Transformações Químicas - Laboratório

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1 
 
 
BC0307 
 TRANSFORMAÇÕES 
QUÍMICAS 
 
APOSTILA DO CURSO 
LABORATÓRIO 
 
 
 
 
 
Santo André 
2014 
2 
 
ÍNDICE 
 
CALENDÁRIO ACADÊMICO 2014_1 ......................................................................... 3 
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CADERNO DE LABORATÓRIO ..................... 4 
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO ............................. 5 
BIBLIOGRAFIA – Para as atividades teóricas e práticas da disciplina ....................... 6 
PRÁTICA 1 – Semelhante dissolve semelhante? ....................................................... 7 
PRÁTICA 2 – Produzindo um air-bag ......................................................................... 9 
PRÁTICA 3 – Aquecendo a água em um camping ................................................... 11 
PRÁTICA 4 – Velocidade das reações ..................................................................... 15 
 
3 
CALENDÁRIO ACADÊMICO 2014_1 
 
 
 
CRONOGRAMA - 1º. QUADRIMESTRE DE 2014 
 
 
* O Professor de Laboratório poderá alterar as datas para Avaliação do Caderno, 
portanto, mantenha o Caderno sempre organizado. 
 
VÍDEOS EXPLICATIVOS DAS AULAS PRÁTICAS: 
https://drive.google.com/folderview?id=0B0ju-TYWu-HPb3g5dXhHRDdEUzg&usp=sharing 
SEMANA ATIVIDADES 
1 (14/03) 
Apresentação do Laboratório. 
Preparação da Prática 1. 
2 (21/03) PRÁTICA 1: Semelhante Dissolve Semelhante? 
3 (28/03) Preparação da Prática 2. 
4 (04/04) PRÁTICA 2: Produzindo um air-bag 
5 (11/04) 
Preparação da Prática 3. 
Avaliação do CADERNO – Práticas 1 e 2* 
6 (18/04) Feriado 
7 (25/04) PRÁTICA 3: Aquecendo água em um camping 
8 (02/05) Feriado 
9 (09/05) Preparação da Prática 4 
10 (16/05) 
PRÁTICA 4: Velocidade das reações 
Avaliação do CADERNO – Práticas 3 e 4* 
11 (23/05) Divulgação do Conceito de Laboratório. 
4 
AVALIAÇÃO 
 
A avaliação do laboratório consistirá na análise do CADERNO DE 
LABORATÓRIO. 
O caderno será elaborado por cada aluno, de acordo com as discussões e 
procedimentos realizados em grupo, e deverá conter as anotações para a 
preparação de cada experimento, os procedimentos realizados durante a prática e 
as respostas para as questões apresentadas ao final de cada roteiro. 
 A avaliação do caderno será realizada individualmente ou por amostragem, a 
critério do professor responsável. Na análise por amostragem, o professor avaliará 
apenas um ou dois cadernos de cada grupo, escolhendo ao acaso o aluno que terá 
seu caderno avaliado. O conceito atribuído ao(s) caderno(s) analisado(s) será 
aplicado a todos os alunos do mesmo grupo, independentemente da (maior ou 
menor) qualidade e do esforço do aluno escolhido para representar o grupo. Em 
qualquer dos casos, todos os alunos do grupo devem, portanto, trabalhar em equipe 
para manter todas as informações atualizadas em todos os cadernos. 
Ao final do quadrimestre, será atribuído a cada aluno um Conceito de 
Laboratório, que comporá o Conceito Final da disciplina juntamente com os 
conceitos obtidos pelo aluno na parte teórica. 
 
IMPORTANTE! É expressamente proibido tirar cópia de cadernos de outros 
alunos. Em casos como este será atribuído conceito “F”. 
 
ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DO CADERNO DE LABORATÓRIO 
 O caderno de laboratório deverá conter: 
1. Descrição dos objetivos dos experimentos e dos fenômenos a serem observados. 
3. Fluxograma indicando todos os procedimentos a serem realizados. 
4. Levantamento das propriedades físico-químicas (como pontos de ebulição e de 
fusão, densidade, massa molar, etc.) de todos os reagentes, toxicidade e 
periculosidade e o que fazer em caso de acidente. 
5. Resposta à todas as questões apresentadas em cada roteiro. 
5 
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO 
 
Leia integralmente o Guia de Segurança, Experimentos e Atividades (3ªed.) da 
disciplina de Base Experimental das Ciências Naturais. 
Destacamos: 
Segurança 
 Conheça a localização dos chuveiros de emergência, extintores e lavadores de 
olhos. 
 Use sempre avental, mantenha os cabelos presos e use calçados fechados, 
mesmo na aula reservada para o preparo da prática seguinte; 
 Os óculos são obrigatórios! 
 Usar a capela sempre que possível; 
 Nunca pipete com a boca, não cheire, nem experimente os produtos químicos; 
 Comes e bebes, só fora do laboratório; 
 Consulte o professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto; 
 Comunique qualquer acidente, por menor que seja ao professor; 
 Se utilizar chama, mantenha longe de qualquer reagente! 
 Nunca brinque no laboratório; 
 Evite o contato de qualquer substância com a pele; 
 Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um 
colega ou para si mesmo. 
 Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma 
aparência do frio. 
Procedimentos gerais 
 Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 
 Pesquise sempre a toxicidade dos reagentes antes das práticas. 
 Nunca abra um recipiente de reagente antes de ler o rótulo. 
 Evite contaminar reagentes, nunca retorne o excedente aos frascos de origem. 
 Adicione sempre ácidos à água, nunca água a ácidos. 
 Não coloque nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 Não coloque resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados 
para isso. 
 Não atire vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente 
específico para fragmentos de vidro. 
 Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma 
reação/destilação 
 Ao terminar a prática, lave o material utilizado e deixe-o em ordem 
6 
BIBLIOGRAFIA – Para as atividades teóricas e práticas da disciplina 
 
Fundamentos teóricos e detalhes experimentais 
1. Peter Atkins e Loretta Jones, Princípios de Química, Questionando a vida e o 
meio ambiente, Bookman, Porto Alegre, 5ª Ed, 2011. 
2. John Kotz, Paul Treichel e Gabriela Weaver Química Geral e Reações Químicas, 
Vol. 1 e 2, Cengage Learning, São Paulo, 2010. 
3. James E. Brady, Joel W. Russell e John R. Holum, Química - a Matéria e Suas 
Transformações, 5ª ed, Volume 1 e 2, LTC Editora, Rio de Janeiro, 2012. 
4. Steve Murov and Brian Stedjee, Experiments and exercises in basic chemistry, 7th 
ed, John Wiley & Sons Inc., New York, 2008. 
5. Alda M. Pawlowsky, Eduardo L. Sá, Iara Messerschmidt, Jaísa S. Souza, Maria A. 
Oliveira, Maria R. Sierakowski, Rumiko Suga, Experimentos de Química Geral, 2ª 
Ed, UFPR, disponível em: http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ092-
2013/Experimentos%20de%20Quimica%20Geral.pdf 
 
Informações técnicas (propriedades físicas, toxicidade, preço, nomenclatura) 
1. CRC Handbook of Chemistry and Physics 
2. Aldrich Handbook of Fine Chemicals and Laboratory Equipment 
3. IUPAC Gold Book - http://goldbook.iupac.org/ 
 
Bases de Dados/Referências 
1. The Web os Science (www.isiknowledge.com) 
2. SciELO - Scientific Electronic Library Online (www.scielo.org 
3. Sciencedirect (www.sciencedirect.com) 
4. American Chemical Society (www.pubs.acs.org) 
5. Royal Society of Chemistry (www.rsc.org) 
 
Outras referências 
- SYMYX-DRAW (software para edição de estruturas orgânicas) pode ser obtido 
gratuitamente mediante registro no site www.symyx.com/micro/getdraw/ 
http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ092-2013/Experimentos%20de%20Quimica%20Geral.pdf
http://www.quimica.ufpr.br/nunesgg/CQ092-2013/Experimentos%20de%20Quimica%20Geral.pdf
http://goldbook.iupac.org/
http://www.isiknowledge.com/
http://www.scielo.org/
http://www.sciencedirect.com/
http://www.pubs.acs.org/
http://www.rsc.org/
http://www.symyx.com/micro/getdraw/
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PRÁTICA 1 – Semelhante dissolve semelhante? 
 
