mol.L-1. Com cuidado e rapidamente (o NaOH é um composto higroscópico), pese 
essa quantidade e transfira para um bécher contendo 50 mL de água. Dilua cuidadosamente 
essa quantidade na água (e não o contrário!). Caso haja aquecimento, espere até que a 
solução volte à temperatura ambiente. Após total solubilização da base e resfriamento do 
sistema, transfira essa solução para um balão volumétrico de 100 mL com o auxílio de um funil 
e um bastão de vidro. Com o frasco lavador, enxague o béquer com água destilada cerca de 
três vezes, transferindo as águas de lavagens à solução do balão. Lave também o funil. 
Complete o volume do balão tomando cuidado para que o volume da solução não exceda a 
marca do balão. Tampe o balão e agite a solução para homogeneizá-la. Transfira a solução 
para um frasco adequado e etiquete-o, indicando o nome do grupo, turma, o nome da solução, 
sua concentração e a data de preparação. Lembre-se que o NaOH (soda cáustica) reage com 
o vidro. A solução deve ser estocada em frasco plástico. 
 
4.2 Testes de indicadores ácido-base 
Pegue quatro tubos de ensaio e numere-os. 
Nos tubos 1 e 2, coloque em cada um 1 mL da solução de HCl preparada. Ao tubo n˚1, 
adicione duas gotas de uma solução de alaranjado de metila e ao tubo n˚2, duas gotas de uma 
solução de fenolftaleína. 
 12 
 
Nos tubos 3 e 4, coloque em cada um 1 mL da solução de NaOH preparada anteriormente. Ao 
tubo n˚3, adicione duas gotas de uma solução de alaranjado de metila e ao tubo n˚4, duas 
gotas de uma solução de fenolftaleína. Anote todas as cores observadas. 
 
4.3 - Reação de neutralização e estequiometria 
Pipete 20 mL de uma solução de NaOH de concentração desconhecida e coloque em um 
erlenmeyer. Adicione três gotas de fenolftaleína. Observe e anote o ocorrido. 
Coloque em uma bureta 25 mL de uma solução de HCl 0,1 mol/L. Vá adicionando, com 
agitação, a solução de HCl à solução de NaOH no erlenmeyer, até que a cor da solução 
desapareça. Anote o volume de HCl gasto e calcule a concentração da solução de NaOH. 
 
5. QUESTÕES 
5.1. Com base nas anotações dos resultados do item 1, monte uma tabela. 
 
5.2. Por que, ao adicionar HCl em solução de NaOH com fenolftaleína, ocorre a descoloração 
da solução? 
 
5.3. Dê a equação química que representa a reação de neutralização, mostrando toda a 
estequiometria envolvida na reação de neutralização. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 13 
 
PRÁTICA Nº. 5: DETERMINAÇÃO DA ÁGUA DE CRISTALIZAÇÃO DO SULFATO 
DE COBRE 
 
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
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. 
 
2. OBJETIVO 
 
Determinar experimentalmente, através do aquecimento, o número de moléculas de água na 
molécula de CuSO4.nH2O. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
Material por bancada Reagentes 
Almofariz 
Espátula 
Pistilo 
Pinça de madeira 
Tela de amianto 
Tripé 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1. Tarar a balança e pesar uma cápsula de porcelana limpa. 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 
Sulfato de cobre hidratado 
 14 
 
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 
 
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. 
 
5. QUESTÕES 
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?