Tópicos relativos à aula: Ligações Químicas, Interações Moleculares, Reações 
Químicas. 
Atividade pré-aula: Preparação da prática a constar no CADERNO. 
Atividade pós-aula: Responder a questão no caderno de laboratório. 
 
Introdução 
Geralmente, ao se analisar a solubilidade de sais, uma interpretaçãobastante 
simples é empregada: “semelhante dissolve semelhante”. Colocando em termos um 
pouco mais apurados, esta frase significa: “Solvente polar dissolve composto polar. 
Solvente apolar dissolve composto apolar”. 
Esta simplificação “sobrevive”, em grande parte, pelo fato de que alguns 
compostos empregados em nosso cotidiano satisfazem tal condição, como por 
exemplo, quando se dissolve o sal de cozinha e o açúcar em água ou quando se usa 
uma mistura de hidrocarbonetos como a “aguarráz” para limpar a mão com graxa. 
Entretanto, esta interpretação não encontra suporte na teoria atual sobre a 
estrutura atômica e sobre o modelo de ligação química, e é isto que verificaremos na 
aula de hoje. 
 
TAREFA 1: Empregando os solventes e compostos disponibilizados para esta 
prática, realize uma série de testes de solubilidade que demonstrem que, apesar da 
interpretação “semelhante dissolve semelhante” ser válida para alguns casos, ela 
não explica todos os resultados observáveis e, ainda, pode se mostrar contraditória. 
 
Considerações: Para os testes de solubilidade, use aproximadamente 2 mL do 
solvente que desejar analisar. Não precisa ser um volume exato. Coloque o solvente 
em um tubo de ensaio. Adicione ao tubo uma pequena quantidade do composto que 
desejar analisar (somente uma “ponta de espátula” para os sólidos finos e apenas 
“bolinha” no caso do iodo (I2)). Se desejar aquecer a mistura, utilize um banho 
quente disponível durante a aula. 
8 
Materiais: Solventes e reagentes disponíveis para esta atividade: 
 
 Água 
 Hexano 
 I2 
 CaCO3 
 Na2CO3 
 CaCl2 
 CaSO4 
 Sacarose 
 Parafina 
 Ácido Salicílico 
 
 
TAREFA 2: Realize uma série de testes para verificar se a presença de um ácido ou 
de uma base tem influência no resultado observado para a solubilidade (ou não) dos 
compostos em água. Utilize para isso, ao invés da água, as soluções de ácido 
clorídrico – 1,0 mol L-1 e hidróxido de sódio – 1,0 mol L-1. 
 
Considerações: Verifique, nos casos em que houve uma mudança no 
comportamento do composto, se ocorreu ou não uma reação química. Você pode 
confirmar a ocorrência de uma reação química analisando aspectos como mudança 
de cor, temperatura, liberação de gás, ou, quando não ocorrem tais mudanças, pode 
tentar compreender o que ocorreu empregando alguns testes com os solventes e 
compostos disponíveis para a aula. 
 
Atividade pós-aula: 
- Descreva em seu caderno a sequência de testes definida por seu grupo e as 
conclusões realizadas ao longo da aula. 
- Apresente, quando for o caso, as equações de dissociação dos compostos em 
água e/ou as reações químicas observadas nos testes realizados. 
- Interprete os resultados da solubilidade dos compostos nos solventes e soluções 
estudadas com base em conceitos teóricos. 
 
Referências 
1. Rocha, W. R., Interações Moleculares, Quimica Nova na Escola, 2001, 4, 31-36. 
9 
PRÁTICA 2 – Produzindo um air-bag 
 
Tópicos relativos à aula: Reações Químicas. Estequiometria. 
Atividade pré-aula: Preparação da prática a constar no CADERNO. Definição das 
quantidades a serem empregadas nas reações. 
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas observadas e responder o 
questionário no caderno de laboratório 
 
Introdução 
 A compreensão do balanço de massa envolvido em uma transformação 
química é fundamental para a determinação da quantidade de reagentes a serem 
empregados e de produtos a serem obtidos. Em escala industrial, estes cálculos são 
fundamentais para definir o custo da operação e os valores a serem atribuídos na 
comercialização. A representação do processo por meio da equação química é o 
primeiro passo na realização dos cálculos, já que por meio desta podemos definir as 
relações estequiométricas (em mol) entre as unidades reagentes e os produtos 
formados. 
 
TAREFA 1: Seu grupo deverá promover uma reação química com balanço de 
massa adequado para gerar exatamente 200 mL de um gás. 
 
Considerações: Seu grupo dispõe de um sistema como o apresentado no vídeo da 
aula. Vocês deverão adicionar ao erlenmeyer um composto, no estado sólido, capaz 
de reagir com o ácido clorídrico do interior do frasco e gerar um gás que será 
coletado na proveta. O volume final de gás produzido deverá ser igual a 200 mL. 
O composto a ser empregado, bem como a quantidade necessária deste para 
gerar gás na quantidade estipulada (200 mL), será definido por seu próprio grupo. 
Para isso, vocês poderão empregar qualquer solução disponível na lista 
apresentada neste roteiro. 
A mistura de duas ou mais soluções deverá produzir um precipitado que, 
depois de filtrado, será utilizado integralmente para a geração do gás a ser coletado 
na proveta. Ao final do experimento, seu grupo deverá tirar uma foto e demonstrar 
que o volume final obtido é de 200 mL. 
10 
TAREFA 2: Seu grupo deverá empregar o gás gerado em uma reação química para 
encher um air bag e amortecer o impacto de uma colisão. 
 
Considerações: Seu grupo dispõe de um sistema como o apresentado no vídeo da 
aula. Vocês deverão adicionar ao erlenmeyer um composto, no estado sólido, capaz 
de reagir com o ácido clorídrico do interior do frasco e gerar um gás a ser coletado 
no saco preso na lateral do frasco. 
O volume final de ar dentro do saco deverá ser estipulado pelo seu grupo 
antes de realizar a reação. A mistura de duas ou mais soluções deverá produzir um 
precipitado que, depois de filtrado, será utilizado integralmente para a geração do 
gás a ser coletado no saco. O saco deverá ser capaz de absorver o impacto do 
objeto de modo similar ao demonstrado no vídeo da aula. 
 
Materiais: 
 
Lista de materiais disponíveis por grupo: 
- 02 béqueres 
- proveta e béquer de plástico 
- 01 baqueta vidro 
- 01 vidro de relógio 
- 01 funil de vidro 
- filtro de papel 
- suporte universal 
- argola de metal 
- rolha, mangueira, barbante, saco 
plástico 
 
Lista de Soluções (concentração 1,0 mol L-1) disponíveis para a aula e que podem 
ser usadas por qualquer grupo: 
 
- CaCl2 
- NaSO4 
- Na2CO3 
- NaOH 
- CuSO4 
- KI 
- FeCl3 
- HCl 
- MgCl2 
 
Atividade pós-aula: 
- Apresente as principais características do composto sólido obtido por seu grupo. 
- Apresente os cálculos realizados pelo grupo. 
- Descreva os procedimentos realizados pelo grupo. 
- Cole uma foto dos resultados finais em seu caderno. 
11 
PRÁTICA 3 – Aquecendo a água em um camping 
 
Tópicos relativos à aula: Calor envolvido em transformações químicas (Entalpia). 
Transferência de calor. 
Atividade pré-aula: Preparação da prática a constar no CADERNO. Definição das 
quantidades a serem empregadas nas reações. 
Atividade pós-aula: Equacionar as reações químicas e a energia envolvida nos 
processos e responder o questionário no caderno de laboratório. 
 
Introdução 
 Nesta aula temos como objetivo verificar a Lei de Hess para a entalpia de 
uma reação química. Ainda, seu grupo deverá aquecer, por transferência de calor, 
certa quantidade de água da temperatura ambiente para uma temperatura de 40 oC 
empregando a reação estudada. 
 
TAREFA 1: O óxido de cálcio (CaO, “cal virgem” reage com água formando 
hidróxido de sódio (Ca(OH)2, “cal velha” ou “cal extinta” . Esta reação é exotérmica, 
com uma entalpia aproximada de 64 KJ.mol-1. O hidróxido de cálcio formado é 
bastante empregado para corrigir a acidez de solos, pois reage com ácidos 
formando sal e água, aumentando o pH do meio. Esta reação de neutralização 
também é exotérmica (aproximadamente 95 KJ.mol-1). 
 Seu grupo deverá estudar a reação entre o óxido de cálcio e água, e entre o 
hidróxido de cálcio e o ácido clorídrico para comprovar a Lei de Hess com relação a 
entalpia envolvida nas reações (H3 = H1
 +H2) 
 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH 2 (s) H1 
Ca(OH)2(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + 2 H2O(l) H2 
CaO(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) H3Lista de reagentes disponíveis no laboratório: 
 
- Solução HCl – 4 mol-1 
- CaO 
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Lista de materiais disponíveis por grupo: 
- 03 béqueres de 25 mL 
- 01 béquer de 50 mL 
- 01 baqueta vidro 
- 01 vidro de relógio 
- 01 tubo de ensaio 
- suporte universal, garra 
- termômetro 
 
 
Considerações: Para demonstrar a Lei de Hess, seu grupo deverá determinar a 
entalpia de cada uma das reações apresentadas (H). Para isso, consideremos o 
seguinte: 
A quantidade de calor (Q) necessária para elevar a temperatura 
de uma porção de água é determinada por: Q = m . c . ΔT, onde m é a 
massa em gramas, c é o calor específico da água (1,0 cal/g°C e ΔT é 
a variação de temperatura verificada no sistema. 
Assim, se consideramos que o calor gerado na reação do óxido 
de cálcio (CaO) com água é a fonte de calor que aquece o excesso de 
água do sistema (Δt= tf - ti), podemos considerar que Q = ΔH e 
determinar a entalpia da reação. 
 
Para determinar a entalpia da primeira reação (H1), meça uma determinada 
quantidade de água em uma proveta (faça testes empregando entre 5 e 15 mL de 
água). Verifique a temperatura da água com um termômetro. Essa será a 
temperatura inicial (ti). Em seguida, pese uma determinada massa de CaO, definida 
por seu grupo, em um béquer (utilize nos testes entre 0,56 e 1,7 gramas de CaO). 
Adicione a água da proveta sobre o CaO no béquer. Depois de agitar o sistema por 
alguns segundos, coloque o termômetro dentro do béquer e verifique a temperatura 
final (tf . Calcule Δt (Δt= tf - ti) e realize os cálculos da entalpia de reação, lembrando 
que estes valores devem ser transformados em KJ.mol-1. 
Para determinar o (H2), espere até a temperatura do béquer em que acabou 
de realizar a reação entre CaO e a água volte a temperatura ambiente (ti). Meça uma 
determinada quantidade de solução de ácido clorídrico em uma proveta (a solução 
também estará na temperatura ambiente, ou seja, ti) [faça testes empregando entre 
5 e 15 mL de água. Lembre-se de adicionar HCl em excesso para que a reação 
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ocorra completamente]. Adicione o ácido da proveta sobre o béquer da reação, agite 
o sistema por alguns segundos e coloque o termômetro para verificar a temperatura 
final (tf . Calcule Δt (Δt= tf - ti) e realize os cálculos. 
Para a reação entre o óxido de cálcio puro com o ácido clorídrico (H3), 
realize o mesmo procedimento que para o H1, só que com usando a solução do 
ácido clorídrico dentro da proveta no lugar da água. 
 
 
TAREFA 2: Imagine-se em uma situação em que não dispõe de fogo para aquecer a 
água. Entretanto, você observa um saco de cal (óxido de cálcio, CaO) abandonado 
em um galpão e lembra que é possível promover uma reação deste óxido com a 
água e gerar uma reação exotérmica, e que pode usar o calor desta reação para 
aquecer a quantidade de água que necessita. 
Diante da possibilidade de usar o calor da reação do óxido de cálcio com a 
água para aquecer um líquido indiretamente, determine qual a quantidade 
necessária de CaO que, ao reagir com água, transfere energia suficiente para 
aquecer indiretamente 5 mL de um líquido (água) da temperatura ambiente para 35 
oC. Empregue o sistema apresentado no Esquema 1. 
 
Água
CaO
05 mL de água
 
Esquema 1: Ao realizar a reação de CaO com água dentro do béquer, o grupo deverá 
aumentar a temperatura dos 5 (cinco) mL de água dentro do tubo de ensaio para 35 oC. 
 
O grupo deverá se atentar para qual a quantidade de calor que é transferida 
entre os sistemas. Este processo já é empregado comercialmente para aquecer 
mamadeiras e cafés!: http://www.aestech.nl. 
http://www.aestech.nl/
14 
Realize este procedimento quantas vezes for preciso, com as quantidades de 
CaO e água (no béquer) que o grupo considerar necessário, e estabeleça os 
parâmetros que respondam com a maior certeza possível o desafio proposto. 
 
“Empregando um sistema similar ao do Esquema 1, qual é a 
quantidade necessária de óxido de cálcio que, ao reagir com 
água, transfere energia suficiente para aquecer 05 mL de água 
da temperatura ambiente para 35 oC”. 
 
Atividade pós-aula: 
- Apresente as equações químicas e os cálculos realizados pelo grupo. 
- Descreva os procedimentos realizados pelo grupo. 
- Discussão sobre o calor envolvido em uma reação química e sobre os processos 
de transferência de energia. Um processo que gera energia é similar a um processo 
de transferência de energia? 
- Descrição do roteiro final definido pelo grupo que satisfaça o desafio apresentado 
na Tarefa 2. 
 
 
Referências 
1. Per Christian Braathen, Alexandre Alves Lustosa, Alzira Clemente Fontes e 
Karlaine Guimarães Severino, Entalpia de Decomposição do Peróxido de 
Hidrogênio: uma Experiência Simples de Calorimetria com Material de Baixo Custo e 
Fácil Aquisição, Química Nova na Escola, 2008, 29, 42-45. 
 
15 
PRÁTICA 4 – Velocidade das reações 
 
Tópicos relativos à aula: Cinética Química. Leis da velocidade de reações. 
Atividade pré-aula: Preparação da prática a constar no CADERNO. Trazer para a 
aula um frasco de água oxigenada 10 volumes adquirida em qualquer farmácia. 
Atividade pós-aula: Responder o questionário no caderno de laboratório. 
 
Introdução 
 
O conhecimento sobre a velocidade das reações químicas, além ser muito 
importante para a indústria, também está relacionado ao nosso cotidiano, como, por 
exemplo, quando guardamos alimentos na geladeira para retardar as reações que 
levam às suas decomposições ou usamos uma panela de pressão para aumentar a 
velocidade de cozimento dos alimentos. 
 Para que ocorra uma reação química é necessário que haja colisões entre as 
moléculas dos reagentes com energia suficiente para quebrar suas ligações e se 
formarem novas ligações (rearranjo dos átomos dos reagentes para formação dos 
produtos). 
 Alguns fatores externos alteram a frequência de colisões entre os reagentes 
de uma reação química, aumentando ou diminuindo assim a velocidade com que ela 
ocorre. Tais fatores podem ser, por exemplo, a temperatura, a pressão, a 
concentração de reagentes, a superfície de contato e a presença de catalisadores 
ou inibidores. 
 
 
TAREFA 1: Considerando que a reação entre o tiossulfato e um ácido é de primeira 
ordem com relação ao tiossulfato, elabore um gráfico da variação do logaritmo da 
concentração deste reagente versus o tempo de reação para demonstrar sua 
linearidade 
 
Considerações: A reação entre o tiossulfato e um ácido é representada por: 
 
S2O3
-2
(aq) + 2H
+
(aq)  S(s) +SO2 (g) + H2O(l) 
16 
Como esta reação é de primeira ordem em relação ao S2O3
-2, a equação que 
representa sua velocidade de consumo é descrita por: 
 
ln [S2O3
-2]
t
 = ln [S2O3
-2]
i
 - k.t 
 
Assim, se partirmos de uma concentração conhecida de S2O3
-2 ([S2O3
-2]i), e 
considerarmos o tempo (t) necessário para seu consumo total (concentração final 
igual a zero; [S2O3
-2]f = 0), teremos a seguinte situação: 
 
ln [S2O3
-2]
f
 = ln [S2O3
-2]
i
 - k.t 
 ln [0]
f
 = ln [S2O3
-2]
i
 - k.t 
 -  = ln [S2O3
-2]
i
 - k.t 
 -  + k.t = ln [S2O3
-2]
i 
 
Assim, ao determinarmos o tempo necessário para que a reação se complete, 
empregando-se várias amostras com concentração inicial conhecida de S2O3
-2 (no 
mínimo cinco), e mantendo a concentração do ácido constante, podemos elaborar 
um gráfico linear da variação do logaritmo da concentração deste reagente versus o 
tempo (t) de reação. 
O tempo (t) necessário para que a reação se complete será o período 
necessário para que se forme uma mesma quantidade de enxofre em uma das 
soluções (consumo total de S2O3
-2; formação completa de enxofre (S(s))). 
 
Materiais 
 
Lista de materiais disponíveis por grupo: 
- cronômetro 
- Tubos de ensaio 
- Fita preta 
- béquer 
- pipeta 
- balão volumétrico – 10 mL 
- proveta 
 
Lista de soluções disponíveis que podem ser usadas por qualquer grupo: 
- NaS2O3– 0,06 mol L-1; 0,1 mol L-1 
- HCl – 2,0 mol L-1 
17 
TAREFA 2: Verificar a influencia de catalisadores homogêneos e heterogêneos na 
reação de decomposição da água oxigenada. 
 
Considerações: A água oxigenada (H2O2) se decompõe lentamente a temperatura 
ambiente e na ausência de catalisadores. Entretanto, na presença de catalisadores 
heterogêneos ou homogênios, esta decomposição acontece em velocidade 
relativamente alta, promovendo a formação e liberação de oxigênio que pode ser 
observada facilmente. O óxido de manganês, o fermento biológico e os íons iodeto, 
por exemplo, atuam como catalisadores desta reação. 
 
H2O2(aq) → H2O(l) + O2(g) 
 
Nesta parte do experimento, o grupo deverá analisar a decomposição da 
água oxigenada na presença de alguns compostos ou soluções (catalisadores), 
como MnO2, NaOH, I2, KI, FeCl3. Para isso, adicione uns 5 mL de água oxigenada 
10 volumes em um tubo de ensaio e coloque uma ponte de espátula do composto 
sólido (ou 1 mL da solução) a ser testada como catalisador. Oberve. 
Faça um teste adicionando a água oxigenada, por exemplo, umas duas 
“bolinhas” de I2 e, depois, no mesmo tudo, do NaOH. Observe. Correlacione o 
observado neste teste com o observado no teste da solução de KI como catalisador 
da decomposição da água oxigenada. 
Misture, ao longo dos testes, um ou mais dos compostos ou soluções para 
melhor compreender o processo de decomposição da água oxigenada ou de sua 
reação química com as espécies envolvidas. 
 
Materiais 
 
Lista de materiais disponíveis por grupo: 
- Tubos de ensaio 
- pipeta de plástico 
 
Lista de soluções e sólidos que podem ser usadas por qualquer grupo: 
 
- NaOH – 1,0 mol L-1 
- MnO2 
- I2 
- KI – 0,5 mol L-1 
- FeCl3 – 1,0 mol L
-1 
- HCl – 2,0 mol L-1 
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Atividade pós-aula: 
- Descrição dos procedimentos realizados pelo grupo. 
- Apresentação das equações e dos cálculos realizados pelo grupo. Apresentação 
do gráfico obtido pelo grupo na Tarefa 1. 
- Discussão sobre os aspectos relacionados à velocidade de decomposição da água 
oxigenada. Qual é o catalisador que atua na decomposição da água oxigenada 
quando se misturam o I2 e o NaOH em solução? É uma catálise homogênea ou 
heterogênea? 
- Comente sobre os fatores que podem alterar a velocidade de uma reação química. 
 
 
Referências 
1. Peter Atkins e Loretta Jones, Princípios de Química, Questionando a vida e o 
meio ambiente, Bookman, Porto Alegre, 5ª Ed, 2011. 
2. John Kotz, Paul Treichel e Gabriela Weaver Química Geral e Reações Químicas, 
Vol. 1 e 2, Cengage Learning, São Paulo, 2010.